CĂLDURA DE VAPORIZARE: DIN APĂ, ETANOL, ACETONĂ, CICLOHEXAN - CHIMIE - 2025

Vaporizarea căldură sau entalpia vaporizarea este energia pe care un gram de substanță lichidă trebuie să absoarbă la punctul său de fierbere la temperatură constantă; adică să finalizezi trecerea de la faza lichidă la cea gazoasă. Se exprimă de obicei în unitățile j / g sau cal / g; și în kJ / mol, când vorbim despre entalpia molară de vaporizare.

Acest concept este mai cotidian decât pare. De exemplu, multe mașini, cum ar fi trenurile cu aburi, lucrează la energia eliberată de vaporii de apă. Se pot observa mase mari de vapori care se ridică spre oră pe suprafața Pământului, precum cele din imaginea de mai jos.

Sursa: Pxhere

De asemenea, vaporizarea transpirației de pe piele se răcește sau se împrospătează din cauza pierderii de energie cinetică; ceea ce se traduce printr-o scădere a temperaturii. Senzația de prospețime crește când suflă vântul, deoarece îndepărtează mai rapid vaporii de apă din picăturile de transpirație.

Căldura vaporizării depinde nu numai de cantitatea de substanță, ci de proprietățile chimice ale acesteia; în special, a structurii moleculare și a tipului de interacțiuni intermoleculare prezente.

În ce constă?

Căldura de vaporizare (vapH _vap ) 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 cu apă sunt foarte puternice.

Care este motivul pentru care un lichid este mai volatil decât altul și, ca urmare, are nevoie de mai multă căldură pentru a se evapora complet la punctul său de fierbere? Răspunsul constă în interacțiunile intermoleculare sau în forțele lui Van der Waals.

În funcție de structura moleculară și identitatea chimică a substanței, interacțiunile sale intermoleculare variază, precum și amploarea forțelor sale de coeziune. Pentru a înțelege acest lucru, trebuie analizate diferite substanțe cu _{vapori de} ΔH diferite .

Energia cinetică medie

Forțele de coeziune dintr-un 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 lent, sau mai repede decât alții; adică nu toate au aceeași energie cinetică.

Prin urmare, vorbim de o energie cinetică medie pentru toate moleculele lichidului. Aceste molecule suficient de rapide vor putea depăși forțele intermoleculare care îl 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, când energia cinetică medie este estimată din nou, aceasta scade.

De ce? Deoarece pe măsură ce moleculele mai rapide scapă în faza gazoasă, cele mai lente rămân în lichid. O lentoare moleculară mai mare este egală cu răcirea.

Presiunea de vapori

Pe măsură ce moleculele M scapă în faza gazoasă, ele pot reveni la lichid; Cu toate acestea, dacă lichidul este expus mediului, inevitabil toate moleculele vor avea tendința de a scăpa 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 presiunea de vapori este mai mare, cu atât lichidul este mai volatil. Fiind mai volatile, cele mai slabe sunt forțele sale de coeziune. Prin urmare, va fi necesară mai puțină căldură pentru a o evapora până la punctul normal de fierbere; adică temperatura la care presiunea de vapori și presiunea atmosferică sunt egale, 760 torr sau 1atm.

Căldura de vaporizare a apei

Moleculele de apă pot forma celebrele legături de hidrogen: H - O - H-OH ₂ . Acest tip special de interacțiune intermoleculară, deși slab dacă luați în considerare trei sau patru molecule, este extrem de puternic 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? Pentru a evapora un gram de apă la 100ºC ai nevoie de 2260J (sau 40,7 kJ pentru a evapora o aluniță de apă, adică în jur de 18g).

Apa la temperatura corpului uman, 37ºC, are un _{vapor de} ΔH mai mare. De ce? Deoarece, așa cum spune definiția sa, apa trebuie încălzită la 37 ° C până când ajunge la punctul de fierbere și se evaporă complet; prin urmare, ΔH _vap este mai mare (și chiar mai mare când vine vorba de temperaturi reci).

Din etanol

_Vapul ΔH de etanol în punctul său de fierbere este de 855 J / g sau 39,3 kJ / mol. Rețineți că este inferioară celei a apei, deoarece structura sa, CH ₃ CH ₂ OH, poate forma cu greu o legătură de hidrogen. Cu toate acestea, continuă să se situeze printre lichidele cu cele mai mari puncte de fierbere.

Din acetona

_Vapul ΔH al acetonei este 521 J / g sau 29,1 kJ / mol. Deoarece reflectă căldura sa de vaporizare, este un lichid mult mai volatil decât apa sau etanolul și, prin urmare, fierbe la o temperatură mai mică (56ºC).

De ce? Deoarece moleculele sale CH ₃ OCH ₃ nu pot forma legături de hidrogen și pot interacționa doar prin forțe dipol-dipol.

De ciclohexan

Pentru ciclohexan, ei AH _VAP este 358 J / g sau 30 kJ / mol. Constă dintr-un inel hexagonal cu formula C ₆ H ₁₂ . Moleculele sale interacționează prin forțele de împrăștiere din Londra, deoarece sunt apolare și nu au un moment dipol.

Rețineți că, deși este mai greu decât apa (84g / mol față de 18g / mol), forțele sale de coeziune sunt mai mici.

De benzen

_Vaporul ΔH al benzenului, un inel hexagonal aromatic cu formula C ₆ H ₆ , este 395 J / g sau 30,8 kJ / mol. La fel ca ciclohexanul, interacționează prin forțele de dispersie; dar, de asemenea, este capabil să formeze dipoli și să relocheze suprafața inelelor (unde legăturile lor duble sunt delocalizate) asupra altora.

Acest lucru explică de ce, fiind apolar și nu foarte greu, are un _{vapori de} ΔH relativ ridicat.

Din toluen

_Vapul ΔH al toluenului este chiar mai mare decât al benzenului (33,18 kJ / mol). Acest lucru se datorează faptului că, în plus față de cele menționate mai sus, grupurile sale de metil, -CH ₃ Colaborează la momentul de dipol de toluen; de asemenea, pot interacționa prin forțe de dispersie.

Din hexan

Și în sfârșit, _{vaporul de} ΔH al hexanului este 335 J / g sau 28,78 kJ / mol. Structura sa este CH ₃ CH ₂ CH ₂ CH ₂ CH ₂ CH ₃ , adică liniară, spre deosebire de ciclohexan, care este hexagonal.

Deși masele lor moleculare diferă foarte puțin (86g / mol față de 84g / mol), structura ciclică influențează direct modul în care interacționează moleculele. Fiind un inel, forțele de dispersie sunt mai eficiente; pe de altă parte, ele sunt mai „errante” în structura liniară a hexanului.

Valorile ΔH _vap pentru conflictul cu hexan cu cele pentru acetonă. În principiu, hexan, deoarece are un punct de fierbere mai ridicat (81ºC), ar trebui să aibă o mai mare A H _VAP decât acetonă, care fierbe la 56ºC.

Diferența este că acetona are o capacitate de căldură mai mare decât hexanul. Aceasta înseamnă că pentru a încălzi un gram de acetonă de la 30 ° C la 56 ° C și evapora, necesită mai multă căldură decât este folosit pentru încălzirea unui gram de hexan de la 30 ° C până la punctul de fierbere de 68 ° C.

Referințe

1. TutorVista. (2018). Entalpia vaporizării. Recuperat din: chimie.tutorvista.com
2. Chimie LibreTexturi. (3 aprilie 2018). Căldură de vaporizare. Recuperat din: chem.libretexts.org
3. Banca de date Dortmund (Sf). Căldura standard de vaporizare a ciclohexanului. Recuperat de la: ddbst.com
4. Chickos JS & Acree WE (2003). Entalpii de vaporizare a compușilor organici și organometalici, 1880-2002. J. Phys. Chem. Ref. Data, vol. 32, nr. 2.
5. Whitten, Davis, Peck și Stanley. Chimie. (Ediția a VIII-a). CENGAGE Learning, p 461-464.
6. Academia Khan. (2018). Capacitatea de căldură, căldura de vaporizare și densitatea apei. Recuperat de la: es.khanacademy.org