إنثالبي التبخر

في الديناميكا الحرارية ، تُعرف حرارة التبخر (رمزها ∆H vap ₎ ، أو حرارة التبخر الكامنة ، بأنها كمية الطاقة ( المحتوى الحراري ) اللازمة لتحويل مادة سائلة إلى غاز . وتعتمد حرارة التبخر على الضغط ودرجة الحرارة اللذين يحدث عندهما هذا التحول ( التبخر ) .

غالبًا ما تُذكر حرارة التبخر عند درجة الغليان العادية للمادة. وعلى الرغم من أن القيم المُجدولة تُصحح عادةً إلى 298 كلفن ، إلا أن هذا التصحيح غالبًا ما يكون أقل من هامش الخطأ في القيمة المقاسة. 

تعتمد حرارة التبخر على درجة الحرارة، مع إمكانية افتراض ثباتها في نطاقات درجات الحرارة الصغيرة وعند درجات الحرارة المنخفضة (T _{_r} ≪ 1) . تتناقص حرارة التبخر مع ارتفاع درجة الحرارة، وتختفي تمامًا عند درجة حرارة معينة تُسمى درجة الحرارة الحرجة ( T _{_r} = 1 ). فوق درجة الحرارة الحرجة، يصبح من المستحيل التمييز بين طوري السائل والبخار ، وتُسمى المادة حينها بالمائع فوق الحرج .

عادة ما يتم ذكر القيم بوحدة J / mol أو kJ/mol (المحتوى الحراري المولي للتبخر)، على الرغم من أن kJ/kg أو J/g (الحرارة النوعية للتبخر)، والوحدات القديمة مثل kcal /mol و cal/g و Btu /lb لا تزال تستخدم أحيانًا من بين وحدات أخرى.

إن إنثالبي التكثيف (أو حرارة التكثيف ) يساوي بحكم التعريف إنثالبي التبخر مع اختلاف الإشارة: فتغيرات إنثالبي التبخر تكون دائمًا موجبة (يتم امتصاص الحرارة بواسطة المادة)، بينما تكون تغيرات إنثالبي التكثيف دائمًا سالبة (يتم إطلاق الحرارة بواسطة المادة).

يمكن كتابة إنثالبي التبخر على النحو التالي: $${\displaystyle \Delta H_{\text{vap}}=\Delta U_{\text{vap}}+p\,\Delta V.}$$ تُعادل هذه الطاقة الزيادة في الطاقة الداخلية لطور البخار مقارنةً بطور السائل، بالإضافة إلى الشغل المبذول ضد الضغط الجوي. ويمكن اعتبار الزيادة في الطاقة الداخلية بمثابة الطاقة اللازمة للتغلب على التفاعلات بين الجزيئات في السائل (أو الصلب في حالة التسامي ). ولذلك، يتميز الهيليوم بانخفاض حرارة تبخره، حيث تبلغ 0.0845  كيلوجول/مول، نظرًا لضعف قوى فان دير فالس بين ذرات الهيليوم . في المقابل، ترتبط جزيئات الماء السائل بروابط هيدروجينية قوية نسبيًا ، وتبلغ حرارة تبخره 40.65  كيلوجول/مول، أي أكثر من خمسة أضعاف الطاقة اللازمة لتسخين نفس الكمية من الماء من 0  درجة مئوية إلى 100  درجة مئوية ( حيث _cp  = 75.3  جول/(كلفن·مول)). مع ذلك، يجب توخي الحذر عند استخدام حرارة التبخر لقياس قوة الروابط بين الجزيئات، إذ قد تستمر هذه الروابط إلى حد ما في الحالة الغازية (كما هو الحال مع فلوريد الهيدروجين )، وبالتالي ستكون القيمة المحسوبة لقوة الرابطة أقل من القيمة الحقيقية. وينطبق هذا بشكل خاص على المعادن، التي غالبًا ما تُكوّن جزيئات بروابط تساهمية في الحالة الغازية: في هذه الحالات، يجب استخدام حرارة التذرير للحصول على القيمة الحقيقية لطاقة الرابطة .

_{يمكن وصف إنثالبي التكثيف بطريقة بديلة ،} حيث يُنظر إليه على أنه الحرارة التي يجب أن تُطلق إلى المحيط لتعويض انخفاض الإنتروبيا عند تكثف الغاز إلى سائل. وبما أن السائل والغاز في حالة اتزان عند نقطة الغليان ( Tb )، _{فإن ΔvG} = 0 ، مما يؤدي إلى   $${\displaystyle \Delta _{\text{v}}S=S_{\text{gas}}-S_{\text{liquid}}={\frac {\Delta _{\text{v}}H}{T_{\text{b}}}}.}$$ بما أن الإنتروبيا والإنثالبي لا تتغيران بشكل كبير مع درجة الحرارة، فمن المعتاد استخدام القيم القياسية المجدولة دون أي تصحيح لاختلاف درجة الحرارة عن 298  كلفن. يجب إجراء تصحيح إذا كان الضغط مختلفًا عن 100 كيلو باسكال ، لأن إنتروبيا الغاز المثالي تتناسب طرديًا مع لوغاريتم ضغطه. تتغير إنتروبيا السوائل بشكل طفيف مع الضغط، لأن معامل التمدد الحراري للسائل صغير. ^{[ 1 ]} 

هذان التعريفان متكافئان: نقطة الغليان هي درجة الحرارة التي تتغلب عندها زيادة إنتروبيا الطور الغازي على قوى التجاذب بين الجزيئات. وبما أن كمية معينة من المادة تكون دائمًا ذات إنتروبيا أعلى في الطور الغازي منها في الطور المكثف (${\displaystyle \Delta _{\text{v}}S}$(دائماً إيجابي)، ومن $${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\Delta S,}$$ يتناقص تغير طاقة جيبس ​​الحرة مع ارتفاع درجة الحرارة: فالغازات تُفضل عند درجات الحرارة الأعلى، كما هو ملاحظ في الممارسة العملية.

يمكن تقدير إنثالبي تبخر محاليل الإلكتروليت بسهولة باستخدام المعادلات القائمة على النماذج الديناميكية الحرارية الكيميائية، مثل نموذج بيتزر ^{[ 2 ]} أو نموذج TCPC. ^{[ 3 ]}

• علاقة كلاوزيوس-كلابيرون
• تصف معادلة شيمانسكي اعتماد حرارة التبخر على درجة الحرارة
• إنثالبي الانصهار ، الحرارة النوعية للانصهار
• إنثالبي التسامي
• طريقة جوباك ، تقدير حرارة التبخر عند نقطة الغليان العادية من الهياكل الجزيئية
• الحرارة الكامنة

• CODATA Key Values for Thermodynamics
• Gmelin, Leopold (1985). Gmelin-Handbuch der anorganischen Chemie / 08 a (8., völlig neu bearb. Aufl. ed.). Berlin [u.a.]: Springer. pp. 116–117. ISBN 978-3-540-93516-2.
• NIST Chemistry WebBook
• Young, Francis W. Sears, Mark W. Zemansky, Hugh D. (1982). University physics (6th ed.). Reading, Mass.: Addison-Wesley. ISBN 978-0-201-07199-3.{{cite book}}: CS1 maint: multiple names: authors list (link)