Napon pare

S Vikipedije, slobodne enciklopedije
Mikroskopski proces isparavanja i kondenzacije na površini tečnosti.
Ako pritisak pare premašuje termodinamičku ravnotežnu vrednost, dolazi do kondenzacije u prisustvu mesta nukleacije. Ovaj princip je autohton u maglenim komorama, gde jonizovane čestice formiraju kondenzacione tragove pri prolazu.
Eksperiment pištoljske epruvete. Posuda sadrži alkohol i zatvorena je komadom plute. Zagrevanjem alkohola, para ispunjava prostor, povećavajući pritisak u cevi do tačke kada čep iskoči.

Napon pare - je pritisak pare iznad tečnosti. Molekul na površini tečnosti može u sudaru sam molekulom iz unutrašnjosti (usled toplotnog kretanja) da dobije komponentu brzine normalnu na površinu tečnosti i da se tako 'otkine' sa površine. To je dobro poznati proces isparavanja. Dakle, iznad svake tečnosti postoji izvestan broj molekula (ili atoma za atomske tečnosti) u gasnoj fazi koji obrazuju paru. Kao i svaki drugi gas, para na datim uslovima vrši određeni pritisak što zovemo napon pare.

Na isti način na koji molekuli napuštaju površinu tečnosti, mogu u nju da se vrate. Dakle, molekul usled toplotnog kretanja udara površinu tečnosti i postoji konačna verovatnoća da ga na površini zadrže privlačne međumolekulske sile. To je proces koji zovemo kondenzacija. Jasno da se isparavanje i kondenzacija istovremeno odigravaju i ako je sistem zatvoren i prepušten samome sebi nakon dovoljno dugog vremena uspostaviće se ravnoteža - broj molekula koji ispare u jedinici vremena po jedinici površine jednak je broju molekula koji se kondenzuju. Dakle, kada se uspostavi ravnoteža brzina isparavanja i brzina kondenzacije se izjednačavaju i na datoj temperaturi napon pare dostiže konstantnu vrednost, dakle, dostignut je ravnotežni napon pare ili pritisak zasićene pare.

Ravnotežni napon pare zavisi od vrste tečnosti, a za za svaku tečnost zavisi od temperature. Ukoliko temperatura raste, raste i pritisak, dobijajući maksimalnu vrednost pri kritičnoj temperaturi i tada se on naziva i kritični pritisak. Iznad svoje kritične temperature gasna faza se ne može pritiskom prevesti u tečnost. Dakle, iznad kritične temperature govorimo o gasu, a ispod o pari. Na primer kritična temperatura vode je 374 °C pa u svakodnevnom životu govorimo o vodenoj pari. Tečnost ključa kada se njen napon pare izjednači sa spoljašnjim pritiskom. Pritisak zasićene pare daje se kao jedan od parametara kojima se karakterišu tečnost.

Merenje i jedinice[uredi | uredi izvor]

Pritisak pare se meri u standardnim jedinicama za pritisak. Međunarodni sistem jedinica (SI) prepoznaje pritisak kao izvedenu jedinicu sa dimenzijom sile po površini i označava paskal (Pa) kao svoju standardnu jedinicu. Jedan paskal je jedan njutn po kvadratnom metru (N·m−2 ili kg·m−1·s−2).

Eksperimentalno merenje pritiska pare je jednostavan postupak za uobičajene pritiske između 1 i 200 kPa.[1] Najtačniji rezultati se dobijaju blizu tačke ključanja supstanci i velike greške rezultiraju za merenja manja od 1kPa. Postupci se često sastoje od prečišćavanja ispitivane supstance, njenog izolovanja u kontejneru, evakuacije bilo kakvog stranog gasa, zatim merenja ravnotežnog pritiska gasovite faze supstance u posudi na različitim temperaturama. Bolja tačnost se postiže kada se vodi računa da celokupna supstanca i njena para budu na propisanoj temperaturi. Ovo se često radi, kao i kod upotrebe izoteniskopa, potapanjem zatvorenog prostora u tečno kupatilo.

Procena pritiska pare pomoću Antoanove jednačine[uredi | uredi izvor]

Antoanova jednačina[2][3] je pragmatičan matematički izraz odnosa između pritiska pare i temperature čiste tečne ili čvrste supstance. Dobija se uklapanjem krive i prilagođena je činjenici da se pritisak pare obično povećava i konkavan je u funkciji temperature. Osnovni oblik jednačine je:

i može se transformisati u ovaj temperaturno eksplicitni oblik:

gde:

  • je apsolutni pritisak pare supstance
  • je temperatura supstance
  • , i su koeficijenti specifični za supstancu (tj. konstante ili parametri)
  • je obično ili [3]

Ponekad se koristi jednostavniji oblik jednačine sa samo dva koeficijenta:

koji se može transformisati u:

Sublimacije i isparavanja iste supstance imaju odvojene skupove Antoanovih koeficijenata, kao i komponente u smešama.[2] Svaki skup parametara za određeno jedinjenje je primenljiv samo u određenom temperaturnom opsegu. Generalno, temperaturni opsezi se biraju tako da se tačnost jednačine održi od nekoliko do 8–10 procenata. Za mnoge isparljive supstance postoji nekoliko različitih skupova parametara koji se koriste za različite temperaturne opsege. Antoanova jednačina ima lošu tačnost sa bilo kojim skupom parametara kada se koristi od tačke topljenja jedinjenja do njegove kritične temperature. Tačnost je takođe obično loša kada je pritisak pare ispod 10 tora zbog ograničenja aparata koji se koristi za utvrđivanje vrednosti Antoanovog parametara.

Vagnerova jednačina[4] daje „jedan od najboljih“[5] izraza koji se uklapa u eksperimentalne podatke, ali je prilično složen. Njime se izražava smanjeni pritisak pare kao funkcija smanjene temperature.

Odnos prema tački ključanja tečnosti[uredi | uredi izvor]

Log-lin grafikon pritiska pare za različite tečnosti

Kao opšti trend, pritisci pare tečnosti na temperaturi okoline rastu sa smanjenjem tačke ključanja. Ovo je ilustrovano u grafikonu pritiska pare (vidi desno) koji prikazuje grafikone pritiska pare u odnosu na temperature za različite tečnosti.[6] Na normalnoj tački ključanja tečnosti, pritisak pare je jednak standardnom atmosferskom pritisku definisanom kao 1 atmosfera,[7] 760 tor, 101,325 kPa, ili 14,69595 psi.

Na primer, na bilo kojoj temperaturi, metil hlorid ima najveći pritisak pare od bilo koje tečnosti u tabeli. Takođe ima najnižu normalnu tačku ključanja (-24,2 °C), gde kriva pritiska pare metil hlorida (plava linija) seče horizontalnu liniju pritiska jedne atmosfere (atm) apsolutnog pritiska pare.

Iako je odnos između pritiska pare i temperature nelinearan, grafikon koristi logaritamsku vertikalnu osu za formiranje blago zakrivljenih linija, tako da jedan grafikon može da prikaže mnogo tečnosti. Skoro prava linija se dobija kada se logaritam pritiska pare nanese u odnosu na 1/(T + 230)[8] gde je T temperatura u stepenima Celzijusa. Pritisak pare tečnosti na njenoj tački ključanja jednak je pritisku okoline.

Čvrste materije[uredi | uredi izvor]

Pritisak pare tečnog i čvrstog benzena

Ravnotežni pritisak pare se može definisati kao pritisak koji se postiže kada je kondenzovana faza u ravnoteži sa sopstvenom parom. U slučaju ravnotežne čvrste supstance, kao što je kristal, ovo se može definisati kao pritisak kada se brzina sublimacije čvrste supstance poklapa sa brzinom taloženja njene parne faze. Za većinu čvrstih materija ovaj pritisak je veoma nizak, ali neki značajni izuzeci su naftalen, suvi led (pritisak pare suvog leda je 5,73 MPa (831 psi, 56,5 atm) na 20 °C, što uzrokuje pucanje većine zatvorenih kontejnera) i led. Svi čvrsti materijali imaju pritisak pare. Međutim, zbog njihovih često izuzetno niskih vrednosti, merenje može biti prilično teško. Tipične tehnike uključuju upotrebu termogravimetrije i transpiracije gasa.

Postoji veliki broj metoda za izračunavanje pritiska sublimacije (tj. pritiska pare) čvrste supstance. Jedan metod je da se proceni sublimacioni pritisak iz ekstrapoliranih pritisaka pare tečnosti (prehlađene tečnosti), ako je poznata toplota fuzije, korišćenjem ovog posebnog oblika Klauzijus-Klapejronove relacije:[9]

gde:

  • je sublimacioni pritisak čvrste komponente na temperaturi .
  • je ekstrapolirani pritisak pare tečnosti komponenta na temperaturi .
  • je toplota fuzije.
  • je gasna konstanta.
  • je temperatura sublimacije.
  • je temperatura tačke topljenja.

Ovaj metod pretpostavlja da je toplota fuzije nezavisna od temperature, zanemaruje dodatne temperature prelaza između različitih čvrstih faza i daje dosta dobru procenu za temperature koje nisu predaleko od tačke topljenja. Takođe pokazuje da je pritisak sublimacije niži od ekstrapoliranog pritiska tečne pare (ΔfusH > 0) i da razlika raste sa povećanjem udaljenosti od tačke topljenja.

Tačka ključanja vode[uredi | uredi izvor]

Grafik zavisnosti pritiska vodene pare od temperature. Na normalnoj tački ključanja od 100 °C, on je jednak standardnom atmosferskom pritisku od 760 tora ili 101,325 kPa.

Kao i sve tečnosti, voda ključa kada pritisak njene pare dostigne okolni pritisak. U prirodi je atmosferski pritisak niži na višim nadmorskim visinama, a voda ključa na nižoj temperaturi. Temperatura ključanja vode za atmosferske pritiske može se aproksimirati Antoanovom jednačinom:

ili transformisan u ovaj temperaturno eksplicitni oblik:

gde je temperatura tačka ključanja u stepenima Celzijusa i pritisak je u torima.

Primeri[uredi | uredi izvor]

Sledeća tabela je lista raznih supstanci poređanih po povećanju pritiska pare (u apsolutnim jedinicama).

Supstanca Pritisak pare Temperatura
(°C)
(Pa) (bar) (mmHg)
Volfram 100 Pa 0,001 0,75 3203
Ksenon difluorid 600 Pa 0,006 4,50 25
Voda (H2O) 2,3 kPa 0,023 17,5 20
Propanol 2,4 kPa 0,024 18,0 20
Metil izobutil keton 2,66 kPa 0,0266 19,95 25
Etanol 5,83 kPa 0,0583 43,7 20
Freon 113 37,9 kPa 0,379 284 20
Acetaldehid 98,7 kPa 0,987 740 20
Butan 220 kPa 2,2 1650 20
Formaldehid 435,7 kPa 4,357 3268 20
Propan[10] 997,8 kPa 9,978 7584 26,85
Karbonil sulfid 1,255 MPa 12,55 9412 25
Azotsuboksid[11] 5,660 MPa 56,60 42453 25
Ugljen dioksid 5,7 MPa 57 42753 20

Procena pritiska pare iz molekularne strukture[uredi | uredi izvor]

Postoji nekoliko empirijskih metoda za procenu pritiska pare iz molekularne strukture za organske molekule. Neki primeri su SIMPOL.1 metoda,[12] metoda Molera i dr,[9] i EVAPORATION (Процена притиска паре органских материја, обрачун температуре, интрамолекуларне и неадитивне ефекте).[13][14]

Референце[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Růžička, K.; Fulem, M.; Růžička, V. „Vapor Pressure of Organic Compounds. Measurement and Correlation” (PDF). Архивирано из оригинала (PDF) 2010-12-26. г. Приступљено 2009-10-18. 
  2. ^ а б What is the Antoine Equation? (Chemistry Department, Frostburg State University, Maryland)
  3. ^ а б Sinnot, R.K. (2005). Chemical Engineering Design] (4th изд.). Butterworth-Heinemann. стр. 331. ISBN 978-0-7506-6538-4. 
  4. ^ Wagner, W. (1973), „New vapour pressure measurements for argon and nitrogen and a new method for establishing rational vapour pressure equations”, Cryogenics, 13 (8): 470—482, Bibcode:1973Cryo...13..470W, doi:10.1016/0011-2275(73)90003-9 
  5. ^ Perry's Chemical Engineers' Handbook, 7th Ed. pp. 4–15
  6. ^ Perry, R.H.; Green, D.W., ур. (1997). Perry's Chemical Engineers' Handbook (7th изд.). McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049841-9. 
  7. ^ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F.Geoffrey (2002). General ChemistryНеопходна слободна регистрација (8th изд.). Prentice Hall. стр. 484. ISBN 978-0-13-014329-7. 
  8. ^ Dreisbach, R. R.; Spencer, R. S. (1949). „Infinite Points of Cox Chart Families and dt/dP Values at any Pressure”. Industrial and Engineering Chemistry. 41 (1). стр. 176. doi:10.1021/ie50469a040. 
  9. ^ а б Moller B.; Rarey J.; Ramjugernath D. (2008). „Estimation of the vapour pressure of non-electrolyte organic compounds via group contributions and group interactions”. Journal of Molecular Liquids. 143: 52—63. doi:10.1016/j.molliq.2008.04.020. 
  10. ^ "Thermophysical Properties Of Fluids II – Methane, Ethane, Propane, Isobutane, And Normal Butane" Архивирано на сајту Wayback Machine (21. decembar 2016) (page 110 of PDF, page 686 of original document), BA Younglove and JF Ely.
  11. ^ "Thermophysical Properties Of Nitrous Oxide" Arhivirano na sajtu Wayback Machine (16. septembar 2022) (page 14 of PDF, page 10 of original document), ESDU.
  12. ^ Pankow, J. F.; et al. (2008). „SIMPOL.1: a simple group contribution method for predicting vapor pressures and enthalpies of vaporization of multifunctional organic compounds”. Atmos. Chem. Phys. 8 (10): 2773—2796. Bibcode:2008ACP.....8.2773P. doi:10.5194/acp-8-2773-2008Slobodan pristup. 
  13. ^ „Vapour pressure of Pure Liquid Organic Compounds: Estimation by EVAPORATION”. Tropospheric Chemistry Modelling at BIRA-IASB. 11. 6. 2014. Arhivirano iz originala 20. 11. 2018. g. Pristupljeno 2018-11-26. 
  14. ^ Compernolle, S.; et al. (2011). „EVAPORATION: a new vapour pressure estimation method for organic molecules including non-additivity and intramolecular interactions”. Atmos. Chem. Phys. 11 (18): 9431—9450. Bibcode:2011ACP....11.9431C. doi:10.5194/acp-11-9431-2011Slobodan pristup. 

Spoljašnje veze[uredi | uredi izvor]