PRESIUNEA DE VAPORI: CONCEPT, EXEMPLE ȘI EXERCIȚII REZOLVATE - CHIMIE - 2025

Presiunea de vapori este una care experimentează suprafața unui lichid sau solid, ca un produs al unui echilibru termodinamic al particulelor într - un sistem închis. Un sistem închis este înțeles ca un recipient, recipient sau sticlă care nu este expus aerului și presiunii atmosferice.

Prin urmare, tot lichidul sau solidul dintr-un recipient exercită asupra lor o presiune de vapori caracteristică și caracteristică naturii lor chimice. O sticlă de apă deschisă este în echilibru cu vaporii de apă, care „tamponează” suprafața lichidului și pereții interiori ai sticlei.

Băuturile carbogazoase ilustrează conceptul de presiune a vaporilor. Sursa: Pixabay.

Atâta timp cât temperatura va rămâne constantă, nu va exista nicio variație a cantității de vapori de apă prezenți în sticlă. Dar dacă crește, va veni un punct în care se va crea presiune astfel încât să poată trage capacul; așa cum se întâmplă când încercați în mod intenționat să umpleți și să închideți o sticlă cu apă clocotită.

Bauturile carbogazoase, pe de alta parte, sunt un exemplu mai evident (si mai sigur) despre ceea ce se intelege prin presiunea de vapori. Când este descoperit, echilibrul gaz-lichid din interior este întrerupt, eliberând vaporii în exterior într-un sunet similar cu un șuier. Acest lucru nu s-ar întâmpla dacă presiunea de vapori a acesteia ar fi mai mică sau neglijabilă.

Conceptul de presiune de vapori

Presiunea de vapori și forțele intermoleculare

Decaparea mai multor băuturi carbogazoase, în aceleași condiții, oferă o idee calitativă a celor care au presiunea de vapori mai mare, în funcție de intensitatea sunetului emis.

O sticlă de eter s-ar comporta la fel; nu așa unul din ulei, miere, sirop sau o mulțime de cafea măcinată. Ei nu ar face zgomot vizibil decât dacă ar elibera gaze din descompunere.

Acest lucru se datorează faptului că presiunile de vapori ale acestora sunt mai mici sau neglijabile. Ceea ce scapă din sticlă sunt moleculele în faza gazului, care trebuie să depășească mai întâi forțele care le mențin „prinse” sau coezive în lichid sau solid; adică trebuie să depășească forțele sau interacțiunile intermoleculare exercitate de moleculele din mediul lor.

Dacă nu ar exista astfel de interacțiuni, nu ar exista nici măcar un lichid sau un solid care să se închidă în interiorul sticlei. Prin urmare, cu cât interacțiunile intermoleculare sunt mai slabe, cu atât moleculele vor fi mai probabil să părăsească lichidul dezordonat sau structurile ordonate sau amorfe ale solidului.

Aceasta se aplică nu numai substanțelor pure sau compușilor, ci și amestecurilor, în care vin băuturile și băuturile spirtoase menționate deja. Astfel, este posibil să se prezice ce sticlă va avea presiune mai mare de vapori, cunoscând compoziția conținutului său.

Evaporarea și volatilitatea

Lichidul sau solidul din interiorul sticlei, presupunând că acesta nu este exploatat, se va evapora continuu; adică moleculele de pe suprafața sa scapă în faza gazoasă, care sunt dispersate în aer și în curenții săi. De aceea, apa sfârșește să se evapore complet dacă sticla nu este închisă sau vasul este acoperit.

Dar același lucru nu se întâmplă cu alte lichide, și cu atât mai puțin când vine vorba de solide. Presiunea de vapori pentru aceștia din urmă este de obicei atât de ridicolă încât poate dura milioane de ani înainte de a percepe o scădere a dimensiunii; presupunând că nu au fost ruginite, erodate sau descompuse în tot acest timp.

Se spune că o substanță sau un compus este volatilă dacă se evaporă rapid la temperatura camerei. Rețineți că volatilitatea este un concept calitativ: nu este cuantificată, ci este produsul comparării evaporării între diverse lichide și solide. Cei care se evaporă mai repede vor fi considerați mai volatili.

Pe de altă parte, presiunea de vapori este măsurabilă, adunând de la sine ceea ce se înțelege prin evaporare, fierbere și volatilitate.

Echilibrul termodinamic

Moleculele din faza gazelor se ciocnesc cu suprafața lichidului sau a solidului. Făcând acest lucru, forțele intermoleculare ale celorlalte molecule mai condensate pot opri și ține, astfel împiedicându-le să scape din nou sub formă de vapori. Cu toate acestea, în proces, alte molecule de la suprafață reușesc să scape, integrând vaporii.

Dacă sticla este închisă, va veni un moment în care numărul de molecule care intră în lichid sau solid va fi egal cu cele care le părăsesc. Deci avem un echilibru, care depinde de temperatură. Dacă temperatura crește sau scade, presiunea de vapori se va modifica.

Cu cât temperatura este mai mare, cu atât presiunea de vapori este mai mare, deoarece moleculele lichidului sau solidului vor avea mai multă energie și pot scăpa mai ușor. Dar dacă temperatura va rămâne constantă, echilibrul va fi restabilit; adică presiunea de vapori va înceta să crească.

Exemple de presiune de vapori

Să presupunem că aveți, CH n - butanul ₃ CH ₂ CH ₂ CH ₃ , și dioxid de carbon, CO ₂ , în două containere separate. La 20 ° C, au fost măsurate presiunile de vapori ale acestora. Presiunea de vapori pentru n-butan este de aproximativ 2,17 atm, în timp ce cea a dioxidului de carbon este de 56,25 atm.

Presiunile de vapori pot fi, de asemenea, măsurate în unități de Pa, bar, torr, mmHg și altele. CO ₂ are o presiune de vapori de aproape 30 de ori mai mare decât cea a n-butanului, astfel încât la prima vedere recipientul său trebuie să fie mai rezistent pentru a-l putea depozita; și dacă are fisuri, va trage cu o violență mai mare în jurul împrejurimilor.

Acest CO ₂ se găsește dizolvat în băuturile carbogazoase, dar în cantități suficient de mici, astfel încât sticlele sau conservele să nu explodeze când scapă, ci se produce doar un sunet.

Pe de altă parte , avem dietil eter, CH ₃ CH ₂ OCH ₂ CH ₃ sau Et ₂ O, a căror presiune de vapori la 20 ° C este de 0,49 atm. Un recipient al acestui eter, atunci când este descoperit, va suna similar cu cel al unui sifon. Presiunea de vapori a acesteia este de aproape 5 ori mai mică decât cea a n-butanului, așa că, în teorie, va fi mai sigur să mânuiți o sticlă de dietil eter decât o sticlă de n-butan.

Exerciții rezolvate

Exercitiul 1

Care dintre următorii doi compuși este de așteptat să aibă o presiune de vapori mai mare de 25 ° C? Etil dietilic sau alcool etilic?

Formula structurală a dietileter este CH ₃ CH ₂ OCH ₂ CH ₃ , și cel al alcoolului etilic, CH ₃ CH ₂ OH. În principiu, dietil eter are o masă moleculară mai mare, este mai mare, astfel încât s-ar putea crede că presiunea de vapori este mai mică, deoarece moleculele sale sunt mai grele. Cu toate acestea, contrariul este adevărat: dietil eterul este mai volatil decât alcoolul etilic.

Acest lucru se datorează faptului că CH ₃ CH ₂ OH molecule , precum CH ₃ CH ₂ OCH ₂ CH ₃ , interacționare prin forțe dipol-dipol. Dar , spre deosebire de dietil eter, alcool etilic este capabil să formeze legături de hidrogen, care sunt caracterizate prin a fi dipoli special puternice și direcționale: CH ₃ CH ₂ HO-HOCH ₂ CH ₃ .

Prin urmare, presiunea de vapori a alcoolului etilic (0,098 atm) este mai mică decât cea a eterului dietilic (0,684 atm), chiar dacă moleculele sale sunt mai ușoare.

Exercițiul 2

Care dintre următoarele două solide se crede că are cea mai mare presiune de vapori la 25ºC? Naftalen sau iod?

Molecula de naftalină este biciclică, având două inele aromatice și un punct de fierbere de 218ºC. La rândul său, iodul este liniar și omonuclear, I ₂ sau II, având un punct de fierbere de 184 ºC. Aceste proprietăți clasifică singure iodul ca posibil solidul cu cea mai mare presiune de vapori (fierbe la temperatura cea mai scăzută).

Ambele molecule, cea a naftalinei și a iodului, sunt apolare, astfel încât acestea interacționează prin forțele dispersive din Londra.

Naftalenul are o masă moleculară mai mare decât iodul și, prin urmare, este de înțeles să presupunem că moleculele sale au un timp mai greu părăsind solidul negru, răgușit; în timp ce pentru iod va fi mai ușor să scape de cristalele purpurii închise.

Conform datelor preluate de la Pubchem, presiunile de vapori la 25ºC pentru naftalenă și iod sunt: ​​0,085 mmHg, respectiv 0,233 mmHg. Prin urmare, iodul are o presiune de vapori de 3 ori mai mare decât naftalenul.

Referințe

1. Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
2. Presiunea de vapori. Recuperat din: chem.purdue.edu
3. Wikipedia. (2019). Presiunea de vapori. Recuperat de la: en.wikipedia.org
4. Redactorii Encyclopaedia Britannica. (03 aprilie 2019). Presiunea de vapori. Encyclopædia Britannica. Recuperat de la: britannica.com
5. Nichole Miller. (2019). Presiunea de vapori: definiție, ecuație și exemple. Studiu. Recuperat din: studiu.com