Presión de vapor

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La presión de vapor es un concepto fundamental en química y física que describe la presión ejercida por un gas en equilibrio con su fase líquida o sólida en un sistema cerrado. Este fenómeno ocurre cuando las moléculas de una sustancia, al adquirir suficiente energía cinética, logran vencer las fuerzas de atracción que las mantienen unidas en el estado líquido o sólido y pasan al estado gaseoso. A medida que más moléculas se evaporan, aumentan la cantidad y presión del vapor en el espacio sobre el líquido, generando así lo que conocemos como presión de vapor.

Figura 1. [Barbara S. Askins] es una química e inventora estadounidense que desarrolló un método para mejorar fotografías de baja calidad mediante procesos químicos. Su técnica benefició la NASA, la astronomía, la medicina y la investigación forense. Fue la primera mujer en recibir el premio Inventor of the Year en 1978.

Figura 2. [Rudolf Clausius] fue un físico y matemático alemán, fundador de la termodinámica moderna. Formuló la segunda ley de la termodinámica, introdujo el concepto de entropía y contribuyó a la teoría cinética de los gases. Sus investigaciones sentaron las bases para comprender la transferencia de energía y los cambios de fase.

Este proceso está profundamente influenciado por la temperatura. A mayor temperatura, las moléculas tienen más energía, y por lo tanto una mayor fracción de ellas puede evaporarse. Así, la presión de vapor aumenta con la temperatura, lo que explica por qué el agua hierve a temperaturas más bajas en la cima de una montaña: a mayor altitud, la presión atmosférica disminuye, y por tanto se requiere una presión de vapor menor para igualarla. Cuando la presión de vapor de un líquido iguala la presión externa, el líquido hierve. Este punto se conoce como el punto de ebullición.

Figura 3. [Presión de vapor]. En un manómetro de tubo en U, al cerrar el sistema con atmósfera estándar, las columnas de mercurio se alinean inicialmente por tener la misma presión atmosférica. Al evaporarse el líquido, aumenta la presión de vapor, empujando el mercurio hacia abajo en el extremo cerrado. La diferencia de alturas refleja este aumento de presión interna por efecto de la volatilización.

Figura 4. [Comparando presiones de vapor]. En un sistema a presión constante, todas las sustancias alcanzan 1 atm, pero las más volátiles expanden más el volumen de su atmósfera interna. Esta expansión refleja una mayor presión de vapor si el volumen fuera fijo. Así, se infiere que Q tiene la mayor volatilidad, seguido por S, P y R, según el volumen de vapor generado.

Para medir la presión de vapor se puede usar un manómetro. Un dispositivo típico es el manómetro de tubo en U lleno de mercurio, donde uno de los extremos está abierto a la atmósfera y el otro conectado a un recipiente cerrado con un líquido volátil. Al principio, cuando el sistema está equilibrado, la altura del mercurio es la misma en ambos extremos del tubo porque la presión del aire dentro del recipiente es igual a la presión atmosférica. Sin embargo, cuando el líquido comienza a evaporarse, las moléculas que pasan al estado gaseoso aumentan la presión dentro del recipiente, empujando el mercurio hacia abajo en ese extremo, mientras que el otro extremo del tubo ve subir su nivel. La diferencia de alturas entre las dos columnas de mercurio representa la presión de vapor del líquido.

Cabe destacar que, en este tipo de medición, aunque estamos observando un cambio de volumen, el manómetro lo traduce en términos de presión gracias a la forma en que el gas se comporta dentro de un sistema casi cerrado. En rigor, el sistema está en equilibrio cuando la cantidad de moléculas que pasan al estado gaseoso es igual a la que se condensa nuevamente al líquido. Este equilibrio dinámico hace que la presión de vapor permanezca constante a una temperatura dada, aunque las moléculas siguen cambiando de fase continuamente.

Cuando el sistema tiene volumen constante, la presión de vapor que se alcanza al equilibrio suele ser menor que la presión atmosférica, que es la fuerza que la atmósfera ejerce sobre todas las superficies expuestas. Esta presión atmosférica “empuja” a las moléculas de nuevo al líquido o al sólido, dificultando la evaporación total de una sustancia. Este principio explica por qué algunos líquidos, como el agua, no se evaporan completamente en condiciones normales, sino que lo hacen lentamente, dependiendo de la temperatura y la ventilación del entorno.

Fenómenos naturales como la formación de rocío, la lluvia o incluso la brisa marina se basan en estos mismos principios. En todos estos casos, hay un equilibrio entre las presiones de vapor de distintas sustancias (como el agua) y la presión del aire que las rodea. Cuando la temperatura desciende, la presión de vapor también baja, y el vapor de agua puede condensarse formando gotas sobre las superficies frías, como ocurre en las hojas o ventanas al amanecer.

Un concepto relacionado y muy importante es el de volatilidad, que indica qué tan fácilmente una sustancia se convierte en vapor. Las sustancias con alta presión de vapor a temperaturas bajas son más volátiles. Por ejemplo, la acetona o el alcohol tienen puntos de ebullición mucho más bajos que el agua y, por eso, se evaporan con mucha facilidad a temperatura ambiente. Esto las hace útiles en productos como perfumes o limpiadores, donde se desea una evaporación rápida.

La volatilidad y la presión de vapor están estrechamente relacionadas con el punto de ebullición. Una sustancia con un punto de ebullición bajo tiene una presión de vapor alta, lo que significa que puede convertirse fácilmente en gas sin necesidad de grandes aumentos de temperatura. Esta propiedad es esencial en el diseño de refrigerantes, combustibles o solventes industriales, donde el control de la evaporación es crítico.

Cuando colocamos una sustancia volátil en un recipiente cerrado y al vacío, se observa una rápida evaporación hasta que se alcanza un equilibrio líquido-vapor. Este equilibrio es también dinámico, lo que significa que aunque la cantidad de líquido y vapor puede parecer constante, en realidad, las moléculas siguen intercambiándose entre las fases. Este tipo de equilibrio depende únicamente de la temperatura y es independiente del volumen total del recipiente, siempre y cuando haya suficiente espacio para ambas fases.

Figura 5. [Presión de vapor y equilibrio de vapor]. Un líquido volátil cerrado comienza a evaporarse, acumulando vapor que aumenta la presión de vapor interna. Al alcanzar el equilibrio dinámico, la tasa de evaporación y condensación se iguala, estabilizando la cantidad de vapor y líquido. Este equilibrio depende de la temperatura: a mayor temperatura, mayor es la presión de vapor y la volatilidad del líquido.

En condiciones específicas de presión y temperatura, puede lograrse lo que se conoce como el punto triple, una condición en la que las tres fases —sólida, líquida y gaseosa— coexisten en equilibrio. Este es un concepto importante en termodinámica y es una propiedad única para cada sustancia. Por ejemplo, el punto triple del agua ocurre a 0.01 °C y 611.657 pascales (aproximadamente 6.11 milibares), y tiene aplicaciones importantes en calibración de instrumentos de laboratorio y en metrología.

El estudio de la presión de vapor no solo tiene aplicaciones científicas, sino también tecnológicas e industriales. En la fabricación de medicamentos, por ejemplo, se controla cuidadosamente la presión de vapor de los solventes utilizados para asegurar una evaporación eficiente y segura. En la industria alimentaria, la comprensión de este fenómeno permite deshidratar alimentos, conservarlos por más tiempo o incluso ajustar su sabor y textura.

Figura 6. La [energía cinética mínima] es la energía que deben tener las moléculas para superar la tensión superficial y volatilizarse. La temperatura eleva el promedio de energía molecular, aumentando el número de moléculas que pueden escapar del líquido. Así, la presión de vapor y la volatilidad crecen con la temperatura, explicando fenómenos como la evaporación y el punto de ebullición.

Figura 7. [Curva de presiones de vapor estándar]. La presión de vapor de líquidos como el éter, alcohol, agua y etilenglicol aumenta con la temperatura. Cuando alcanza 760 torr, el líquido ebulle, transformándose completamente en vapor. Este comportamiento, registrado en tablas de presión de vapor, es fundamental para predecir y controlar procesos como la evaporación, destilación y cambios de fase industriales.

Finalmente, la presión de vapor también juega un papel en la seguridad. Sustancias inflamables, como la gasolina, presentan presiones de vapor elevadas que pueden generar vapores combustibles incluso a temperatura ambiente. Por eso, su almacenamiento y transporte deben realizarse bajo condiciones estrictas de ventilación y control de temperatura.

Referencias

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., & Stoltzfus, M. W. (2015). Chemistry the Central Science.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2022). Chemistry, the central science (15th ed.). Pearson.

Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill New York.

Chang, R., & Overby, J. (2021). Chemistry (14th ed.). McGraw-Hill.

IUPAC. (2019). Compendium of chemical terminology (2nd ed.). IUPAC. https://doi.org/10.1351/goldbook

Matamala, M., & González Tejerina, P. (1975). Química (1ª ed.). Bogotá: Ediciones Cultural. 

Seager, S. L., Slabaugh, M. M., & Hansen, M. M. (2022). Chemistry for Today (10th ed.). Cengage Learning.

Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.