La tensión de vapor mide el equilibrio entre una fase condensada y su vapor
La tensión de vapor —también llamada presión de vapor— es la presión que ejerce el vapor de una sustancia cuando convive en equilibrio con su líquido o sólido a una temperatura concreta. En un recipiente cerrado, algunas moléculas de la superficie escapan al gas y otras regresan por condensación. Al principio domina la evaporación; conforme se acumula vapor, aumentan los retornos. El equilibrio llega cuando ambas tasas se igualan, aunque las moléculas continúan moviéndose en los dos sentidos.
No es la presión necesaria para «empujar» un líquido ni la fuerza con la que este intenta salir del recipiente. Es una propiedad de equilibrio de la sustancia y depende, ante todo, de la temperatura. El valor de agua pura a una temperatura dada es el mismo en un frasco grande o pequeño mientras existan ambas fases y se alcance el equilibrio. Cambiar el espacio disponible altera cuánto tarda en llenarse de vapor y cuánta materia se evapora, pero no la presión final de saturación.
Más temperatura eleva la presión de vapor; atracciones más intensas la reducen
Las moléculas de un líquido no poseen todas la misma energía. Algunas de la superficie tienen suficiente para vencer las atracciones de sus vecinas y pasar al gas. Al aumentar la temperatura, la distribución energética se desplaza y una fracción mayor puede escapar. Por eso la tensión de vapor crece con rapidez, no de forma lineal. La relación termodinámica de Clausius-Clapeyron conecta esa variación con la entalpía de vaporización y permite estimar cómo cambia la presión entre dos temperaturas.
A igual temperatura, un líquido con interacciones intermoleculares débiles suele presentar mayor presión de vapor y se describe como más volátil. El éter se evapora con mayor facilidad que el agua; el agua, gracias a sus enlaces de hidrógeno, retiene mejor sus moléculas. «Volátil» no significa necesariamente peligroso ni inflamable: describe una tendencia física a pasar al vapor. La masa molecular influye, pero no decide sola; la forma y el tipo de atracción entre moléculas pueden pesar más.
Un líquido hierve cuando su tensión de vapor alcanza la presión exterior
La evaporación ocurre en la superficie y puede producirse a cualquier temperatura. La ebullición aparece cuando la presión de vapor iguala la presión que actúa sobre el líquido, de modo que las burbujas de vapor pueden crecer en su interior sin colapsar. A nivel del mar, el agua alcanza esa condición cerca de 100 °C; en una montaña, la presión atmosférica es menor y hierve a una temperatura inferior. El punto de ebullición, por tanto, siempre debe asociarse a una presión externa.
Una olla a presión realiza el cambio contrario: eleva la presión sobre el agua y desplaza la ebullición a temperaturas mayores. Calentar después de comenzar a hervir no aumenta indefinidamente la temperatura del líquido puro mientras continúe el cambio de fase; gran parte de la energía se emplea en vaporizarlo. Esta conexión también separa dos conceptos próximos de Simplao: la tensión superficial describe el coste energético de crear interfaz, no la presión del vapor situado encima.
En una mezcla, cada componente contribuye y su composición modifica el vapor
Para una disolución ideal, la ley de Raoult indica que la presión parcial de cada componente volátil es su presión de vapor pura multiplicada por su fracción molar en el líquido. Añadir un soluto no volátil, como sal, reduce la proporción de moléculas de disolvente en la superficie y disminuye su presión de vapor. Esta es la base microscópica de una propiedad coligativa: la elevación del punto de ebullición, que depende del número de partículas disueltas y no solo de su identidad.
Las mezclas reales pueden desviarse porque las atracciones entre moléculas distintas no siempre se parecen a las de los líquidos puros. Además, la composición del vapor suele diferir de la del líquido: contiene una proporción mayor del componente más volátil. La destilación aprovecha precisamente esa diferencia mediante ciclos de vaporización y condensación. Algunos sistemas forman azeótropos, composiciones en las que líquido y vapor hierven con proporciones iguales y una destilación simple deja de separar por completo los componentes.
La presión de vapor del agua también organiza humedad, nubes y rocío
En meteorología, la presión parcial real del vapor de agua se compara con la presión de vapor de saturación a la temperatura del aire. La humedad relativa expresa esa proporción en porcentaje. Como la saturación aumenta al calentarse, una misma cantidad de vapor puede representar humedad relativa alta en aire frío y baja en aire cálido. Decir que el aire «puede contener» cierta cantidad es una metáfora: la condensación depende del equilibrio entre vapor y agua, no de un recipiente que se llene.
El punto de rocío es la temperatura a la que el vapor presente alcanzaría la saturación si el aire se enfriara sin cambiar su contenido de agua. Entonces pueden formarse gotas sobre una superficie, niebla o nubes si existen núcleos adecuados. Esta relación amplía lo explicado en la humedad atmosférica. Sobre hielo y sobre agua líquida las presiones de saturación no son idénticas, una diferencia importante para nubes frías y crecimiento de cristales.
Medir bien exige controlar temperatura, pureza y equilibrio
La presión de vapor puede determinarse observando directamente la presión sobre una muestra, siguiendo la temperatura de ebullición a distintas presiones o usando métodos dinámicos y de efusión para valores muy bajos. Las bases termodinámicas reúnen curvas experimentales, no una cifra única para cada sustancia. Incluso pequeñas impurezas, descomposición química o un termómetro mal equilibrado pueden distorsionar el resultado. Cerca del punto crítico, la distinción entre líquido y vapor termina desapareciendo.
Tres errores son especialmente comunes. Un recipiente abierto no alcanza necesariamente la presión de vapor de saturación porque el aire retira moléculas continuamente. La presencia de aire no cambia el valor de equilibrio de una sustancia ideal a esa temperatura, aunque sí cambia la presión total. Y una presión de vapor alta no implica que todo el líquido se evapore de inmediato: la velocidad depende también del área, la ventilación y la transferencia de calor. Propiedad de equilibrio y rapidez de evaporación están relacionadas, pero no son equivalentes.
