Back to chapter

11.7:

Faseovergangen: Verdamping en Condensatie

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Phase Transitions: Vaporization and Condensation

Languages

Share

Wanneer in een vloeistof de thermische bewegingen van moleculen de intermoleculaire krachten die ze bij elkaar houden overwinnen, breken de moleculen los en gaan ze in de gastoestand. Deze overgang van vloeistof naar gas staat bekend als verdamping en kan onder twee omstandigheden plaatsvinden:niet-kokend of kokend. Onder de niet-kokende toestand vindt verdamping alleen plaats aan het oppervlak en onder het kookpunt van de vloeistof.Dit wordt oppervlakte-verdamping genoemd en vindt plaats zonder de vorming van dampbellen in de bulkvloeistof. Als daarentegen verdamping optreedt bij het kookpunt van de vloeistof, vormen zich dampbellen in de bulkvloeistof en wordt het proces koken genoemd. Koken is geen oppervlakteverschijnsel en komt op alle punten in de vloeistof voor.Verdamping is een temperatuurafhankelijk endotherm proces:hoe meer warmte wordt geleverd, hoe hoger de verdampingssnelheid. De hoeveelheid energie die nodig is om één mol van een vloeistof te verdampen, wordt de molaire verdampingswarmte of de molaire verdampingsenthalpie genoemd. Aangezien verdamping een endotherm proces is, is de enthalpie-waarde altijd positief.Intermoleculaire krachten beïnvloeden de molaire enthalpie van verdamping. Door bijvoorbeeld het sterke netwerk van waterstofbruggen tussen watermoleculen heeft één mol water een aanzienlijke hoeveelheid warmte-energie nodig ongeveer 40, 65 kilojoule om in waterdamp te veranderen. Ter vergelijking:de zwakkere dipool-dipoolkrachten tussen acetonmoleculen kunnen worden overwonnen met slechts 31, 3 kilojoules per mol warmte-energie.Het omgekeerde van verdamping, dat wil zeggen de overgang van gas naar vloeistof, wordt condensatie genoemd. Wanneer gasmoleculen in botsing komen met koelere vloeibare of vaste oppervlakken, verliezen ze warmte. Meerdere botsingen resulteren in een aanzienlijk warmteverlies en uiteindelijk condenseren de moleculen.Condensatie is daarom een exotherm proces. Hoewel de enthalpie van condensatie negatief is, is de grootte ervan hetzelfde als de enthalpie van verdamping. Wanneer de tegengestelde overgangen verdamping en condensatie plaatsvinden in een gesloten systeem, bereikt het systeem een toestand van dynamisch evenwicht, het damp-vloeistofevenwicht genoemd.

11.7:

Faseovergangen: Verdamping en Condensatie

The physical form of a substance changes on changing its temperature. For example, raising the temperature of a liquid causes the liquid to vaporize (convert into vapor). The process is called vaporization—a surface phenomenon. Vaporization occurs when the thermal motion of the molecules overcome the intermolecular forces, and the molecules (at the surface) escape into the gaseous state. When a liquid vaporizes in a closed container, gas molecules cannot escape. As these gas phase molecules move randomly about, they will occasionally collide with the surface of the condensed phase, and in some cases, these collisions will result in the molecules re-entering the condensed phase. The change from the gas phase to the liquid is called condensation.

Vaporization is an endothermic process. The cooling effect is evident after a swim or a shower. When the water on the skin evaporates, it removes heat from the skin and cools the skin. The energy change associated with the vaporization process is the enthalpy of vaporization, ΔHvap. For example, the vaporization of water at standard temperature is represented by:

Eq1

The reverse of an endothermic process is exothermic. And so, the condensation of a gas releases heat:

Eq1

Vaporization and condensation are opposing processes; consequently, their enthalpy values are identical with opposite signs. While the enthalpy of vaporization is positive, the enthalpy of condensation is negative.

Different substances vaporize to different extents (depending on the strengths of their IMFs) and hence display different enthalpy of vaporization values. Relatively strong intermolecular attractive forces between molecules result in higher enthalpy of vaporization values. Weak intermolecular attractions present less of a barrier to vaporization, yielding relatively low values of enthalpies of vaporization.

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 10.3: Phase Transitions.