Entalpía de vaporización

La entalpía de vaporización se puede expresar 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 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, 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), por lo que 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 de enlazadas covalentemente en la fase gaseosa: en estos casos, la entalpía de atomización debe utilizarse 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 un líquido. Como el líquido y el gas están en equilibrio en el punto de ebullición (T_b), Δ_vG = 0, lo cual resulta en:

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

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 corregir 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 el aumento de entropía de la fase gaseosa supera las fuerzas intermoleculares. Como una cantidad dada de materia siempre tiene una entropía más alta en la fase gaseosa que en la 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.

Entalpías de vaporización de algunas sustancias comunes, medidas a sus respectivos puntos de ebullición.

* a 1 bar

En cada uno de los elementos químicos:

La siguiente tabla muestra la entalpía de vaporización de los elementos en condiciones de laboratorio expresadas en kJ/mol de acuerdo con su situación en la tabla periódica:

• Entalpía de fusión
• Calor latente

• Sears, Zemansky et al., University Physics, Addison-Wesley Publishing Company, Sixth ed., 1982, ISBN 0-201-07199-1.

• NIST Chemistry WebBook.
• CODATA Key Values for Thermodynamics.