CALOR DE VAPORIZAÇÃO: DE ÁGUA, ETANOL, ACETONA, CICLOHEXANO - QUÍMICA - 2025

A vaporização de calor ou entalpia de vaporização é a energia que um grama de substância líquida deve absorver em seu ponto de ebulição em temperatura constante; isto é, para completar a transição da fase líquida para a fase gasosa. Geralmente é expresso em unidades j / g ou cal / g; e em kJ / mol, quando se trata da entalpia molar de vaporização.

Este conceito é mais cotidiano do que parece. Por exemplo, muitas máquinas, como trens a vapor, trabalham com a energia liberada pelo vapor d'água. Grandes massas de vapor podem ser vistas subindo em direção ao céu na superfície da Terra, como as da imagem abaixo.

Fonte: Pxhere

Além disso, a vaporização do suor na pele esfria ou refresca devido à perda de energia cinética; o que se traduz em uma queda na temperatura. A sensação de frescor aumenta com o sopro da brisa, pois remove o vapor d'água das gotas de suor mais rapidamente.

O calor de vaporização depende não apenas da quantidade de substância, mas de suas propriedades químicas; especialmente, da estrutura molecular e do tipo de interações intermoleculares presentes.

Em que consiste?

O calor de vaporização (ΔH _vap) é uma variável física que reflete as forças de coesão do líquido. As forças de coesão são entendidas como aquelas que mantêm as moléculas (ou átomos) juntas na fase líquida. Líquidos voláteis, por exemplo, têm forças de coesão fracas; enquanto os da água são muito fortes.

Qual é a razão de um líquido ser mais volátil do que outro e, como resultado, precisar de mais calor para evaporar completamente em seu ponto de ebulição? A resposta está nas interações intermoleculares ou forças de Van der Waals.

Dependendo da estrutura molecular e da identidade química da substância, suas interações intermoleculares variam, assim como a magnitude de suas forças de coesão. Para entender isso, diferentes substâncias com diferentes ΔH _vap devem ser analisadas.

Energia cinética média

As forças de coesão dentro de um líquido não podem ser muito fortes, caso contrário, suas moléculas não vibrariam. Aqui, "vibrar" se refere ao movimento livre e aleatório de cada molécula no líquido. Alguns vão mais devagar ou mais rápido do que outros; ou seja, nem todos têm a mesma energia cinética.

Portanto, falamos de uma energia cinética média para todas as moléculas do líquido. Essas moléculas com rapidez suficiente serão capazes de superar as forças intermoleculares que as mantêm no líquido e escaparão para a fase gasosa; ainda mais, se estiverem na superfície.

Uma vez que a primeira molécula M com alta energia cinética escapa, quando a energia cinética média é estimada novamente, ela diminui.

Por quê? Porque, à medida que as moléculas mais rápidas escapam para a fase gasosa, as mais lentas permanecem no líquido. Maior lentidão molecular é igual a resfriamento.

Pressão de vapor

Conforme as moléculas M escapam para a fase gasosa, elas podem retornar ao líquido; Porém, se o líquido for exposto ao meio ambiente, inevitavelmente todas as moléculas tenderão a escapar e diz-se que ocorreu uma evaporação.

Se o líquido for mantido em um recipiente hermeticamente fechado, um equilíbrio líquido-gás pode ser estabelecido; isto é, a velocidade com que as moléculas gasosas saem será a mesma com que entram.

A pressão exercida pelas moléculas de gás na superfície do líquido neste equilíbrio é conhecida como pressão de vapor. Se o recipiente estiver aberto, a pressão será menor em comparação com a ação sobre o líquido no recipiente fechado.

Quanto mais alta a pressão do vapor, mais volátil é o líquido. Por serem mais voláteis, mais fracas são suas forças de coesão. E, portanto, menos calor será necessário para evaporá-lo até seu ponto de ebulição normal; isto é, a temperatura na qual a pressão de vapor e a pressão atmosférica são iguais, 760 torr ou 1atm.

Calor de vaporização da água

As moléculas de água podem formar as famosas ligações de hidrogênio: H - O - H-OH ₂. Este tipo especial de interação intermolecular, embora fraco se você considerar três ou quatro moléculas, é extremamente forte quando se trata de milhões delas.

O calor de vaporização da água em seu ponto de ebulição é de 2260 J / g ou 40,7 kJ / mol. Que significa? Que para evaporar um grama de água a 100ºC você precisa de 2260J (ou 40,7kJ para evaporar um mol de água, ou seja, cerca de 18g).

Água à temperatura do corpo humano, 37ºC, tem um ΔH _vap mais alto. Por quê? Porque, como diz sua definição, a água deve ser aquecida a 37ºC até atingir o ponto de ebulição e evaporar completamente; portanto, ΔH _vap é maior (e ainda maior quando se trata de temperaturas frias).

De etanol

O ΔH _vapor do etanol em seu ponto de ebulição é 855 J / g ou 39,3 kJ / mol. Observe que é inferior ao da água, porque sua estrutura, CH ₃ CH ₂ OH, dificilmente pode formar uma ligação de hidrogênio. No entanto, continua a figurar entre os líquidos com maior ponto de ebulição.

De acetona

O ΔH _vap da acetona é 521 J / g ou 29,1 kJ / mol. Por refletir seu calor de vaporização, é um líquido muito mais volátil do que a água ou o etanol, portanto, ferve a uma temperatura mais baixa (56ºC).

Por quê? Porque suas moléculas CH ₃ OCH ₃ não podem formar ligações de hidrogênio e só podem interagir por meio de forças dipolo-dipolo.

De ciclohexano

Para o ciclohexano, seu ΔH _vap é 358 J / g ou 30 kJ / mol. É constituído por um anel hexagonal com a fórmula C ₆ H ₁₂. Suas moléculas interagem por meio das forças de dispersão de London, porque são apolares e não possuem momento dipolar.

Observe que embora seja mais pesado que a água (84g / mol vs 18g / mol), suas forças de coesão são menores.

De benzeno

O ΔH _vap do benzeno, um anel hexagonal aromático com a fórmula C ₆ H ₆, é 395 J / g ou 30,8 kJ / mol. Como o ciclohexano, ele interage por meio de forças de dispersão; mas também é capaz de formar dipolos e realocar a superfície dos anéis (onde suas ligações duplas são deslocalizadas) em outros.

Isso explica por que, sendo apolar e não muito pesado, tem um _vap ΔH relativamente alto.

De tolueno

O ΔH _vap do tolueno é ainda maior do que o do benzeno (33,18 kJ / mol). Isso se deve ao fato de que, além dos já citados, seus grupos metil, –CH ₃ colaboram no momento dipolar do tolueno; também, eles podem interagir por forças de dispersão.

De hexano

E, finalmente, o ΔH _vap do hexano é 335 J / g ou 28,78 kJ / mol. Sua estrutura é CH ₃ CH ₂ CH ₂ CH ₂ CH ₂ CH ₃, ou seja, linear, ao contrário do ciclohexano, que é hexagonal.

Embora suas massas moleculares difiram muito pouco (86g / mol vs 84g / mol), a estrutura cíclica influencia diretamente a maneira como as moléculas interagem. Por ser um anel, as forças de dispersão são mais eficazes; por outro lado, são mais "errantes" na estrutura linear do hexano.

Os valores ΔH _vap para hexano estão em conflito com aqueles para acetona. Em princípio, hexano, porque tem um ponto de ebulição mais elevado (81ºC), devem ter um maior ? H _VAP de acetona, que entra em ebulição a 56 ° C.

A diferença é que a acetona tem uma capacidade térmica superior ao hexano. Isso significa que para aquecer um grama de acetona de 30ºC a 56ºC e evaporá-lo, é necessário mais calor do que para aquecer um grama de hexano de 30ºC a seu ponto de ebulição de 68ºC.

Referências

1. TutorVista. (2018). Entalpia de Vaporização. Recuperado de: química.tutorvista.com
2. Chemistry LibreTexts. (3 de abril de 2018). Calor da vaporização. Recuperado de: chem.libretexts.org
3. Dortmund Data Bank. (sf). Calor padrão de vaporização do ciclohexano. Recuperado de: ddbst.com
4. Chickos JS e Acree WE (2003). Enthalpies of Vaporization of Organic and Organometallic Compounds, 1880-2002. J. Phys. Chem. Ref. Data, Vol. 32, No. 2.
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning, p 461-464.
6. Khan Academy. (2018). Capacidade de calor, calor de vaporização e densidade da água. Recuperado de: es.khanacademy.org