O vaporização de calor ou entalpia de vaporização é a energia que um grama de substância líquida deve absorver em seu ponto de ebulição em temperatura constante; isto é, para completar a transição da fase líquida para a fase gasosa. Geralmente é expresso em unidades j / g ou cal / g; e em kJ / mol, quando se fala em entalpia molar de vaporização.
Este conceito é mais cotidiano do que parece. Por exemplo, muitas máquinas, como trens a vapor, funcionam com a energia liberada pelo vapor d'água. Na superfície da Terra, grandes massas de vapor podem ser observadas subindo em direção ao céu, como as da imagem abaixo.
Além disso, a vaporização do suor na pele esfria ou refresca devido à perda de energia cinética; o que se traduz em uma queda na temperatura. A sensação de frescor aumenta quando a brisa sopra, pois remove o vapor d'água do suor que cai mais rapidamente.
O calor de vaporização depende não apenas da quantidade de substância, mas de suas propriedades químicas; especialmente, da estrutura molecular, e o tipo de interações intermoleculares presentes.
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O calor de vaporização (ΔHvapor) é uma variável física que reflete as forças coesivas do líquido. Forças de coesão são entendidas como aquelas que mantêm moléculas (ou átomos) juntas na fase líquida. Líquidos voláteis, por exemplo, têm forças de coesão fracas; enquanto os da água, são muito fortes.
Por que um líquido é mais volátil do que outro e, como resultado, requer mais calor para evaporar completamente em seu ponto de ebulição? A resposta está nas interações intermoleculares ou forças de Van der Waals.
Dependendo da estrutura molecular e da identidade química da substância, suas interações intermoleculares variam, assim como a magnitude de suas forças de coesão. Para entendê-lo, diferentes substâncias devem ser analisadas com ΔHvapor diferente.
As forças de coesão dentro de um líquido não podem ser muito fortes, caso contrário, suas moléculas não vibrariam. Aqui, "vibrar" se refere ao movimento livre e aleatório de cada molécula no líquido. Alguns vão mais devagar ou mais rápido do que outros; ou seja, eles não têm todos a mesma energia cinética.
Portanto, fala-se de um energia cinética média para todas as moléculas do líquido. Essas moléculas com rapidez suficiente serão capazes de superar as forças intermoleculares que as mantêm no líquido e escaparão para a fase gasosa; mais ainda, se eles estiverem na superfície.
Uma vez que a primeira molécula M com alta energia cinética escapa, quando a energia cinética média é estimada novamente, ela diminui.
Por quê? Porque, à medida que as moléculas mais rápidas escapam para a fase gasosa, as mais lentas permanecem no líquido. Maior lentidão molecular é igual a resfriamento.
À medida que as moléculas M escapam para a fase gasosa, elas podem retornar ao líquido; Porém, se o líquido for exposto ao meio ambiente, inevitavelmente todas as moléculas tenderão a escapar e diz-se que ocorreu uma evaporação..
Se o líquido for mantido em um recipiente hermeticamente fechado, um equilíbrio líquido-gás pode ser estabelecido; ou seja, a velocidade com que as moléculas gasosas saem será a mesma com que entram.
A pressão exercida pelas moléculas de gás na superfície do líquido neste equilíbrio é conhecida como pressão de vapor. Se o recipiente estiver aberto, a pressão será menor em comparação com a que atua no líquido no recipiente fechado.
Quanto mais alta a pressão de vapor, mais volátil é o líquido. Por ser mais volátil, mais fracas são suas forças de coesão. E, portanto, menos calor será necessário para evaporá-lo até seu ponto de ebulição normal; ou seja, a temperatura na qual a pressão de vapor e a pressão atmosférica são iguais, 760 torr ou 1atm.
As moléculas de água podem formar as famosas ligações de hidrogênio: H-O-H-OHdois. Este tipo especial de interação intermolecular, embora fraco quando se considera três ou quatro moléculas, é extremamente forte quando se trata de milhões delas..
O calor de vaporização da água em seu ponto de ebulição é 2260 J / g ou 40,7 kJ / mol. Que significa? Que para evaporar um grama de água a 100ºC você precisa de 2260J (ou 40,7kJ para evaporar um mol de água, ou seja, cerca de 18g).
Água na temperatura do corpo humano, 37ºC, tem um ΔHvapor mais alto. Por quê? Porque, como diz sua definição, a água deve ser aquecida a 37ºC até atingir o ponto de ebulição e evaporar completamente; portanto, ΔHvapor é maior (e ainda mais quando se trata de temperaturas frias).
O ΔHvapor de etanol em seu ponto de ebulição é 855 J / g ou 39,3 kJ / mol. Observe que é inferior ao da água, pois sua estrutura, CH3CHdoisOH, mal consegue formar uma ligação de hidrogênio. No entanto, continua entre os líquidos com maior ponto de ebulição..
O ΔHvapor de acetona é 521 J / g ou 29,1 kJ / mol. Por refletir seu calor de vaporização, é um líquido muito mais volátil que a água ou o etanol, portanto, ferve a uma temperatura mais baixa (56ºC)..
Por quê? Porque suas moléculas CH3OCH3 não pode formar ligações de hidrogênio e só pode interagir por meio de forças dipolo-dipolo.
Para ciclohexano, é ΔHvapor é 358 J / g ou 30 kJ / mol. Consiste em um anel hexagonal com fórmula C6H12. Suas moléculas interagem por meio das forças de dispersão de London, pelo fato de serem apolares e não possuírem momento dipolar..
Observe que embora seja mais pesado do que a água (84g / mol vs 18g / mol), suas forças de coesão são menores.
O ΔHvapor de benzeno, anel hexagonal aromático com fórmula C6H6, é 395 J / g ou 30,8 kJ / mol. Como o ciclohexano, ele interage por meio de forças de dispersão; mas, também é capaz de formar dipolos e realocar a superfície dos anéis (onde suas ligações duplas são deslocalizadas) em outros.
Isso explica porque sendo apolar, e não muito pesado, tem um ΔHvapor relativamente alto.
O ΔHvapor o tolueno é ainda maior do que o benzeno (33,18 kJ / mol). Isso ocorre porque, além do acima mencionado, seus grupos metil, -CH3 eles colaboram no momento de dipolo do tolueno; como por sua vez, eles podem interagir por forças de dispersão.
E finalmente, o ΔHvapor do hexano é 335 J / g ou 28,78 kJ / mol. Sua estrutura é CH3CHdoisCHdoisCHdoisCHdoisCH3, ou seja, linear, ao contrário do ciclohexano, que é hexagonal.
Embora suas massas moleculares difiram muito pouco (86g / mol vs 84g / mol), a estrutura cíclica influencia diretamente a maneira como as moléculas interagem. Por ser um anel, as forças de dispersão são mais eficazes; por outro lado, na estrutura linear do hexano, eles são mais "errantes".
Os valores de ΔHvapor para hexano eles entram em conflito com aqueles para acetona. Em princípio, como o hexano tem um ponto de ebulição superior (81ºC), ele deve ter um ΔHvapor maior que a acetona, que ferve a 56ºC.
A diferença é que a acetona tem um capacidade de calor superior ao do hexano. Isso significa que para aquecer um grama de acetona de 30ºC a 56ºC e evaporá-lo, é necessário mais calor do que para aquecer um grama de hexano de 30ºC a sua temperatura de ebulição de 68ºC..
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