Piilevä höyrystyslämpö on lämpöenergian määrä, joka on lisättävä nesteeseen kiehumispisteessä sen höyrystämiseksi. Lämpöä kutsutaan piileväksi, koska se ei lämmitä nestettä. Se vain voittaa nesteessä olevat molekyylien väliset voimat ja pitää molekyylit yhdessä estäen niitä pääsemästä kaasuna. Kun nesteeseen lisätään tarpeeksi lämpöenergiaa molekyylien välisten voimien rikkomiseksi, molekyylit voivat vapaasti poistua nesteen pinnasta ja tulla lämmitettävän materiaalin höyrytilaksi.
TL; DR (liian pitkä; Ei lukenut)
Latentti höyrystyslämpö ei lämmitä nestettä, vaan katkaisee molekyylien väliset sidokset materiaalin höyrytilan muodostumisen sallimiseksi. Nesteiden molekyylejä sitovat molekyylien väliset voimat, jotka estävät niitä tulemasta kaasuiksi, kun neste saavuttaa kiehumispisteen. Lämpöenergian määrä, joka on lisättävä näiden sidosten rikkomiseksi, on piilevä höyrystyslämpö.
Molekyylien väliset joukkovelkakirjat nesteissä
Nesteen molekyylit voivat kokea neljää molekyylien välistä voimaa, jotka pitävät molekyylejä yhdessä ja vaikuttavat höyrystymislämpöön. Näitä voimia, jotka muodostavat sidoksia nestemäisissä molekyyleissä, kutsutaan Van der Waalsin voimiksi hollantilaisen fyysikon Johannes van der Waalsin mukaan, joka kehitti nesteiden ja kaasujen tilayhtälön.
Polaarisilla molekyyleillä on hieman positiivinen varaus molekyylin toisessa päässä ja hieman negatiivinen varaus toisessa päässä. Niitä kutsutaan dipoleiksi, ja ne voivat muodostaa monenlaisia molekyylien välisiä sidoksia. Vetyatomin sisältävät dipolit voivat muodostaa vetysidoksia. Neutraaleista molekyyleistä voi tulla väliaikaisia dipoleja ja kokea voima, jota kutsutaan Lontoon dispersiovoimaksi. Näiden sidosten rikkominen vaatii höyrystyslämpöä vastaavan energian.
Vetysidokset
Vetysidos on dipoli-dipolisidos, johon liittyy vetyatomi. Vetyatomit muodostavat erityisen vahvoja sidoksia, koska molekyylin vetyatomi on protoni ilman elektronien sisävaippa, jonka avulla positiivisesti varautunut protoni pääsee lähestymään negatiivisesti varautunutta dipolia tarkasti. Protonin sähköstaattinen vetovoima negatiiviseen dipoliin on suhteellisen korkea, ja tuloksena oleva sidos on vahvin nesteen neljästä molekyylien välisestä sidoksesta.
Dipoli-dipoli-sidokset
Kun polaarisen molekyylin positiivisesti varautunut pää sitoutuu toisen molekyylin negatiivisesti varautuneeseen päähän, se on dipoli-dipoli-sidos. Dipolimolekyyleistä muodostuvat nesteet muodostavat ja hajottavat dipoli-dipoli-sidoksia jatkuvasti useiden molekyylien kanssa. Nämä sidokset ovat toiseksi vahvimmat neljästä tyypistä.
Dipolin aiheuttamat dipolisidokset
Kun dipolimolekyyli lähestyy neutraalia molekyyliä, neutraali molekyyli varautuu hieman dipolimolekyyliä lähinnä olevassa kohdassa. Positiiviset dipolit indusoivat negatiivisen varauksen neutraalissa molekyylissä, kun taas negatiiviset dipolit indusoivat positiivisen varauksen. Tuloksena olevat vastakkaiset varaukset houkuttelevat, ja syntyvää heikkoa sidosta kutsutaan dipolin aiheuttamaksi dipolisidokseksi.
Lontoon dispersiovoimat
Kun kahdesta neutraalista molekyylistä tulee väliaikaisia dipoleja, koska niiden elektronit ovat sattumalta kerääntyneet toiselle puolelle, nämä kaksi molekyyliä voi muodostaa heikon tilapäisen sähköstaattisen sidoksen yhden molekyylin positiivisen puolen kanssa, joka on houkutellut toisen negatiiviseen puoleen molekyyli. Näitä voimia kutsutaan Lontoon dispersiovoimiksi, ja ne muodostavat heikoimman nesteen neljästä molekyylien välisestä sidoksesta.
Sidokset ja höyrystyslämpö
Kun nesteellä on monia vahvoja sidoksia, molekyylit pyrkivät pysymään yhdessä ja piilevä höyrystyslämpö kohoaa. Esimerkiksi vedessä on dipolimolekyylejä, joissa happiatomi on negatiivisesti varattu ja vetyatomit positiivisesti varautuneita. Molekyylit muodostavat vahvoja vetysidoksia, ja vedellä on vastaavasti korkea piilevä höyrystyslämpö. Kun vahvoja sidoksia ei ole läsnä, nesteen lämmittäminen voi vapauttaa molekyylit helposti kaasun muodostamiseksi, ja piilevä höyrystyslämpö on vähäistä.
