11.8: Dampfdruck

Wenn eine Flüssigkeit in einem geschlossenen Behälter verdampft, können Gasmoleküle nicht entweichen. Da sich diese Gasphasenmoleküle zufällig bewegen, kollidieren sie gelegentlich mit der Oberfläche der kondensierten Phase, und in einigen Fällen führen diese Kollisionen dazu, dass die Moleküle wieder in die kondensierte Phase eintreten. Der Übergang von der Gasphase zur Flüssigkeit wird als Kondensation bezeichnet. Wenn die Kondensationsrate gleich der Verdampfungsrate ist, ändert sich weder die Menge der Flüssigkeit noch die Menge des Dampfes im Behälter. Der Dampf im Behälter befindet sich dann im Gleichgewicht mit der Flüssigkeit. Beachten Sie, dass es sich hierbei nicht um eine statische Situation handelt, da die Moleküle ständig zwischen der kondensierten und der gasförmigen Phase ausgetauscht werden. Dies ist ein Beispiel für das dynamische Gleichgewicht, den Zustand eines Systems, in dem reziproke Prozesse (z. B. Verdampfung und Kondensation) mit gleichen Geschwindigkeiten ablaufen.

Der Druck, den der Dampf im Gleichgewicht mit einer Flüssigkeit in einem geschlossenen Behälter bei einer bestimmten Temperatur ausübt, wird als Dampfdruck der Flüssigkeit (oder Gleichgewichtsdampfdruck) bezeichnet. Die Fläche der Oberfläche der Flüssigkeit, die mit einem Dampf in Berührung kommt, und die Größe des Behälters haben keinen Einfluss auf den Dampfdruck, wohl aber auf die Zeit, die benötigt wird, bis das Gleichgewicht erreicht ist. Die chemische Identität der Moleküle in einer Flüssigkeit bestimmt die Arten (und Stärken) der möglichen intermolekularen Anziehungskräfte; Folglich weisen verschiedene Substanzen unterschiedliche Gleichgewichtsdampfdrücke auf. Relativ starke intermolekulare Anziehungskräfte dienen dazu, die Verdampfung zu behindern und das “Wiedereinfangen” von Gasphasenmolekülen zu begünstigen, wenn sie mit der Flüssigkeitsoberfläche kollidieren, was zu einem relativ niedrigen Dampfdruck führt. Schwache intermolekulare Anziehungskräfte stellen ein geringeres Hindernis für die Verdampfung dar und verringern die Wahrscheinlichkeit einer Gasrückgewinnung, was zu relativ hohen Dampfdrücken führt.

Betrachten wir vier Verbindungen: Ethanol (CH₃CH₂OH), Ethylenglykol (C₂H₆O₂), Diethylether (C₄H₁₀O) und Wasser (H₂O).

Diethylether hat einen sehr kleinen Dipol, und die meisten seiner intermolekularen Anziehungskräfte sind Londoner Dispersionskräfte. Obwohl dieses Molekül das größte der vier betrachteten Moleküle ist, sind seine IMFs die schwächsten, und daher entweichen seine Moleküle am leichtesten aus der Flüssigkeit. Es hat auch den höchsten Dampfdruck. Aufgrund seiner geringeren Größe weist Ethanol schwächere Dispersionskräfte auf als Diethylether. Ethanol ist jedoch in der Lage, Wasserstoffbrückenbindungen einzugehen und weist daher insgesamt stärkere IMFs auf, was bedeutet, dass bei einer bestimmten Temperatur weniger Moleküle aus der Flüssigkeit entweichen, so dass Ethanol einen niedrigeren Dampfdruck als Diethylether hat. Wasser ist viel kleiner als die beiden vorherigen Substanzen und weist schwächere Dispersionskräfte auf, aber seine ausgedehnte Wasserstoffbrückenbindung sorgt für stärkere intermolekulare Anziehungskräfte, weniger Moleküle, die aus der Flüssigkeit entweichen, und einen niedrigeren Dampfdruck als bei Diethylether oder Ethanol. Ethylenglykol hat zwei -OH-Gruppen, so dass es wie Wasser eine ausgedehnte Wasserstoffbrückenbindung aufweist. Er ist viel größer als Wasser und erfährt daher größere Londoner Kräfte. Seine IMFs sind insgesamt die größten dieser vier Substanzen, was bedeutet, dass seine Verdampfungsrate die langsamste und folglich sein Dampfdruck der niedrigste ist.

Mit steigender Temperatur steigt auch der Dampfdruck einer Flüssigkeit aufgrund des erhöhten durchschnittlichen KE ihrer Moleküle. Erinnern Sie sich daran, dass die Moleküle einer Substanz bei jeder gegebenen Temperatur eine Reihe von kinetischen Energien erfahren, wobei ein bestimmter Teil der Moleküle genügend Energie hat, um IMF zu überwinden und der Flüssigkeit zu entweichen (zu verdampfen). Bei einer höheren Temperatur hat ein größerer Teil der Moleküle genügend Energie, um aus der Flüssigkeit zu entweichen. Das Entweichen von mehr Molekülen pro Zeiteinheit und die höhere Durchschnittsgeschwindigkeit der entweichenden Moleküle tragen beide zum höheren Dampfdruck bei.

Wenn der Dampfdruck so weit ansteigt, dass er dem externen atmosphärischen Druck entspricht, erreicht die Flüssigkeit ihren Siedepunkt. Der Siedepunkt einer Flüssigkeit ist die Temperatur, bei der ihr Gleichgewichtsdampfdruck dem Druck entspricht, der von ihrer gasförmigen Umgebung auf die Flüssigkeit ausgeübt wird. Bei Flüssigkeiten in offenen Behältern ist dieser Druck derjenige, der durch die Erdatmosphäre verursacht wird. Der normale Siedepunkt einer Flüssigkeit ist definiert als ihr Siedepunkt, wenn der Umgebungsdruck 1 atm (101,3 kPa) beträgt. Bei Drücken von mehr als 1 atm ist der Siedepunkt der Flüssigkeit höher als ihr normaler Siedepunkt.

Dieser Text wurde übernommen von Openstax, Chemie 2e, Abschnitt 10.3: Phasenübergänge.