Энтальпия испарения

Зависимость теплот испарения 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 ), которое необходимо добавить 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																		Привет 0.08
2	Ли 136	Будь 292												Б 508	С 715	Н 5,57	O 6.82	Ф 6,62	Не 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	В 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	ст. 141		Д 390	Зр 573	№ 690	В 617 г.	ТК 585	Ру 619	Rh 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	Страница 165	Пб 179	Би 179	После 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	Нет н/д	Флорида н/д	Мак н/д	Уровень н/д	Ц н/д	И н/д
				Ла 400	Се 398	Пр 331	№ 289	Вечер 289	см 172	мне 176	Б-г 301	ТБ 391	Ди 280	За 251	Это 280	Тм 191	Ыб 129
				О, 400	Чт 514	Па 481	Ю 417	Нп 336	Пу 333	Я н/д	См н/д	Бк 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 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 )