Guinguette Marais Poitevin

Para que las moléculas de un líquido se evaporen, deben estar situadas cerca de la superficie, tienen que estar moviéndose en la dirección adecuada y tener suficiente energía cinética para superar las fuerzas intermoleculares de la fase líquida. Cuando sólo una pequeña proporción de las moléculas cumple estos criterios, la tasa de evaporación es baja. Como la energía cinética de una molécula es proporcional a su temperatura, la evaporación se produce más rápidamente a temperaturas más altas. Al escapar las moléculas más rápidas, las moléculas restantes tienen una energía cinética media más baja, y la temperatura del líquido disminuye. Este fenómeno también se denomina enfriamiento por evaporación. La evaporación también tiende a ser más rápida cuando el flujo entre la fase gaseosa y la líquida es mayor y en los líquidos con mayor presión de vapor. Por ejemplo, la ropa tendida en un tendedero se secará (por evaporación) más rápidamente en un día con viento que en un día tranquilo. Los tres elementos clave de la evaporación son el calor, la presión atmosférica (que determina el porcentaje de humedad) y el movimiento del aire.

A nivel molecular, no existe un límite estricto entre el estado líquido y el estado de vapor. En su lugar, existe una capa de Knudsen, donde la fase es indeterminada. Debido a que esta capa tiene sólo unas pocas moléculas de espesor, a escala macroscópica no se puede ver una interfaz de transición de fase clara.

Los líquidos que no se evaporan visiblemente a una temperatura determinada en un gas determinado (por ejemplo, el aceite de cocina a temperatura ambiente) tienen moléculas que no tienden a transferir energía entre sí en un patrón suficiente para dar frecuentemente a una molécula la energía térmica necesaria para convertirse en vapor. Sin embargo, estos líquidos se evaporan. Sólo que el proceso es mucho más lento y, por tanto, significativamente menos visible.

Equilibrio evaporativo

Presión de vapor del agua frente a la temperatura. 760 Torr = 1 atm.

Si la evaporación tiene lugar en un área cerrada, las moléculas que escapan se acumulan como vapor sobre el líquido. Muchas de las moléculas regresan al líquido, siendo más frecuente el retorno de moléculas a medida que aumenta la densidad y la presión del vapor. Cuando el proceso de escape y retorno alcanza un equilibrio, se dice que el vapor está «saturado», y no se producirán más cambios ni en la presión y densidad del vapor ni en la temperatura del líquido. Para un sistema formado por vapor y líquido de una sustancia pura, este estado de equilibrio está directamente relacionado con la presión de vapor de la sustancia, tal y como da la relación Clausius-Clapeyron

ln ( P 2 P 1 ) = – Δ H v a p R ( 1 T 2 – 1 T 1 ) {\displaystyle \ln \left({\frac {P_{2}}{P_{1}}right)=-{frac {\Delta H_{vap}}left({\frac {1}T_{2}}-{\frac {1}T_{1}}right)}

donde P1, P2 son las presiones de vapor a las temperaturas T1, T2 respectivamente, ΔHvap es la entalpía de vaporización, y R es la constante universal de los gases. La velocidad de evaporación en un sistema abierto está relacionada con la presión de vapor encontrada en un sistema cerrado. Si se calienta un líquido, cuando la presión de vapor alcanza la presión ambiental el líquido hervirá.

La capacidad de una molécula de un líquido para evaporarse se basa en gran medida en la cantidad de energía cinética que pueda poseer una partícula individual. Incluso a temperaturas más bajas, las moléculas individuales de un líquido pueden evaporarse si tienen más de la cantidad mínima de energía cinética necesaria para la vaporización.