Passaggio di stato.
Magari non avrò molta dimestichezza con gli esperimenti fatti in cucina, tuttavia non so capire bene cosa avviene a un liquido quando viene ad esso fornito calore.
Descrivo l'esperimento che vorrei fare, dopodiché faccio le mie domande. Metto un liquido in un tegamino "chiuso" (sistema chiuso) e comincio a riscaldarlo. Già prima di riscaldarlo, esso è in equilibrio dinamico, poiché anche l'acqua ha una tensione di vapore non pari a zero a temperature superiori a quella di 0° C, temperatura alla quale suppongo di compiere gli esperimenti, così come suppongo di compiere i miei esperimenti a una pressione atmosferica pari a 1 atm. Comunque, fornisco calore al liquido, che comincia sempre più a evaporare, a evaporare, e aggiungendo aggiungendo calore, aumentando quindi la temperatura, aumenta la tensione di vapore. Raggiungo la temperatura di ebollizione a quella determinata pressione. Di conseguenza il fenomeno comincia a interessare tutto il liquido, non solo la parte superficiale. A questo punto non riesco a immaginare cosa accada, sempre se il sistema sia chiuso. Mi pare che il liquido mantenga la sua temperatura di ebollizione a quella data pressione fino a quando non passa tutto alla fase gassosa. Anche se, nel caso di un sistema chiuso, al contempo aumenta anche l'energia cinetica delle particelle che erano passate allo stato di vapore, che quindi mano mano che aumenta il calore fornito, teoricamente tenderebbero ad aumentare le loro interazioni e il loro consolidamento. Quindi immagino uno stato perenne di ebollizione, che però non mi pare molto giustificabile, non so perché.
Passo ora ad analizzare lo stesso fenomeno considerando un sistema aperto, soggetto quindi al principio di Le Chatelier.
Fornendo calore ad un liquido in un tegamino, esso evapora sempre più, mentre la temperatura del liquido si alza e si abbassa continuamente, poichè le particelle con più energia cinetica (quelle poste in superficie sono necessariamente quelle con più energia cinetica, poichè meno costrette dai legami interni che si esercitano tra le particelle del liquido??) abbandonano la massa liquida ed abbassano l'energia cinetica media delle particelle del liquido, e quindi la temperatura dello stesso. Se, per motivi dipendenti dalla superficie e dalle caratteristiche del liquido (legami interni)-immagino che queste variabili influiscano sul processo-, il liquido raggiunge la fase gassosa prima di raggiungere la temperatura di ebollizione di quel liquido a quella data pressione, allora non assistiamo alla comparsa di bolle in superficie. Se invece, alla stessa temperatura di ebollizione, è presente ancora del liquido, allora assistiamo alla comparsa di bolle, che liberano il loro contenuto una volta arrivate in superficie poichè meno dense del liquido. A senso mi viene da pensare che sempre più molecole di liquido divengano gassose (si separino rompendo i legami che le univano allo stato liquido) con il passare del tempo, ma che la temperatura rimanga costante (questo lo so, ma non l'ho capito sinceramente: perchè mentre alcune particelle raggiungono lo stato gassoso e formano bolle, altre particelle, pur rimanendo liquide dovrebbero comunque alzare la propria energia cinetica, e quindi la temperatura del liquido) fino a quando tutto il liquido non passa allo stato gassoso.
Ho provato a fare questa descrizione per farmi correggere le imprecisioni e i veri e propri errori. Sarò grado a chiunque voglia aiutarmi con questa semplice questione, ma comunque eterogenea.
Descrivo l'esperimento che vorrei fare, dopodiché faccio le mie domande. Metto un liquido in un tegamino "chiuso" (sistema chiuso) e comincio a riscaldarlo. Già prima di riscaldarlo, esso è in equilibrio dinamico, poiché anche l'acqua ha una tensione di vapore non pari a zero a temperature superiori a quella di 0° C, temperatura alla quale suppongo di compiere gli esperimenti, così come suppongo di compiere i miei esperimenti a una pressione atmosferica pari a 1 atm. Comunque, fornisco calore al liquido, che comincia sempre più a evaporare, a evaporare, e aggiungendo aggiungendo calore, aumentando quindi la temperatura, aumenta la tensione di vapore. Raggiungo la temperatura di ebollizione a quella determinata pressione. Di conseguenza il fenomeno comincia a interessare tutto il liquido, non solo la parte superficiale. A questo punto non riesco a immaginare cosa accada, sempre se il sistema sia chiuso. Mi pare che il liquido mantenga la sua temperatura di ebollizione a quella data pressione fino a quando non passa tutto alla fase gassosa. Anche se, nel caso di un sistema chiuso, al contempo aumenta anche l'energia cinetica delle particelle che erano passate allo stato di vapore, che quindi mano mano che aumenta il calore fornito, teoricamente tenderebbero ad aumentare le loro interazioni e il loro consolidamento. Quindi immagino uno stato perenne di ebollizione, che però non mi pare molto giustificabile, non so perché.
Passo ora ad analizzare lo stesso fenomeno considerando un sistema aperto, soggetto quindi al principio di Le Chatelier.
Fornendo calore ad un liquido in un tegamino, esso evapora sempre più, mentre la temperatura del liquido si alza e si abbassa continuamente, poichè le particelle con più energia cinetica (quelle poste in superficie sono necessariamente quelle con più energia cinetica, poichè meno costrette dai legami interni che si esercitano tra le particelle del liquido??) abbandonano la massa liquida ed abbassano l'energia cinetica media delle particelle del liquido, e quindi la temperatura dello stesso. Se, per motivi dipendenti dalla superficie e dalle caratteristiche del liquido (legami interni)-immagino che queste variabili influiscano sul processo-, il liquido raggiunge la fase gassosa prima di raggiungere la temperatura di ebollizione di quel liquido a quella data pressione, allora non assistiamo alla comparsa di bolle in superficie. Se invece, alla stessa temperatura di ebollizione, è presente ancora del liquido, allora assistiamo alla comparsa di bolle, che liberano il loro contenuto una volta arrivate in superficie poichè meno dense del liquido. A senso mi viene da pensare che sempre più molecole di liquido divengano gassose (si separino rompendo i legami che le univano allo stato liquido) con il passare del tempo, ma che la temperatura rimanga costante (questo lo so, ma non l'ho capito sinceramente: perchè mentre alcune particelle raggiungono lo stato gassoso e formano bolle, altre particelle, pur rimanendo liquide dovrebbero comunque alzare la propria energia cinetica, e quindi la temperatura del liquido) fino a quando tutto il liquido non passa allo stato gassoso.
Ho provato a fare questa descrizione per farmi correggere le imprecisioni e i veri e propri errori. Sarò grado a chiunque voglia aiutarmi con questa semplice questione, ma comunque eterogenea.
Risposte
L'ebollizione ce l'hai soltanto se il tegamino è aperto. Se è perfettamente chiuso via via che scaldi aumenta sempre più la pressione di vapore e quindi la pressione nel tegamino, e sempre più acqua via via passerà allo stato di vapore, la temperatura aumenta e la pressione aumenta quindi, ma non hai mai ebollizione.
L'ebollizione ce l'hai solo se il sistema è aperto e avviene alla temperatura per cui la pressione di vapore corrispondente è uguale alla pressione esterna (che in questo caso è fissa e non dipende dalla pressione di vapore). L'ebollizione avviene a temperatura costante perché la pressione di vapore è fissata dall'ambiente esterno e quindi anche la temperatura lo deve essere. Quello che succede è che il calore che fornisci viene usato per far evaporare tutta l'acqua, quindi viene usata dalle molecole nel liquido per liberarsi dai legami idrogeno con le altre molecole e diventare appunto vapore.
L'ebollizione ce l'hai solo se il sistema è aperto e avviene alla temperatura per cui la pressione di vapore corrispondente è uguale alla pressione esterna (che in questo caso è fissa e non dipende dalla pressione di vapore). L'ebollizione avviene a temperatura costante perché la pressione di vapore è fissata dall'ambiente esterno e quindi anche la temperatura lo deve essere. Quello che succede è che il calore che fornisci viene usato per far evaporare tutta l'acqua, quindi viene usata dalle molecole nel liquido per liberarsi dai legami idrogeno con le altre molecole e diventare appunto vapore.
E le bolle presenti in "profondità", perché si formano?
In ogni caso, scrivo quanto segue per verificare se ho capito. Perchè ci sono ancora punti poco chiari nella mia mente.
Allora, considero un sistema aperto, suppongo la pressione atmosferica pari a 1 atm. Il punto di ebollizione dell'acqua, quindi, è 100° C. Mi trovo a 25° C, sicché la temperatura della mia massa d'acqua è tale. Fornisco calore al liquido, nel tegamino, che a questo punto non so se comincia a evaporare: io penso di no, e questo perchè, se il numero di particelle che raggiungono una certa energia cinetica per poter lasciare il liquido è bassa, la pressione di vapore che esse eserciterebbero sulla superficie del liquido per poter "uscire fuori" sarebbe comunque minore di quella atmosferica: cosicchè le particelle di vapore formatesi sarebbero come "spinte" sotto dalla maggiore pressione atmosferica, formando le bolle che vediamo all'interno del liquido. Bolle che risalgono a galla solo quando, con maggiore calore, viene aumentata l'energia cinetica delle particelle di queste bolle in modo tale da "vincere" la pressione atmosferica (che si trasmette sulla superficie secondo la legge di Pascal) esterna e salire a galla. L'ebollizione continua, in un sistema aperto, provoca la scomparsa del liquido, mentre macroscopicamente vediamo che continua a bollire.
E' così?, cosa c'è di diverso, che magari dimentico?
In ogni caso, scrivo quanto segue per verificare se ho capito. Perchè ci sono ancora punti poco chiari nella mia mente.
Allora, considero un sistema aperto, suppongo la pressione atmosferica pari a 1 atm. Il punto di ebollizione dell'acqua, quindi, è 100° C. Mi trovo a 25° C, sicché la temperatura della mia massa d'acqua è tale. Fornisco calore al liquido, nel tegamino, che a questo punto non so se comincia a evaporare: io penso di no, e questo perchè, se il numero di particelle che raggiungono una certa energia cinetica per poter lasciare il liquido è bassa, la pressione di vapore che esse eserciterebbero sulla superficie del liquido per poter "uscire fuori" sarebbe comunque minore di quella atmosferica: cosicchè le particelle di vapore formatesi sarebbero come "spinte" sotto dalla maggiore pressione atmosferica, formando le bolle che vediamo all'interno del liquido. Bolle che risalgono a galla solo quando, con maggiore calore, viene aumentata l'energia cinetica delle particelle di queste bolle in modo tale da "vincere" la pressione atmosferica (che si trasmette sulla superficie secondo la legge di Pascal) esterna e salire a galla. L'ebollizione continua, in un sistema aperto, provoca la scomparsa del liquido, mentre macroscopicamente vediamo che continua a bollire.
E' così?, cosa c'è di diverso, che magari dimentico?
"turtle87":
E le bolle presenti in "profondità", perché si formano?
In ogni caso, scrivo quanto segue per verificare se ho capito. Perché ci sono ancora punti poco chiari nella mia mente.
Allora, considero un sistema aperto, suppongo la pressione atmosferica pari a 1 atm. Il punto di ebollizione dell'acqua, quindi, è 100° C. Mi trovo a 25° C, sicché la temperatura della mia massa d'acqua è tale. Fornisco calore al liquido, nel tegamino, che a questo punto non so se comincia a evaporare: io penso di no, e questo perchè, se il numero di particelle che raggiungono una certa energia cinetica per poter lasciare il liquido è bassa, la pressione di vapore che esse eserciterebbero sulla superficie del liquido per poter "uscire fuori" sarebbe comunque minore di quella atmosferica: cosicchè le particelle di vapore formatesi sarebbero come "spinte" sotto dalla maggiore pressione atmosferica, formando le bolle che vediamo all'interno del liquido. Bolle che risalgono a galla solo quando, con maggiore calore, viene aumentata l'energia cinetica delle particelle di queste bolle in modo tale da "vincere" la pressione atmosferica (che si trasmette sulla superficie secondo la legge di Pascal) esterna e salire a galla. L'ebollizione continua, in un sistema aperto, provoca la scomparsa del liquido, mentre macroscopicamente vediamo che continua a bollire.
E' così?, cosa c'è di diverso, che magari dimentico?
No.
Le bolle che vedi prima dell'ebollizione sono bolle d'aria e non di vapore e si formano prevalentemente nei punti di contatto tra metallo e acqua: sono dovute a impurità e porosità della superficie del metallo che fanno sì che dell'aria resti intrappolata. Quando scaldi le bolle diminuiscono di densità e salgono sotto la spinta di Archimede.
Le bolle che vedi durante l'ebollizione sono invece bolle di vapore e si formano perché il passaggio a vapore non avviene solo in prossimità della superficie libera ma dappertutto perchè la pressione di vapore non è contrastata dalla pressione atmosferica, quindi le molecole d'acqua sono in grado di passare a vapore dovunque si trovino.
Quando metti l'acqua nel tegamino a temperatura ambiente essa inizia subito a evaporare, a meno che l'umidità dell'aria non si del 100%, infatti umidità dell'aria del 100% significa proprio che la pressione di vapore in aria è pari alla pressione di saturazione a quella temperatura.
L'evaporazione può avvenire solo però sulla superficie di contatto aria acqua, negli altri punti no perché è contrastata dalla pressione atmosferica: una molecola all'interno del tegamino sente una pressione dovuta alle altre molecole d'acqua pari alla pressione atmosferica e non può evaporare perché a temperatura ambiente la sua pressione di vapore sarebbe inferiore a 1 atm.
Le bolle che vedi durante l'ebollizione sono invece bolle di vapore e si formano perché il passaggio a vapore non avviene solo in prossimità della superficie libera ma dappertutto perchè la pressione di vapore non è contrastata dalla pressione atmosferica, quindi le molecole d'acqua sono in grado di passare a vapore dovunque si trovino.
Questo perché la tensione di vapore all'interno delle bolle è superiore a quella atmosferica, vero? Altrimenti, come leggo dal mio testo, le bolle collasserebbero.
"turtle87":Le bolle che vedi durante l'ebollizione sono invece bolle di vapore e si formano perché il passaggio a vapore non avviene solo in prossimità della superficie libera ma dappertutto perchè la pressione di vapore non è contrastata dalla pressione atmosferica, quindi le molecole d'acqua sono in grado di passare a vapore dovunque si trovino.
Questo perché la tensione di vapore all'interno delle bolle è superiore a quella atmosferica, vero? Altrimenti, come leggo dal mio testo, le bolle collasserebbero.
Giusto.
Le bolle però non si formano proprio se non siamo in ebollizione, non è che si formano e poi collassano. Le bolle prima dell'ebollizione sono come dicevo di altra natura.
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