Questa è legata alla domanda “come possono evaporare le cose al di sotto del loro punto di ebollizione?” che riceviamo spesso. Ed è una buona domanda, perché sottolinea che il modo in cui insegniamo le fasi della materia agli studenti prima del college non è tutta la storia. Quindi, per iniziare, dimenticate tutto quello che pensavate di sapere sulle diverse fasi della materia…

Ok, iniziamo con una piccola tangente per dare alcune importanti informazioni correlate: Nei gas, c’è un concetto noto come “pressione parziale”. Questo significa che, per molti concetti e calcoli, si può trattare ogni singolo gas in una miscela di gas come se fosse da solo. Come esempio concreto: L’aria secca è (approssimativamente) 80% azoto e 20% ossigeno, e ad una pressione di circa 15 libbre per pollice quadrato (PSI) a livello del mare. Questo significa che la pressione parziale dell’azoto è 12 PSI (80% di 15) e la pressione parziale dell’ossigeno è 3 PSI (20% di 15). Gli esseri umani hanno bisogno di ossigeno per respirare, e possiamo respirare facilmente in aria normale a livello del mare, con questa pressione di 100 hPa. Tuttavia, potremmo respirare altrettanto facilmente se respirassimo ossigeno al 100% ad una pressione di soli 3 PSI. Questo perché il trasferimento di ossigeno nei nostri polmoni dipende solo dalla pressione parziale dell’ossigeno, che è la stessa in ogni caso.

Ok, basta con la pressione parziale, è solo tangenzialmente collegata. Ora passiamo alla spiegazione:

A scuola ci insegnano che i solidi rimangono solidi al di sotto del punto di congelamento, e i liquidi rimangono liquidi tra il punto di fusione e quello di ebollizione. Questa è una bugia sfacciata. Ogni sostanza solida o liquida che è esposta a un gas o al vuoto esiste anche come vapore, a tutte le temperature. La quantità di vapore è descritta da una quantità chiamata pressione di vapore. Per l’acqua liquida, la pressione di vapore è la pressione parziale alla quale il liquido e il vapore sono in equilibrio: non ci sarà più evaporazione netta quando la pressione parziale del vapore acqueo che circonda l’acqua liquida è uguale alla pressione di vapore. Per l’acqua solida (ghiaccio), il quadro è lo stesso, ma sostituisci “liquido” con “solido”, e “evaporazione” con “sublimazione”.

(nota: parlerò dell’acqua per questa spiegazione per mantenere la formulazione più semplice, ma tieni presente che tutto quello che dirò d’ora in poi sull’acqua si applica praticamente ad ogni altra sostanza nel mondo)

La pressione del vapore non è un valore costante. Cambia secondo una formula che molti studenti di meteorologia hanno gli incubi: la relazione Clausius-Clapeyron. I dettagli non sono importanti: ciò che conta è che la pressione del vapore aumenta con l’aumentare della temperatura. Temperature più calde significano che più acqua può esistere in forma di vapore.

C’è un esempio di pressione di vapore in uso ogni giorno che probabilmente ti è già familiare: l’umidità relativa. Quando le previsioni del tempo dicono che l’umidità relativa è dell’80%, significa che la pressione parziale del vapore acqueo già presente nell’atmosfera è l’80% della pressione del vapore saturo per quella temperatura. Se la temperatura scende, ma la quantità di vapore acqueo rimane la stessa, allora l’umidità relativa sale. E se la temperatura scende abbastanza, la pressione parziale dell’acqua nell’atmosfera sarà uguale alla pressione del vapore: un’umidità relativa del 100%. Qualsiasi ulteriore raffreddamento significherà che si verificherà la condensazione, o se la temperatura è inferiore a 0 gradi C (32 gradi F), la brina solida si depositerà sulle superfici.

Perciò, perché il diagramma di fase dell’acqua parla sempre della necessità di una pressione super-bassa per la sublimazione? Beh, è più facile da spiegare se si pensa prima all’ebollizione. Voglio dire, pensateci un attimo: perché, se c’è questo aumento regolare della quantità di una sostanza che evapora, raggiunge una certa temperatura e improvvisamente bolle tutta?

Questo è facile! Il punto di ebollizione di un liquido è la temperatura alla quale la pressione del vapore è uguale alla pressione atmosferica totale. Quindi, anche se la tua stanza è piena solo di vapore acqueo, a meno che tu non aumenti la pressione dell’ambiente circostante, la pressione parziale dell’acqua nel tuo ambiente sarà inferiore alla pressione del vapore, quindi tutto il tuo liquido si trasformerà in un gas bollendo. Come nota a margine, questo è il motivo per cui il punto di ebollizione dell’acqua è più basso in altitudine: la pressione dell’aria è più bassa, quindi la temperatura alla quale la pressione del vapore dell’acqua è uguale alla pressione ambientale sarà anche più bassa. E se si va a pressioni ambientali sempre più basse, come ad esempio la superficie di Marte, alla fine la pressione è così bassa che la pressione del vapore dell’acqua è uguale alla pressione ambientale anche al di sotto di 0C (32F), quindi l’acqua non può mai nemmeno diventare abbastanza calda da trasformarsi in liquido prima di sublimare!

Quindi, mettendo tutto insieme in una risposta alla tua domanda: L’acqua non ha bisogno di raggiungere il suo “punto di ebollizione” per evaporare, né ha bisogno di essere a pressioni molto basse per sublimare. L’acqua versata sta sempre per evaporare un po’, e un blocco di ghiaccio sta sempre per sublimare un po’ (lasciate un cubetto di ghiaccio in un congelatore per diversi mesi in un luogo asciutto, e lo vedrete restringersi!), poiché la pressione parziale del vapore acqueo nell’aria è quasi sempre inferiore alla pressione del vapore dell’acqua (a meno che, naturalmente, non sia un giorno molto umido con il 100% di umidità, nel qual caso l’acqua versata rimarrà lì).

E infine, un tl;dr:

  • Tutte le sostanze liquide (solide) evaporano (sublimano) fino a saturare l’aria intorno a loro (anche se non deve esserci aria perché questo accada); la quantità che può evaporare (sublimare) dipende dalla temperatura.

Ho iniziato questo post adattandolo da un vecchio post che ho scritto tempo fa, e si è rivelato un po’ più difficile da adattare pur restando comprensibile. Se avete altre domande, fatemelo sapere!

Alcune altre risorse:

  • Corso intensivo in pressioni parziali e pressione di vapore
  • Il processo Bergeron: dobbiamo la maggior parte delle precipitazioni che cadono nel mondo al fatto che c’è una grande differenza tra la pressione di vapore del ghiaccio e dell’acqua liquida.
  • La pressione del vapore spiegata da un texano (una spiegazione più concisa e forse migliore della mia)
  • Un esempio del mondo reale: le valli secche McMurdo dell’Antartide. Anche se la regione non supera quasi mai il punto di congelamento, non c’è nient’altro che roccia nuda, poiché la neve che cade si sublima rapidamente nelle condizioni estremamente secche.
  • Un altro esempio del mondo reale: i cibi liofilizzati vengono abbassati a temperature di congelamento, e poi messi sotto vuoto per accelerare il processo di sublimazione.

*Modificato per aggiungere qualche altro esempio del mondo reale

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