Calor de vaporització: diferència entre les revisions

Contingut suprimit Contingut afegit

En línia

Revisió del 17:11, 3 set 2023

La calor de vaporització (també anomenada entalpia de vaporització) és la quantitat d'energia necessària perquè un mol d'una substància que es trobi en la seva temperatura d'ebullició i a la pressió d'una atmosfera passi completament a l'estat gasós.^[1]^[2]

Termodinàmicament, l'entalpia de vaporització es correspon a la diferència d'entalpia entre l'entalpia molar d'una substància en estat vapor i l'entalpia molar de la mateixa substància en estat líquid:^[3]

$\Delta H_{vap}=H_{m}(vapor)-H_{m}(liquid)$ Usualment, les unitats utilitzades per a aquesta propietat s'indiquen en kJ/mol, però l'ús dels kJ/kg també és possible, tot i que menys freqüent.

L'entalpia de vaporització és energia que s'ha d'aportar a un líquid per rompre les forces intermoleculars que mantenen unides les seves molècules. La diferència d'entalpies de vaporització d'unes substàncies i d'altres depèn del tipus d'interacció intermolecular que presentin les substàncies. Com més intensa sigui més energia cal aportar. Per exemple l'aigua té una entalpia de vaporització més elevada que l'acetona a la mateixa temperatura perquè per evaporar aigua cal rompre enllaços per pont d'hidrogen, que són les forces intermoleculars més intenses, mentre que a l'acetona s'han de rompre forces de van der Waals, més febles. Per a substàncies amb el mateix tipus de força intermolecular depèn de la seva intensitat, a més intensitat més entalpia de vaporització, i de la massa molecular, a major massa molecular és més difícil (requereix més energia) per posar en moviment les molècules, més entalpia de vaporització.^[3]

Càlcul teòric

L'entalpia de vaporització varia poc amb la temperatura, per la qual cosa per determinar-la es pot emprar l'equació de Clausius-Clapeyron que utilitza els valors de dues temperatures i les corresponents pressions de vapor amb la condició que la diferència de temperatures no sigui elevada i suposant que el vapor es comporta com un gas ideal:^[4]

$\ln {\frac {p_{2}}{p_{1}}}\approx -{\frac {\Delta H_{v}}{R}}{\biggl (}{\frac {1}{T_{2}}}-{\frac {1}{T_{1}}}{\biggr )}$

on $R$ és la constant dels gasos (8,3145 J/K mol).

Per altra banda, diferents fórmules s'han proposat per calcular teòricament entalpies de vaporització $\Delta H_{v}$ , en J/mol, a la temperatura d'ebullició $T_{e}$ , la més simple és la que es dedueix a partir de la regla de Trouton que la relaciona amb la temperatura d'ebullició en kelvins:^[5]

$\Delta H_{v}=88T_{e}$

El 1954 L. Riedel^[6] proposà la següent equació:

$\Delta H_{v}=1,093RT_{b}{\frac {\ln P_{c}-1,013}{0,93-T_{e}/T_{c}}}$

on $R$ és la constant dels gasos (8,3145 J/K mol) i $P_{c}$ és la pressió crítica.

El 1965 N.H. Chen^[7] proposà una fórmula més elaborada:

$\Delta H_{v}=RT_{e}{\frac {3,978T_{e}/T_{c}-3,958+1,555\ln {P_{c}}}{1,07-T_{e}/T_{c}}}$

Dependència de la temperatura

L'entalpia de vaporització depèn de la temperatura disminuint amb ella i arriba a ser zero quan s'assoleix la temperatura crítica de la substància, on la ja no es pot diferenciar l'estat líquid del gasós. Per exemple per a l'aigua a 100 °C (punt d'ebullició), val 40,7 kJ/mol i a 25 °C és només al voltant d'un 10 % superior, 44,0 kJ/mol. Aquests valors signifiquen que, per exemple a 25 °C es necessita aportar 44 kJ de calor per evaporar 1 mol (18,02 g) d'aigua pura en estat líquid.^[3] La calor de vaporització de l'aigua és un valor força gran, cinc vegades l'energia necessitada per escalfar l'aigua de 0 a 100 graus Celsius.

Les entalpies de vaporització a dues temperatures diferents es poden relacionar a partir de la fórmula empírica de Watson, la qual permet obtenir el valor a una temperatura si se'n coneix el valor a l'altra i la temperatura crítica $T_{c}$ :^[8]

${\frac {\Delta H_{T_{2}}}{\Delta H_{T_{1}}}}={\biggl (}{\frac {T_{c}-T_{2}}{T_{c}-T_{1}}}{\biggr )}^{0.38}$

Ja que el procés de vaporització és invers al de condensació, el terme calor de condensació també s'utilitza. Aquest es defineix com la calor alliberada quan un mol de substància es condensa al seu punt d'ebullició sota pressió estàndard.

Referències

↑ Olba, Amparo. Química general: Equilibri i canvi. Universitat de València, 2011, p.61-62. ISBN 9788437084572 [Consulta: 6 març 2014].
↑ «Heat of vaporization | chemistry | Britannica» (en anglès). [Consulta: 4 juliol 2023].
↑ ^3,0 ^3,1 ^3,2 Atkins, P.W.; Jones, L. Principios de Química. La búsqueda del conocimiento. Argentina: Editorial Médica Panamericana, 2006.
↑ Mosher, Michael; Kelter, Paul. An introduction to chemistry. Second edition. Cham, Switzerland: Springer, 2023. ISBN 978-3-030-90266-7.
↑ Mehmandoust, Babak; Sanjari, Ehsan; Vatani, Mostafa «An efficient reliable method to estimate the vaporization enthalpy of pure substances according to the normal boiling temperature and critical properties» (en anglès). Journal of Advanced Research, 5, 2, 2014-03, pàg. 261–269. DOI: 10.1016/j.jare.2013.03.007. PMC: PMC4294737. PMID: 25685493.
↑ Riedel, L. «Kritischer Koeffizient, Dichte des gesättigten Dampfes und Verdampfungswärme. Untersuchungen über eine Erweiterung des Theorems der übereinstimmenden Zustände. Teil III». Chemie Ingenieur Technik, 26, 12, 1954-12, pàg. 679–683. DOI: 10.1002/cite.330261208. ISSN: 0009-286X.
↑ Chen, N. H. «Generalized Correlation for Latent Heat of Vaporization.». Journal of Chemical & Engineering Data, 10, 2, 1965-04, pàg. 207–210. DOI: 10.1021/je60025a047. ISSN: 0021-9568.
↑ Vidal, J. Thermodynamics. Editions OPHRYS, 1980.

Enllaços externs

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Calor de vaporització

Peñas Cano, Jesus. «Entalpia de vaporització». Elements Químics. edu365. Arxivat de l'original el 2016-02-13. [Consulta: 6 març 2014]. (Dades d'entalpia de vaporització de diferents elements químics)

[1] Olba, Amparo. Química general: Equilibri i canvi. Universitat de València, 2011, p.61-62. ISBN 9788437084572 [Consulta: 6 març 2014].

[2] «Heat of vaporization | chemistry | Britannica» (en anglès). [Consulta: 4 juliol 2023].

[:0-3] 3,0 ^3,1 ^3,2 Atkins, P.W.; Jones, L. Principios de Química. La búsqueda del conocimiento. Argentina: Editorial Médica Panamericana, 2006.

[4] Mosher, Michael; Kelter, Paul. An introduction to chemistry. Second edition. Cham, Switzerland: Springer, 2023. ISBN 978-3-030-90266-7.

[5] Mehmandoust, Babak; Sanjari, Ehsan; Vatani, Mostafa «An efficient reliable method to estimate the vaporization enthalpy of pure substances according to the normal boiling temperature and critical properties» (en anglès). Journal of Advanced Research, 5, 2, 2014-03, pàg. 261–269. DOI: 10.1016/j.jare.2013.03.007. PMC: PMC4294737. PMID: 25685493.

[6] Riedel, L. «Kritischer Koeffizient, Dichte des gesättigten Dampfes und Verdampfungswärme. Untersuchungen über eine Erweiterung des Theorems der übereinstimmenden Zustände. Teil III». Chemie Ingenieur Technik, 26, 12, 1954-12, pàg. 679–683. DOI: 10.1002/cite.330261208. ISSN: 0009-286X.

[7] Chen, N. H. «Generalized Correlation for Latent Heat of Vaporization.». Journal of Chemical & Engineering Data, 10, 2, 1965-04, pàg. 207–210. DOI: 10.1021/je60025a047. ISSN: 0021-9568.

[8] Vidal, J. Thermodynamics. Editions OPHRYS, 1980.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

@@ Línia 9: / Línia 9: @@
 L'entalpia de vaporització és energia que s'ha d'aportar a un líquid per rompre les [[Força intermolecular|forces intermoleculars]] que mantenen unides les seves molècules. La diferència d'entalpies de vaporització d'unes substàncies i d'altres depèn del tipus d'interacció intermolecular que presentin les substàncies. Com més intensa sigui més energia cal aportar. Per exemple l'aigua té una entalpia de vaporització més elevada que l'acetona a la mateixa temperatura perquè per evaporar aigua cal rompre [[Enllaç per pont d'hidrogen|enllaços per pont d'hidrogen]], que són les forces intermoleculars més intenses, mentre que a l'acetona s'han de rompre [[forces de van der Waals]], més febles. Per a substàncies amb el mateix tipus de força intermolecular depèn de la seva intensitat, a més intensitat més entalpia de vaporització, i de la [[massa molecular]], a major massa molecular és més difícil (requereix més energia) per posar en moviment les molècules, més entalpia de vaporització.<ref name=":0" />
+== Càlcul teòric ==
-Diferents fórmules s'han proposat per calcular teòricament entalpies de vaporització <math>\Delta H_v</math>, en J/mol,  a la temperatura d'ebullició <math>T_e</math>, la més simple és la que es dedueix a partir de la [[regla de Trouton]] que la relaciona amb la temperatura d'ebullició en [[Kelvin|kelvins]]:<ref>{{Ref-publicació|article=An efficient reliable method to estimate the vaporization enthalpy of pure substances according to the normal boiling temperature and critical properties|url=https://linkinghub.elsevier.com/retrieve/pii/S2090123213000386|publicació=Journal of Advanced Research|data=2014-03|pmc=PMC4294737|pmid=25685493|pàgines=261–269|volum=5|exemplar=2|doi=10.1016/j.jare.2013.03.007|llengua=en|nom=Babak|cognom=Mehmandoust|nom2=Ehsan|cognom2=Sanjari|nom3=Mostafa|cognom3=Vatani}}</ref>
+[[Fitxer:Heat of Vaporization Water.png|miniatura|315x315px|Variació de l'entalpia de vaporització amb la temperatura per a l'aigua.]]
+L'entalpia de vaporització varia poc amb la temperatura, per la qual cosa per determinar-la es pot emprar l'[[equació de Clausius-Clapeyron]] que utilitza els valors de dues temperatures i les corresponents [[Pressió de vapor|pressions de vapor]] amb la condició que la diferència de temperatures no sigui elevada i suposant que el vapor es comporta com un [[gas ideal]]:<ref>{{Ref-llibre|edició=Second edition|títol=An introduction to chemistry|editorial=Springer|data=2023|lloc=Cham, Switzerland|isbn=978-3-030-90266-7|nom=Michael|cognom=Mosher|nom2=Paul|cognom2=Kelter}}</ref>
+<math display="block">\ln \frac{p_2}{p_1} \approx - \frac{\Delta H_v}{R}\biggl(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\biggr)</math>
+on <math>R</math> és la [[constant dels gasos]] (8,3145 J/K mol).
+Per altra banda, diferents fórmules s'han proposat per calcular teòricament entalpies de vaporització <math>\Delta H_v</math>, en J/mol,  a la temperatura d'ebullició <math>T_e</math>, la més simple és la que es dedueix a partir de la [[regla de Trouton]] que la relaciona amb la temperatura d'ebullició en [[Kelvin|kelvins]]:<ref>{{Ref-publicació|article=An efficient reliable method to estimate the vaporization enthalpy of pure substances according to the normal boiling temperature and critical properties|url=https://linkinghub.elsevier.com/retrieve/pii/S2090123213000386|publicació=Journal of Advanced Research|data=2014-03|pmc=PMC4294737|pmid=25685493|pàgines=261–269|volum=5|exemplar=2|doi=10.1016/j.jare.2013.03.007|llengua=en|nom=Babak|cognom=Mehmandoust|nom2=Ehsan|cognom2=Sanjari|nom3=Mostafa|cognom3=Vatani}}</ref>
 <math display="block">\Delta H_v = 88 T_e</math>
@@ Línia 21: / Línia 29: @@
 El 1965 N.H. Chen<ref>{{Ref-publicació|article=Generalized Correlation for Latent Heat of Vaporization.|url=http://dx.doi.org/10.1021/je60025a047|publicació=Journal of Chemical &amp; Engineering Data|data=1965-04|issn=0021-9568|pàgines=207–210|volum=10|exemplar=2|doi=10.1021/je60025a047|nom=N. H.|cognom=Chen}}</ref> proposà una fórmula més elaborada:
-<math display="block">\Delta H_v = R T_e \frac{3,978 T_e/T_c - 3,958 + 1,555 \ln{P_c}}{1,07 - T_e/T_c}</math>[[Fitxer:Heat of Vaporization (Benzene+Acetone+Methanol+Water).png|miniatura|300x300px|Variació de la calor de vaporització amb la temperatura de l'[[acetona]], el [[metanol]], el [[benzè]] i l'[[aigua]].]]L'entalpia de vaporització depèn de la temperatura disminuint amb ella i arriba a ser zero quan s'assoleix la [[temperatura crítica]] de la substància, on la ja no es pot diferenciar l'estat líquid del gasós. Per exemple per a l'aigua a 100 °C ([[punt d'ebullició]]), val 40,7 kJ/mol i a 25 °C és només al voltant d'un 10 % superior, 44,0 kJ/mol. Aquests valors signifiquen que, per exemple a 25 °C es necessita aportar 44 kJ de calor per evaporar 1 mol (18,02 g) d'aigua pura en estat líquid.<ref name=":0" /> La calor de vaporització de l'[[aigua]] és un valor força gran, cinc vegades l'energia necessitada per escalfar l'aigua de 0 a 100 [[grau Celsius|graus Celsius]].
+<math display="block">\Delta H_v = R T_e \frac{3,978 T_e/T_c - 3,958 + 1,555 \ln{P_c}}{1,07 - T_e/T_c}</math>
+== Dependència de la temperatura ==
+[[Fitxer:Heat of Vaporization (Benzene+Acetone+Methanol+Water).png|miniatura|300x300px|Variació de l'entalpia de vaporització amb la temperatura de l'[[acetona]], el [[metanol]], el [[benzè]] i l'[[aigua]].]]L'entalpia de vaporització depèn de la temperatura disminuint amb ella i arriba a ser zero quan s'assoleix la [[temperatura crítica]] de la substància, on la ja no es pot diferenciar l'estat líquid del gasós. Per exemple per a l'aigua a 100 °C ([[punt d'ebullició]]), val 40,7 kJ/mol i a 25 °C és només al voltant d'un 10 % superior, 44,0 kJ/mol. Aquests valors signifiquen que, per exemple a 25 °C es necessita aportar 44 kJ de calor per evaporar 1 mol (18,02 g) d'aigua pura en estat líquid.<ref name=":0" /> La calor de vaporització de l'[[aigua]] és un valor força gran, cinc vegades l'energia necessitada per escalfar l'aigua de 0 a 100 [[grau Celsius|graus Celsius]].
 Les entalpies de vaporització a dues temperatures diferents es poden relacionar a partir de la fórmula empírica de Watson, la qual permet obtenir el valor a una temperatura si se'n coneix el valor a l'altra i la temperatura crítica <math>T_c</math>:<ref>{{Ref-llibre|cognom=Vidal|nom=J.|títol=Thermodynamics|data=1980|editorial=Editions OPHRYS}}</ref>