Introducción

La presión de vapor de un líquido está definida como la presión que ejerce el vapor en equilibrio con el líquido a una temperatura dada. En esta práctica se utilizó la ecuación de Clausius Clapeyron para caracterizar la transición de fase entre dos estados de la materia, con esta se puede predecir donde se va a dar el cambio de fase. La presión de vapor de un líquido, es constante a una temperatura dada, pero aumenta si lo hace la temperatura hasta el punto crítico del líquido. Cuando se aumenta la temperatura es aumentada o mayor la porción de moléculas, estas toman la energía necesaria para hacer el cambio de líquido a vapor, y en consecuencia se precisa mayor presión para establecer un equilibrio entre el vapor y el líquido. Hay un acensuó lento abajas temperaturas, y luego uno muy rápido como puede observarse como aumento dela pendiente de las curvas. Esta variación de la presión de vapor con la temperatura se expresa matemáticamente con la ecuación de Clausius-Clapeyron. Para la transición de líquidos a vapor P es la presión a la temperatura T, ΔH=ΔHv el calor de vaporización de un peso dado de líquido, y V1 = Vl el volumen del líquido, mientras que V2 = Vg es el volumen del mismo pero de vapor.

Marco teórico

Presión de vapor

El estudio de los diagramas de las sustancias reales indica que hay ciertas regiones en las que la sustancia puede existir en una sola fase. Estas regiones se indican bajo las denominaciones de sólido, líquido y gas o vapor. En otras regiones ambas fases pueden existir simultáneamente en equilibrio y, a lo largo de una línea llamada triple, pueden coexistir las tres fases.

La segunda figura representa un diagrama presión-temperatura del agua. En la región de equilibrio líquido-vapor (curva naranja), el vapor se denomina “vapor saturado” y el líquido “líquido saturado”. La presión ejercida por el vapor o líquido saturado se llama “presión de vapor”. Esta es función creciente de la temperatura, la forma general de esta curva es la misma para todas las sustancias.

La ecuación de Clausius-Clapeyron es una importante relación que describe la forma en que la presión cambia con la temperatura en un sistema formado por dos fases en equilibrio.

Para una sustancia pura, el estado de equilibrio entre la fase condensada y la fase gas, por ejemplo:

sólido - gas líquido - gas

Está dado por la ecuación de Clausius - Clapeyron:

Dónde:

Hcf = es la entalpía del cambio de fase. Generalmente se expresa en cal/mol.

Puede ser la entalpía de sublimación Hs o de vaporización, Hv.

R = la constante universal del Gas Ideal. Generalmente se expresa como R = 2 cal/mol K.

P1 y P2 = son las presiones de vapor, de dos fases en equilibrio. Se pueden expresar en cualquier unidad de presión.

T1 y T2 = son las temperaturas de equilibrio que corresponden a las presiones de vapor. Se expresan en K.

En el caso de contar con una serie de datos de presión y temperatura, es mejor utilizar la ecuación de Clausius - Clapeyron integrada sin límites:

Esta fórmula es la ecuación de una recta de la forma: Y = - B X + A

Cabe señalar que la entalpia de sublimación está dada por la suma de la entalpia de vaporización y de fusión

ΔHS = ΔHV + ΔHf

Para aplicar esta fórmula, es necesario obtener:

el ln de cada dato de presión. el inverso de la temperatura absoluta (K-1) de cada dato de temperatura. la regresión lineal.

Influencia de la naturaleza del líquido

El valor de la presión de vapor saturado de un líquido, da una idea clara de su volatilidad, los líquidos más volátiles (éter, gasolina, acetona etc.) tienen una presión de vapor saturado más alta, por lo que este tipo de líquidos, confinados en un recipiente cerrado, mantendrán a la misma temperatura, una presión mayor que otros menos volátiles. Eso explica por qué, a temperatura ambiente en verano, cuando destapamos un recipiente con gasolina, notamos que hay una presión considerable en el interior, mientras que si el líquido es por ejemplo; agua, cuya presión de vapor saturado es más baja, apenas lo notamos cuando se destapa el recipiente.

Influencia de la temperatura

Del mismo modo, habremos notado que la presión de vapor de saturación crece con el aumento de la temperatura, de esta forma si colocamos un líquido poco volátil como el agua en un recipiente y lo calentamos, obtendremos el mismo efecto del punto anterior, es decir una presión notable al destaparlo.

La relación entre la temperatura y la presión de vapor saturado de las sustancias, no es una línea recta, en otras palabras, si se duplica la temperatura, no necesariamente se duplicará la presión, pero si se cumplirá siempre, que para cada valor de temperatura, habrá un valor fijo de presión de vapor saturado para cada líquido.

La explicación de este fenómeno puede se basa en el aumento de energía de la moléculas al calentarse.

Cuando un líquido se calienta, estamos suministrándole energía. Esta energía se traduce en aumento de velocidad de las moléculas que lo componen, lo que a su vez significa, que los choques entre ellas serán más frecuentes y violentos.

Es fácil darse cuenta entonces, que la cantidad de moléculas que alcanzarán suficiente velocidad para pasar al estado gaseoso será mucho mayor, y por tanto mayor también la presión.

Punto de ebullición

El efecto de evaporación explicado hasta aquí; donde para cada valor de temperatura, se establece un equilibrio entre las moléculas que abandonan el líquido desde su superficie como gases y las que regresan a él para dar un valor presión, se cumple de

igual modo aunque la naturaleza del gas que está estableciendo la presión sea otro diferente a los vapores del propio líquido.

Un líquido no tiene que ser calentado a su punto de ebullición antes de que pueda convertirse en un gas. El agua, por ejemplo, se evapora de un envase abierto en la temperatura ambiente (20◦C), aunque su punto de ebullición es 100◦C. Podemos explicar esto con el diagrama de la figura. La temperatura de un sistema depende de la energía cinética media de sus partículas. Es necesario hablar en términos del promedio ya que hay una gama enorme de energías cinéticas para estas partículas.

A temperaturas muy por debajo del punto ebullición, algunas de las partículas se mueven tan rápidamente que pueden escaparse del líquido. Cuando sucede esto, la energía cinética media del líquido disminuye. Consecuentemente, el líquido debe estar más frío. Por lo tanto absorbe energía de sus alrededores hasta que vuelve al equilibrio térmico. Pero tan pronto como suceda esto, algunas de las moléculas de agua logran tener nuevamente bastante energía para escaparse del líquido. Así, en un envase abierto, este proceso continúa hasta que toda el agua se evapora. En un envase cerrado algunas de las moléculas se escapan de la superficie del líquido para formar un gas como se muestra en la figura. La tasa a la cual el líquido se evapora para formar un gas llega a ser eventualmente igual a la tasa a la cual el gas se condensa para formar líquido. En este punto, el sistema se dice está en equilibrio. El espacio sobre el líquido se satura con el vapor de agua, y no se evapora más agua.

http://servicios.encb.ipn.mx/polilibros/fisicoquimica/PRESION%20DE%20VAPOR/clausius%20clapeyron.htm

http://fluidos.eia.edu.co/hidraulica/articuloses/flujodegases/presiondevapor/presiondevapor.html

http://es.scribd.com/doc/63830266/Informe-Presion-de-Vapor#scribd