Puntos de ebullición

Los líquidos se mantienen unidos por interacciones débiles entre sus moléculas. Para pasar a la fase gaseosa, una molécula debe obtener suficiente energía del calor u otras fuentes para superar estas interacciones.

Consideremos un recipiente cerrado de un líquido puro a temperatura ambiente. Algunas de las moléculas de fase líquida en la superficie ganan suficiente energía para evaporarse, y parte de ese vapor pierde energía y se condensa de nuevo en líquido. Cuando las tasas de evaporación y condensación son las mismas, el líquido y el vapor alcanzan el equilibrio. En este punto, el espacio sobre el líquido está saturado de vapor y no hay cambio neto en la cantidad de líquido y vapor en el recipiente. La presión ejercida por el vapor se denomina presión de vapor.

Ahora, considere un recipiente abierto de líquido. Aquí el vapor puede escapar, evitando que el área por encima del líquido se sature. Por lo tanto, la evaporación podría continuar hasta que no quede líquido. A medida que aumenta la temperatura de un líquido, también lo hace la tasa de evaporación y, por lo tanto, también lo hace la presión de vapor. Si se agrega suficiente calor, las moléculas más profundas en el líquido