- En quoi consiste?
- Énergie cinétique moyenne
- La pression de vapeur
- Chaleur de vaporisation de l'eau
- De l'éthanol
- De l'acétone
- De cyclohexane
- De benzène
- Du toluène
- D'hexane
- Références
La vaporisation thermique ou l'enthalpie de vaporisation est l'énergie qu'un gramme de substance liquide doit absorber à son point d'ébullition à température constante; c'est-à-dire pour terminer la transition de la phase liquide à la phase gazeuse. Elle est généralement exprimée en unités j / g ou cal / g; et en kJ / mol, quand on parle de l'enthalpie molaire de vaporisation.
Ce concept est plus quotidien qu'il n'y paraît. Par exemple, de nombreuses machines, comme les trains à vapeur, travaillent sur l'énergie libérée par la vapeur d'eau. De grandes masses de vapeur peuvent être vues s'élever vers le ciel à la surface de la Terre, comme celles de l'image ci-dessous.
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En outre, la vaporisation de la sueur sur la peau refroidit ou rafraîchit en raison de la perte d'énergie cinétique; ce qui se traduit par une baisse de température. La sensation de fraîcheur augmente lorsque la brise souffle, car elle élimine plus rapidement la vapeur d'eau des gouttes de sueur.
La chaleur de vaporisation dépend non seulement de la quantité de substance, mais de ses propriétés chimiques; en particulier, de la structure moléculaire et du type d'interactions intermoléculaires présentes.
En quoi consiste?
La chaleur de vaporisation (ΔH vap) est une variable physique qui reflète les forces de cohésion du liquide. On entend par forces de cohésion celles qui maintiennent les molécules (ou atomes) ensemble dans la phase liquide. Les liquides volatils, par exemple, ont de faibles forces de cohésion; tandis que ceux de l'eau sont très forts.
Quelle est la raison pour laquelle un liquide est plus volatil qu'un autre et que, par conséquent, il a besoin de plus de chaleur pour s'évaporer complètement à son point d'ébullition? La réponse réside dans les interactions intermoléculaires ou forces de Van der Waals.
En fonction de la structure moléculaire et de l'identité chimique de la substance, ses interactions intermoléculaires varient, ainsi que l'ampleur de ses forces de cohésion. Pour comprendre cela, différentes substances avec différents ΔH vap doivent être analysées.
Énergie cinétique moyenne
Les forces de cohésion dans un liquide ne peuvent pas être très fortes, sinon ses molécules ne vibreraient pas. Ici, «vibrer» fait référence au mouvement libre et aléatoire de chaque molécule dans le liquide. Certains vont plus lentement ou plus vite que d'autres; c'est-à-dire qu'ils n'ont pas tous la même énergie cinétique.
On parle donc d'une énergie cinétique moyenne pour toutes les molécules du liquide. Ces molécules assez rapides pourront vaincre les forces intermoléculaires qui la maintiennent dans le liquide, et s'échapperont dans la phase gazeuse; encore plus, s'ils sont en surface.
Une fois que la première molécule M à haute énergie cinétique s'échappe, lorsque l'énergie cinétique moyenne est à nouveau estimée, elle diminue.
Parce que? Parce que lorsque les molécules les plus rapides s'échappent dans la phase gazeuse, les plus lentes restent dans le liquide. Une lenteur moléculaire plus élevée équivaut à un refroidissement.
La pression de vapeur
Lorsque les molécules M s'échappent vers la phase gazeuse, elles peuvent retourner dans le liquide; Cependant, si le liquide est exposé à l'environnement, inévitablement toutes les molécules auront tendance à s'échapper et on dit qu'il y a eu évaporation.
Si le liquide est conservé dans un récipient hermétiquement fermé, un équilibre liquide-gaz peut être établi; c'est-à-dire que la vitesse à laquelle les molécules gazeuses partent sera la même à laquelle elles entrent.
La pression exercée par les molécules de gaz sur la surface du liquide dans cet équilibre est connue sous le nom de pression de vapeur. Si le récipient est ouvert, la pression sera inférieure à celle agissant sur le liquide dans le récipient fermé.
Plus la pression de vapeur est élevée, plus le liquide est volatil. Étant plus volatile, plus ses forces de cohésion sont faibles. Et donc moins de chaleur sera nécessaire pour l'évaporer à son point d'ébullition normal; c'est-à-dire la température à laquelle la pression de vapeur et la pression atmosphérique sont égales à 760 torr ou 1atm.
Chaleur de vaporisation de l'eau
Les molécules d'eau peuvent former les fameuses liaisons hydrogène: H - O - H-OH 2. Ce type particulier d'interaction intermoléculaire, bien que faible si l'on considère trois ou quatre molécules, est extrêmement fort lorsqu'il s'agit de millions d'entre elles.
La chaleur de vaporisation de l'eau à son point d'ébullition est de 2260 J / g ou 40,7 kJ / mol. Que signifie? Que pour évaporer un gramme d'eau à 100 ° C, il faut 2260J (ou 40,7kJ pour évaporer une mole d'eau, soit environ 18g).
L'eau à la température du corps humain, 37 ° C, a une vapeur de ΔH plus élevée. Parce que? Parce que, comme le dit sa définition, l'eau doit être chauffée à 37 ° C jusqu'à ce qu'elle atteigne son point d'ébullition et s'évapore complètement; donc ΔH vap est plus élevé (et encore plus élevé lorsqu'il s'agit de températures froides).
De l'éthanol
Le ΔH vap d'éthanol à son point d'ébullition est de 855 J / g ou 39,3 kJ / mol. A noter qu'il est inférieur à celui de l'eau, car sa structure, CH 3 CH 2 OH, peut difficilement former une liaison hydrogène. Cependant, il continue de figurer parmi les liquides présentant les points d'ébullition les plus élevés.
De l'acétone
Le ΔH vap d'acétone est de 521 J / g ou 29,1 kJ / mol. Comme il reflète sa chaleur de vaporisation, c'est un liquide beaucoup plus volatil que l'eau ou l'éthanol, et donc bout à une température plus basse (56 ° C).
Parce que? Parce que ses molécules CH 3 OCH 3 ne peuvent pas former de liaisons hydrogène et ne peuvent interagir que par des forces dipôle-dipôle.
De cyclohexane
Pour le cyclohexane, son ΔH vap est de 358 J / g ou 30 kJ / mol. Il se compose d'un anneau hexagonal de formule C 6 H 12. Ses molécules interagissent grâce aux forces de diffusion de Londres, car elles sont apolaires et n'ont pas de moment dipolaire.
A noter que bien qu'elle soit plus lourde que l'eau (84g / mol vs 18g / mol), ses forces de cohésion sont plus faibles.
De benzène
Le ΔH vap de benzène, noyau hexagonal aromatique de formule C 6 H 6, est de 395 J / g ou 30,8 kJ / mol. Comme le cyclohexane, il interagit par des forces de dispersion; mais, il est également capable de former des dipôles et de relocaliser la surface des anneaux (où leurs doubles liaisons sont délocalisées) sur d'autres.
Ceci explique pourquoi, étant apolaire, et peu lourd, il présente un ΔH vap relativement élevé.
Du toluène
Le ΔH vap du toluène est même supérieur à celui du benzène (33,18 kJ / mol). Ceci est dû au fait qu'en plus de ce qui précède, ses groupes méthyle, -CH 3 collaborent au moment dipolaire du toluène; en outre, ils peuvent interagir par des forces de dispersion.
D'hexane
Et enfin, le ΔH vap d'hexane est de 335 J / g ou 28,78 kJ / mol. Sa structure est CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3, c'est-à-dire linéaire, contrairement à celle du cyclohexane qui est hexagonale.
Bien que leurs masses moléculaires diffèrent très peu (86g / mol vs 84g / mol), la structure cyclique influence directement la manière dont les molécules interagissent. Étant un anneau, les forces de dispersion sont plus efficaces; par contre, ils sont plus «errants» dans la structure linéaire de l'hexane.
Les valeurs de ΔH vap pour l'hexane sont en conflit avec celles de l'acétone. En principe, l'hexane, parce qu'il a un point d'ébullition plus élevé (81 ° C), devrait avoir un ΔH plus grand que l'acétone, qui bout à 56 ° C.
La différence est que l'acétone a une capacité thermique plus élevée que l'hexane. Cela signifie que pour chauffer un gramme d'acétone de 30 ° C à 56 ° C et l'évaporer, il faut plus de chaleur que pour chauffer un gramme d'hexane de 30 ° C à son point d'ébullition de 68 ° C.
Références
- TutorVista. (2018). Enthalpie de vaporisation. Récupéré de: chemistry.tutorvista.com
- Chimie LibreTexts. (3 avril 2018). Chaleur de vaporisation. Récupéré de: chem.libretexts.org
- Banque de données de Dortmund. (sf). Chaleur standard de vaporisation du cyclohexane. Récupéré de: ddbst.com
- Chickos JS et Acree WE (2003). Enthalpies de vaporisation de composés organiques et organométalliques, 1880-2002. J. Phys. Chem., Données de référence, volume 32, n ° 2.
- Whitten, Davis, Peck et Stanley. Chimie. (8e éd.). Apprentissage CENGAGE, p 461-464.
- Khan Academy. (2018). Capacité thermique, chaleur de vaporisation et densité de l'eau. Récupéré de: es.khanacademy.org