De warmte verdamping of verdampingsenthalpie is de energie die een gram vloeibare substantie moet absorberen bij het kookpunt bij constante temperatuur; dat wil zeggen om de overgang van de vloeibare naar de gasvormige fase te voltooien. Het wordt meestal uitgedrukt in de eenheden j / g of cal / g; en in kJ / mol, als we het hebben over de molaire enthalpie van verdamping.
Dit concept is meer alledaags dan het lijkt. Zo draaien veel machines, zoals stoomtreinen, op de energie die vrijkomt door waterdamp. Op het aardoppervlak zijn grote dampmassa's te zien die naar de hemel opstijgen, zoals in de onderstaande afbeelding.
Ook koelt of verfrist de verdamping van zweet op de huid door het verlies van kinetische energie; wat zich vertaalt in een temperatuurdaling. Het gevoel van frisheid neemt toe als de wind waait, omdat het de waterdamp sneller uit de zweetdruppels verwijdert.
De verdampingswarmte hangt niet alleen af van de hoeveelheid stof, maar ook van de chemische eigenschappen ervan; vooral van de moleculaire structuur en het type aanwezige intermoleculaire interacties.
Artikel index
De verdampingswarmte (ΔHvap) is een fysieke variabele die de cohesiekrachten van de vloeistof weerspiegelt. Met cohesiekrachten worden die krachten bedoeld die moleculen (of atomen) in de vloeistoffase bij elkaar houden. Vluchtige vloeistoffen hebben bijvoorbeeld zwakke cohesiekrachten; terwijl die van het water erg sterk zijn.
Hoe komt het dat de ene vloeistof vluchtiger is dan de andere en dat het daardoor meer warmte nodig heeft om volledig te verdampen bij het kookpunt? Het antwoord ligt in de intermoleculaire interacties of Van der Waals-krachten.
Afhankelijk van de moleculaire structuur en de chemische identiteit van de stof, variëren de intermoleculaire interacties ervan, evenals de omvang van de cohesiekrachten. Om het te begrijpen, moeten verschillende stoffen worden geanalyseerd met ΔHvap anders.
De cohesiekrachten in een vloeistof kunnen niet erg sterk zijn, anders zouden de moleculen niet trillen. Hier verwijst "trillen" naar de vrije en willekeurige beweging van elk molecuul in de vloeistof. Sommige gaan langzamer of sneller dan andere; dat wil zeggen, ze hebben niet allemaal dezelfde kinetische energie.
Daarom is er sprake van een gemiddelde kinetische energie voor alle moleculen van de vloeistof. Die moleculen die snel genoeg zijn, zullen in staat zijn om de intermoleculaire krachten te overwinnen die het in de vloeistof houden, en zullen ontsnappen naar de gasfase; meer nog, als ze zich aan de oppervlakte bevinden.
Zodra het eerste molecuul M met hoge kinetische energie ontsnapt en de gemiddelde kinetische energie opnieuw wordt geschat, neemt deze af.
Waarom? Omdat naarmate de snellere moleculen in de gasfase ontsnappen, de langzamere in de vloeistof blijven. Een grotere moleculaire traagheid is gelijk aan afkoeling.
Als M-moleculen ontsnappen in de gasfase, kunnen ze terugkeren naar de vloeistof; Als de vloeistof echter wordt blootgesteld aan de omgeving, zullen onvermijdelijk alle moleculen de neiging hebben om te ontsnappen en er wordt gezegd dat er een verdamping heeft plaatsgevonden..
Als de vloeistof in een hermetisch afgesloten container wordt bewaard, kan een vloeistof-gas-evenwicht worden bereikt; dat wil zeggen, de snelheid waarmee de gasvormige moleculen vertrekken, zal dezelfde zijn als waarmee ze binnenkomen.
De druk die door gasmoleculen op het oppervlak van de vloeistof in dit evenwicht wordt uitgeoefend, staat bekend als de dampspanning. Als de container open is, zal de druk lager zijn in vergelijking met de druk die inwerkt op de vloeistof in de gesloten container.
Hoe hoger de dampspanning, hoe vluchtiger de vloeistof is. Omdat ze vluchtiger zijn, zijn de cohesiekrachten zwakker. En daarom zal er minder warmte nodig zijn om het tot zijn normale kookpunt te verdampen; dat wil zeggen, de temperatuur waarbij de dampdruk en de atmosferische druk gelijk zijn, 760 torr of 1atm.
Watermoleculen kunnen de beroemde waterstofbruggen vormen: H-O-H-OHtwee. Dit speciale type intermoleculaire interactie, hoewel zwak als we kijken naar drie of vier moleculen, is extreem sterk als het om miljoenen gaat..
De verdampingswarmte van water op het kookpunt is 2260 J / g of 40,7 kJ / mol. Wat betekent het? Dat om een gram water van 100 ° C te verdampen, je 2260 J nodig hebt (of 40,7 kJ om een mol water te verdampen, dat wil zeggen ongeveer 18 g).
Water met de temperatuur van het menselijk lichaam, 37ºC, heeft een ΔHvap hoger. Waarom? Omdat, zoals de definitie zegt, het water verwarmd moet worden tot 37ºC totdat het zijn kookpunt bereikt en volledig verdampt; daarom ΔHvap is hoger (en nog meer als het gaat om koude temperaturen).
De ΔHvap ethanol op het kookpunt is 855 J / g of 39,3 kJ / mol. Merk op dat het inferieur is aan dat van water, omdat zijn structuur, CH3CHtweeOH, het kan nauwelijks een waterstofbrug vormen. Het blijft echter een van de vloeistoffen met de hoogste kookpunten..
De ΔHvap aceton is 521 J / g of 29,1 kJ / mol. Omdat het zijn verdampingswarmte weerkaatst, is het een veel vluchtiger vloeistof dan water of ethanol, en daarom kookt het bij een lagere temperatuur (56 ° C)..
Waarom? Omdat zijn CH-moleculen3OCH3 kan geen waterstofbruggen vormen en kan alleen interageren via dipool-dipoolkrachten.
Voor cyclohexaan is de ΔHvap het is 358 J / g of 30 kJ / mol. Het bestaat uit een zeshoekige ring met formule C6H.12. De moleculen interageren via Londense dispersiekrachten, vanwege het feit dat ze apolair zijn en geen dipoolmoment hebben..
Merk op dat hoewel het zwaarder is dan water (84 g / mol versus 18 g / mol), de cohesiekrachten lager zijn.
De ΔHvap van benzeen, aromatische zeshoekige ring met formule C6H.6, het is 395 J / g of 30,8 kJ / mol. Net als cyclohexaan werkt het samen door middel van verstrooiingskrachten; maar het is ook in staat om dipolen te vormen en het oppervlak van de ringen te verplaatsen (waar hun dubbele bindingen zijn gedelokaliseerd) op andere.
Dit verklaart waarom het apolair is, en niet erg zwaar, en een ΔH heeftvap relatief hoog.
De ΔHvap tolueen is zelfs hoger dan benzeen (33,18 kJ / mol). Dit komt omdat, naast de bovengenoemde, zijn methylgroepen, -CH3 ze werken samen op het dipoolmoment van tolueen; omdat ze op hun beurt kunnen interageren door verspreidingskrachten.
En tot slot, de ΔHvap van het hexaan is 335 J / g of 28,78 kJ / mol. De structuur is CH3CHtweeCHtweeCHtweeCHtweeCH3, dat wil zeggen lineair, in tegenstelling tot cyclohexaan, dat hexagonaal is.
Hoewel hun molecuulmassa's heel weinig verschillen (86 g / mol versus 84 g / mol), heeft de cyclische structuur een directe invloed op de manier waarop de moleculen met elkaar in wisselwerking staan. Omdat het een ring is, zijn de verspreidingskrachten effectiever; aan de andere kant, in de lineaire structuur van hexaan, zijn ze meer 'zwervend'.
De waarden van ΔHvap voor hexaan zijn ze in strijd met die voor aceton. Omdat hexaan een hoger kookpunt (81ºC) heeft, zou het in principe een ΔH moeten hebbenvap groter dan aceton, dat kookt bij 56ºC.
Het verschil is dat aceton een warmte capaciteit hoger dan dat van hexaan. Dit betekent dat om een gram aceton van 30ºC naar 56ºC te verwarmen en te verdampen, er meer warmte nodig is dan om een gram hexaan van 30ºC tot kooktemperatuur van 68ºC te verwarmen..
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.