Tensione di vapore ed ebollizione
Ciao ragazzi! Sto studiando lo stato liquido della materia e le sue caratteristiche.. Ma purtroppo ho dei dubbi 
studiando a livello amatoriale da autodidatta non ho riferimenti per cui chiedo gentilmente consiglio a Voi studiosi.
Ponendo un liquido (acqua) in in contenitore ermeticamente chiuso a cui é stata sottratta aria, sappiamo che esso verrà sottoposto alla pressione del suo vapore saturo in equolibrio dinamico con la fase liquida. Aumentando la temperatura del liquido, sappiamo che le particelle intrappolate nel liquido acquisiranno energia cinetica cosi da passare ad aeriforme, dunque il vapore saturo aumentera, e di conseguenza la pressione del vapore. Questo é un pò ciò che accade nella pentola a pressione giusto? dove la pressione del vapore saturo impedisce l'ebollizione dell' acqua a 100° innalzando il punto di ebollizione, poichè pressione di vapore e punto di ebollizione sono proporzionali noi possiamo ad esempio cuocere i cibi nella pentola a pressione a temperature più alte (scusate la banalità concetti
).
Supponiamo di porre all'interno di un recipiente di 100 L resistentissimo, (ad es. lega di osmio) acqua per 3/4 del suo volume e di chiuderlo ermeticamente senza valvole di sfogo, andando ad aumentare la temperatura del recipiente la pressione di vapore sul liquido aumentera, ma fino a chè punto verrà mantenuto l'equilibrio dinamico tra le due fasi?
La tensione di vapore impedirà l'ebollizione dell'acqua anche ad alte temperature?
Fino a quanto l'acqua potrà espandersi a vapore visto che il volume del recipiente é ridotto?
L'acqua andrà in ebollizione sotto la pressione esercitata dal vapore che non trova sfoghi?
Ribadisco che il recipiente ha elevatissima resistenza.
Ringrazio tutti anticipatamente per la pazienza in attesa delle vostre risposte
studiando a livello amatoriale da autodidatta non ho riferimenti per cui chiedo gentilmente consiglio a Voi studiosi. Ponendo un liquido (acqua) in in contenitore ermeticamente chiuso a cui é stata sottratta aria, sappiamo che esso verrà sottoposto alla pressione del suo vapore saturo in equolibrio dinamico con la fase liquida. Aumentando la temperatura del liquido, sappiamo che le particelle intrappolate nel liquido acquisiranno energia cinetica cosi da passare ad aeriforme, dunque il vapore saturo aumentera, e di conseguenza la pressione del vapore. Questo é un pò ciò che accade nella pentola a pressione giusto? dove la pressione del vapore saturo impedisce l'ebollizione dell' acqua a 100° innalzando il punto di ebollizione, poichè pressione di vapore e punto di ebollizione sono proporzionali noi possiamo ad esempio cuocere i cibi nella pentola a pressione a temperature più alte (scusate la banalità concetti
). Supponiamo di porre all'interno di un recipiente di 100 L resistentissimo, (ad es. lega di osmio) acqua per 3/4 del suo volume e di chiuderlo ermeticamente senza valvole di sfogo, andando ad aumentare la temperatura del recipiente la pressione di vapore sul liquido aumentera, ma fino a chè punto verrà mantenuto l'equilibrio dinamico tra le due fasi?
La tensione di vapore impedirà l'ebollizione dell'acqua anche ad alte temperature?
Fino a quanto l'acqua potrà espandersi a vapore visto che il volume del recipiente é ridotto?
L'acqua andrà in ebollizione sotto la pressione esercitata dal vapore che non trova sfoghi?
Ribadisco che il recipiente ha elevatissima resistenza.
Ringrazio tutti anticipatamente per la pazienza in attesa delle vostre risposte
Risposte
Gentilissimo Faussone Ti ringrazio per la prontezza con cui mi hai risposto.
Quindi mi confermi che superata la temperatura critica il vapore, divenuto adesso tutto gas non potrà più liquefare.
E' ciò che afferma Andrews!
Considerando che l'aeriforme é lo stato a maggior volume, non riesco a capire come faccia un recipiente per più di 3/4 ricolmo di liquido ( quindi a minor volume) ad espandersi a gas completamente visto che il volume del recipiente é limitato!
Ricordo che il recipiente ha un elevatissima resistenza.
Sapresti delucidarmi ulteriormente?
Quindi mi confermi che superata la temperatura critica il vapore, divenuto adesso tutto gas non potrà più liquefare.
E' ciò che afferma Andrews!
Considerando che l'aeriforme é lo stato a maggior volume, non riesco a capire come faccia un recipiente per più di 3/4 ricolmo di liquido ( quindi a minor volume) ad espandersi a gas completamente visto che il volume del recipiente é limitato!
Ricordo che il recipiente ha un elevatissima resistenza.
Sapresti delucidarmi ulteriormente?
[Modifico il messaggio precedente perché ero stato impreciso sul concetto di gas].
La pressione di vapore di un liquido ad una certa temperatura è uguale alla pressione che si misura mettendo il liquido in un recipiente ermeticamente chiuso, (appena un po' più grande del volume occupato dal liquido), non contenente null'altro oltre il liquido stesso, e misurando la pressione che ha il vapore di quel dato liquido dentro il contenitore, all'equilibrio, quando cioè il volume di liquido rimane costante.
Parte delle molecole che si trovano sulla superficie libera del liquido passano infatti a vapore e fanno aumentare la pressione nello spazio vuoto del recipiente fino a quando la parte di molecole che passa allo stato vapore in un dato intervallo di tempo è pari alla parte di molecole che torna da vapore a liquido, questa è appunto la condizione di equilibrio.
Aumentando la temperatura la pressione di vapore all'equilibrio dentro al contenitore aumenta: un numero più grande di molecole sarà quindi allo stato di vapore.
Se il liquido non è chiuso ermeticamente, ma è ad esempio libero nell'ambiente la pressione di vapore non potrà mai superare la pressione atmosferica, per cui quando la sua temperatura raggiunge la pressione atmosferica continuerà a evaporare indefinitamente fino a completo passaggio di tutto il liquido a vapore. L'evaporazione in queste condizioni non avviene solo per le molecole che si trovano sulla superficie del liquido ma anche per quelle dentro il liquido: la pressione delle molecole all'interno del liquido infatti sarà al massimo pari alla pressione atmosferica (a parte il contributo della pressione idrostatica, che se non andiamo troppo in profondità nel liquido possiamo trascurare) per cui nulla tratterrà le molecole dentro al liquido dall'evaporare.
Questo appena descritto è il fenomeno chiamato ebollizione.
Per rispondere alla tua domanda, se il liquido è chiuso ermeticamente dentro un contenitore con volume appena più grande del volume iniziale del liquido, non potrà mai bollire: una parte (sempre più grande quanto più è elevata la temperatura) evaporerà comunque e si troverà allo stato di vapore mentre un'altra parte rimarrà allo stato liquido. Se la temperatura fosse abbastanza elevata tutto il liquido al limite si troverà allo fine allo stato di vapore, ma il passaggio da liquido a vapore sarà avvenuto in ogni caso per evaporazione (le molecole all'interfaccia tra liquido e vapore passeranno via via a vapore) e mai per ebollizione.
Nella pentola a pressione avviene l'ebollizione perché la pentola non è ermeticamente chiusa ma ha una valvola che fa si che la pressione non salga sopra un dato limite (altrimenti la pentola diverrebbe pericolosa, una potenziale bomba). L'ebollizione avviene quindi non a pressione atmosferica ma ad una pressione un po' più alta ed ad una temperatura superiore ai classici 100°C.
Nel caso di liquido dentro un recipiente chiuso esiste una temperatura superata la quale il liquido non può più esistere, in quelle condizioni anche aumentando la pressione del "vapore" (per esempio immaginando di comprimerlo diminuendo lo spazio disponibile) il "vapore" non torna più a liquido, ho messo le virgolette perché in tali condizioni non si parla più di vapore ma di gas. La temperatura per cui avviane questo si chiama temperatura critica e dipende dal tipo di sostanza; per l'acqua vale circa 375°C.
La pressione di vapore di un liquido ad una certa temperatura è uguale alla pressione che si misura mettendo il liquido in un recipiente ermeticamente chiuso, (appena un po' più grande del volume occupato dal liquido), non contenente null'altro oltre il liquido stesso, e misurando la pressione che ha il vapore di quel dato liquido dentro il contenitore, all'equilibrio, quando cioè il volume di liquido rimane costante.
Parte delle molecole che si trovano sulla superficie libera del liquido passano infatti a vapore e fanno aumentare la pressione nello spazio vuoto del recipiente fino a quando la parte di molecole che passa allo stato vapore in un dato intervallo di tempo è pari alla parte di molecole che torna da vapore a liquido, questa è appunto la condizione di equilibrio.
Aumentando la temperatura la pressione di vapore all'equilibrio dentro al contenitore aumenta: un numero più grande di molecole sarà quindi allo stato di vapore.
Se il liquido non è chiuso ermeticamente, ma è ad esempio libero nell'ambiente la pressione di vapore non potrà mai superare la pressione atmosferica, per cui quando la sua temperatura raggiunge la pressione atmosferica continuerà a evaporare indefinitamente fino a completo passaggio di tutto il liquido a vapore. L'evaporazione in queste condizioni non avviene solo per le molecole che si trovano sulla superficie del liquido ma anche per quelle dentro il liquido: la pressione delle molecole all'interno del liquido infatti sarà al massimo pari alla pressione atmosferica (a parte il contributo della pressione idrostatica, che se non andiamo troppo in profondità nel liquido possiamo trascurare) per cui nulla tratterrà le molecole dentro al liquido dall'evaporare.
Questo appena descritto è il fenomeno chiamato ebollizione.
Per rispondere alla tua domanda, se il liquido è chiuso ermeticamente dentro un contenitore con volume appena più grande del volume iniziale del liquido, non potrà mai bollire: una parte (sempre più grande quanto più è elevata la temperatura) evaporerà comunque e si troverà allo stato di vapore mentre un'altra parte rimarrà allo stato liquido. Se la temperatura fosse abbastanza elevata tutto il liquido al limite si troverà allo fine allo stato di vapore, ma il passaggio da liquido a vapore sarà avvenuto in ogni caso per evaporazione (le molecole all'interfaccia tra liquido e vapore passeranno via via a vapore) e mai per ebollizione.
Nella pentola a pressione avviene l'ebollizione perché la pentola non è ermeticamente chiusa ma ha una valvola che fa si che la pressione non salga sopra un dato limite (altrimenti la pentola diverrebbe pericolosa, una potenziale bomba). L'ebollizione avviene quindi non a pressione atmosferica ma ad una pressione un po' più alta ed ad una temperatura superiore ai classici 100°C.
Nel caso di liquido dentro un recipiente chiuso esiste una temperatura superata la quale il liquido non può più esistere, in quelle condizioni anche aumentando la pressione del "vapore" (per esempio immaginando di comprimerlo diminuendo lo spazio disponibile) il "vapore" non torna più a liquido, ho messo le virgolette perché in tali condizioni non si parla più di vapore ma di gas. La temperatura per cui avviane questo si chiama temperatura critica e dipende dal tipo di sostanza; per l'acqua vale circa 375°C.
Ho modificato il messaggio di prima, in pratica ho cambiato poco; in sostanza non era corretto dire che per recipiente ermeticamente chiuso se non c'è più liquido allora siamo certamente a temperatura maggiore di quella critica. Quello dipende dal volume del recipiente, dal volume iniziale del liquido e dal legame tra pressione temperatura e volume del vapore.
Il liquido passerà comunque a vapore (o gas) se la temperatura è abbastanza elevata: esiste sempre una temperatura per cui la pressione di vapore sia sufficientemente elevata da consentire al liquido di evaporare.
"bestJazz":
Considerando che l'aeriforme é lo stato a maggior volume, non riesco a capire come faccia un recipiente per più di 3/4 ricolmo di liquido ( quindi a minor volume) ad espandersi a gas completamente visto che il volume del recipiente é limitato!
Il liquido passerà comunque a vapore (o gas) se la temperatura è abbastanza elevata: esiste sempre una temperatura per cui la pressione di vapore sia sufficientemente elevata da consentire al liquido di evaporare.
Ti Ringrazio ulteriormente per la precisazione sulla temperatura critica
Solo che non riesco ad immaginare come uno stesso gas a parità di moli con la sua fase liquida possa occupare lo stesso ridotto spazio visto che le particelle di un gas hanno notevole energia cinetica e bisogno di muoversi nello spazio, riferendoci al contenitore quasi pieno d'acqua come fanno tali particelle di gas con la loro energia cinetica a stare in quel ristretto volume?
(Dato che dopo la temperatura critica é tutto gas).
Solo che non riesco ad immaginare come uno stesso gas a parità di moli con la sua fase liquida possa occupare lo stesso ridotto spazio visto che le particelle di un gas hanno notevole energia cinetica e bisogno di muoversi nello spazio, riferendoci al contenitore quasi pieno d'acqua come fanno tali particelle di gas con la loro energia cinetica a stare in quel ristretto volume?
(Dato che dopo la temperatura critica é tutto gas).
Se lo spazio a disposizione delle molecole di gas è molto molto piccolo semplicemente le molecole nel loro moto urteranno molto spesso le pareti del recipiente, quindi in pratica eserciteranno una pressione molto molto elevata sul recipiente; ma abbiamo detto che il recipiente è molto molto resistente no? 
Considera che se la temperatura è abbastanza elevata le molecole avranno una energia tale tale da vincere i legami intramolecolari (che danno luogo alla formazione del liquido) per cui andranno a costituire comunque una fase aeriforme.
Considera che se la temperatura è abbastanza elevata le molecole avranno una energia tale tale da vincere i legami intramolecolari (che danno luogo alla formazione del liquido) per cui andranno a costituire comunque una fase aeriforme.
ho perfettamente compreso il concetto 
Le mie limitatissime conoscenze mi portano con l'immaginazione a fare un distinguo tra i due stati fisici.
-Lo stato liquido molto più condensato e poco comprimibile, proprio per via delle forze intermolecolari che intrappolano le particelle eliminando quasi gli spazi vuoti, dunque mantenendo le particelle coese tra loro.
-Lo stato aeriforme poco condensato per via delle attrazioni quasi inesistenti tra le particelle, che sono assai distanti tra di esse rendono i gas assai comprimibili.
Scusa la mia ignoranza ma com'é possibile che a parità di volume lo stesso gas occupi lo stesso volume dello stesso liquido?
proprio non riesco ad immaginarlo!
Poniamo il caso che il mio famoso recipiente "indistruttibile" sia completamente ricolmo di acqua senza alcuno spazio vuoto,
che succede? Dove vanno le particelle che evaporano?
Le mie limitatissime conoscenze mi portano con l'immaginazione a fare un distinguo tra i due stati fisici.
-Lo stato liquido molto più condensato e poco comprimibile, proprio per via delle forze intermolecolari che intrappolano le particelle eliminando quasi gli spazi vuoti, dunque mantenendo le particelle coese tra loro.
-Lo stato aeriforme poco condensato per via delle attrazioni quasi inesistenti tra le particelle, che sono assai distanti tra di esse rendono i gas assai comprimibili.
Scusa la mia ignoranza ma com'é possibile che a parità di volume lo stesso gas occupi lo stesso volume dello stesso liquido?
proprio non riesco ad immaginarlo!
Poniamo il caso che il mio famoso recipiente "indistruttibile" sia completamente ricolmo di acqua senza alcuno spazio vuoto,
che succede? Dove vanno le particelle che evaporano?
Credo che il tuo problema sia che pensi all'aeriforme come un qualcosa che occupi più volume di un liquido. Questo non è vero in generale: l'aeriforme può occupare benissimo lo stesso volume del liquido, l'unica differenza tra i due stati è che nel caso di aeriforme le molecole sono libere di allontanarsi indefinitamente perché la loro energia fa sì che i legami tra molecole non le trattengano tra loro.
Nel caso che il recipiente occupi lo stesso spazio del liquido iniziale pertanto le molecole che passeranno ad aeriforme occuperanno lo spazio prima occupato per così dire dalle molecole liquide.
Nel caso che il recipiente occupi lo stesso spazio del liquido iniziale pertanto le molecole che passeranno ad aeriforme occuperanno lo spazio prima occupato per così dire dalle molecole liquide.
grazie mille!
Evidentemente ho interpretato male il concetto di gas... Effettivamente é proprio l'elevata energia cinetica che permette al gas di non condensare,generando semmai a parità di volume con il liquido molta più pressione dato che l'energia cinetica dipende unicamente dalla temperatura.
Purtroppo non é sempre facile riflettere sullo stato aeriforme, sarà perché non riusciamo a vederlo e quindi ad osservare l'energia di cui sono dotate le singole particelle, soprattutto quando abbiamo a che fare con contenitori indistruttibili
Ti ringrazio ancora
Evidentemente ho interpretato male il concetto di gas... Effettivamente é proprio l'elevata energia cinetica che permette al gas di non condensare,generando semmai a parità di volume con il liquido molta più pressione dato che l'energia cinetica dipende unicamente dalla temperatura.
Purtroppo non é sempre facile riflettere sullo stato aeriforme, sarà perché non riusciamo a vederlo e quindi ad osservare l'energia di cui sono dotate le singole particelle, soprattutto quando abbiamo a che fare con contenitori indistruttibili
Ti ringrazio ancora
Prego! 
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