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Titolo: evaporazione acqua

Ciao!
avrei bisogno di un chiarimento su una cosa che dovrebbero sapere anche i 
ragazzini delle elementari...grossomodo.
Allora in sostanza volevo sapere come mai quando si lascia acqua in un 
recipiente aperto, in condizioni diciamo di 1atm e 30°C, dopo qualche giorno 
quest'acqua sparisce.
Infatti dal diagramma di stato dell'acqua vedo che in quelle condizioni 
dovrebbe esserci la presenza della "sola fase liquida". Cioč l'acqua non 
dovrebbe evaporare.
Il fenomeno č dovuto all'anomalia statistica dell'acquisto di energia 
cinetica di alcune molecole di acqua che riescono a "rompere" la tensione 
superficiale del liquido stesso? non ho fatto(nella mia testa) molta 
chiarezza sulla distinzione che c'č tra questo fenomeno e quello della 
generazione di una pressione di vapore quando l'acqua viene messa in un 
recipiente chiuso e vuoto. Anche in questo caso č presente la questione 
dell'acquisto di energia cinetica da parte di alcune molecole che riescono a 
"staccarsi" dalla fase liquida e generare un equilibrio dinamico grazie a 
quelle che vi ritornano. Qui perň se noi teniamo a temperatura costante il 
contenitore, la pressione si porta automaticamente a quella di 
evaporazione...o no?
Quello che voglio dire č che nel primo caso si verifica evaporazione quando 
le condizioni di P e T non dovrebbero consentirlo mentre nel secondo 
l'evaporazione č piů lecita, mi pare.
grazie

 dovrebbe evaporare.
La tensione di vapore dell'acqua non è mai zero, quindi l'acqua potrà 
sempre evaporare a qualsiasi temperatura. A meno che l'aria non sia 
satura (umidità relativa 100%), perché in questo caso si è in equilibrio.
In un recipiente chiuso l'acqua evaporerà fino a raggiungere una 
pressione parziale di vapore pari alla sua specifica tensione di vapore 
a quella determinata temperatura. Se il recipiente è aperto, e l'umidità 
non è al 100% (caso più comune), allora l'acqua evaporerà completamente.
Sul diagramma di stato la linea liquido/vapore è quella della 
transizione di fase (ebollizione). Se tiri una riga orizzontale 
all'altezza i 1 atm, la linea intersecherà la curva liquido/vapore in 
corrispondenza dei 100°C, che e la T di ebollizione dell'acqua a quella 
pressione. Ma non è prima non ci sia evaporazione, anzi.
-- 
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 dovrebbe evaporare.
Scusa, ma che diagramma hai visto?
http://it.wikipedia.org/wiki/Diagramma_di_fase
Non e' che confondi la pressione del *vapore saturo* riportata nel
diagramma con la pressione atmosferica? Perche' a 30 °C  la pressione
del vapore saturo (ovvero in equilibrio con il liquido) non e' 760 mm
Hg, ma molto meno, circa 32 mm Hg; se poi l'aria non e' satura, cioe'
l'umidita' relativa non e' = 100%, la pressione del vapore sara'
sempre inferiore a quei 32 mm Hg e quindi l'acqua continuera' ad
evaporare perche' non sara' mai in equilibrio con il suo vapore;
percio', nonostante tu legga sul barometro 760 mm di Hg, il punto che
devi considerare nel diagramma di stato si trova in realta' nella
regione del vapore. (Eh, lo so, i diagrammi sembrano semplici, ma
vanno correttamente interpretati!)

io ipotizzavo, erroneamente, che una pressione(atmosferica) di 760torr al di 
sopra dell'acqua dovrebbe impedire l'evaporazione proprio perchè tale 
pressione è maggiore della pressione di vapor saturo. Ad esempio se metto 
acqua in un contenitore chiuso e vuoto, la pressione del vapore(che in 
questo caso coincide con quella che insiste sulla superficie dell'acqua) 
aumenta da 0 fino alla sua pressione di vapor saturo;diciamo 32mmHg a 30°C. 
Ora se portassi la pressione di questo vapore ad un valore maggiore di 
32mmHg questo reagirebbe cedendo una certa quantità di molecole allo stao 
liquido riportando così automaticamente il valore della pressione ai 32mmHg. 
Io pensavo che, in modo analogo, grazie a questo effetto di livellamento, la 
pressione di una atmosfera dell'aria sovrastante impedirebbe "completamente" 
il passaggio di molecole dallo stato liquido a quello di vapore. Ma 
evidentemente qui si fa distinzione tra particelle d'aria e molecole di 
vapor d'acqua e quindi stiamo parlando di pressioni parziali, non totali. 
All'aperto quindi, durante il processo di evaporazione dell'acqua, la 
pressione della miscela gassosa immediatamente sovrastante la superficie 
dell'acqua, supererebbe 1 atmosfera(?).  E' giusto il ragionamento?
Grazie dell'aiuto


 Riccardo ha scritto:


 sovrastante la superficie dell'acqua, supererebbe 1 atmosfera(?).  
che significa ? LA pressione parziale del vapore è 
normalmente inferiore a quella di vapor saturo alla data T. 
Ergo -> evaporazione netta. Se fosse uguale, allora niente 
evaporazione netta. Se, ad esempio per compressione, aumento 
la P di vapor saturo senza che si verifichi un congruo 
riscaldamento (ad es. una compressione isoterma) ecco che 
una parte del vapore condensa. Invero un po' di condensa si 
forma anche in una compressione ibrida (né isoterma né 
adiabatica, tipo quella nei compressori -> hai notato che 
hanno una valvola di spurgo della CONDENSA sul fondo del 
cilindro di accumulo dell'aria compressa e che, a volte, il 
getto d'aria esce umido tipo un aerosol ?)
cioa
Soviet_Mario


Soviet_Mario

 no?
Occorre distinguere.
Cominciamo con l'esempio che avevi fatto del recipiente chiuso, e
precisiamolo cosi'. Il recipiente consiste di due parti, inizialmente
non comunicanti: in una e' presente soltanto acqua liquida, nell'altra
solo aria secca.
Quando le metti in comunicazione, un po' di acqua evapora andandosi a
mescolare all'aria presente nell'altra parte, e la pressione totale
aumenta.
Se invece fai lo stesso all'aperto, ossia prendi un recipiente chiuso
con sola acqua liquida e lo apri, l'acqua evapora in parte, ma la
pressione _totale_ esterna rimane 1 atm, ossia il vapore d'acqua
scaccia un po' di aria.
Questo perche' il valore della pressione totale e' fissato
dall'equilibrio idrostatico con tutta l'atmosfera.
In altre parole: nel primo caso lavori a volume costante, nel secondo
lavori a pressione costante.
 
-- 
Elio Fabri

dall'equilibrio idrostatico con tutta l'atmosfera.
Mi pare sensato anche questo. Immagino, in tutta la mia "pignoleria", che tu 
abbai tenuto in considerazione la presenza di gradienti di pressione 
talmente bassi da poter essere trascurati con ottimissima approssimazione. 
Insomma in altre parole la velocità di propagazione delle pressioni è 
talmente alta da rendere praticamente invisibile una P>1.
L'ho capita così.. ;)
Grazie
Ciao 

 approssimazione.
Certo.
Se invece di una tranquilla evaporazione fosse un'esplosione, sarebbe
tutt'altra musica :-)
 
-- 
Elio Fabri