Tensione di vapore ed evaporazione: come e perché

Una pozza d’acqua si asciuga anche se è ben lontana dai 100°C, e una bottiglia di profumo lasciata aperta si svuota da sola. Dietro questi fenomeni quotidiani c’è un’unica grandezza: la tensione di vapore, la tendenza di un liquido a trasformarsi in vapore. Capirla permette di distinguere evaporazione ed ebollizione, di spiegare perché l’acqua bolle prima in montagna e di leggere il legame tra temperatura e volatilità.

Vediamo che cos’è la tensione di vapore, in che cosa differiscono evaporazione ed ebollizione, e come la temperatura governa il tutto attraverso l’equazione di Clausius-Clapeyron.

Che cos’è la tensione di vapore

In un liquido le molecole hanno velocità diverse: alcune, le più veloci, riescono a vincere le attrazioni dei vicini e a sfuggire dalla superficie passando alla fase vapore. In un recipiente chiuso, man mano che il vapore si accumula, alcune molecole tornano anche nel liquido (condensano). Quando le due velocità si eguagliano si raggiunge un equilibrio dinamico, e la pressione esercitata dal vapore in quelle condizioni è la tensione di vapore del liquido. È una proprietà caratteristica di ogni sostanza e dipende solo dalla temperatura: più alta è la tensione di vapore, più il liquido è volatile.

Evaporazione ed ebollizione: non sono la stessa cosa

Sono entrambe passaggi liquido→gas, ma avvengono in modo diverso. L’evaporazione interessa solo la superficie del liquido e avviene a qualunque temperatura: sono le molecole superficiali più energetiche che sfuggono, e il fenomeno è tanto più rapido quanto più il liquido è caldo, ampia la superficie e secca l’aria sopra. L’ebollizione è invece un fenomeno di tutto il volume: si formano bolle di vapore anche all’interno del liquido. Questo può accadere solo quando la tensione di vapore eguaglia la pressione esterna:

ebollizione quando: tensione di vapore = pressione esterna

Da qui la definizione di temperatura di ebollizione: è quella a cui la tensione di vapore del liquido pareggia la pressione che grava sulla sua superficie. Se quella pressione è di 1 atmosfera si parla di temperatura di ebollizione normale (100°C per l’acqua).

Volatilità e forze intermolecolari

Perché l’etere evapora in un attimo e l’olio quasi mai? Perché la tensione di vapore dipende dalla forza delle attrazioni tra le molecole. Un liquido con deboli forze intermolecolari trattiene poco le proprie molecole: molte sfuggono, la tensione di vapore è alta, il liquido è volatile e bolle a bassa temperatura. Un liquido con forti attrazioni (per esempio legami a idrogeno, come l’acqua o i glicoli) trattiene saldamente le molecole: tensione di vapore bassa, scarsa volatilità, temperatura di ebollizione alta. Volatilità e punto di ebollizione sono così due facce della stessa medaglia, entrambe governate dalle forze tra le molecole.

Come varia con la temperatura: Clausius-Clapeyron

La tensione di vapore cresce rapidamente, e non linearmente, con la temperatura. La relazione che lega i due, a livello quantitativo, è l’equazione di Clausius-Clapeyron, che tra due temperature si scrive:

ln P₂P₁ = −ΔHᵒᵛᵖR(1T₂ − 1T₁)

dove P è la tensione di vapore alle temperature T e ΔHᵒᵛᵖ è l’entalpia di vaporizzazione. A livello qualitativo la formula dice una cosa semplice ma importante: la tensione di vapore aumenta con la temperatura in modo esponenziale, e tanto più ripidamente quanto più alta è l’entalpia di vaporizzazione, cioè quanto più forti sono le attrazioni da vincere. È il motivo per cui un piccolo aumento di temperatura può accelerare molto l’evaporazione di un solvente.

Evaporazione ed ebollizione a confronto

La tabella mette a fuoco le differenze tra i due modi in cui un liquido diventa vapore:

Entrambi i fenomeni sono più intensi nei liquidi volatili, cioè con deboli forze intermolecolari e alta tensione di vapore. La differenza chiave resta che l’evaporazione è un processo superficiale e silenzioso, mentre l’ebollizione coinvolge tutta la massa del liquido e richiede una condizione precisa sulla pressione.

Domande frequenti

Che cos’è la tensione di vapore?

È la pressione esercitata dal vapore quando è in equilibrio con il proprio liquido in un recipiente chiuso, a una data temperatura. Misura quanto un liquido tende a evaporare: un valore alto indica un liquido volatile, che evapora facilmente. La tensione di vapore dipende solo dalla temperatura e cresce al crescere di essa.

Qual è la differenza tra evaporazione ed ebollizione?

L’evaporazione avviene solo alla superficie del liquido e a qualunque temperatura, perché sono le molecole superficiali più energetiche a sfuggire. L’ebollizione coinvolge invece tutto il volume con formazione di bolle, e avviene solo quando la tensione di vapore eguaglia la pressione esterna. L’evaporazione è lenta e graduale, l’ebollizione rapida e vigorosa.

Perché l’acqua bolle a temperatura più bassa in montagna?

Perché in quota la pressione atmosferica è minore, quindi al liquido basta raggiungere una tensione di vapore più bassa per pareggiarla e iniziare a bollire. L’acqua bolle così a meno di 100°C, ma essendo meno calda i cibi cuociono più lentamente. La pentola a pressione sfrutta l’effetto opposto, aumentando la pressione interna.

Perché alcuni liquidi evaporano molto più in fretta di altri?

Dipende dalle forze intermolecolari. Un liquido con deboli attrazioni tra le molecole, come l’etere o l’alcol, le trattiene poco: molte sfuggono, la tensione di vapore è alta ed evapora rapidamente. Un liquido con forti attrazioni, come l’acqua o gli oli, trattiene saldamente le molecole, ha tensione di vapore bassa ed evapora lentamente.

Che cosa dice l’equazione di Clausius-Clapeyron?

Descrive come la tensione di vapore di un liquido cresce con la temperatura: l’aumento è esponenziale e tanto più ripido quanto più alta è l’entalpia di vaporizzazione, cioè quanto più forti sono le forze tra le molecole. Permette di calcolare la tensione di vapore a una temperatura conoscendola a un’altra, o di ricavare l’entalpia di vaporizzazione.