¿Por qué los líquidos no hierven al aire libre como lo harían en el vacío?

Entiendo que todos los sólidos y líquidos son inestables a la vaporización en el vacío (porque algunas moléculas siempre tendrán la energía para escapar de los enlaces debido a la naturaleza de la distribución de energía térmica).

Se dice que los sólidos y los líquidos alcanzan un equilibrio a cualquier presión distinta de cero cuando el número de moléculas que salen es igual al número de moléculas que se asimilan.

Mi pequeño cerebro piensa que esta inestabilidad no debería estar relacionada con la presión y que tal equilibrio no debería, en general, ser posible. En el mejor de los casos, la inestabilidad debe estar relacionada solo con la presión parcial del vapor de la sustancia sólida/líquida a su alrededor.

Lo que quiero decir es que incluso bajo una presión de aire muy grande, algunas moléculas de mi mesa aún tendrían la energía para salir mientras que ninguna de las moléculas del aire se asimilaría a la mesa.

En otras palabras, cualquier líquido debe hervir tan fácilmente en el aire como lo hace en el vacío (a menos que sea nitrógeno u oxígeno licuado).

¿Por qué todos los líquidos que se mantienen abiertos no hierven todo el tiempo (tal como lo harían en el vacío)? ¿Por qué el comportamiento es diferente en vacío y en abierto? ¿No es lo mismo mantener un líquido abierto que mantenerlo en el vacío, ya que la presión parcial del líquido abierto debería acercarse a cero porque el vapor se alejaría rápidamente?

¿Dónde me estoy equivocando en mi forma de pensar?

Lo que dices es básicamente correcto. Si la presión parcial de la sustancia en el aire circundante es igual a su presión de vapor de equilibrio, dejará de evaporarse. Si es menor que la presión de vapor de equilibrio, continuará evaporándose hasta que su presión parcial alcance la presión de vapor de equilibrio.
Además del punto de @ChesterMiller, las presiones de vapor de equilibrio de la mayoría de los elementos en STP son realmente muy pequeñas, por lo que las cosas pueden 'evaporarse' durante miles de millones de años sin que te des cuenta. El agua es uno de los contraejemplos obvios, donde el vapor de agua es un componente bastante notable de la atmósfera, que a menudo no está en equilibrio.
@ChesterMiller Si es así, ¿por qué todos los líquidos que se mantienen abiertos no hierven todo el tiempo (tal como lo harían en el vacío)? ¿Por qué el comportamiento es diferente en vacío y en abierto? ¿No es lo mismo mantener un líquido abierto que mantenerlo en el vacío, ya que la presión parcial del líquido abierto debería acercarse a cero porque el vapor se alejaría rápidamente?
@JonCuster Ya veo, ¡gracias por confirmar eso! Hay algo más que me hace dudar. He editado mi pregunta para resaltar lo que me intrigó más.
Para responder a sus preguntas, No. Para que el líquido hierva, su presión de vapor de equilibrio debe ser igual a la presión total de los gases en el sistema, y ​​no solo igual a la presión parcial de la sustancia en la fase gaseosa. Las burbujas solo pueden formarse debajo de la superficie del líquido si la presión dentro de las burbujas es lo suficientemente alta como para hacer retroceder la atmósfera circundante.
@ChesterMiller ¡Muchas gracias por señalar esa sutil diferencia entre evaporación y ebullición! Creo que tardo en entender ya que una parte de mi pregunta aún permanece. En el vacío, supongo que se forman burbujas en el cuerpo del líquido porque algunas bolsas de moléculas tienen la energía cinética para escapar de los enlaces. Pero, ¿por qué no deberían formarse burbujas incluso cuando no hay vacío? ¿Qué impide que se escapen las bolsas de moléculas con alta energía cinética?

Respuestas (1)

En la sección de comentarios, parece que se está preguntando por qué, si la materia condensada, como los líquidos y los sólidos, tiende a evaporarse o sublimarse en estado gaseoso, cosa que ocurre, ¿por qué no se forman espontáneamente burbujas en estado gaseoso dentro de su volumen? .

Hay varios impedimentos interrelacionados. Uno es la extrema improbabilidad de que tantas moléculas entren en estado gaseoso a la vez. Una burbuja visible requeriría muchas más de mil millones de billones de moléculas rompiendo sus enlaces simultáneamente en aproximadamente el mismo lugar. Esto no es tan inusual en el punto de ebullición, pero recuerde que la presión de vapor (que corresponde a la probabilidad de que se rompan los enlaces) depende exponencialmente de la temperatura. A temperatura ambiente, simplemente nunca verá que el agua forme espontáneamente una burbuja de vapor, por ejemplo. Cualquier burbuja que vea formarse consiste en gases atmosféricos disueltos que salen de la solución.

Otro impedimento es el trabajo que hay que hacer contra la atmósfera para formar una burbuja de vapor en el interior del material. El volumen molar de la fase gaseosa podría ser mil veces mayor que el de la fase de materia condensada, por ejemplo. Por lo tanto, el movimiento resultante de la interfaz tiene que empujar contra la atmósfera circundante, lo que representa un trabajo mecánico.

Otro impedimento más tiene que ver con la penalización energética asociada con una nueva superficie. Cuesta energía formar una superficie porque una superficie representa enlaces potenciales que no podrían hacerse. Este fenómeno es el origen de la tensión superficial. También es la razón por la que tenemos que "sobrecalentar" los materiales (es decir, calentarlos ligeramente por encima de su punto de ebullición) para obtener burbujas de vapor, porque hay una barrera de energía para formar esa interfaz de materia condensada de vapor que debe superarse. Este factor también explica por qué los sólidos se evaporan espontáneamente en la fase gaseosa pero no forman espontáneamente charcos de líquido en sus superficies. Los líquidos tienen una tensión superficial positiva; los gases no.

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