Entalpía de vaporización

Energía para convertir una sustancia líquida en gas a una presión determinada

Dependencia de la temperatura de los calores de vaporización del agua , metanol , benceno y acetona

En termodinámica , la entalpía de vaporización (símbolo ∆ H _vap ), también conocida como 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 una función de la presión y la temperatura a la que tiene lugar la transformación ( vaporización o evaporación ).

La entalpía de vaporización se suele citar como la temperatura de ebullición normal de la sustancia. Aunque los valores tabulados suelen corregirse a 298  K , esa corrección suele ser menor que la incertidumbre del valor medido.

El calor de vaporización depende de la temperatura, aunque se puede suponer un calor de vaporización constante para rangos de temperatura pequeños y para una temperatura reducida T _r ≪ 1 . El calor de vaporización disminuye con el aumento de la temperatura y desaparece por completo en un punto determinado llamado temperatura crítica ( T _r = 1 ). Por encima de la temperatura crítica, las fases líquida y de vapor son indistinguibles, y la sustancia se denomina fluido supercrítico .

Unidades

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

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 (la sustancia absorbe calor), mientras que los cambios de entalpía de condensación son siempre negativos (la sustancia libera calor).

Antecedentes termodinámicos

Entalpía molar del cinc por encima de 298,15  K y a 1  atm de presión, mostrando discontinuidades en los puntos de fusión y ebullición. La entalpía de fusión (Δ H °m) del cinc es 7323  J/mol, y la entalpía de vaporización (Δ H °v) es115 330  J/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 considerarse como la energía necesaria 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 otro lado, 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 ( c p  = 75,3 J/K·mol). Sin embargo, se debe tener cuidado al utilizar entalpías de vaporización para medir la intensidad 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 tanto el valor calculado de la fuerza de enlace 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 verdadero de la energía de enlace .

Una descripción alternativa es considerar la entalpía de condensación como el calor que debe liberarse al entorno 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 ), Δ _v G  = 0, lo que lleva 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 utilizar los valores estándar tabulados sin ninguna corrección por la diferencia de temperatura a partir de 298 K. Se debe realizar 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 entropía aumentada de la fase gaseosa supera las fuerzas intermoleculares. Como una cantidad dada de materia siempre tiene una entropía mayor en la fase gaseosa que en una fase condensada ( es siempre positiva), y de ${\displaystyle \Delta _{\text{v}}S}$

${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\Delta S}$,

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

Entalpía de vaporización de soluciones electrolíticas.

La estimación de la entalpía de vaporización de soluciones electrolíticas se puede realizar de forma sencilla utilizando ecuaciones basadas en modelos termodinámicos químicos, como el modelo de Pitzer ^[1] o el modelo TCPC. ^[2]

Valores seleccionados

Elementos

La vaporización de metales es un paso clave en la síntesis de vapor de metales , que aprovecha la mayor reactividad de los átomos de metal o partículas pequeñas en relación con los elementos en masa.

Otras sustancias comunes

Entalpías de vaporización de sustancias comunes, medidas en sus respectivos puntos de ebullición estándar:

Véase también

• Relación de Clausius-Clapeyron
• La ecuación de Shimansky describe la dependencia de la temperatura del calor de vaporización.
• Entalpía de fusión , calor específico de fusión
• Entalpía de sublimación
• Método de Joback , estimación del calor de vaporización en el punto de ebullición normal a partir de estructuras moleculares.
• Calor latente

Referencias

1. Ge, Xinlei; Wang, Xidong (20 de mayo de 2009). "Estimación de la depresión del punto de congelación, la elevación del punto de ebullición y las entalpías de vaporización de soluciones electrolíticas". Investigación en química industrial e ingeniería . 48 (10): 5123. doi : 10.1021/ie900434h .
2. Ge, Xinlei; Wang, Xidong (2009). "Cálculos de la depresión del punto de congelación, la elevación del punto de ebullición, la presión de vapor y las entalpías de vaporización de soluciones electrolíticas mediante un modelo de correlación de parámetros de tres características modificado". Journal of Solution Chemistry . 38 (9): 1097–1117. doi :10.1007/s10953-009-9433-0. ISSN  0095-9782. S2CID  96186176.
3. NIST

• Valores clave de CODATA para la termodinámica
• Gmelin, Leopold (1985). Gmelin-Handbuch der anorganischen Chemie / 08 a (8., völlig neubearb. Aufl. ed.). Berlín [ua]: Springer. págs. 116-117. ISBN 978-3-540-93516-2.
• Libro web de química del NIST
• Young, Francis W. Sears, Mark W. Zemansky, Hugh D. (1982). Física universitaria (6.ª ed.). Reading, Mass.: Addison-Wesley. ISBN 978-0-201-07199-3.{{cite book}}: CS1 maint: varios nombres: lista de autores ( enlace )