Entalpía de vaporización

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Energía para convertir una sustancia líquida a un gas; una función de presión

Temperatura-dependencia de los calores de vaporización para agua, metanol, benceno y acetona

La entalpía de vaporización (símbolo $∆ H vap$ ), también conocida como el calor (latente) de vaporización o calor de evaporación, es la cantidad de energía (entalpía) que debe añadirse a una sustancia líquida para transformar una cantidad de esa sustancia en un gas La entalpía de vaporización es función de la presión a la que tiene lugar esa transformación.

La entalpía de vaporización se cita a menudo para la temperatura de ebullición normal de la sustancia. Aunque los valores tabulados generalmente se corrigen a 298 K, esa corrección suele ser menor que la incertidumbre en el valor medido.

El calor de la vaporización es dependiente de la temperatura, aunque un calor constante de la vaporización puede ser asumido para los rangos de temperatura pequeños y para temperatura reducida $T_r$ ${displaystyle {}ll 1}$ . El calor de la vaporización disminuye con la temperatura creciente y desaparece completamente en cierto punto llamado la temperatura crítica (la temperatura crítica) ${displaystyle T_{r}=1}$ ). Por encima de la temperatura crítica, las fases de líquido y vapor son indistinguibles, y la sustancia se llama fluido supercritico.

Unidades

Los valores suelen expresarse en J/mol o kJ/mol (entalpía molar de vaporización), aunque kJ/kg o J/g (calor específico de vaporización) y unidades más antiguas como kcal/mol, cal/g y Btu/lb a veces todavía se usan entre otros.

Entalpía de condensación

La entalpía de condensación (o calor de condensación) es por definición igual a la entalpía de vaporización con el signo opuesto: los cambios de entalpía de vaporización son siempre positivos (calor es absorbida por la sustancia), mientras que los cambios de entalpía de condensación son siempre negativos (la sustancia libera calor).

Fondo termodinámico

Enthalpy de moldar de zinc supra 298.15K y 1presión de atm, mostrando discontinuidades en los puntos de fusión y ebullición. La enthalpy de fundición (Δ)H°m) de zinc es 7323J/mol, y la enthalpy de la vaporización (ΔH°v) es 115330J/mol.

La entalpía de vaporización se puede escribir como

{displaystyle Delta H_{text{vap}}=Delta U_{text{vap}}+p,Delta V}

Es igual al aumento de la energía interna de la fase de vapor en comparación con la fase líquida, más el trabajo realizado contra la presión ambiental. El aumento de la energía interna puede verse como la energía requerida para superar las interacciones intermoleculares en el líquido (o sólido, en el caso de la sublimación). Por lo tanto, el helio tiene una entalpía de vaporización particularmente baja, 0,0845 kJ/mol, ya que las fuerzas de van der Waals entre los átomos de helio son particularmente débiles. Por otra parte, las moléculas del agua líquida se mantienen unidas por enlaces de hidrógeno relativamente fuertes y su entalpía de vaporización, 40,65 kJ/mol, es más de cinco veces la energía necesaria para calentar la misma cantidad de agua de 0 °C a 100 °C (cp = 75,3 J/K·mol). Sin embargo, se debe tener cuidado al usar entalpías de vaporización para medir la fuerza de las fuerzas intermoleculares, ya que estas fuerzas pueden persistir hasta cierto punto en la fase gaseosa (como es el caso del fluoruro de hidrógeno), y por lo que el valor calculado de la fuerza de unión será demasiado bajo. Esto es particularmente cierto en el caso de los metales, que a menudo forman moléculas unidas covalentemente en la fase gaseosa: en estos casos, se debe utilizar la entalpía de atomización para obtener un valor real de la energía de enlace.

Una descripción alternativa es ver la entalpía de condensación como el calor que debe liberarse a los alrededores para compensar la caída de entropía cuando un gas se condensa en líquido. Como el líquido y el gas están en equilibrio en el punto de ebullición (T_b), ΔvG = 0, lo que conduce a:

{displaystyle Delta _{text{v}}S=S_{text{gas}}-S_{text{liquid}}={frac {Delta _{text{v}}H}{T_{text{b}}}}}

Como ni la entropía ni la entalpía varían mucho con la temperatura, es normal usar los valores estándar tabulados sin ninguna corrección por la diferencia de temperatura de 298 K. Se debe hacer una corrección si la presión es diferente de 100 kPa, ya que la entropía de un gas es proporcional a su presión (o, más precisamente, a su fugacidad): las entropías de los líquidos varían poco con la presión, ya que la compresibilidad de un líquido es pequeña.

Estas dos definiciones son equivalentes: el punto de ebullición es la temperatura a la que la mayor entropía de la fase de gas supera las fuerzas intermoleculares. Como una cantidad dada de materia siempre tiene una entropía más alta en la fase de gas que en una fase condensada ( ${displaystyle Delta _{text{v}}S}$ es siempre positivo), y

Delta G=Delta H-TDelta S

El cambio de energía libre de Gibbs disminuye al aumentar la temperatura: los gases se ven favorecidos a temperaturas más altas, como se observa en la práctica.