vaporizarea căldurii sau entalpia de vaporizare este energia pe care un gram de substanță lichidă trebuie să o absoarbă la punctul său de fierbere la temperatură constantă; adică pentru a finaliza trecerea de la lichid la faza gazoasă. Se exprimă de obicei în unitățile j / g sau cal / g; și în kJ / mol, atunci când vorbim despre entalpia molară a vaporizării.
Acest concept este mai cotidian decât pare. De exemplu, multe mașini, cum ar fi trenurile cu aburi, funcționează cu energia eliberată de vaporii de apă. La suprafața pământului, se pot observa mase mari de vapori care se ridică spre cer, ca cele din imaginea de mai jos.
De asemenea, vaporizarea transpirației pe piele se răcește sau se reîmprospătează datorită pierderii de energie cinetică; ceea ce se traduce printr-o scădere a temperaturii. Senzația de prospețime crește atunci când bate vântul, deoarece îndepărtează mai repede vaporii de apă din sudoare.
Căldura vaporizării depinde nu numai de cantitatea de substanță, ci de proprietățile sale chimice; în special a structurii moleculare și a tipului de interacțiuni intermoleculare prezente.
Indice articol
Căldura vaporizării (ΔHvap) este o variabilă fizică care reflectă forțele de coeziune ale lichidului. Se înțelege că forțele de coeziune sunt cele care țin molecule (sau atomi) împreună în faza lichidă. Lichidele volatile, de exemplu, au forțe de coeziune slabe; în timp ce cele ale apei, sunt foarte puternice.
De ce un lichid este mai volatil decât altul și, ca urmare, necesită mai multă căldură pentru a se evapora complet la punctul de fierbere? Răspunsul constă în interacțiunile intermoleculare sau forțele lui Van der Waals.
În funcție de structura moleculară și de identitatea chimică a substanței, interacțiunile sale intermoleculare variază, precum și magnitudinea forțelor sale de coeziune. Pentru a o înțelege, diferite substanțe trebuie analizate cu ΔHvap diferit.
Forțele de coeziune din interiorul unui lichid nu pot fi foarte puternice, altfel moleculele sale nu ar vibra. Aici, „vibrați” se referă la mișcarea liberă și aleatorie a fiecărei molecule din lichid. Unii merg mai încet sau mai repede decât alții; adică nu toți au aceeași energie cinetică.
Prin urmare, se vorbește despre un energie cinetică medie pentru toate moleculele lichidului. Aceste molecule suficient de repede vor putea depăși forțele intermoleculare care o țin în lichid și vor scăpa în faza gazoasă; cu atât mai mult, dacă sunt la suprafață.
Odată ce prima moleculă M cu energie cinetică mare scapă, atunci când energia cinetică medie este estimată din nou, aceasta scade.
De ce? Deoarece pe măsură ce moleculele mai rapide ies în faza gazoasă, cele mai lente rămân în lichid. O lentoare moleculară mai mare este egală cu răcirea.
Pe măsură ce moleculele M scapă în faza gazoasă, ele se pot întoarce la lichid; Cu toate acestea, dacă lichidul este expus mediului, inevitabil toate moleculele vor tinde să scape și se spune că a existat o evaporare.
Dacă lichidul este păstrat într-un recipient închis ermetic, se poate stabili un echilibru lichid-gaz; adică viteza cu care pleacă moleculele gazoase va fi aceeași cu care intră.
Presiunea exercitată de moleculele de gaz pe suprafața lichidului în acest echilibru este cunoscută sub numele de presiunea vaporilor. Dacă recipientul este deschis, presiunea va fi mai mică comparativ cu cea care acționează asupra lichidului din recipientul închis.
Cu cât este mai mare presiunea vaporilor, cu atât lichidul este mai volatil. Fiind mai volatil, cu atât sunt mai slabe forțele sale de coeziune. Și, prin urmare, va fi necesară mai puțină căldură pentru a-l evapora la punctul său normal de fierbere; adică temperatura la care presiunea vaporilor și presiunea atmosferică sunt egale, 760 torr sau 1atm.
Moleculele de apă pot forma faimoasele legături de hidrogen: H-O-H-OHDouă. Acest tip special de interacțiune intermoleculară, deși slabă atunci când se iau în considerare trei sau patru molecule, este extrem de puternică atunci când vine vorba de milioane dintre ele..
Căldura de vaporizare a apei la punctul de fierbere este 2260 J / g sau 40,7 kJ / mol. Ce înseamnă? Că pentru a evapora un gram de apă la 100 ° C ai nevoie de 2260J (sau 40,7kJ pentru a evapora un mol de apă, adică în jur de 18g).
Apa la temperatura corpului uman, la 37 ° C, are un ΔHvap superior. De ce? Deoarece, așa cum spune definiția sa, apa trebuie încălzită la 37 ° C până când atinge punctul de fierbere și se evaporă complet; prin urmare, ΔHvap este mai mare (și cu atât mai mult când vine vorba de temperaturi scăzute).
ΔHvap de etanol la punctul de fierbere este de 855 J / g sau 39,3 kJ / mol. Rețineți că este inferioară celei a apei, deoarece structura sa, CH3CHDouăOH, abia poate forma o legătură de hidrogen. Cu toate acestea, continuă să fie printre lichidele cu cele mai mari puncte de fierbere..
ΔHvap de acetonă este de 521 J / g sau 29,1 kJ / mol. Deoarece reflectă căldura de vaporizare, este un lichid mult mai volatil decât apa sau etanolul și, prin urmare, fierbe la o temperatură mai mică (56 ° C)..
De ce? Deoarece moleculele sale de CH3OCH3 nu poate forma legături de hidrogen și poate interacționa numai prin forțe dipol-dipol.
Pentru ciclohexan, este ΔHvap este de 358 J / g sau 30 kJ / mol. Se compune dintr-un inel hexagonal cu formula C6H12. Moleculele sale interacționează prin forțele de dispersie din Londra, datorită faptului că sunt apolare și nu au un moment dipolar..
Rețineți că, deși este mai greu decât apa (84g / mol vs 18g / mol), forțele sale de coeziune sunt mai mici.
ΔHvap de benzen, inel hexagonal aromatic cu formula C6H6, este de 395 J / g sau 30,8 kJ / mol. La fel ca ciclohexanul, acesta interacționează prin forțe de împrăștiere; dar este, de asemenea, capabil să formeze dipoli și să mute suprafața inelelor (unde dublele lor legături sunt delocalizate) pe alte.
Acest lucru explică de ce fiind apolar și nu foarte greu, are un aHvap relativ ridicat.
ΔHvap toluenul este chiar mai mare decât benzenul (33,18 kJ / mol). Acest lucru se datorează faptului că, pe lângă cele menționate anterior, grupările sale metil, -CH3 colaborează în momentul dipol al toluenului; la rândul lor, ele pot interacționa prin forțe de dispersie.
Și în cele din urmă, ΔHvap al hexanului este de 335 J / g sau 28,78 kJ / mol. Structura sa este CH3CHDouăCHDouăCHDouăCHDouăCH3, adică liniar, spre deosebire de cel al ciclohexanului, care este hexagonal.
Deși masele lor moleculare diferă foarte puțin (86g / mol vs 84g / mol), structura ciclică influențează în mod direct modul în care moleculele interacționează. Fiind un inel, forțele de dispersie sunt mai eficiente; pe de altă parte, în structura liniară a hexanului, ei sunt mai „rătăcitori”.
Valorile lui ΔHvap pentru hexan intră în conflict cu cele pentru acetonă. În principiu, deoarece hexanul are un punct de fierbere mai ridicat (81 ° C), ar trebui să aibă un ΔHvap mai mare decât acetonă, care fierbe la 56ºC.
Diferența este că acetona are o capacitate termică mai mare decât cea a hexanului. Aceasta înseamnă că, pentru a încălzi un gram de acetonă de la 30 ° C la 56 ° C și a o evapora, este nevoie de mai multă căldură decât se folosește pentru a încălzi un gram de hexan de la 30 ° C la temperatura de fierbere de 68 ° C..
Nimeni nu a comentat acest articol încă.