Calor de vaporização: a partir de água, etanol, acetona, ciclo-hexano

A vaporização por calor ou entalpia de vaporização é a energia que um grama de substância líquida deve absorver em seu ponto de ebulição a uma temperatura constante; isto é, complete a transição da fase líquida para o gás. É geralmente expresso com as unidades j / go cal / g; e em kJ / mol, quando se fala da entalpia molar da vaporização.

Este conceito é mais cotidiano do que parece. Por exemplo, muitas máquinas, como trens a vapor, operam graças à energia liberada pelo vapor de água. Na superfície da Terra, grandes massas de vapor podem ser vistas subindo em direção ao céu, como as da imagem abaixo.

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Fonte: Pxhere

Além disso, a vaporização do suor na pele esfria ou esfria devido à perda de energia cinética; o que se traduz em uma diminuição da temperatura. A sensação de frescura aumenta quando a brisa sopra, pois remove o vapor d’água mais rapidamente das gotas de suor.

O calor da vaporização depende não apenas da quantidade de substância, mas também de suas propriedades químicas; especialmente, da estrutura molecular e do tipo de interações intermoleculares presentes.

Em que consiste?

O calor da vaporização (ΔH vap ) é uma variável física que reflete as forças coesivas do líquido. As forças de coesão são entendidas como aquelas que mantêm as moléculas (ou átomos) juntas na fase líquida. Líquidos voláteis, por exemplo, têm forças de coesão fracas; enquanto os da água, eles são muito fortes.

Por que o fato de um líquido ser mais volátil que o outro e, como resultado, precisar de mais calor para evaporar completamente no ponto de ebulição? A resposta está nas interações ou forças intermoleculares de Van der Waals .

Dependendo da estrutura molecular e identidade química da substância, suas interações intermoleculares variam, assim como a magnitude de suas forças de coesão. Para entender isso, diferentes substâncias com diferentes ΔH vap devem ser analisadas .

Energia cinética média

As forças de coesão dentro de um líquido não podem ser muito fortes; caso contrário, suas moléculas não vibrariam. Aqui, “vibrar” refere-se ao movimento livre e aleatório de cada molécula no líquido. Alguns são mais lentos ou mais rápidos que outros; isto é, nem todos têm a mesma energia cinética.

Portanto, fala-se de uma energia cinética média para todas as moléculas do líquido. Essas moléculas com rapidez suficiente serão capazes de superar as forças intermoleculares que a retêm no líquido e escaparão para a fase gasosa; mais ainda, se estes estiverem na superfície.

Uma vez que a primeira molécula M com alta energia cinética escapou, quando a energia cinética média é estimada novamente, ela diminui.

Porque Porque como as moléculas mais rápidas escapam para a fase gasosa, as mais lentas permanecem no líquido. Maior lentidão molecular é igual ao resfriamento.

Pressão de vapor

À medida que as moléculas M escapam para a fase gasosa, elas podem retornar ao seno do líquido; no entanto, se o líquido for exposto ao meio ambiente, todas as moléculas tenderão inevitavelmente a escapar e diz-se que houve evaporação.

Se o líquido for mantido em um recipiente bem fechado, pode ser estabelecido um balanço líquido-gás; isto é, a velocidade com que as moléculas gasosas saem será a mesma com a qual elas entram.

A pressão exercida pelas moléculas de gás na superfície do líquido nesse equilíbrio é conhecida como pressão de vapor. Se o recipiente estiver aberto, a pressão será menor em comparação com a pressão sobre o líquido no recipiente fechado.

Quanto maior a pressão de vapor, mais volátil é o líquido. Sendo mais voláteis, suas forças de coesão mais fracas são mais fracas. E, portanto, menos calor será necessário para evaporar até o ponto de ebulição normal; isto é, a temperatura na qual a pressão do vapor e a pressão atmosférica se igualam, 760 torr ou 1atm.

Calor por vaporização de água

As moléculas de água podem formar as famosas ligações de hidrogênio : H – O – H – OH 2 . Esse tipo especial de interação intermolecular, embora fraco se três ou quatro moléculas são consideradas, é extremamente forte quando se fala em milhões delas.

O calor de vaporização da água no seu ponto de ebulição é 2260 J / g ou 40,7 kJ / mol . Que significa? Para evaporar um grama de água a 100 ° C, são necessários 2260J (ou 40,7kJ para evaporar uma toupeira de água, ou seja, cerca de 18g).

A água à temperatura do corpo humano, 37 ° C, tem um ΔH vap mais alto. Porque Porque, como diz sua definição, a água deve ser aquecida a 37 ° C até atingir seu ponto de ebulição e evaporar completamente; portanto, ΔH vap é mais alto (e ainda mais quando se trata de temperaturas frias).

Etanol

O ΔH vap de etanol no seu ponto de ebulição é 855 J / g ou 39,3 kJ / mol. Observe que é inferior à água, porque sua estrutura, CH 3 CH 2 OH, mal pode formar uma ponte de hidrogênio. No entanto, continua entre os líquidos com os mais altos pontos de ebulição.

De acetona

O ΔH vap de acetona é 521 J / g ou 29,1 kJ / mol. Como reflete seu calor de vaporização, é um líquido muito mais volátil que a água ou o etanol e, portanto, ferve a uma temperatura mais baixa (56 ° C).

Porque Como as moléculas de CH 3 OCH 3 não pode formar ligações de hidrogénio e só pode interagir através de forças dipolo-dipolo.

Ciclohexano

Para o ciclohexano, seu ΔH vap é de 358 J / g ou 30 kJ / mol. Consiste em um anel hexagonal com a fórmula C 6 H 12 . Suas moléculas interagem por meio das forças de dispersão de Londres, porque são não polares e carecem de momento dipolar.

Observe que, embora seja mais pesado que a água (84g / mol vs 18g / mol), suas forças de coesão são mais baixas.

Benzeno

O Sh vap benzeno, um anel hexagonal aromático com a fórmula C 6 H 6 , é de 395 J / g ou 30,8 kJ / mol. Como o ciclohexano, ele interage com as forças de dispersão; mas também é capaz de formar dipolos e realocar a superfície dos anéis (onde suas ligações duplas são deslocalizadas) sobre outras.

Isso explica por que ser apolar, e não muito pesado, tem um ΔH vap relativamente alto.

Tolueno

O ΔH vap do tolueno é ainda maior que o do benzeno (33,18 kJ / mol). Isto é porque, em adição ao que acabamos de mencionar, os grupos metilo, -CH 3 cooperar com momento dipolar de tolueno; por sua vez, eles podem interagir por forças de dispersão.

Hexano

E finalmente, o ΔH vap do hexano é 335 J / g ou 28,78 kJ / mol. Sua estrutura é CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 , ou seja, linear, diferentemente da do ciclo-hexano, que é hexagonal.

Embora suas massas moleculares diferam muito pouco (86g / mol vs 84g / mol), a estrutura cíclica influencia diretamente a maneira pela qual as moléculas interagem. Sendo um anel, as forças de dispersão são mais eficazes; por outro lado, do que na estrutura linear do hexano, eles são mais “errantes”.

Os valores de ΔH vap para o hexano entram em conflito com os da acetona. Em princípio, o hexano por ter mais elevado ponto de ebulição (81 ° C) deve ter um Sh vap maior do que acetona, que entra em ebulição a 56 ° C.

A diferença é que a acetona tem uma capacidade térmica mais alta que o hexano. Isso significa que, para aquecer um grama de acetona de 30 ° C a 56 ° C e evaporar, é necessário mais calor do que o usado para aquecer um grama de hexano de 30 ° C até a temperatura de ebulição de 68 ° C.

Referências

  1. TutorVista. (2018). Entalpia de vaporização. Recuperado de: chemistry.tutorvista.com
  2. Química LibreTexts. (3 de abril de 2018). Calor de vaporização. Recuperado de: chem.libretexts.org
  3. Banco de Dados de Dortmund. (sf). Calor padrão de vaporização do ciclo-hexano. Recuperado de: ddbst.com
  4. Chickos JS & Acree WE (2003). Entalpias de vaporização de compostos orgânicos e organometálicos, 1880-2002. J. Phys. Chem. Ref. Data, Vol. 32, No. 2.
  5. Whitten, Davis, Peck e Stanley. Química (8a ed.). CENGAGE Learning, p. 461-464.
  6. Khan Academy (2018). Capacidade de calor, calor de vaporização e densidade da água. Recuperado de: es.khanacademy.org

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