Aurustumine soojuse hulka, mis koosneb veest, etanoolist, atsetoonist ja tsükloheksaanist

The soojuse aurustamine või aurustumise entalpia on energia, mille gramm vedelat ainet peab imenduma oma keemistemperatuuril konstantsel temperatuuril; see tähendab, et lõpule viimine vedelast faasist gaasifaasi. Seda väljendatakse tavaliselt ühikutes j / g või cal / g; ja kJ / mol, kui räägime aurustumise molaarsest entalpiast.

See mõiste on igapäevasem kui tundub. Näiteks töötavad paljud masinad, näiteks aururongid, tänu veeauru vabanemisele. Maapinnal võib taeva suunas kasvada suured auru massid, nagu allpool toodud pildil.

Ka higi aurustamine nahal jahtub või värskendab kineetilise energia kadumise tõttu; mis tähendab temperatuuri langust. Värskuse tunne suureneb, kui tuul puhub, sest see eemaldab kiiremini higi tilkade veeauru..

Aurustumise soojus sõltub mitte ainult aine kogusest, vaid selle keemilistest omadustest; eriti molekulaarse struktuuri ja intermolekulaarsete interaktsioonide tüüp.

Indeks

• 1 Mis see koosneb??
  • 1.1 Keskmine kineetiline energia
  • 1.2 Aururõhk
• 2 Vee aurustumine
• 3 Etanool
• 4 Atsetoon
• 5 Tsükloheksaan
• 6 benseenist
• 7 Tolueen
• 8 Heksaan
• 9 Viited

Mis see koosneb??

Aurustumise soojus (ΔH_vap) on füüsiline muutuja, mis peegeldab vedeliku ühtekuuluvuse jõude. Ühtekuuluvusjõudu mõistetakse kui neid, mis hoiavad molekule (või aatomeid) koos vedelas faasis. Näiteks lenduvatel vedelatel on nõrgad ühtekuuluvusjõud; samas kui vee omad on väga tugevad.

Miks on asjaolu, et üks vedelik on teistest lenduvam ja et seetõttu on vaja rohkem soojust, et aurutada täielikult oma keemistemperatuuril? Vastus peitub molekulidevahelises interaktsioonis või Van der Waalsi jõududes.

Sõltuvalt aine molekulaarsest struktuurist ja keemilisest identiteedist erinevad selle molekulidevahelised interaktsioonid, samuti selle ühtekuuluvusjõudude ulatus. Selle mõistmiseks tuleb AH-ga analüüsida erinevaid aineid_vap erinev.

Keskmine kineetiline energia

Ühtekuuluvuse jõud vedelikus ei saa olla väga tugev, vastasel juhul ei jääks selle molekulid vibreerima. Siin viitab "vibreerimine" iga molekuli vabale ja juhuslikule liikumisele vedelikus. Mõned lähevad aeglasemalt või kiiremini kui teised; see tähendab, et kõigil neist ei ole sama kineetilist energiat.

Seetõttu räägitakse a keskmine kineetiline energia kõigi vedeliku molekulide kohta. Need molekulid, mis on piisavalt kiiresti, suudavad ületada molekulidevahelised jõud, mis hoiavad seda vedelikus ja pääsevad gaasifaasi; isegi rohkem, kui need on pinnal.

Kui esimene molekul M on suure kineetilise energiaga põgenenud, hinnatakse taas keskmist kineetilist energiat..

Miks? Kuna kiiremad molekulid pääsevad gaasifaasi, siis aeglasemad jäävad vedelikku. Suurem molekulaarne aeglus võrdub jahutamisega.

Aururõhk

Kuna M-molekulid pääsevad gaasifaasi, saavad nad tagasi vedelasse siinusesse; Kui vedelik puutub kokku keskkonnaga, on paratamatult kõik molekulid põgenemas ja öeldakse, et aurustumine on toimunud..

Kui vedelikku hoitakse hermeetiliselt suletud mahutis, võib moodustada vedeliku-gaasi tasakaalu; see tähendab, et kiirus, millega gaasilised molekulid lahkuvad, on sama, millega nad sisenevad.

Gaasi molekulide rõhk vedeliku pinnal selles tasakaalus on tuntud kui aururõhk. Kui mahuti on avatud, on rõhk väiksem kui suletud konteineri vedeliku toimel.

Mida kõrgem on aururõhk, seda vedeliku lenduvam. Olles ebastabiilsem, on nõrgemad tema ühtekuuluvuse jõud. Seetõttu on vaja vähem soojust, et aurustuda selle normaalsesse keemistemperatuurini; see tähendab temperatuuri, mille juures aururõhk ja atmosfäärirõhk on võrdsustatud, 760 torr või 1atm.

Vee aurustamise soojus

Vee molekulid võivad moodustada tuntud vesiniksidemed: H-O-H-OH₂. See intermolekulaarse interaktsiooni eritüüp, kuigi see on nõrk, kui arvestatakse kolme või nelja molekuliga, on äärmiselt tugev, kui rääkida neist miljonitest..

Vee aurustumise kuumus selle keemistemperatuuril on 2260 J / g või 40,7 kJ / mol. Mida see tähendab? Selleks, et aurustada vett grammides 100 ° C, 2260 J (või 40,7 kJ, on vaja ühe mooli vee aurustamiseks, st umbes 18 g).

Inimkeha temperatuuril 37 ° C on vees AH_vap parem Miks? Kuna, nagu on öeldud selle määratluse kohaselt, tuleb vett kuumutada temperatuurini 37 ° C, kuni see jõuab oma keemistemperatuurini ja aurustub täielikult; seetõttu, AH_vap see on suurem (ja see on veelgi olulisem, kui tegemist on külma temperatuuriga).

Etanoolist

ΔH_vap etanooli keemistemperatuuril on 855 J / g või 39,3 kJ / mol. Pange tähele, et see on veest madalam, sest selle struktuur on CH₃CH₂OH, see võib vaevalt moodustada vesiniku silla. Siiski on see jätkuvalt kõrgeima keemistemperatuuriga vedelike hulgas.

Atsetoonist

ΔH_vap atsetooni sisaldus on 521 J / g või 29,1 kJ / mol. Kuna see peegeldab aurustumise soojust, on see palju lenduvam vedelik kui vesi või etanool ja seetõttu keeb see madalamal temperatuuril (56 ° C)..

Miks? Sest tema CH molekulid₃OCH₃ nad ei saa moodustada vesiniku sildu ja võivad suhelda ainult dipool-dipooli jõudude kaudu.

Tsükloheksaanist

Tsükloheksaani puhul selle ΔH_vap on 358 J / g või 30 kJ / mol. Koosneb kuusnurkse ringiga valemiga C₆H₁₂. Nende molekulid mõjutavad dispersioonijõudusid Londonist, sest nad on apolaarsed ja neil puudub dipoolne hetk.

Pange tähele, et kuigi see on veest raskem (84 g / mol vs 18 g / mol), on selle ühtekuuluvusjõud madalamad.

Benseenist

ΔH_vap benseeni, aromaatse kuusnurkse tsükliga valemiga C₆H₆, on 395 J / g või 30,8 kJ / mol. Nagu tsükloheksaan, mõjutab see ka dispersioonijõudusid; kuid see on samuti võimeline moodustama dipoole ja asetama ringide pinda (kus nende kaksiksidemed on ümber paigutatud) üle teiste.

See selgitab, miks on apolar ja mitte väga raske, siis on AH_vap suhteliselt kõrge.

Tolueenist

ΔH_vap tolueen on isegi kõrgem kui benseenil (33,18 kJ / mol). See on tingitud asjaolust, et lisaks eeltoodule on selle metüülrühmad -CH₃ nad teevad koostööd tolueeni dipolaarse momendiga; nagu omakorda võivad nad dispersioonijõududega suhelda.

Heksaanist

Ja lõpuks, AH_vap heksaan on 335 J / g või 28,78 kJ / mol. Selle struktuur on CH₃CH₂CH₂CH₂CH₂CH₃, see tähendab lineaarne, erinevalt tsükloheksaani omast, mis on kuusnurkne.

Kuigi nende molekulmass erineb väga vähe (86 g / mol vs. 84 g / mol), mõjutab tsükliline struktuur otseselt molekulide vastastikust mõju. Kuna tegemist on rõngaga, on dispergeerimisjõud tõhusamad; arvestades, et heksaani lineaarses struktuuris on nad rohkem "errant";.

AH väärtused_vap heksaani puhul on need vastuolus atsetooni omadega. Põhimõtteliselt peaks heksaanil olema kõrgem keemistemperatuur (81 ° C) ΔH_vap suurem kui atsetoonil, mis keeb 56 ° C juures.

Erinevus on selles, et atsetoonil on a soojusvõimsus kõrgem kui heksaan. See tähendab, et grammi atsetooni kuumutamiseks 30 ° C-lt 56 ° C-ni ja aurustamiseks vajab see rohkem soojust kui see, mida kasutatakse grammi heksaani kuumutamiseks 30 ° C-st kuni keemistemperatuurini 68 ° C..

Viited

1. TutorVista. (2018). Aurustumise entalpia. Välja otsitud andmebaasist: chemistry.tutorvista.com
2. Keemia LibreTexts. (3. aprill 2018). Aurustumistemperatuur Välja otsitud andmebaasist: chem.libretexts.org
3. Dortmundi andmepank. (s.f.). Tsükloheksaani aurustamise standardne soojus. Välja otsitud andmebaasist: ddbst.com
4. Chickos J.S. & Acree W. E. (2003). Orgaaniliste ja orgaaniliste ühendite aurustumise entalpiad, 1880-2002. J. Phys. Chem. Ref. Data, Vol. 32, No. 2.
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Keemia (8. väljaanne). CENGAGE Learning, lk 461-464.
6. Khan Akadeemia. (2018). Soojusvõimsus, aurustamise soojus ja vee tihedus. Välja otsitud aadressilt: www.khanacademy.org