Энтальпия испарения

Зависимость теплот парообразования воды , метанола , бензола и ацетона от температуры

В термодинамике энтальпия парообразования (обозначение ∆ H _vap ), также известная как ( скрытая ) теплота парообразования или теплота испарения , представляет собой количество энергии ( энтальпии ), которую необходимо присоединить к жидкому веществу, чтобы превратить некоторое количество это вещество в газ . Энтальпия парообразования является функцией давления превращение ( испарение или испарение и температуры, при которых происходит ).

Энтальпию испарения часто называют нормальной температурой кипения вещества. Хотя табличные значения обычно корректируются до 298 К , ​​эта поправка часто меньше, чем неопределенность измеренного значения.

Теплота парообразования зависит от температуры, хотя можно предположить постоянную теплоту парообразования для небольших интервалов температур и при пониженной температуре T _r ≪ 1 . Теплота парообразования уменьшается с повышением температуры и полностью исчезает в определенной точке, называемой температурой ( Tr _{критической} = 1 ). Выше критической температуры жидкая и паровая фазы неразличимы, и вещество называется сверхкритической жидкостью .

Единицы

Значения обычно указываются в Дж / моль или кДж/моль (молярная энтальпия испарения), хотя кДж/кг или Дж/г (удельная теплота испарения) и более старые единицы, такие как ккал /моль, кал/г и БТЕ / lb иногда до сих пор используются среди других.

Энтальпия конденсации

Энтальпия конденсации (или теплота конденсации ) по определению равна энтальпии испарения с противоположным знаком: изменения энтальпии испарения всегда положительны (тепло поглощается веществом), тогда как изменения энтальпии конденсации всегда отрицательны (теплообразование выделяется веществом).

Термодинамический фон

Молярная энтальпия цинка выше 298,15   К и при давлении 1   атм, демонстрирующая разрывы при температурах плавления и кипения. Энтальпия плавления (ΔH ° m) цинка равна 7323   /моль, а энтальпия испарения (ΔH ° v) – 115330 Дж Дж/моль .

Энтальпию испарения можно записать как

$\Delta H_{\text{vap}}=\Delta U_{\text{vap}}+p\,\Delta V$

Она равна увеличенной внутренней энергии паровой фазы по сравнению с жидкой фазой плюс работа, совершаемая против давления окружающей среды. Увеличение внутренней энергии можно рассматривать как энергию, необходимую для преодоления межмолекулярных взаимодействий в жидкости (или твердом теле, в случае сублимации ). Следовательно, гелий имеет особенно низкую энтальпию испарения, 0,0845 кДж/моль, поскольку силы Ван-дер-Ваальса между атомами гелия особенно слабы. С другой стороны, молекулы в жидкой воде удерживаются вместе относительно прочными водородными связями , а ее энтальпия испарения, 40,65 кДж/моль, более чем в пять раз превышает энергию, необходимую для нагрева того же количества воды от 0 °C до 100 °С ( = _ср 75,3 Дж/К·моль). Однако необходимо соблюдать осторожность при использовании энтальпии испарения для измерения силы межмолекулярных сил, поскольку эти силы могут в некоторой степени сохраняться в газовой фазе (как в случае с фтористым водородом ), и поэтому расчетное значение связи сила будет слишком низкой. Особенно это касается металлов, которые часто образуют ковалентно связанные молекулы в газовой фазе: в этих случаях энтальпию атомизации необходимо использовать для получения истинного значения энергии связи .

Альтернативное описание состоит в том, чтобы рассматривать энтальпию конденсации как тепло, которое должно быть передано в окружающую среду, чтобы компенсировать падение энтропии , когда газ конденсируется в жидкость. Поскольку жидкость и газ находятся в равновесии при температуре кипения ( T _b ), Δ _v G = 0, что приводит к:

$\Delta _{\text{v}}S=S_{\text{gas}}-S_{\text{liquid}}={\frac {\Delta _{\text{v}}H}{T_{\text{b}}}}$

Поскольку ни энтропия, ни энтальпия сильно не изменяются в зависимости от температуры, нормально использовать табличные стандартные значения без какой-либо поправки на разницу температур от 298 К. Поправку необходимо внести, если давление отличается от 100 кПа , поскольку энтропия газа пропорциональна его давлению (или, точнее, его летучести ): энтропия жидкостей мало меняется с давлением, так как сжимаемость жидкости мала.

Эти два определения эквивалентны: точка кипения — это температура, при которой возросшая энтропия газовой фазы преодолевает межмолекулярные силы. Поскольку данное количество вещества всегда имеет более высокую энтропию в газовой фазе, чем в конденсированной фазе ( $\Delta _{\text{v}}S$ всегда положительна), а из

$\Delta G=\Delta H-T\Delta S$,

падает Изменение свободной энергии Гиббса с ростом температуры: газы предпочтительнее при более высоких температурах, как это наблюдается на практике.

Энтальпия испарения растворов электролитов

Оценку энтальпии испарения растворов электролитов можно просто провести с помощью уравнений, основанных на химико-термодинамических моделях, таких как модель Питцера. или модель TCPC.

Выбранные значения

Элементы

Энтальпии испарения элементов
	1	2		3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
Группа →
↓ Период
1	Н 0,90																		Он 0,08
2	Ли 136	Будь 292												Б508 508	С 715	Н 5,57	О 6.82	Ф 6,62	Это было 1,71
3	На 97,4	Мг 128												Ал 284	Си 359	Пт 12.4	С 45	кл 20.4	Ар 6,53
4	К 76,9	Около 155		СК 333	Ти 425	В444 444	Кр 339	Мн 221	Фе 340	Ко 377	Ни 379	Cu 300	Цин 115	Га 256	Ге 334	Как 32,4	Се 95,5	руб. 30,0	кр 9,08 .
5	руб. 75,8	Ср 141		Д 390	Зр 573	№ 690	Мо 617	ТК 585	Ру 619	рэнда 494	ПД 358	Аг 254	КД 99,9	В 232	Сн 296	Сб 193	Те 114	я 41,6	Хе 12,6
6	Cs 63,9	Ба 140		Лу 414	Хф 648	Та 733	Вт 807	Ре 704	ОС 678	Ир 564	Пт 510	Ау 342	рт. ст. 59,1	турецких лир 165 .	Пб 179	Би 179	По 103	В 54,4	Рн 18.1
7	франков 65	Ра 113		Лр н/д	РФ н/д	БД н/д	Сг н/д	Бх н/д	Хс н/д	Гора н/д	Дс н/д	Рг н/д	Сп н/д	№ н/д	Флорида н/д	Мак н/д	Уровень н/д	Ц н/д	Ога н/д
				Ла 400	Се 398	Пр 331	289 №	Вечер 289	см 172	ЕС 176	Б-г 301	ТБ 391	Дом 280	Хо 251	Эр 280	Тм 191	Ыб 129
				Ак 400	ч 514	К 481 году	Ю 417	Нп 336	Пу 333	Я н/д	См н/д	См . н/д	См. н/д	Это н/д	FM н/д	Мэриленд н/д	Нет н/д
	Энтальпия в кДж/моль, измеренная при соответствующих нормальных температурах кипения.
	0–10 кДж/моль			10–100 кДж/моль			100–300 кДж/моль			>300 кДж/моль

Испарение металлов является ключевым этапом синтеза паров металлов , в котором используется повышенная реакционная способность атомов металлов или мелких частиц по сравнению с объемными элементами.

Другие распространенные вещества

Энтальпии испарения обычных веществ, измеренные при их соответствующих стандартных температурах кипения:

Сложный	Температура кипения, при нормальном давлении			Теплота испарения
	(К)	(°С)	(°Ф)	( кДж/моль )	(Дж/г)
Ацетон	329	56	133	31.300	538.9
Алюминий	2792	2519	4566	294.0	10500
Аммиак	240	−33.34	−28	23.35	1371
Бутан	272–274	−1	30–34	21.0	320
Диэтиловый эфир	307.8	34.6	94.3	26.17	353.1
Этанол	352	78.37	173	38.6	841
Водород ( параводород )	20.271	−252.879	−423.182	0.8992	446.1
Железо	3134	2862	5182	340	6090
Изопропиловый спирт	356	82.6	181	44	732.2
Метан	112	−161	−259	8.170	480.6
Метанол	338	64.7	148	35.2	1104
Пропан	231	−42	−44	15.7	356
Фосфин	185	−87.7	−126	14.6	429.4
Вода	373.15	100	212	40.66	2257

См. также

• Отношение Клаузиуса – Клапейрона
• Уравнение Шиманского , описывает температурную зависимость теплоты парообразования
• Энтальпия плавления , удельная теплота плавления
• Энтальпия сублимации
• Метод Джобака , оценка теплоты испарения при нормальной температуре кипения по молекулярным структурам.
• Скрытое тепло

Ссылки

• Ключевые значения CODATA для термодинамики
• Гмелин, Леопольд (1985). Справочник Гмелина по неорганической химии / 08 а (8-е, полностью переработанное издание изд.). Берлин [среди прочих]: Springer. стр. 116–117. ISBN  978-3-540-93516-2 .
• Интернет-книга NIST по химии
• Янг, Фрэнсис В. Сирс, Марк В. Земански, Хью Д. (1982). Университетская физика (6-е изд.). Ридинг, Массачусетс: Аддисон-Уэсли. ISBN  978-0-201-07199-3 . {{cite book}}: CS1 maint: несколько имен: список авторов ( ссылка )