¿Por qué debería existir la presión de vapor a todas las temperaturas?

De acuerdo con el diagrama de fase PT, a una presión constante, el líquido y el gas alcanzan el equilibrio solo a cierta temperatura (es decir, el punto de ebullición). Entonces, en una situación en la que mantengo un líquido en un recipiente cerrado con un pistón móvil como tapa, bajo una presión atmosférica constante y digo que elimino todos los demás gases del recipiente, entonces la tapa debe descansar justo sobre la superficie del líquido. a medida que el líquido se calienta y luego se mueve hacia arriba cuando el líquido finalmente alcanza su punto de ebullición porque ese es el punto donde el estado líquido y gaseoso alcanzan un equilibrio. ¿Bien? Sé que esta teoría es incorrecta. Solo quiero saber cómo podemos explicar la existencia de vapores a todas las temperaturas para una presión fija determinada teniendo en cuenta el diagrama de fase PT.

Diagrama de fase PT

"¿Verdad? Sé que esta teoría es incorrecta". - ¿Por qué? Creo que tiene razón para las condiciones que describió (es decir, presión aplicada constante, sin otros gases).
El punto donde el líquido y el gas alcanzan el equilibrio no es el punto de ebullición. Disculpas por eso.

Respuestas (1)

En el escenario que propone, tenemos una botella llena de un líquido sin espacio de vapor macroscópico. La temperatura/presión son tales que el líquido favorece permanecer líquido en equilibrio. ¿Y que?

Hipotéticamente, digamos que algunas partículas que se mueven rápidamente en el líquido se vaporizan, formando espontáneamente una burbuja. Ahora hay una fase de vapor, y se puede considerar que esa fase de vapor entra en equilibrio con el líquido circundante. Por lo tanto, podría vaporizarse líquido adicional en él, de modo que la botella tenga un equilibrio vapor/líquido.

Sin embargo, la presión de equilibrio de la fase de vapor sería básicamente la presión de vapor del líquido que se evaporó. Y como ya hemos estipulado que el líquido no favorece la vaporización a la temperatura/presión dada, esto significa que la presión de la fase de vapor es menor que la presión de la fase líquida. La respuesta obvia es mecánica: la fase líquida aplasta a la fase de vapor.

El punto aquí es que, para que exista una fase de vapor estable, debe tener una presión de equilibrio que le permita ocurrir en un espacio distinto de cero.

Entonces, ahora considere sacar parte del líquido de la botella y reemplazarlo con aire, luego vuelva a sellarla.

Ahora , hay una fase de vapor que ejerce suficiente presión macroscópica para resistir la fase líquida. Ahora, partes del líquido pueden evaporarse en él y existir en equilibrio vapor/líquido con la fase líquida a granel; el contenido original de la botella aún no tiene suficiente presión de vapor para resistir el aplastamiento, pero la presión de vapor del aire compensa la diferencia.

El último punto a considerar puede ser que la explicación anterior se aplica solo al equilibrio macroscópico. Sin embargo, incluso una botella cerrada que favorece la fase líquida en equilibrio puede tener fases de vapor espontáneas; tales fases de vapor simplemente no tenderán a quedarse por mucho tiempo.

Resumen:

  1. Una fase de vapor no puede existir en equilibrio si el comportamiento de equilibrio favorece el aplastamiento.

  2. La presión de las fases de vapor es la suma de sus constituyentes, por lo que se puede estabilizar agregando material que tenga una contribución de presión de vapor suficientemente alta para resistir la fase líquida.

  3. Estos modelos tienden a sostenerse a escalas macroscópicas para sistemas cercanos al equilibrio, pero en general pueden ocurrir efectos más dinámicos.

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