Equilibrio líquido-vapor – Físico-químico –
Cuando se deja reposar un líquido, observamos el proceso de evaporación donde la fase líquida se vaporiza lentamente hasta que todo el material ha desaparecido. Este fenómeno es parte de nuestra experiencia diaria, como cuando colgamos la ropa para secarla.
La evaporación ocurre porque a una temperatura dada hay una distribución de velocidades entre las moléculas que componen el líquido. Algunas moléculas se mueven lentamente mientras que otras se mueven a gran velocidad. Estas moléculas con alta energía cinética son capaces de superar los enlaces intermoleculares del líquido y escapar a la fase gaseosa. El proceso provoca la pérdida de moléculas con alta energía cinética enfriando el líquido, por lo que la evaporación es un proceso endotérmico.
En un contenedor cerrado, sin embargo, el cambio de estado será limitado. Mientras tiene lugar el proceso de paso de las moléculas de la fase líquida a la fase gaseosa continua, el proceso inverso también se vuelve importante. Las moléculas atrapadas en el recipiente volverán a golpear la superficie del líquido, potencialmente perdiendo energía en la colisión y volviendo a la fase condensada. En este proceso, la energía cinética de las moléculas de gas es absorbida por el líquido, por lo que la llamada condensación es un proceso exotérmico.
Desde un punto de vista cinético, podemos modelar el fenómeno como dos procesos dinámicos que ocurren simultáneamente:
Vaporización cuya velocidad depende de la temperatura;
Condensación cuya tasa depende de la presión;
Cuando las tasas de vaporización y condensación son iguales, decimos que las fases líquida y gaseosa están en equilibrio entre sí. La presión ejercida por las moléculas líquidas que se han vaporizado se llama presión de vapor.
La presión de vapor depende de la naturaleza del líquido estudiado, además de ser fuertemente dependiente de la temperatura. Las sustancias con alta presión de vapor son aquellas con la transición más fácil a la fase gaseosa y se denominan sustancias volátiles. Las sustancias con baja presión de vapor, por otro lado, se vaporizan con menos facilidad y, por lo tanto, no son volátiles. A cierta temperatura la presión de vapor del líquido será igual a la presión externa, cuando esto ocurre se observa que el líquido
hierve. Por tanto, podemos decir que la temperatura de ebullición de un líquido es aquella a la que la presión de vapor es igual a la presión externa.
Cuando existe una mezcla de líquidos en equilibrio con sus respectivos vapores, el comportamiento del sistema difiere significativamente. En casos ideales, sin embargo, se observa que la presión parcial de cada componente es proporcional a su fracción molar en el líquido. La constante de proporcionalidad es la presión de vapor del líquido puro. Esta relación se conoce como Ley de Raoult y se expresa matemáticamente a continuación:
El estudio de este tipo de sistemas es muy importante en varias áreas, como la ingeniería química, ya que es la base de las operaciones de destilación, donde los componentes de una mezcla se separan según su volatilidad.
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