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Lez. 6 chimica - Evaporazione ≠ Ebollizione - - Coggle Diagram
Lez. 6 chimica - Evaporazione ≠ Ebollizione -
punto triplo
Punto in cui coesistono in equilibrio solido, liquido e gas.
Segna anche la pressione sotto la quale non può esistere lo stato liquido, qualunque sia la temperatura.
Da cosa dipende il punto di ebollizione?
Forze intermolecolari
più forti → punto di ebollizione più alto (serve energia per separare le molecole)
Massa/polarizzabilità
molecole più pesanti (e più polarizzabili) → interazioni di London più forti → ebollizione più alta.
Pressione esterna
pressione ↑ → ebollizione ↑ (devi raggiungere una pressione di vapore maggiore)
pressione ↓ → ebollizione ↓ (a quote alte bolle prima)
Evaporazione: passaggio liquido → aeriforme che avviene solo in superficie, a qualunque temperatura (dipende da energia cinetica delle molecole superficiali).
diagrammi di stato (fase)
Sono grafici che mostrano, in funzione di temperatura e pressione, dove una sostanza è:
liquida
gassosa
solida
e dove coesistono più fasi in equilibrio
Ebollizione: processo che coinvolge tutto il volume del liquido e avviene a una specifica temperatura (per quella pressione), quando si formano bolle di vapore in tutto il liquido.
punto critico
È il termine della curva di equilibrio liquido-vapore: oltre quel punto non distinguo più liquido e gas → ho un fluido supercritico.
Differenza tra vapore e gas
Gas: aeriforme a temperatura superiore alla temperatura critica → non condensa semplicemente aumentando la pressione; per liquefarlo devi prima abbassare la temperatura sotto Tc (diventa “vapore”), e poi puoi condensare.
Vapore: aeriforme a temperatura inferiore alla temperatura critica → può essere condensato aumentando la pressione o diminuendo la temperatura.