Энтальпия испарения

В термодинамике энтальпия испарения (символ $∆ H vap$ ), также известная как ( скрытая ) теплота испарения или теплота испарения , представляет собой количество энергии ( энтальпию ), которое необходимо добавить к жидкому веществу, чтобы превратить некоторое количество этого вещества в газ . Энтальпия испарения является функцией давления и температуры, при которых происходит превращение ( испарение или испарение ).

Энтальпия испарения часто указывается для нормальной температуры кипения вещества. Хотя табличные значения обычно корректируются до 298 К , эта поправка часто меньше неопределенности измеренного значения.

Теплота испарения зависит от температуры, хотя для небольших температурных диапазонов и для приведенной температуры $T r ≪ 1$ можно предположить постоянную теплоту испарения . Теплота испарения уменьшается с ростом температуры и полностью исчезает в определенной точке, называемой критической температурой ( $T r = 1$ ). 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 иногда все еще используются кДж/кг или Дж/г (удельная теплота испарения), а также более старые единицы, такие как ккал /моль, кал/г и БТЕ /фунт.

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 (тепло выделяется веществом).

Термодинамический фон

Молярная энтальпия цинка выше 298,15 К и при давлении 1 атм, показывающая разрывы в точках плавления и кипения. Энтальпия плавления (Δ H °m) цинка составляет 7323 Дж/моль, а энтальпия испарения (Δ H °v) составляет115 330 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, проделанная 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 сильными водородными связями , и 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 °C ( c p = 75,3 Дж/К·моль). Однако следует соблюдать осторожность при использовании энтальпий испарения для измерения силы межмолекулярных сил, поскольку эти силы могут сохраняться в некоторой степени в газовой фазе (как в случае с фторидом водорода ), и поэтому расчетное значение прочности связи будет слишком низким. Это особенно касается металлов, которые часто образуют ковалентно связанные молекулы в газовой фазе: в этих случаях для получения истинного значения энергии связи необходимо использовать энтальпию атомизации .

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

\Delta _{\text{v}}S=S_{\text{газ}}-S_{\text{жидкость}}={\frac {\Delta _{\text{v}}H}{T_{\text{b}}}}

Поскольку ни энтропия, ни энтальпия не сильно меняются с температурой, обычно используют табличные стандартные значения без какой-либо поправки на разницу в температуре от 298 К. Поправка должна быть сделана, если давление отличается от 100 кПа , так как энтропия идеального газа пропорциональна логарифму его давления. Энтропии жидкостей мало меняются с давлением, так как коэффициент теплового расширения жидкости мал. ^[1]

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 ( всегда положительно), и из $\Delta _ {\text{v}}S$

\Delta G=\Delta HT\Delta S

Изменение свободной энергии Гиббса уменьшается с ростом температуры: при более высоких температурах преимущество имеют газы, что и наблюдается на практике.

Энтальпия испарения растворов электролитов

Оценку энтальпии испарения растворов электролитов можно просто выполнить с помощью уравнений, основанных на химических термодинамических моделях, таких как модель Питцера ^{[2] или модель TCPC}^[3] .

Выбранные значения

Элементы

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

Другие распространенные вещества

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

Смотрите также

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

Ссылки

^ Обратите внимание, что скорость изменения энтропии с давлением и скорость теплового расширения связаны соотношением Максвелла :
$\left({\frac {\partial S}{\partial P}}\right)_{T}=\left({\frac {\partial V}{\partial T}}\right)_{P}.$
^ Ge, Xinlei; Wang, Xidong (20 мая 2009 г.). «Оценка понижения точки замерзания, повышения точки кипения и энтальпии испарения растворов электролитов». Industrial & Engineering Chemistry Research . 48 (10): 5123. doi : 10.1021/ie900434h .
^ Ge, Xinlei; Wang, Xidong (2009). «Расчеты понижения точки замерзания, повышения точки кипения, давления пара и энтальпий испарения растворов электролитов с помощью модифицированной модели корреляции трех характеристик». Журнал химии растворов . 38 (9): 1097–1117. doi :10.1007/s10953-009-9433-0. ISSN 0095-9782. S2CID 96186176.
^ НИСТ

Ключевые значения CODATA для термодинамики
Гмелин, Леопольд (1985). Gmelin-Handbuch der anorganischen Chemie / 08 a (8., völlig neu Bearb. Aufl. ed.). Берлин [ua]: Шпрингер. стр. 116–117. ISBN 978-3-540-93516-2.
Веб-книга NIST по химии
Янг, Фрэнсис В. Сирс, Марк В. Земански, Хью Д. (1982). Университетская физика (6-е изд.). Рединг, Массачусетс: Эддисон-Уэсли. ISBN 978-0-201-07199-3.{{cite book}}: CS1 maint: multiple names: authors list (link)