Chaleur de vaporisation: en quoi elle consiste, eau, éthanol, acétone, cyclohexane
La vaporisation de chaleur ou enthalpie de vaporisation est l'énergie qu'un gramme de substance liquide doit absorber à son point d'ébullition à une température constante; c'est-à-dire terminer la transition de la phase liquide à la phase gazeuse. Il est généralement exprimé avec les 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 parait. Par exemple, de nombreuses machines, telles que les trains à vapeur, fonctionnent grâce à l'énergie libérée par la vapeur d'eau. Sur la surface de la terre, on peut voir de grandes masses de vapeur s'élever vers le ciel, comme celles de l'image inférieure.
En outre, la vaporisation de la sueur sur la peau se refroidit ou se rafraîchit en raison de la perte d'énergie cinétique; ce qui se traduit par une diminution de la 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 aussi de ses propriétés chimiques. en particulier, de la structure moléculaire, et le 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. Les forces de cohésion sont comprises comme celles qui maintiennent les molécules (ou atomes) ensemble dans la phase liquide. Les liquides volatiles, par exemple, ont des forces de cohésion faibles; tandis que ceux de l'eau sont très forts.
Pourquoi le fait qu’un liquide soit plus volatil qu’un autre et que, de ce fait, il ait besoin de plus de chaleur pour s’évaporer complètement à son point d’ébullition? La réponse réside dans les interactions intermoléculaires ou les 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 le comprendre, différentes substances avec différents ΔH vap doivent être analysées.
Energie cinétique moyenne
Les forces de cohésion dans un liquide ne peuvent pas être très fortes, sinon ses molécules ne vibreraient pas. Ici, "vibrer" se réfère 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 que tous n'ont pas la même énergie cinétique.
On parle donc d' énergie cinétique moyenne pour toutes les molécules du liquide. Les molécules suffisamment rapides seront capables de vaincre les forces intermoléculaires qui le retiennent dans le liquide et de s'échapper en phase gazeuse; encore plus, si elles sont à la surface.
Une fois que la première molécule M à haute énergie cinétique s'est échappée, lors de l'estimation de nouveau, l'énergie cinétique moyenne diminue.
Parce que? Parce que plus les molécules s'échappent plus rapidement dans la phase gazeuse, les plus lentes restent dans le liquide. Une plus grande lenteur moléculaire est égale à un refroidissement.
Pression de vapeur
Lorsque les molécules M s'échappent dans la phase gazeuse, elles peuvent retourner dans le sinus liquide; Cependant, si le liquide est exposé à l'environnement, toutes les molécules auront inévitablement 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 de sortie des molécules gazeuses sera la même que celle avec laquelle elles entrent.
La pression exercée par les molécules de gaz à la surface du liquide dans cet équilibre est appelée pression de vapeur. Si le récipient est ouvert, la pression sera plus basse que celle agissant sur le liquide du récipient fermé.
Plus la pression de vapeur est élevée, plus le liquide est volatil. Plus elle est volatile, plus ses forces de cohésion sont faibles. Et par conséquent, 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 égalisées, 760 torr ou 1 atm.
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 on considère trois ou quatre molécules, est extrêmement fort quand on parle 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, 2260J (ou 40, 7 kJ est nécessaire pour évaporer une mole d’eau, soit environ 18g).
L'eau à la température du corps humain, 37 ° C, a une plus haute ΔH vap . Parce que? Parce que, comme le dit sa définition, l’eau doit être chauffée à 37 ºC jusqu’à ce qu’elle atteigne son point d’ébullition et s’évapore complètement; par conséquent, ΔH vap est plus important (et plus encore lorsqu'il fait froid).
D'éthanol
Le ΔH vap de l'éthanol à son point d'ébullition est de 855 J / g ou 39, 3 kJ / mol. Notez qu'il est inférieur à l'eau, car sa structure, CH 3 CH 2 OH, peut à peine former un pont d'hydrogène. Cependant, il continue à être situé parmi les liquides ayant des points d'ébullition 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, il s'agit d'un liquide beaucoup plus volatil que l'eau ou l'éthanol et, par conséquent, il bout à une température plus basse (56 ° C).
Parce que? Parce que ses molécules de CH 3 OCH 3 ne peuvent pas former de liaisons hydrogène et ne peuvent interagir que par des forces dipolaires.
De cyclohexane
Pour le cyclohexane, son ΔH vap est de 358 J / g ou 30 kJ / mol. Il consiste en un cycle hexagonal de formule C 6 H 12 . Leurs molécules interagissent par les forces de dispersion de London, car elles sont apolaires et manquent de moment dipolaire.
Notez que, même s'il est plus lourd que l'eau (84g / mol contre 18g / mol), ses forces de cohésion sont plus faibles.
De benzène
Le ΔH vap du benzène, cycle hexagonal aromatique de formule C 6 H 6, est de 395 J / g ou 30, 8 kJ / mol. Comme le cyclohexane, il interagit par les forces de dispersion; mais il est également capable de former des dipôles et de déplacer la surface des anneaux (où leurs doubles liaisons sont délocalisées) par rapport aux autres.
Ceci explique pourquoi être apolaire et peu lourd a un ΔH vap relativement élevé.
À partir de toluène
Le ΔH vap du toluène est même supérieur à celui du benzène (33, 18 kJ / mol). En effet, en plus de ce qui vient d’être mentionné, ses groupes méthyle, -CH 3, collaborent au moment dipolaire du toluène; à leur tour, ils peuvent interagir par les forces de dispersion.
De l'hexane
Et enfin, le ΔH vap de l'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, linéaire, contrairement à celle du cyclohexane, qui est hexagonal.
Bien que leurs masses moléculaires diffèrent très peu (86g / mol contre 84g / mol), la structure cyclique influence directement la manière dont les molécules interagissent. S'agissant d'un anneau, les forces de dispersion sont plus efficaces. alors que dans la structure linéaire de l'hexane, ils sont plus "errants".
Les valeurs de ΔH vap pour l'hexane entrent 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 vap supérieur à celui de l'acétone, qui bout à 56 ° C.
La différence est que l'acétone a une capacité thermique supérieure à celle de 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 celui utilisé pour chauffer un gramme d'hexane à 30 ° C jusqu'à son point d'ébullition de 68 ° C.
