La presión de vapor de un líquido (Pv) es la presión ejercida por el vapor de ese líquido a una temperatura determinada, en un recipiente cerrado, sobre las paredes del líquido y sobre la propia superficie del líquido, encontrándose ambas fases en equilibrio.

A nivel molecular, la presión de vapor puede explicarse en forma teórica por el modelo cinético-molecular de los gases. Según este modelo, la presión es ejercida por los choques de las moléculas de vapor con la superficie del líquido o con las paredes del recipiente.

Experimentalmente se encuentra que la presión de vapor de un líquido aumenta al aumentar la temperatura. Esto se explica considerando que al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas tanto del vapor como del líquido, lo cual determina que haya dos factores incidiendo en el aumento de la presión de vapor. Por un lado, en el vapor, al aumentar la temperatura aumentará la energía cinética promedio delas partículas, aumentando así la cantidad de choques y el impulso de los mismos. Por el otro lado, en el líquido, al aumentar la energía cinética promedio de las moléculas, aumentará también la cantidad de moléculas con energía suficiente para escapar a la fase de vapor, aumentando así la cantidad de moléculas en esta fase.

Si se grafica Pv en función de la temperatura se obtiene una curva de tipo exponencial como la que se muestra en la figura. También puedes acceder aquí a un simulado que muestra esta relación explicándola desde el punto de vista corpuscular y el macroscópico.

Además de la temperatura, la presión de vapor de un líquido depende de la naturaleza de la sustancia. Cuanto mayor sean las fuerzas intermoleculares del líquido, menor será la presión de vapor a una temperatura determinada, pues se requerirá mayor energía para lograr que las moléculas pasen a la fase de vapor. Fuera de estos dos factores, la presión de vapor de un líquido no depende de ningún otro.

Cuando la presión de vapor un líquido iguala a la presión atmosférica, el líquido entra en ebullición, es decir se comienzan a formar burbujas de vapor en todo el líquido, y no solo a nivel de la superficie como sucede en la evaporación. Que el líquido entre en ebullición, por lo tanto, depende de que se encuentre a una temperatura lo suficientemente elevada para que su presión de vapor iguale a la presión atmosférica. Si la presión atmosférica es baja se el líquido hervirá a una temperatura más baja. Por ejemplo al subir una montaña el agua hierve a menor temperatura porque la presión es menor. Por ello en la montaña se necesita mayor tiempo para cocer los alimentos ya que hierven a menor temperatura. En este principio se basa también el uso de la olla a presión. En esta se hace hervir el agua a una presión más elevada que la normal para que el punto de ebullición sea mayor y así los alimentos se cocinen más rápido. De hecho los incas fueron los creadores de un tipo de olla a presión para solucionar el problema de cocer los alimentos en la altitud.

A la temperatura que un líquido hierve, a cualquier temperatura, se le llama punto de ebullición (Peb.). Si la presión es de una atmósfera (760 torr) se define como punto de ebullición normal de dicho líquido (¨Peb. Normal).

En resumen, el punto de ebullición de un líquido depende de dos factores: la presión externa y la naturaleza del líquido. Cuando mayores sean las fuerzas de atracción entre las partículas que forman el líquido, mayor será su punto de ebullición.

Aquí puedes acceder un applet que muestra muy bien la relación entre la presión de vapor y la temperatura, desde el punto de vista corpuscular y el macroscópico.

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Materiales para estudiar el tema estado líquido en un nivel de segundo año de bachillerato.