Entalpía de fusión - Enthalpy of fusion

Una gráfica logarítmica de las entalpías de fusión y ebullición frente a las temperaturas de fusión y ebullición de los elementos puros.  La relación lineal entre la entalpía de fusión de la temperatura se conoce como regla de Richard.
Entalpías de fusión y ebullición para elementos puros versus temperaturas de transición, lo que demuestra la regla de Trouton.

La entalpía de fusión de una sustancia, también conocida como calor (latente) de fusión, es el cambio en su entalpía que resulta de proporcionar energía , típicamente calor, a una cantidad específica de la sustancia para cambiar su estado de sólido a líquido, en presión constante. Por ejemplo, al derretir 1 kg de hielo (a 0 ° C bajo una amplia gama de presiones ), se absorben 333,55 kJ de energía sin cambios de temperatura. El calor de solidificación (cuando una sustancia cambia de líquido a sólido) es igual y opuesto.

Esta energía incluye la contribución necesaria para dar cabida a cualquier cambio de volumen asociado al desplazar su entorno contra la presión ambiental. La temperatura a la que se produce la transición de fase es el punto de fusión o el punto de congelación, según el contexto. Por convención, se supone que la presión es de 1 atm (101,325 kPa) a menos que se especifique lo contrario.

Visión general

La 'entalpía' de fusión es un calor latente , porque, mientras se funde, la energía térmica necesaria para cambiar la sustancia de sólido a líquido a presión atmosférica es calor latente de fusión, ya que la temperatura permanece constante durante el proceso. El calor latente de fusión es el cambio de entalpía de cualquier cantidad de sustancia cuando se derrite. Cuando el calor de fusión se refiere a una unidad de masa, generalmente se denomina calor de fusión específico , mientras que el calor de fusión molar se refiere al cambio de entalpía por cantidad de sustancia en moles .

La fase líquida tiene una energía interna más alta que la fase sólida. Esto significa que se debe suministrar energía a un sólido para derretirlo y la energía se libera de un líquido cuando se congela, porque las moléculas en el líquido experimentan fuerzas intermoleculares más débiles y, por lo tanto, tienen una energía potencial más alta (una especie de energía de enlace-disociación). para fuerzas intermoleculares).

Cuando el agua líquida se enfría, su temperatura cae constantemente hasta que cae justo por debajo de la línea del punto de congelación a 0 ° C. Luego, la temperatura permanece constante en el punto de congelación mientras el agua cristaliza. Una vez que el agua está completamente congelada, su temperatura continúa bajando.

La entalpía de fusión es casi siempre una cantidad positiva; el helio es la única excepción conocida. El helio-3 tiene una entalpía de fusión negativa a temperaturas inferiores a 0,3 K. El helio-4 también tiene una entalpía de fusión muy ligeramente negativa por debajo de 0,77 K (-272,380 ° C). Esto significa que, a presiones constantes adecuadas, estas sustancias se congelan con la adición de calor. En el caso del 4 He, este rango de presión está entre 24,992 y 25,00 atm (2,533 kPa).

Cambio de entalpía estándar de fusión del período tres
Cambio de entalpía estándar de fusión del período dos de la tabla periódica de elementos
Sustancia Calor de fusión
(cal / g) (J / g)
agua 79,72 333,55
metano 13,96 58,99
propano 19.11 79,96
glicerol 47,95 200,62
ácido fórmico 66.05 276,35
ácido acético 45,90 192.09
acetona 23.42 97,99
benceno 30.45 127,40
Ácido mirístico 47,49 198,70
ácido palmítico 39,18 163,93
acetato sódico 63–69 264–289
ácido esteárico 47,54 198,91
galio 19,2 80,4
cera de parafina (C 25 H 52 ) 47,8-52,6 200–220

Estos valores provienen principalmente del Manual de Química y Física de CRC , 62ª edición. La conversión entre cal / gy J / g en la tabla anterior utiliza la caloría termoquímica (cal th ) = 4,184 julios en lugar de la caloría de la tabla de vapor internacional (cal INT ) = 4,1868 julios.

Ejemplos de

A) Para calentar 1 kg de agua líquida de 0 ° C a 20 ° C se requieren 83,6 kJ (ver más abajo). Sin embargo, calentar hielo de 0 ° C a 20 ° C requiere energía adicional para derretir el hielo. Podemos tratar estos dos procesos de forma independiente; por lo tanto, para calentar 1 kg de hielo de 273,15 K a agua a 293,15 K (0 ° C a 20 ° C) se requiere:

(1) 333.55 J / g (calor de fusión del hielo) = 333.55 kJ / kg = 333.55 kJ para que 1 kg de hielo se derrita, más
(2) 4.18 J / (g⋅K) × 20 K = 4.18 kJ / (kg⋅K) × 20 K = 83.6 kJ para que 1 kg de agua aumente la temperatura en 20 K
(1 + 2) 333.55 kJ + 83.6 kJ = 417.15 kJ para que 1 kg de hielo aumente la temperatura en 20 K

A partir de estas cifras se puede ver que una parte de hielo a 0 ° C enfriará casi exactamente 4 partes de agua de 20 ° C a 0 ° C.

B) El silicio tiene un calor de fusión de 50,21 kJ / mol. 50 kW de potencia pueden suministrar la energía necesaria para fundir unos 100 kg de silicio en una hora:

50 kW = 50 kJ / s = 180 000 kJ / h

180 000 kJ / h x (1 mol de Si) / 50,21 kJ × 28 g de Si / (mol de Si) x 1 kg de Si / 1 000 g de Si = 100,4 kg / h

Predicción de solubilidad

El calor de fusión también se puede utilizar para predecir la solubilidad de sólidos en líquidos. Siempre que se obtenga una solución ideal, la fracción molar de soluto en saturación es función del calor de fusión, el punto de fusión del sólido y la temperatura de la solución:

Aquí, es la constante de gas . Por ejemplo, se prevé que la solubilidad del paracetamol en agua a 298 K sea:

Dado que la masa molar del agua y el paracetamol es 18.0153 g mol -1 y 151.17 g mol -1 y la densidad de la solución es 1000 g L -1 , una estimación de la solubilidad en gramos por litro es:

que es una desviación de la solubilidad real (240 g / L) del 11%. Este error se puede reducir cuando se tiene en cuenta un parámetro de capacidad calorífica adicional .

Prueba

En el equilibrio, los potenciales químicos para el solvente puro y el sólido puro son idénticos:

o

con la constante del gas y la temperatura .

El reordenamiento da:

y desde

siendo el calor de fusión la diferencia de potencial químico entre el líquido puro y el sólido puro, se sigue que

Aplicación de la ecuación de Gibbs-Helmholtz :

finalmente da:

o:

y con integración :

el resultado final se obtiene:

Ver también

Notas

Referencias

  • Atkins, Peter; Jones, Loretta (2008), Principios químicos: La búsqueda de la percepción (4ª ed.), WH Freeman and Company, p. 236, ISBN 0-7167-7355-4
  • Ott, BJ. Bevan; Boerio-Goates, Juliana (2000), Termodinámica química: aplicaciones avanzadas , Prensa académica, ISBN 0-12-530985-6