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La pressione di vapore rappresenta la pressione esercitata dal vapore di una sostanza sulla sua fase condensata (liquida o solida) quando le due fasi sono in equilibrio termodinamico in un sistema chiuso. Questo stato è chiamato di vapore saturo e si verifica quando il numero di molecole che evaporano dalla fase condensata e quello delle molecole che condensano dal vapore sono uguali [1]. Tale equilibrio dinamico implica che la concentrazione molecolare del vapore sopra il liquido rimane costante nel tempo a temperatura fissa.
Nel Sistema Internazionale la pressione di vapore si misura in pascal ed è un indicatore della tendenza di una sostanza a evaporare o sublimare. Sostanze con alta pressione di vapore a temperatura ambiente sono definite volatili, mentre quelle con bassa pressione di vapore sono dette altobollenti. La pressione di vapore dipende fortemente dalla temperatura: aumentando quest’ultima aumenta anche la pressione esercitata dal vapore saturo perché le molecole acquisiscono energia cinetica sufficiente per passare allo stato aeriforme più facilmente [1].
La pressione di vapore può essere espressa sia come valore assoluto sia come valore relativo rispetto alla pressione atmosferica. Il significato fisico rimane invariato ma varia il valore numerico riportato [1]. In condizioni normali, per esempio a temperatura ambiente e pressione atmosferica standard, la tensione di vapore indica quanto facilmente un liquido evapora nell’atmosfera circostante.
L’evaporazione è una transizione di fase che avviene alla superficie del liquido fintanto che la tensione di vapore del liquido è maggiore della pressione del vapore nell'ambiente (quest'ultima nel vuoto è zero, nell'atmosfera è la pressione parziale della componente atmosferica costituita dal vapore del liquido ecc.) [1]. In un recipiente aperto all’atmosfera le molecole evaporate si disperdono senza ricondensare, provocando una diminuzione graduale del volume del liquido residuo. Nei mari e negli oceani questo processo è bilanciato dalle precipitazioni e dai corsi d’acqua che riportano l’acqua allo stato liquido [1].
In un recipiente chiuso invece si raggiunge un equilibrio dinamico fra fase liquida e fase vapore quando la pressione parziale del vapore sopra il liquido uguaglia la tensione di vapore dello stesso. L’ebollizione si verifica quando la tensione di vapore raggiunge la pressione ambiente; in questo caso il passaggio da liquido a gas avviene in qualsiasi punto della massa liquida con formazione tumultuosa di bolle [1]. Per l’acqua tale temperatura corrisponde a 100 °C, dove la tensione di vapore coincide con quella atmosferica standard [1].
La relazione tra pressione di vapore e temperatura può essere approssimata da formule empiriche specifiche per ogni sostanza.
Per l’acqua pura è utilizzata spesso una formula basata su una potenza esponenziale:
\[
P_{acqua}^{o} = 6{,}11 \cdot 10^{\frac{7{,}5 \cdot T}{237{,}7 + T}}
\]
dove \(P_{acqua}^{o}\) è espressa in mBar e \(T\) è la temperatura in gradi Celsius [1]. Questa equazione consente di stimare rapidamente il valore della tensione di vapore dell’acqua a una determinata temperatura.
Per componenti puri diversi dall’acqua si utilizza l’equazione di Antoine:
\[
\log P^{o} = A - \frac{B}{C + T}
\]
in cui \(P^o\) è la pressione di vapore del componente puro, \(T\) è la temperatura e \(A\), \(B\), \(C\) sono costanti sperimentali caratteristiche della sostanza considerata [1]. La pressione di vapore può essere ricavata sperimentalmente tramite un apparecchio chiamato isoteniscopio [1].
Quando più sostanze sono presenti in miscela liquida si parla delle pressioni parziali dei singoli componenti nel sistema aeriforme sovrastante. La legge fondamentale che regola queste pressioni parziali è la legge di Raoult, che stabilisce come nella soluzione ideale ciascuna componente contribuisce alla pressione totale proporzionalmente alla propria frazione molare nella soluzione.
Matematicamente per una soluzione ideale composta da \(n\) liquidi si ha:
\[
P = \sum_{i} P_i = \sum_{i} X_i \cdot P_i^o
\]
dove \(X_i\) è la frazione molare del componente \(i\) e \(P_i^o\) è la pressione di vapore del componente puro alla stessa temperatura [2]. La somma delle pressioni parziali dà quindi la pressione totale della miscela nel recipiente chiuso [2].
Se invece consideriamo un soluto non volatile disciolto in un solvente puro (come acqua + glucosio), questo abbassa la frazione molare del solvente libero nella soluzione riducendo così anche la tensione complessiva del vapore sopra di essa.
Un esempio pratico mostra come una soluzione acquosa con 100 grammi di glucosio (formula chimica \(\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6\), peso molecolare 180 g/mol) in 1000 grammi di acqua presenti una diminuzione della tensione di vapore rispetto all’acqua pura. A 28°C l’acqua pura ha una tensione pari a 28,35 mmHg (equivalente a torr), mentre quella della soluzione sarà inferiore secondo i calcoli basati sulla frazione molare del solvente puro presente nel sistema [2].
L’abbassamento della tensione dovuto al soluto si può esprimere mediante:
\[
\Delta p = p_0 \cdot X_{soluto}
\]
oppure, in relazione alla frazione molare del solvente \(x_0\):
\[
\Delta p = p_0 (1 - x_0)
\]
dove:
- \(p_0\): tensione di vapore del solvente puro,
- \(x_0\): frazione molare del solvente puro nella soluzione,
- \(\Delta p\): abbassamento della tensione rispetto al solvente puro.
Questa relazione conferma che più alto è il contenuto molare del soluto non volatile (riducendo quindi \(x_0 < 1\)), maggiore sarà l’abbassamento della tensione vaporizzante rispetto al solvente puro stesso [4].
Nella pratica molte soluzioni reali deviano dal comportamento ideale previsto dalla legge classica di Raoult a causa delle interazioni molecolari specifiche tra i componenti. Se le interazioni tra molecole diverse (A-B) risultano più forti dei legami omogenei (A-A o B-B), allora si osserva un abbassamento ulteriore della pressione totale rispetto al valore ideale (deviazioni negative). Al contrario se tali interazioni sono più deboli si ha un aumento anomalo della pressione totale (deviazioni positive) [2].
Questi effetti dipendono dalla natura chimica dei composti coinvolti e possono alterare sensibilmente sia i valori sperimentali sia quelli teorici calcolati tramite modelli semplicistici. Per questo motivo spesso risulta necessario effettuare misure dirette mediante strumenti quali isoteniscopi o utilizzare modelli termodinamici avanzati per correggere le previsioni teoriche nelle applicazioni industriali o scientifiche più precise [2].
Dal punto di vista termodinamico il mantenimento dell’equilibrio tra fase liquida e vaporizzata richiede che il potenziale chimico delle due fasi sia identico. Una variazione infinitesima nella pressione comporta modifiche proporzionali nel potenziale chimico secondo:
\[
d \mu(l) = V_m(l)dP
\]
con \(V_m(l)\) volume molare della fase liquida [1]. Questo legame sottolinea quanto strettamente siano correlati gli aspetti microscopici delle transizioni allo stato macroscopico osservato nelle variazioni delle proprietà colligative quali appunto la tensione/pressione vaporizzante riferita alle condizioni date.
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Il quadro delineato conferma che la pressione o tensione di vapore costituisce uno degli indicatori più importanti per descrivere lo stato fisico-chimico dei sistemi fluido-vaporizzanti sotto equilibrio dinamico; essa rappresenta inoltre uno strumento fondamentale per comprendere processi tecnologici come distillazioni, evaporazioni controllate ed equilibri multifasici tipici dell’ingegneria chimica contemporanea.
English: Understanding Vapor Pressure and Its Importance in Chemistry
Español: Todo sobre la presión de vapor en sustancias químicas
Deutsch: Dampfdruck: Grundlagen, Einflussfaktoren und Berechnung
Français: Comprendre la pression de vapeur et ses implications
Русский: Давление пара: определение и его значение
Română: Presiunea vaporilor: definire și aplicații în chimie
Português: Pressão de Vapor: Entenda seu Conceito e Aplicações
Hrvatski: Tlak pare: Važnost i utjecaj na kemiju prostora
Sto generando il riassunto…