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 se debe agregar a una sustancia líquida para transformar una cantidad de esa sustancia en un gas . La entalpía de vaporización es función de la presión y temperatura a la que se produce la transformación ( vaporización o evaporación ).

La entalpía de vaporización a menudo se cita 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 vaporización depende de la temperatura, aunque se puede suponer un calor de vaporización constante para rangos de temperatura pequeños y para temperatura reducida T _r ≪ 1 . El calor de vaporización disminuye al aumentar la temperatura y desaparece por completo en un cierto punto 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 generalmente se expresan 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 / A veces todavía se utilizan lb, 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 (la sustancia absorbe el calor), mientras que los cambios de entalpía de condensación son siempre negativos (el calor es absorbido por la sustancia). es liberado por la sustancia).

Fondo termodinámico

Entalpía molar del zinc 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 zinc 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 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 necesaria para superar las interacciones intermoleculares en el líquido (o sólido, en el caso de la sublimación ). Por 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 mediante 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 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 ), por lo que el valor calculado del enlace La fuerza será demasiado baja. Esto es particularmente cierto en el caso de los metales, que a menudo forman moléculas unidas covalentemente en 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 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 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 utilizar los valores estándar tabulados sin ninguna corrección para la diferencia de temperatura desde 298 K. Se debe hacer una corrección si la presión es diferente de 100  kPa , como la entropía de un El 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 determinada cantidad de materia siempre tiene una entropía mayor en la fase gaseosa que en la fase condensada ( siempre es positiva), y de ${\displaystyle \Delta _{\text{v}}S}$

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

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.

Entalpía de vaporización de soluciones de electrolitos.

La estimación de la entalpía de vaporización de soluciones de electrolitos se puede realizar simplemente utilizando ecuaciones basadas en modelos químicos termodinámicos, 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 metálico , que aprovecha la mayor reactividad de los átomos metálicos o partículas pequeñas en relación con los elementos a granel.

Otras sustancias comunes

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

Ver también

• Relación 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 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 de electrolitos". Investigación en química industrial y de ingeniería . 48 (10): 5123. doi : 10.1021/ie900434h .
2. Ge, Xinlei; Wang, Xidong (2009). "Cálculos de depresión del punto de congelación, elevación del punto de ebullición, presión de vapor y entalpías de vaporización de soluciones de electrolitos mediante un modelo de correlación de parámetros de tres características modificado". Revista de química de soluciones . 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
• Joven, Francis W. Sears, Mark W. Zemansky, Hugh D. (1982). Física universitaria (6ª ed.). Lectura, Massachusetts: Addison-Wesley. ISBN 978-0-201-07199-3.{{cite book}}: Mantenimiento CS1: varios nombres: lista de autores ( enlace )