Tečno stanje Opšte osobine-poglavlje 3. u Knjizi Unutrašnji pritisak-3.1 Napon pare-3.2 -Latentna toplota isparavanja i tačka ključanja-3.2.1 Površinski napon-3.3 Viskoznost-3.4

Tečno stanje Značaj: Većina hemijskih reakcija se odigrava u tečnom stanju Tečnosti su neophodne za održavanje života Vodeni rastvori su neophodni za odigravanje mnogih reakcija u biološkim sistemima Pripremanje hrane, čišćenje, hlađenje....

Po osobinama tečnosti između čvrstog i gasovitog stanja Čvrsto Tečno Jake veze Slabe veze Nema veza Jonizacija

opšte osobine-slične čvrstom stanju Tečno stanje opšte osobine-slične čvrstom stanju male molarne zapremine velika gustina velika površinska slobodna energija nema slobodne rotacije molekula velike specifične toplote temperatura utiče na termodinamičke osobine, a uticaj pritiska mali

opšte osobine-slične čvrstom stanju Tečno stanje opšte osobine-slične čvrstom stanju Nestišljivost

Gustina vode u tri stanja velika gustina Gustina vode u tri stanja H2O(g) d = 3.26 x 10-4g/cm3 (400oC) H2O(t) d = 0.9971 g/cm3 (25oC) H2O(č) d = 0.9168 g/cm3 (0oC) Sličnost u gustinama tečnog i čvrstog stanja ukazuje na sličnost u njihovoj strukturi

velike specifične toplote Al(č) 24,35 J/molK Al(t) 24,21 J/molK Al(g) 21,38 J/molK Razlike u toplotama isparavanja H2O(č) --> H2O(t) DHo top= 6,o2 kJ/mol H2O(t) --> H2O(g) DHo isp = 40.7 kJ/mol velika vrednost DHisp ukazuje na veću promenu u strukturi kada je promena od tečnosti do gasa nego od čvrstog do tečnog ukazuje takođe na privlačne sile između molekula u tečnosti, mada ne tako jake kao u čvrstom stanju

opšte osobine-slične gasovitom stanju Tečno stanje opšte osobine-slične gasovitom stanju Fluidnost-sposobnost tečenja Zauzimaju oblik suda u kome se nalaze Kontinualnost u faznom dijagramu

Kontinualnost u faznom dijagramu

opšte osobine-slične čvrstom stanju Tečno stanje opšte osobine-slične čvrstom stanju Radijalna funkcija raspodele

Modeli tečnosti Majerova teorija molekulskih oblaka-virijana jednačina Frenkelov model kvazi rešetke ili vakancija Cibotatički ili kristalitni Ajringova teorija značajnih struktura

Tečno stanje Jake kohezione sile Uređenost kratkog dometa

Međumolekulske sile Međumolekulske (intermolekulske) sile su sile između molekula. Intramolekulske sile su sile unutar molekule- sile veza, međuatomske veze. Tip sile Energija(kJ/mol) Jonska veza 300-600 Kovalentna 200-400 Vodonična veza 20-40 Jon-Dipol 10-20 Dipol-Dipol 1-5 Trenutni Dipol/ Indukovani Dipol 0.05-2 Međumolekulske interakcije van der Waalsove sile Disperzione ili Londonove Dipol–indukovani dipol ili Debyeove Dipol–dipol ili Keesomove vodonične veze Interakcije iona i molekula Jon–dipol Jon – indukovani dipol

opšte osobine-slične čvrstom stanju Tečno stanje opšte osobine-slične čvrstom stanju Radijalna funkcija raspodele

Dipol-Dipol interakcije Međumolekulske sile Dipol-Dipol interakcije Dipol-dipol interakcije su međumolekulske sile (elektrostatičke prirode) između polarnih molekula. Polarni molekuli imaju razdvojene centre pozitivnog i negativnog naelektrisanja, ponašaju se kao dipoli. Intermolekulske veze između dipola

Dipol-Dipol interakcije Postoje mnoge dipol-dipol – elektrostatičke interakctije između haotično raspoređenih ClF molekula. U svakoj interakciji je pozitivni kraj jednog molekula privučen negativnim krajem susednog ClF molekula

Jon - Dipol Interakcije Međumolekulske sile Jon - Dipol Interakcije Kristalna struktura NaCl Vodeni rastvor NaCl

Dešava se između vodonika vezanog za jako elektronegativan atom. H-vezivanje Dešava se između vodonika vezanog za jako elektronegativan atom. N-H… N- O-H… N- F-H… N- N-H… O- O-H… O- F-H… O- N-H… F- O-H… F- F-H… F- d+ d- Zahteva slobodan (nedeljen) elektronski par jako elektronegativnog elementa

Međumolekulske sile Vodonične veze

Vodonična je posebno jaka dipol-dipol interakcija između vodonikovog atoma kovalentno vezanog za mali, veoma elektronegativni atom (F, O ili N) i slobodnog elektronskog para na drugom malom, veoma elektronegativnom atomu (F, O ili N)-istom ili različitom. Vodonična veza u molekulima vode

Međumolekulske sile Vodonična veza Poseban slučaj dipol-dipol interakcija. Eksperiment: tačka ključanja jedinjenja sa H-F, H-O i H-N vezama su nenormalno visoke. Međumolekulske sile su izuzetno jake. H-veza zahteva H atom vezan za atom elektronegativnog elementa ( F, O i N). Elektroni u H-X (X = electronegativni element) leže mnogo bliže X nego H. H ima samo jedan elektron, tako da u H-X vezi, + H predstavlja skoro sam proton vezan sa - X. Zato su H-veze jake.

Posmatrajte orijentaciju vodoničnih veza Structure of Ice H-veza-led Posmatrajte orijentaciju vodoničnih veza

Zašto led pliva? H2O(č) D2O(č)

Međumolekulske sile Vodonična veza Vodonične veze su odgovorne za: Plivanje leda U čvrstom je gušće pakovanje strukturnih elemenata nego u tečnosti; Stoga je čvrsto gušće od tečnog stanja. Led ima uređenu, otvorenu strujkturu zbog H-veza. Stoga je led manje gustine od vode. U vodi je dužina H-O veza 1.0 Å (0,1 nm). O…H vodonična veza ima dužinu 1.8 Å (0,18 nm). U ledu su molekuli vode uređeni u otvorenoj, pravilnoj heksagonalnoj strukturi. Svaki + H kraj je orijentisan prema slobodnom elektronskom paru na O. Led pliva, stoga stvara izolatorski sloj na površini jezera, reka i na taj način je moguć podvodni život zimi.

Tačke ključanja kovalentnih hidrida elemenata grupa 4A, 5A, 6A, and 7A

Da nema vodoničnih veza između molekula vode, tačka ključanja vode bi bila približno – 800C.

Međumolekulske sile Vodonična veza Vodonične veze su odgovorne za: Strukturu proteina Povezivanje proteina preko H-veza DNA transport i genetske Informacije

Sekundarna struktura proteinskih spirala-vertikalno povezivanje Intramolekulske vodonične veze

Sekundarna struktura slojeva-horizontalno povezivanje Intermolekulske vodonične veze Intermolekulske vodonične veze

Međumolekulske sile Londonove disperzione sile Najslabije od svih međumolekulskih sila i postoje kod svih molekula. Moguće je da dva susedna neutralna molekula utiču jedan na drugoga. Jezgra jednog molekula (ili atoma) privlače elektrone susednog molekula (ili atoma). Za trenutak, oblak elektrona postaje deformisan-neuređen. U tom trenutku je nastao dipol (nazvan trenutni dipol). Što je molekul veći (veći broj elektrona) to je polarizabilniji. Londonove disperzione sile zavise od oblika molekula. Što je veća raspoloživa površina za kontakt, to su ove sile veće. Londonove disperzione sile između sfernih molekula su manje od onih između izduženih molekula.

Londonove disperzione sile

Sumiranje intermolekulskih veza proteina Jonske veze (mostovi soli) Disperzione sile Vodonične veze Disulfidno povezivanje (kovalentno)

Lennard-Jones-ov potencijal Izolovani par sferičnih nepolarnih molekula F - sila interakcije r - rastojanje centara U(r) - potencijalna energija

Molekulske interakcije + odbijanje  r   - privlačenje r = re Ravnotezno rastojanje

Molekulske interakcije Odbojne sile pomažu širenje-ekspanziju -znatne kada su molekuli blizu -izražene na visokim pritiscima, kada je rastojanje između molekula blisko njihovom dijametru -kratkog dometa Privlačne sile pomažu sabijanje-kompresiju -znatne pri većim rastojanjima između molekula-dugog dometa -izražene na srednjim i nižim pritiscima d e re n’=7, m’=13 n=6, m=12

UNUTRAŠNJI PRITISAK Gustina kohezione energije: Kako je: to je: može se zanemariti pri srednjim pritiscima termički ili kinetički pritisak

Iz Van der Valsove jednačine je: pa je untrašnji pritisak i: Kako je kubni koeficijent širenja: a koeficijent izotermske kompresibilnosti: to je unutrašnji pritisak:

Merilo rada nasuprot unutrašnjeg pritiska pri isparavanju jednog mola tečnosti je približno molarna latentna toplota isparavanja Lm,i : odakle je: pa se Pu može odrediti iz normalne tačke ključanja:

Napon pare Napon pare ili pritisak zasićene pare je pritisak pri kome su para i tečnost u ravnoteži.

Ako je sud otvoren tečnost će isparavati sve dok ne nestane tečnosti. UTC 331 Ako je sud otvoren tečnost će isparavati sve dok ne nestane tečnosti. Ako zatvorimo sud tečnosti će da isparava dok para ne ispuni sud Para Tečnost Sipaćemo tečnost u sud

Molekuli tečnosti i pare će dostići stanje dinamičke ravnoteže Para UTC 331 Let's close the top of the tank, and allow the liquid to evaporate until the tank is filled with the vapor Molekuli tečnosti i pare će dostići stanje dinamičke ravnoteže Para Tečnost Sipaćemo tečnost u sud

Brzine isparavanja i kondenzacuije tečnosti u funkciji vremena Brzina isparavanja Postignuta ravnoteža Brzine postaju jednake Brzina Brzina kondenzacije Vreme

GAS-TEČNOST RAVNOTEŽA pritisak pare tečnost isparavanje tečnost W gas kondenzacija U ravnoteži Brzina isparavanja = brzini kondenzacije Dinamička ravnoteža ako je sud zatvoren

pritisak na zidove suda i površinu tečnosti Taj pritisak je napon UTC 331 Let's close the top of the tank, and allow the liquid to evaporate until the tank is filled with the vapor Para će pokazivati pritisak na zidove suda i površinu tečnosti Taj pritisak je napon pare tečnosti, P The molecules in the liquid and vapor will reach a dynamic equilibrium Para Tečnost Sipaćemo tečnost u sud

jedinjenje temp pritisak “voda" 90 50 “voda" 100 100 “voda" 110 150 UTC 331 jedinjenje temp pritisak “voda" 90 50 “voda" 100 100 “voda" 110 150 Opažanje: Temperatura dovodi do razlike u pritisku pare Opažanje: Temperatura dovodi do razlike u pritisku pare Pritisak 100 50 Temperatura 50 100

jedinjenje temp pritisak ksilen 90 30 ksilen 100 60 ksilen 110 90 UTC 331 jedinjenje temp pritisak ksilen 90 30 ksilen 100 60 ksilen 110 90 Opažanje: različita jedinjenja imaju različite naponepare Pritisk 100 voda 50 ksilen Temperatura 50 100

Latentna toplota isparavanja

Na Tk: Lm,u Lm,i  0 Ukupna molarna toplota isparavanja zavisi od temperature:

Molarne entalpije isparavanja Tačka ključanja (0C) (napon pare= 760 mmHg) Broj elektrona

Molarne entalpije isparavanja Tačka ključanja (0C) (napon pare= 760 mmHg) Broj elektrona

Standardne entalpije topljenja i isparavanja (kJmol-1) i prelazne temperature (K) Jedinjenje Ttop Htop Tklj Hisp H2O CCl4 CO2 CS2 CH4 C2H6 C6H14 CH3OH 273,15 250,3 217,0 161,2 90,68 89,85 178,00 175,2 6,008 2,47 8,33 4,39 0,941 2,86 13,08 3,16 373,15 349,9 194,6 319,4 111,7 184,6 342,1 337,2 40,656 30,00 25,23s 26,74 8,18 14,7 28,85 35,27

TAČKA KLJUČANJA

TAČKA KLJUČANJA Ključanje je oblik isparavanja gde se prelaz iz tečnog stanja u paru dešava unutar čitave tečnosti (ne samo sa površine kao kod isparavanja) kroz formiranje mehura. Kada se napon pare izjednači sa spoljašnjim pritiskom P, tečnost počinje da ključa dovođenjem toplote raste brzina isparavanja ali NE i temperatura za vreme faznog prelaza temperatura je konstantna i odgovara temperaturi faznog prelaza Kada se napon pare izjednači sa spoljašnjim pritiskom P, tečnost počinje da ključa

Ključanje tečnosti mmmmmmmm Atmosferski pritisak Mehuri pare

TAČKA KLJUČANJA TAČKA KLJUČANJA temperatura na kojoj tečnost ključa; temperatura na kojoj je NP tečnosti = spoljašnjem P (koji može biti veći i manji od atmosferskog Atmosferski P varira sa: 1) vremenom 2) visinom

Tačka ključanja vode na različitim nadmorskim visinama 1 ft=0,304m

NORMALNA TAČKA KLJUČANJA KLJUČANJA, NTK temperatura na kojoj je napon pare tečnosti jednak pritisku P od 1 atm; temperatura na kojoj tečnost i para koegzistiraju u ravnoteži na pritisku od 1 atmosfere

STANDARDNA TAČKA KLJUČANJA temperatura na kojoj je napon pare tečnosti jednak pritisku P od 1 bar; temperatura na kojoj tečnost i para koegzistiraju u ravnoteži na pritisku od 1 bara STANDARDNA TAČKA KLJUČANJA, STK

Što je veći spoljašnji pritisak, to je viša tačka ključanja Napon pare i tačka ključanja: Tečnost ključa kada je napon pare jednak spoljašnjem pritisku koji deluje na površinu tečnosti Što je veći spoljašnji pritisak, to je viša tačka ključanja

Empirijska pravila

Guldbergovo pravilo: odnos tačke ključanja neke tečnosti i njene kritične temperature konstantan je i iznosi oko 2/3. Jednačina napona pare važi skoro do kritične tačke pa je: 1,25(He)<<4 (EtOH) za 0<Tk<1000C, 3

Merenje napona pare vode

KAKO MOŽEMO OVO KVANTIFIKOVATI? voda Pritisak 100 50 ksilen Aceton UTC 331 KAKO MOŽEMO OVO KVANTIFIKOVATI? voda Pritisak 100 50 ksilen Aceton Temperatura 50 100

Graficima Jednačinama Tablicama B log p = A - T + C p* in mmHg T in °C UTC 331 Graficima Jednačinama Tablicama B log p = A - 10 T + C p* in mmHg T in °C

NAPON PARE, NP gasovita supstancija nastala isparavanjem; gasovita faza supstancije koja je normalno (pri standardnim uslovima) u tečnom stanju PARA parcijalni pritisak pare iznad tečnosti sa kojom je para u ravnoteži NAPON PARE, NP, tečnosti

NAPON PARE, NP ZAVISI od prirode tečne ili čvrste faze

NAPON PARE, NP ZAVISI od prirode tečne ili čvrste faze jačine međumolekulskih sila

ZAVISI od prirode tečne ili čvrste faze jačine međumolekulskih sila što su međimolekulske sile jače niži je napon pare na datoj temperaturi

ZAVISI od prirode tečne ili čvrste faze jačine međumolekulskih sila što su međimolekulske sile jače niži je napon pare na datoj temperaturi temperature pritiska Napon pare je NEZAVISTAN od količine supstancije

VELIČINA NP Tečnosti sa visokim NP su isparljive, imaju slabije međumolekulske sile i obično jak miris, npr. etar, aceton, parfemi

VELIČINA NP Tečnosti sa visokim NP su isparljive, imaju slabije međumolekulske sile i obično jak miris, npr. etar, aceton, parfemi Tečnosti sa veoma niskim NP su neisparljive, imaju jake međumolekulske sile i obično su slabog ili bez mirisa, npr. voda, Hg

NP vs T

NAPON PARE, NP NP raste EKSPONENCIJALNO sa temperaturom NE kao u gasnim zakonima gde je P direktno proporcijalno (linearno raste) sa temperaturom

Zavisnost napona pare od temperature- Klapejronova jednačina

Klapejronova jednačina Ako su para i tečnost u ravnoteži tada je: Ako se temperatura promeni za dT napon pare će se promeniti za dp, a molarna Gibsova energija pare i tečnosti za: Pošto je sistem i dalje u ravnoteži to je: odnosno: Klapejronova jednačina

Jednačina napona pare- Klauzijus Klapejronova jednačina Klapejronova jednačina se može izraziti kao: Pošto je: Vmt Vmp i ako se pretpostavi da je: Vmp=RT/p Klauzijus-Klapejronova jednačina

Integracijom KK jednačine dobijamo izraz za zavisnost napona pare od temperature: odnosno: Koristi se i Kirhovljeva empirijska jednačina:

Zavisnost napona pare od pritiska Ako se pritisak na paru i tečnost u ravnoteži promeni za dP, napon pare će se promeniti za dp, a Gibsova energija za: Pošto je sistem i dalje u ravnoteži to je: