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Stato liquido

Grazie a Velvet Goldmine

Le molecole nei liquidi hanno moti vibratori e traslatori. I liquidi posso essere sostanze o miscugli.

Passaggi di fase

L'evaporazione avviene a tutte le temperature (la volatilità dipende dai legami inermolecolari) ed è un fenomeno di superficie ® le particelle superficiali sono legate più debolmente al resto della massa liquida. La evaporazione è favorita da calore, vento, aumento della superficie di contatto.
Quando una molecola passa allo stato di vapore il sistema può essere chiuso (la particella non riesce a sfuggire e può ritornare allo stato liquido) o aperto (le molecole di vapore si disperdono e il liquido evapora completamente).
Il fenomeno dell'ebollizione è più complesso e tumultuoso: con la somministrazione di calore, aumenta il movimento molecolare, aumenta il numero di molecole che passano allo stato di vapore. Sulla superficie libera del liquido le molecole di vapore premono e formano la pressione di vapore. Se il sistema è chiuso ed è raggiunto l'equilibrio la pressione prende il nome di pressione/tensione di vapore saturo.
Quando riscaldiamo, nella massa interna alcune molecole tentano di diventare vapore ma non riescono. Quando la temperatura permette a tutte le molecole di evaporare inizia l'ebollizione. La pressione di vapore è uguale alla pressione applicata dall'esterno. Questo spiega perché il cambiare della pressione fa variare il punto di ebollizione.

Diagrammi di fase

Il diagramma di fase di una specie chimica permette:

  1. di conoscere i campi di esistenza di ciascuna fase (stato di aggregazione) della specie chimica considerata in funzione della temperatura e della pressione;
  2. di definire le condizioni necessarie alla coesistenza in equilibrio di più fasi (stati di aggregazione) di essa.

Immaginiamo di riempire d'acqua un recipiente trasparente nel quale precedentemente sia stato fatto il vuoto, munito di termometro per la misura della temperatura e di manometro per la misura della pressione. Supponiamo di raffreddare a -60 °C: in queste condizioni l'acqua è presente come solido e vapore. Immaginiamo di scaldare progressivamente. Il sistema, prima costituito da solido e vapore, si trasforma in liquido e vapore e poi in gas al di sopra della temperatura critica. Otteniamo la curva AOB.
Eseguiamo ora una diversa serie di esperimenti che consistono nel misurare la temperatura di fusione del ghiaccio sotto pressioni crescenti applicate sul sistema acqua-ghiaccio mediante un pistone. Otteniamo la curva OCD. Le curve AOB e OCD rappresentano rispettivamente la variazione della pressione di vapore del ghiaccio all'aumentare della temperatura (AO), la variazione della pressione di vapore dell'acqua all'aumentare della temperatura (OB), la variazione della temperatura di fusione del ghiaccio al variare della pressione esercitata dall'esterno sul sistema. Il punto O è detto punto triplo. In corrispondenza di O coesistono 3 fasi: solido, liquido, vapore. Lungo i rami del diagramma AO, OB, OCD coesistono due fasi: lungo AO la fase solida e vapore, lungo OB la fase liquida e vapore, lungo OCD la fase solida e liquida. I tre rami della curva rappresentano perciò i passaggi di fase. Nelle aree del diagramma (campi) esistono invece singole fasi, solida, liquida o di vapore. Al di sopra della temperatura critica, 374,1 °C per l'acqua, la fase liquida non può più esistere, indipendentemente dalla pressione. È presente una sola fase detta "fase critica". La fase liquida per t > tc non può esistere a causa dell'elevata energia cinetica delle molecole che impedisce la formazione dei legami anche a pressioni molto elevate. Al di sopra della temperatura critica non si può parlare più di vapore acqueo ma di gas acqueo. In generale si definisce vapore un aeriforme che può essere liquefatto per compressione e/o per raffreddamento, gas un aeriforme al di sopra della temperatura critica, che quindi non può essere liquefatto per sola compressione, ma deve essere prima raffreddato al di sotto della temperatura critica. Il ghiaccio in condizioni ordinarie di pressione per un aumento di temperatura fonde e non sublima perché la pressione corrispondente al punto triplo dell'acqua (0,006 atm ossia 4,58 mm di Hg) è inferiore alla pressione ambiente. In generale i solidi che hanno un punto triplo a pressione inferiore alla pressione ambiente per riscaldamento fondono e non sublimano. L'anidride carbonica ha il punto triplo a 5,1 atm quindi il ghiaccio secco (CO2 solida) per riscaldamento sublima, non fonde. Possiamo perciò ottenere CO2 liquida solo a pressioni elevate. Il ghiaccio secco ha quindi il vantaggio rispetto al ghiaccio di non produrre liquido. Un'altra osservazione che possiamo fare mettendo a confronto il diagramma di fase dell'acqua e dell'anidride carbonica è la seguente: in acqua la curva OC ha pendenza negativa, in CO2 positiva. Ciò significa che nel caso dell'acqua all'aumentare della pressione applicata dall'esterno il punto di fusione diminuisce. Questo fino a 2100 atm. Al di sopra di questo valore infatti la curva assume pendenza positiva. Nel caso di CO2 un aumento della pressione applicata nel ghiaccio secco, aumenta sempre il punto di fusione. L'H2O ha un comportamento anomalo, infatti praticamente tutti i solidi hanno un comportamento analogo a quello di CO2. In generale possiamo dire che un aumento della pressione innalza il punto di fusione di un solido cioè amplia il campo di stabilità del solido. Nel caso dell'H2O un aumento della pressione applicata abbassa il punto di fusione, cioè amplia il campo del liquido. Questo fino a una pressione di 2100 atm, valore oltre il quale l'H2O assume un comportamento "normale". Ancora una volta l'anomalia dell'acqua è conseguenza dei legami a idrogeno, infatti al disotto delle 2100 atm il ghiaccio ha densità inferiore rispetto all'H2O liquido al disopra superiore.

Sostanza tc (°C) Pc (atm)
H2O 374 218
CO2 31 73
NH3 132 112
He -268 2,3
H2 -240 148
O2 -119 49,7