Pontos de ebulição

Os líquidos são mantidos juntos por interações fracas entre suas moléculas. Para fazer a transição para a fase gasosa, uma molécula deve obter energia suficiente do calor ou de outras fontes para superar essas interações.

Vamos considerar um recipiente fechado de um líquido puro à temperatura ambiente. Algumas das moléculas da fase líquida na superfície ganham energia suficiente para evaporar, e parte desse vapor perde energia e se condensa de volta ao líquido. Quando as taxas de evaporação e condensação são as mesmas, o líquido e o vapor atingem o equilíbrio. Neste ponto, o espaço acima do líquido está saturado de vapor e não há alteração líquida na quantidade de líquido e vapor no recipiente. A pressão exercida pelo vapor é chamada de pressão de vapor.

Agora, considere um recipiente aberto de líquido. Aqui o vapor pode escapar, evitando que a área acima do líquido fique saturada. Assim, a evaporação pode continuar até que não haja mais líquido. À medida que a temperatura de um líquido aumenta, também aumenta a taxa de evaporação e, portanto, a pressão de vapor. Se calor suficiente for adicionado, as moléculas mais profundas no líquido começam a vaporizar, o que vemos como bolhas