Calor de vaporització

La calor de vaporització o entalpia de vaporització és la quantitat d'energia necessària perquè una determinada quantitat d'una substància pura passi d'estat líquid a estat gasós a temperatura i pressions constants. Habitualment la quantitat de substància és un mol, i hom parla d'entalpia molar de vaporització, la temperatura és la temperatura d'ebullició i la pressió és una atmosfera. Les unitats utilitzades per a aquesta propietat s'indiquen en kJ/mol.

Termodinàmicament, l'entalpia molar de vaporització es correspon a la diferència entre l'entalpia molar d'una substància en estat vapor i l'entalpia molar de la mateixa substància en estat líquid:

Es pot relacionar l'entalpia de vaporització amb l'energia interna de la substància mitjançant la següent equació:

on  és la pressió externa;  és la variació de volum molar que experimenta la substància en passar de líquid a gas; i  és el treball d'expansió, que es pot substituir per , on  és la constant dels gasos i  la temperatura absoluta, si la pressió externa no és excessivament elevada.

L'entalpia de vaporització és energia que s'ha d'aportar a un líquid per rompre les forces intermoleculars que mantenen unides les seves molècules. La diferència d'entalpies de vaporització d'unes substàncies i d'altres depèn del tipus d'interacció intermolecular que presentin les substàncies. Com més intensa sigui més energia cal aportar. Per exemple, l'aigua té una entalpia molar de vaporització més elevada que l'acetona a la mateixa temperatura (a 25 °C valen 43,98 kJ/mol i 30,99 kJ/mol, respectivament) perquè per evaporar aigua cal rompre enllaços per pont d'hidrogen, que són les forces intermoleculars més intenses, mentre que a l'acetona s'han de rompre forces de van der Waals del tipus dipol-dipol, més febles. Per a substàncies amb el mateix tipus de força intermolecular depèn de la seva intensitat, a més intensitat més entalpia de vaporització; i de la massa molecular, a major massa molecular és més difícil (requereix més energia) posar en moviment les molècules, més entalpia de vaporització. Per exemple en els hidrocarburs metà, età i propà, de masses moleculars 16, 30 i 44, les entalpies de vaporització augmenten igual que les masses moleculars (14,69 kJ/mol, 19,04 kJ/mol i 22,44 kJ/mol, respectivament).

Càlcul teòric 

L'entalpia de vaporització varia poc amb la temperatura, per la qual cosa per determinar-la es pot emprar l'equació de Clausius-Clapeyron que utilitza els valors de dues temperatures   i  i les corresponents pressions de vapor   i  amb la condició que la diferència de temperatures no sigui elevada i suposant que el vapor es comporta com un gas ideal:

on  és la constant dels gasos (8,3145 J/K mol).

Per altra banda, diferents fórmules s'han proposat per calcular teòricament entalpies de vaporització , en J/mol, a la temperatura d'ebullició , la més simple és la regla de Trouton, enunciada pel químic suís Amé Pictet (1857-1937) l’any 1876 i estudiada sistemàticament pel físic irlandès Frederick T. Trouton (1863-1922) l’any 1884, que la relaciona amb la temperatura d'ebullició en kelvins. Dona valors prou bons pels elements químics és massa simple per a la majoria dels composts líquids:

El 1954 L. Riedel proposà la següent equació més concordant amb els valors reals:

on  és la constant dels gasos (8,3145 J/K mol),  és la temperatura crítica i  és la pressió crítica.

El 1965 N.H. Chen proposà una expressió més elaborada:

Dependència de la temperatura 
L'entalpia de vaporització depèn de la temperatura disminuint amb ella i arriba a ser zero quan s'assoleix la temperatura crítica  de la substància, on la ja no es pot diferenciar l'estat líquid del gasós. Per exemple per a l'aigua a 100 °C (punt d'ebullició), val 40,65 kJ/mol i a 25 °C és només un 8,2 % superior, 43,98 kJ/mol. Aquests valors signifiquen que, per exemple a 25 °C es necessita aportar 43,98 kJ de calor per evaporar 1 mol (18,02 g) d'aigua pura en estat líquid. La calor de vaporització de l'aigua és un valor força gran, cinc vegades l'energia necessitada per escalfar l'aigua de 0 a 100 graus Celsius.

Les entalpies de vaporització a dues temperatures diferents  i  es poden relacionar a partir de la fórmula empírica del físic estatunidenc Kennet M. Watson (1921-2023), la qual permet obtenir el valor a una temperatura si se'n coneix el valor a l'altra i la seva temperatura crítica :

Relació amb altres propietats

Constant ebullioscòpica 
La constant ebullioscòpica  està relacionada amb l'entalpia molar de vaporització a la temperatura d'ebullició  del dissolvent:

on  és la massa molecular del dissolvent i  és la constant dels gasos.

Paràmetre de solubilitat 
El paràmetre de solubilitat  proporciona una estimació quantitativa del grau d'interacció entre materials, reflecteix l'energia cohesiva d'un material. Materials amb valors de  similars tendeixen a ser miscibles. És, per tant, àmpliament utilitzat en ciència i en aplicacions pràctiques en cercar un dissolvent adequat. Hi ha diverses aproximacions per a l'estimació del , que han donat lloc a la definició de diferents paràmetres de solubilitat, entre els quals destaca el paràmetre de solubilitat d'Hildebrand, proposat pel químic estatunidenc Joel Henry Hildebrand (1881-1883):

on  és el volum molar,  la temperatura absoluta i  és la constant dels gasos.

Entalpia molar d'hidratació 
L'entalpia molar d'hidratació  es defineix com el canvi d'entalpia que experimenta un mol d'un gas ideal quan es dissol en una quantitat infinita d'aigua. Un altre terme per a aquesta quantitat és entalpia o calor de solvatació en aigua a dilució infinita. L'entalpia d'hidratació influeix en la distribució d'un compost volàtil entre la fase de solució aquosa i l'aire i, per tant, és important en camps com les ciències ambientals, la geoquímica i l'enginyeria química. Es relaciona amb l'entalpia de dissolució del líquid o del sòlid i l'entalpia de vaporització amb la relació:

Referències

Enllaços externs 

  (Dades d'entalpia de vaporització de diferents elements químics)

Entalpia