Entalpía de vaporización

En termodinámica , la entalpía de vaporización (símbolo ∆Hvap ), 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 dicha sustancia en gas . La entalpía de vaporización depende de la presión y la temperatura a las que tiene lugar la transformación ( vaporización o evaporación ).

La entalpía de vaporización se suele citar para la temperatura de ebullición normal de la sustancia. Si bien los valores tabulados generalmente se corrigen a 298 K , dicha corrección suele ser menor que la incertidumbre del valor medido. 

El calor de vaporización depende de la temperatura, aunque se puede asumir un calor de vaporización constante para rangos de temperatura pequeños y para temperaturas reducidas T _r ≪ 1. El calor de vaporización disminuye al aumentar 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 gaseosa son indistinguibles, y la sustancia se denomina fluido supercrítico .

Los valores suelen expresarse en J / mol o kJ/mol (entalpía molar de vaporización), aunque a veces todavía se utilizan unidades más antiguas como kJ/kg o J/g (calor específico de vaporización) , entre otras .

La entalpía de condensación (o calor de condensación ) es, por definición, igual a la entalpía de vaporización con 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).

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 ambiente. 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 en el 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, debe tenerse cuidado al utilizar las entalpías de vaporización para medir la fuerza de las fuerzas intermoleculares, ya que estas fuerzas pueden persistir en cierta medida en la fase gaseosa (como ocurre con el fluoruro de hidrógeno ), por lo que el valor calculado de la fuerza del enlace será demasiado bajo. Esto es especialmente cierto para los metales, que a menudo forman moléculas con enlaces covalentes en la fase gaseosa: en estos casos, debe utilizarse la entalpía de atomización para obtener un valor real 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 un 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 $${\displaystyle \Delta _{\text{v}}S=S_{\text{gas}}-S_{\text{liquid}}={\frac {\Delta _{\text{v}}H}{T_{\text{b}}}}.}$$ Dado que ni la entropía ni la entalpía varían mucho con la temperatura, es habitual utilizar los valores estándar tabulados sin ninguna corrección por la diferencia de temperatura respecto a 298  K. Debe aplicarse una corrección si la presión difiere de 100 kPa , puesto que la entropía de un gas ideal es proporcional al logaritmo de su presión. Las entropías de los líquidos varían poco con la presión, dado que el coeficiente de dilatación térmica de un líquido es pequeño. ^{[ 1 ]} 

Estas dos definiciones son equivalentes: el punto de ebullición es la temperatura a la que el aumento de entropía 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 (${\displaystyle \Delta _{\text{v}}S}$siempre es positivo), y de $${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\Delta S,}$$ 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.

La estimación de la entalpía de vaporización de soluciones electrolíticas se puede realizar fácilmente utilizando ecuaciones basadas en modelos termodinámicos químicos, como el modelo de Pitzer ^{[ 2 ]} o el modelo TCPC. ^{[ 3 ]}

• 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 de Joback , estimación del calor de vaporización en el punto de ebullición normal a partir de estructuras moleculares.
• Calor latente

• 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 )