Presión de vapor

¿Qué es la presión de vapor?

La presión de vapor es la presión que experimenta la superficie de un líquido o sólido, como producto de un equilibrio termodinámico de sus partículas en un sistema cerrado. Se entiende por sistema cerrado un recipiente, contenedor o botella que no está expuesto al aire ni a la presión atmosférica.

Por lo tanto, todo líquido o sólido en un recipiente ejerce sobre ellos mismos una presión de vapor característica y propia de su naturaleza química. Una botella de agua sin abrir está en equilibrio con el vapor de agua, el cual “apisona” la superficie del líquido y las paredes internas de la botella.

Mientras la temperatura permanezca constante, no habrá ninguna variación en la cantidad de vapor de agua presente en la botella. Pero si se incrementa, llegará un punto donde se creará una presión tal que pueda disparar la tapa hacia arriba, como sucede cuando se intenta llenar y cerrar deliberadamente una botella con agua hirviendo.

Las bebidas gasificadas, por otro lado, son un ejemplo más evidente (y seguro) de lo que se entiende por presión de vapor. Al destaparlas, se interrumpe el equilibrio gas-líquido en su interior, liberándose el vapor hacia el exterior en un sonido parecido a un siseo. No ocurriría esto si su presión de vapor fuera menor o despreciable.

Conceptos de presión de vapor

• Presión de vapor y fuerzas intermoleculares. El destapar varias bebidas gasificadas, a las mismas condiciones, ofrece una idea cualitativa de cuáles tienen mayor presión de vapor, en función de la intensidad del sonido emitido. Una botella de éter también se comportaría del mismo modo, pero no una de aceite, miel, jarabe o una colmada de café molido. No harían ningún ruido perceptible, a menos que liberen gases por descomposición. Esto se debe a que sus presiones de vapor son inferiores o despreciables. Lo que se escapa de la botella son moléculas en fase gaseosa, que deben primero vencer las fuerzas que las mantienen “atrapadas” o cohesionadas en el líquido o sólido. Es decir, deben superar las fuerzas o interacciones intermoleculares ejercidas por las moléculas de su entorno. Si no existieran dichas interacciones, no habría siquiera un líquido o sólido que encerrar dentro de la botella. Por lo tanto, mientras más débiles sean las interacciones intermoleculares, más propensas serán las moléculas de abandonar el desordenado líquido, o las estructuras ordenadas o amorfas del sólido. Esto aplica no solo para sustancias o compuestos puros, sino también para mezclas, donde entran las bebidas ya mencionadas y los licores. Así pues, es posible predecir cuál botella tendrá mayor presión de vapor conociendo la composición de su contenido.
• Evaporación y volatilidad. El líquido o sólido dentro de la botella, suponiendo que esté destapada, estará continuamente evaporándose; esto es, las moléculas de su superficie van escapando a la fase gaseosa, las cuales se dispersan en el aire y sus corrientes. Es por eso que el agua termina evaporándose por completo si no se cierra la botella o se tapa la olla. Pero no sucede igual con otros líquidos, y mucho menos cuando se trata de sólidos. La presión de vapor para estos últimos suele ser tan irrisoria que quizás se necesiten millones de años antes de que se perciba una disminución de su tamaño; asumiendo que no se hayan oxidado, erosionado o descompuesto durante todo ese tiempo. Se dice entonces que una sustancia o compuesto es volátil si se evapora rápidamente a temperatura ambiente. Nótese que la volatilidad es un concepto cualitativo: no se cuantifica, sino que es producto de la comparación de la evaporación entre varios líquidos y sólidos. Aquellos que se evaporen más rápido, se considerarán más volátiles. En cambio, la presión de vapor sí es mesurable, reuniendo por sí misma lo que se entiende por evaporación, ebullición y volatilidad.
• Equilibrio termodinámico. Las moléculas en la fase gaseosa colisionan con la superficie del líquido o del sólido. Al hacerlo, las fuerzas intermoleculares de las otras moléculas, más condensadas, pueden detenerlas y retenerlas, evitando así que escapen nuevamente como vapor. Sin embargo, en el proceso otras moléculas de la superficie logran escapar, pasando a integrar el vapor. Si la botella está cerrada, llegará un momento donde el número de moléculas que ingresan al líquido o sólido será igual a las que salen de ellos. Tenemos, pues, un equilibrio, el cual depende de la temperatura. Si la temperatura aumenta o disminuye, la presión de vapor cambiará. A mayor temperatura, mayor será la presión de vapor, debido a que las moléculas del líquido o sólido tendrán más energía y podrán escapar con más facilidad. Pero si la temperatura permanece constante, se restablecerá el equilibrio; es decir, la presión de vapor dejará de incrementarse.

Ejemplos de presión de vapor

Supóngase que se tiene n-butano, CH₃CH₂CH₂CH₃, y dióxido de carbono, CO₂, en dos recipientes separados. A 20 °C, se midieron sus presiones de vapores. La presión de vapor para el n-butano es aproximadamente 2,17 atm, mientras que la del dióxido de carbono es 56,25 atm.

Las presiones de vapor también pueden medirse en unidades de Pa, bar, torr, mmHg y otras. El CO₂ tiene una presión de vapor casi 30 veces superior a la del n-butano, por lo que a primera vista su recipiente debe ser más resistente para poder almacenarlo; y de tener fisuras, se disparará con mayor violencia por los alrededores.

Este CO₂ se encuentra disuelto en las bebidas gasificadas, pero en cantidades lo suficientemente pequeñas para que al escapar no estallen las botellas o latas, sino que se produzca solamente un sonido.

Por otro lado, tenemos al dietiléter, CH₃CH₂OCH₂CH₃ o Et₂O, cuya presión de vapor a 20 °C es 0,49 atm. Un recipiente de este éter al destaparse sonará parecido al de un refresco. Su presión de vapor es casi 5 veces menor que la del n-butano, por lo que en teoría será más seguro manipular una botella de dietiléter que una bombona de n-butano.

Ejercicios resueltos

Ejercicio 1

¿Cuál de los siguientes dos compuestos se espera tenga una presión de vapor mayor a 25 °C? ¿Dietiléter o alcohol etílico?

La fórmula estructural del dietiléter es CH₃CH₂OCH₂CH₃, y la del alcohol etílico, CH₃CH₂OH. En principio, el dietiléter tiene mayor masa molecular, es más grande, por lo que pudiera creerse que su presión de vapor es menor, ya que sus moléculas son más pesadas. Sin embargo, ocurre todo lo contrario: el dietiléter es más volátil que el alcohol etílico.

Esto se debe a que las moléculas CH₃CH₂OH, al igual que las CH₃CH₂OCH₂CH₃, interaccionan mediante fuerzas dipolo-dipolo. Pero a diferencia del dietiléter, el alcohol etílico es capaz de formar puentes de hidrógeno, los cuales se caracterizan por ser dipolos especialmente fuertes y direccionales: CH₃CH₂HO— HOCH₂CH₃.

En consecuencia, la presión de vapor del alcohol etílico (0,098 atm) es menor que la del dietiléter (0,684 atm) a pesar de que sus moléculas sean más livianas.

Ejercicio 2

¿Cuál de los siguientes dos sólidos se cree que tiene la mayor presión de vapor a 25 °C? ¿Naftaleno o yodo?

La molécula de naftaleno es bicíclica, teniendo dos anillos aromáticos, y un punto de ebullición de 218 °C. El yodo, por su parte, es lineal y homonuclear, I₂ o I-I, teniendo un punto de ebullición de 184 °C. Estas propiedades por sí solas ubican al yodo posiblemente como el sólido con la mayor presión de vapor (hierve a menor temperatura).

Ambas moléculas, la del naftaleno y yodo, son apolares, por lo que interaccionan mediante fuerzas dispersivas de London.

El naftaleno tiene mayor masa molecular que el yodo, y, por tanto, es comprensible suponer que a sus moléculas se les dificulta más abandonar el sólido negro fragante a alquitrán; mientras que para las del yodo le serán más fáciles escapar de los cristales morados oscuros.

De acuerdo a datos tomados de Pubchem, las presiones de vapor a 25 °C para el naftaleno y yodo son: 0,085 mmHg y 0,233 mmHg, respectivamente. Por lo tanto, el yodo tiene una presión de vapor 3 veces mayor que el naftaleno.

Referencias

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química (8va ed.). CENGAGE Learning.
2. Vapor Pressure. Recuperado de chem.purdue.edu.
3. Vapor pressure. Recuperado de en.wikipedia.org.
4. Vapour pressure. Recuperado de britannica.com.
5. Miller, N. Vapor Pressure: Definition, Equation & Examples. Recuperado de study.com.