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LibreTexts Español

10.4: Transiciones de fase

  • Page ID
    1879
  • habilidades para desarrollar

    • Definir transiciones de fase y temperaturas de transición de fase.
    • Explicar la relación entre las temperaturas de transición de fase y las fuerzas de atracción intermoleculares.
    • Describa los procesos representados por las curvas típicas de calentamiento y enfriamiento, y calcule los flujos de calor y los cambios de entalpía que acompañan a estos procesos.

    Somos testigos y usamos los cambios de estado físico, o transiciones de fase, de muchas maneras. Como un ejemplo de importancia global, considere la evaporación, condensación, congelación y fusión del agua. Estos cambios de estado son aspectos esenciales del ciclo del agua de nuestra tierra, así como muchos otros fenómenos naturales y procesos tecnológicos de importancia central para nuestras vidas. En este módulo, se exploran los aspectos esenciales de las transiciones de fase.

    La vaporización y condensación

    Cuando un líquido se vaporiza en un recipiente cerrado, las moléculas de gas no pueden escapar. A medida que estas moléculas en fase gaseosa se mueven aleatoriamente, ocasionalmente colisionarán con la superficie de la fase condensada y, en algunos casos, estas colisiones harán que las moléculas vuelvan a entrar en la fase condensada. El cambio de la fase gaseosa al líquido se llama la condensación. Cuando la velocidad de la condensación se vuelve igual a la velocidad de la vaporización, no cambia la cantidad de líquido ni la cantidad de vapor en el recipiente. Se dice que el vapor en el recipiente está en equilibrio con el líquido. Tenga en cuenta que esta no es una situación estática, ya que las moléculas se intercambian continuamente entre las fases condensada y gaseosa. Tal es un ejemplo de equilibrio dinámico, el estado de un sistema en el que los procesos recíprocos (por ejemplo, la vaporización y la condensación) ocurren a velocidades iguales. La presión ejercida por el vapor en equilibrio con un líquido en un recipiente cerrado a una temperatura dada se denomina presión de vapor del líquido (o presión de vapor en equilibrio). El área de la superficie del líquido en contacto con un vapor y el tamaño del recipiente no tienen ningún efecto sobre la presión del vapor, aunque sí afectan el tiempo requerido para alcanzar el equilibrio. Podemos medir la presión de vapor de un líquido cuando colocamos una muestra en un recipiente cerrado, como se ilustra en la Figura \(\PageIndex{1}\), y usamos un manómetro para medir el aumento de presión que se debe al vapor en equilibrio con la fase condensada.

    Three images are shown and labeled “a,” “b,” and “c.” Each image shows a round bulb connected on the right to a tube that is horizontal, then is bent vertically, curves, and then is vertical again to make a u-shape. A valve is located in the horizontal portion of the tube. Image a depicts a liquid in the bulb, labeled, “Liquid,” and upward-facing arrows leading away from the surface of the liquid. The phrase, “Molecules escape surface and form vapor” is written below the bulb, and a gray liquid in the u-shaped portion of the tube is shown at equal heights on the right and left sides. Image b depicts a liquid in the bulb, labeled, “Liquid,” and upward-facing arrows leading away from the surface of the liquid to molecules drawn in the upper portion of the bulb. A gray liquid in the u-shaped portion of the tube is shown slightly higher on the right side than on the left side. Image c depicts a liquid in the bulb, labeled, “Liquid,” and upward-facing arrows leading away from the surface of the liquid to molecules drawn in the upper portion of the bulb. There are more molecules present in c than in b. The phrase “Equilibrium reached, vapor pressure determined,” is written below the bulb and a gray liquid in the u-shaped portion of the tube is shown higher on the right side. A horizontal line is drawn level with each of these liquid levels and the distance between the lines is labeled with a double-headed arrow. This section is labeled with the phrase, “Vapor pressure.” 

    Figura \(\PageIndex{1}\): En un recipiente cerrado, el equilibrio dinámico se alcanza cuando (a) aumenta la velocidad de las moléculas que escapan del líquido para convertirse en gas (b) y, finalmente, (c) es igual a la velocidad de las moléculas de gas que ingresan al líquido. Cuando se alcanza este equilibrio, la presión de vapor del gas es constante, aunque los procesos de vaporización y condensación continúan.

    Las identidades químicas de las moléculas en un líquido determinan los tipos (y fuerzas) posibles de atracciones intermoleculares; en consecuencia, diferentes sustancias exhibirán diferentes presiones de vapor de equilibrio. Las fuerzas de atracción intermoleculares relativamente fuertes servirán para impedir la vaporización y favorecerán la "recaptura" de moléculas de fase gaseosa cuando colisionan con la superficie del líquido, lo que da como resultado una presión de vapor relativamente baja. Las atracciones intermoleculares débiles presentan menos barrera para la vaporización y una probabilidad reducida de recaptura de gas, produciendo presiones de vapor relativamente altas. El siguiente ejemplo ilustra esta dependencia de la presión de vapor de las fuerzas de atracción intermoleculares.

    Ejemplo \(\PageIndex{1}\): EXPLICANDO LA PRESIÓN DE VAPOR EN TÉRMINOS DE IMFS

    Dado las fórmulas estructurales que se muestran para estos cuatro compuestos, explique sus presiones de vapor relativas en términos de tipos y extensiones de FMI:

     150842949468695.png

    Solución

    El éter dietílico tiene un dipolo muy pequeño y la mayoría de sus atracciones intermoleculares son las fuerzas de Londres. Aunque esta molécula es la más grande de las cuatro consideradas, sus IMF son los más débiles y, como resultado, sus moléculas escapan más fácilmente del líquido. También tiene la presión de vapor más alta. Debido a su tamaño más pequeño, el etanol exhibe fuerzas de dispersión más débiles que el éter dietílico. Sin embargo, el etanol es capaz de unirse con hidrógeno y, por lo tanto, exhibe IMFs más fuertes en general, lo que significa que escapan menos moléculas del líquido a cualquier temperatura dada, por lo que el etanol tiene una presión de vapor más baja que el éter dietílico. El agua es mucho más pequeña que cualquiera de las sustancias anteriores y exhibe fuerzas de dispersión más débiles, pero su extenso enlace de hidrógeno proporciona atracciones intermoleculares más fuertes, menos moléculas que escapan del líquido y una presión de vapor más baja que la del éter dietílico o el etanol. El etilenglicol tiene dos grupos -OH, por lo que, al igual que el agua, exhibe una extensa unión de hidrógeno. Es mucho más grande que el agua y por lo tanto experimenta fuerzas más grandes de Londres. Sus FMI generales son la mayor de estas cuatro sustancias, lo que significa que su tasa de vaporización será la más lenta y, en consecuencia, su presión de vapor será la más baja.

    Ejercico \(\PageIndex{1}\)

    A 20 ° C, las presiones de vapor de varios alcoholes se dan en esta tabla. Explique estas presiones de vapor en términos de tipos y grados de FMI para estos alcoholes:

    Compuesta metanol CH3OH etanol C2H5OH propanol C3H7OH butanol C4H9OH
    Presión de vapor a 20 °C 11.9 kPa 5.95 kPa 2.67 kPa 0.56 kPa
     
    Respuesta

    Todos estos compuestos exhiben enlaces de hidrógeno; estos fuertes IMF son difíciles de superar para las moléculas, por eso, las presiones de vapor son relativamente bajas. A medida que el tamaño de la molécula aumenta de metanol a butanol, aumentan las fuerzas de dispersión, lo que significa que las presiones de vapor disminuyen como se observa:

    \[P_{methanol} > P_{ethanol} > P_{propanol} > P_{butanol} \nonumber\]

    Cuando aumenta la temperatura, la presión de vapor de un líquido también aumenta debido al aumento de KE promedio de sus moléculas. Recuerde que, a cualquier temperatura dada, las moléculas de una sustancia pasan por un rango de energías cinéticas, con una cierta fracción de moléculas que tienen una energía suficiente para vencer al FMI y escapar del líquido (vaporizarse). A una temperatura más alta, una fracción mayor de moléculas tiene suficiente energía para escapar del líquido, como se muestra en la Figura \(\PageIndex{2}\). El escape de más moléculas por unidad de tiempo y la mayor velocidad promedio de las moléculas que escapan contribuyen a la mayor presión de vapor.

     

    Figura \(\PageIndex{2}\): La temperatura afecta la distribución de las energías cinéticas para las moléculas en un líquido. A la temperatura más alta, más moléculas tienen la energía cinética necesaria, KE, para escapar del líquido a la fase gaseosa.

    Puntos de Ebullición

    Cuando la presión de vapor aumenta suficiente para ser igual a la presión atmosférica externa, el líquido alcanza su punto de ebullición. El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor de equilibrio es igual a la presión ejercida sobre el líquido por su entorno gaseoso. Para líquidos en recipientes abiertos, esta presión se debe a la atmósfera de la tierra. El punto de ebullición normal de un líquido se define como su punto de ebullición cuando la presión circundante es igual a 1 atm (101.3 kPa). La Figura \(\PageIndex{3}\) muestra la variación en la presión de vapor con la temperatura para varias sustancias diferentes. Teniendo en cuenta la definición de punto de ebullición, se puede ver que estas curvas representan la dependencia del punto de ebullición de un líquido de la presión circundante.

    A graph is shown where the x-axis is labeled “Temperature ( degree sign, C )” and has values of 200 to 1000 in increments of 200 and the y-axis is labeled “Pressure ( k P a )” and has values of 20 to 120 in increments of 20. A horizontal dotted line extends across the graph at point 780 on the y-axis while three vertical dotted lines extend from points 35, 78, and 100 to meet the horizontal dotted line. Four lines are graphed. The first line, labeled “ethyl ether,” begins at the point “0 , 200” and extends in a slight curve to point “45, 1000” while the second line, labeled “ethanol”, extends from point “0, 20” to point “88, 1000” in a more extreme curve. The third line, labeled “water,” begins at the point “0, 0” and extends in a curve to point “108, 1000” while the fourth line, labeled “ethylene glycol,” extends from point “80, 0” to point “140, 100” in a very shallow curve.

     Figura \(\PageIndex{3}\): Los puntos de ebullición de los líquidos son las temperaturas a las cuales sus presiones de vapor de equilibrio son iguales a la presión de la atmósfera circundante. Los puntos de ebullición normales son los correspondientes a una presión de 1 atm (101.3 kPa.)

    Ejemplo \(\PageIndex{2}\): Punto de ebullición a presión reducida

    Una presión atmosférica típica en Leadville, Colorado (elevación 10,200 pies) es 68 kPa. Use el gráfico de la Figura \(\PageIndex{3}\) para determinar el punto de ebullición del agua a esta elevación.

    Solución

    El gráfico de la presión de vapor del agua versus la temperatura en la Figura \(\PageIndex{3}\) indica que la presión de vapor del agua es de 68 kPa a aproximadamente 90 °C. Por lo tanto, a aproximadamente 90 °C, la presión de vapor del agua será igual a la presión atmosférica en Leadville, y el agua hervirá.

    Ejercicio \(\PageIndex{2}\)

    El punto de ebullición del éter etílico se midió a ser 10 °C en un campamento base en las laderas del Monte Everest. Use la Figura \(\PageIndex{3}\) para determinar la presión atmosférica aproximada en el campamento.

    Respuesta

    Aproximadamente 40 kPa (0.4 atm)

    La ecuación de Clausius-Clapeyron describe la relación cuantitativa entre la presión de vapor de una sustancia y su temperatura:

    \[P=Ae^{−ΔH_{vap}/RT} \label{10.4.1}\]

    donde

    • \(ΔH_{vap}\) es la entalpía de vaporización del líquido,
    • \(R\) es el constante de gas, y
    • \(\ln A\) es una constante cuyo valor depende de la identidad química de la sustancia.

    La ecuación \(\ref{10.4.1}\) a veces se reorganiza en forma logarítmica para producir la ecuación lineal:

    \[\ln P=−\dfrac{ΔH_\ce{vap}}{RT}+\ln A \label{10.4.2}\]

    Esta ecuación lineal se puede expresar en un formato de dos puntos que sea conveniente para su uso en varios cálculos, como se demuestra en los ejemplos y ejercicios que siguen. Si a temperatura \(T_1\), la presión de vapor es \(P_1\), y a temperatura \(T_2\), la presión de vapor es \(T_2\), las ecuaciones lineales correspondientes son:

    \[\ln P_1=−\dfrac{ΔH_\ce{vap}}{RT_1}+\ln A\hspace{20px}\ce{and}\hspace{20px}\ln P_2=−\dfrac{ΔH_\ce{vap}}{RT_2}+\ln A \label{10.4.3}\]

    Dado que el constante, ln A, es la misma, estas dos ecuaciones se pueden reorganizar para aislar ln A y luego establecerlas iguales entre sí:

    \(\ln P_1+\dfrac{ΔH_\ce{vap}}{RT_1}=\ln P_2+\dfrac{ΔH_\ce{vap}}{RT_2}\label{10.4.5}\)

    que se puede combinar en:

    \[\ln \left(\dfrac{P_2}{P_1}\right)=\dfrac{ΔH_\ce{vap}}{R} \left( \dfrac{1}{T_1}−\dfrac{1}{T_2}\right) \label{10.4.6}\]

    Ejemplo \(\PageIndex{3}\): Estimación de la entalpía de la vaporización

    El isooctano (2,2,4-trimetilpentano) tiene una clasificación de octano de 100. Se usa como uno de los estándares para el sistema de clasificación del octano para la gasolina. A 34.0 °C, la presión de vapor del isooctano es 10.0 kPa, y a 98.8 °C, su presión de vapor es 100.0 kPa. Use esta información para estimar la entalpía de vaporización para el isooctano.

    Solución

    La entalpía de vaporización, \(ΔH_\ce{vap}\), se puede determinar usando la ecuación de Clausius-Clapeyron (Ecuación \(\ref{10.4.1}\)):

    \[ln\left(\dfrac{P_2}{P_1}\right)=\dfrac{ΔH_\ce{vap}}{R}\left(\dfrac{1}{T_1}−\dfrac{1}{T_2}\right) \nonumber\]

    Como tenemos dos valores de presión-temperatura de vapor (T1 = 34.0 °C = 307.2 K, P1 = 10.0 kPa y T2 = 98.8 °C = 372.0 K, P2 = 100 kPa), podemos sustituirlos en esta ecuación y resolver ΔHvap. Reorganizando la ecuación de Clausius-Clapeyron y resolviendo los rendimientos de ΔHvap:

    \[  ΔH_\ce{vap} = \dfrac{R⋅\ln\left(\dfrac{P_2}{P_1}\right)}{\left(\dfrac{1}{T_1}−\dfrac{1}{T_2}\right)} = \mathrm{\dfrac{(8.3145\:J/mol⋅K)⋅\ln\left(\dfrac{100\: kPa}{10.0\: kPa}\right)}{\left(\dfrac{1}{307.2\:K}−\dfrac{1}{372.0\:K}\right)} =33,800\: J/mol=33.8\: kJ/mol} \]

    Tenga en cuenta que la presión puede estar en cualquier unidad, siempre que estén de acuerdo con ambos valores de P, pero la temperatura debe estar en kelvin para que la ecuación de Clausius-Clapeyron sea válida.

    Ejercicio \(\PageIndex{3}\)

    A 20.0 °C, la presión de vapor del etanol es 5.95 kPa, y a 63.5 °C, su presión de vapor es 53.3 kPa. Use esta información para estimar la entalpía de vaporización para el etanol.

    Respuesta

    47,782 J/mol = 47.8 kJ/mol

    Ejemplo \(\PageIndex{4}\):ESTIMACIÓN DE TEMPERATURA (O PRESIÓN DE VAPOR)

    Para el benceno (C6H6), el punto de ebullición normal es 80.1 °C y la entalpía de vaporización es 30.8 kJ/mol. ¿Cuál es el punto de ebullición del benceno en Denver, donde la presión atmosférica = 83.4 kPa?

    Solución

    Si la temperatura y la presión de vapor se saben en un punto, junto con la entalpía de vaporización, ΔHvap, entonces la temperatura que corresponde a una presión de vapor diferente (o la presión de vapor que corresponde a una temperatura diferente) se puede determinar usando el Clausius-Ecuación de Clapeyron (Ecuación \(\ref{10.4.1}\)):

    \[\ln\left(\dfrac{P_2}{P_1}\right)=\dfrac{ΔH_\ce{vap}}{R}\left(\dfrac{1}{T_1}−\dfrac{1}{T_2}\right) \nonumber\]

    Dado que el punto de ebullición normal es la temperatura a la cual la presión de vapor es igual a la presión atmosférica a nivel del mar, sabemos un valor de temperatura de presión de vapor (T1 = 80.1 °C = 353.3 K, P1 = 101.3 kPa, ΔHvap = 30.8 kJ / mol) y desea encontrar la temperatura (T2) que corresponde a la presión de vapor P2= 83.4 kPa. Podemos sustituir estos valores en la ecuación de Clausius-Clapeyron y luego resolver T2. Reorganizando la ecuación de Clausius-Clapeyron y resolviendo los rendimientos de T2:

    \[\begin{align*}
    T_2&=\left(\dfrac{−R⋅\ln\left(\dfrac{P_2}{P_1}\right)}{ΔH_\ce{vap}}+\dfrac{1}{T_1}\right)^{−1}=\mathrm{\left(\dfrac{−(8.3145\:J/mol⋅K)⋅\ln\left(\dfrac{83.4\:kPa}{101.3\:kPa}\right)}{30,800\: J/mol}+\dfrac{1}{353.3\:K}\right)^{−1}}\\
    &=\mathrm{346.9\: K\: or\:73.8^\circ C}
    \end{align*}\]

    Ejercicio \(\PageIndex{4}\)

    Para la acetona \(\ce{(CH3)2CO}\), el punto de ebullición normal es 56.5 °C y la entalpía de vaporización es 31.3 kJ/mol. ¿Cuál es la presión de vapor de la acetona a 25.0 °C?

    Respuesta

    30.1 kPa

    Entalpía de vaporización

    La vaporización es un proceso endotérmico. El efecto del enfriamiento puede ser evidente cuando sales de una piscina o una ducha. Cuando el agua de tu piel se evapora, elimina el calor de tu piel y te hace sentir frío. El cambio de energía asociado con el proceso de vaporización es la entalpía de vaporización, ΔHvap. Por ejemplo, la vaporización de agua a temperatura estándar está representada por:

    \[\ce{H2O}(l)⟶\ce{H2O}(g)\hspace{20px}ΔH_\ce{vap}=\mathrm{44.01\: kJ/mol}\]

    Como se describe en el capítulo sobre la termoquímica, lo contrario de un proceso endotérmico es un proceso exotérmico. Y así, la condensación de un gas libera calor:

    \[\ce{H2O}(g)⟶\ce{H2O}(l)\hspace{20px}ΔH_\ce{con}=−ΔH_\ce{vap}=\mathrm{−44.01\:kJ/mol}\]

    Ejemplo \(\PageIndex{5}\): Usando LA ENTALPÍA DE la VAPORIZACIÓN

    Una forma en que nuestro cuerpo se enfría es mediante la evaporación del agua en el sudor (Figura \(\PageIndex{4}\)). En climas muy calurosos, podemos perder hasta 1.5 L de sudor por día. Aunque el sudor no es agua pura, podemos obtener un valor aproximado de la cantidad de calor eliminada por evaporación suponiendo que lo sea. ¿Cuánto calor se requiere para evaporar 1.5 L de agua (1.5 kg) a T = 37 °C (temperatura corporal normal); ΔHvap = 43.46 kJ / mol a 37 °C.

    A person’s shoulder and neck are shown and their skin is covered in beads of liquid. 

    Figura \(\PageIndex{4}\): La evaporación del sudor ayuda a enfriar el cuerpo. (crédito: "Kullez" / Flickr)

    Solution We start with the known volume of sweat (approximated as just water) and use the given information to convert to the amount of heat needed:

    \[\mathrm{1.5\cancel{L}×\dfrac{1000\cancel{g}}{1\cancel{L}}×\dfrac{1\cancel{mol}}{18\cancel{g}}×\dfrac{43.46\:kJ}{1\cancel{mol}}=3.6×10^3\:kJ}\]

    Thus, 3600 kJ of heat are removed by the evaporation of 1.5 L of water.

    Ejercicio \(\PageIndex{5}\)

    How much heat is required to evaporate 100.0 g of liquid ammonia, NH3, at its boiling point if its enthalpy of vaporization is 4.8 kJ/mol?

    Respuesta

    28 kJ

    Derritiendo y Congelando

    Cuando calentamos un sólido cristalino, aumentamos la energía promedio de sus átomos, moléculas o iones y el sólido se calienta. En algún momento, la energía añadida se vuelve lo suficientemente grande como para superar parcialmente las fuerzas que mantienen las moléculas o iones del sólido en sus posiciones fijas, y el sólido comienza el proceso de transición al estado líquido, o al derretimiento. En este punto, la temperatura del sólido deja de aumentar, a pesar de la entrada continua de calor, y permanece constante hasta que todo el sólido se derrita. Solo después de que todo el sólido se haya derretido, el calentamiento continuo aumentará la temperatura del líquido (Figura \(\PageIndex{5}\).

     This figure shows four photos each labeled, “a,” “b,” “c,” and, “d.” Each photo shows a beaker with ice and a digital thermometer. The first photo shows ice cubes in the beaker, and the thermometer reads negative 12.0 degrees C. The second photo shows slightly melted ice, and the thermometer reads 0.0 degrees C. The third photo shows more water than ice in the beaker. The thermometer reads 0.0 degrees C. The fourth photo shows the ice completely melted, and the thermometer reads 22.2 degrees C.

    Figura \(\PageIndex{5}\): (a) Este vaso de hielo tiene una temperatura de -12.0 °C. (b) Después de 10 minutos, el hielo ha absorbido suficiente calor del aire para calentarse a 0 °C. Una pequeña cantidad se ha derretido. (c) Treinta minutos después, el hielo ha absorbido más calor, pero su temperatura aún es de 0 °C. El hielo se derrite sin cambiar su temperatura. (d) Solo después de que todo el hielo se haya derretido, el calor absorbido hace que la temperatura aumente a 22.2 °C. (crédito: modificación del trabajo de Mark Ott).

    Si dejamos de calentar durante la fusión y colocamos la mezcla de sólido y líquido en un recipiente perfectamente aislado para que no pueda entrar o salir el calor, las fases sólida y líquida permanecen en equilibrio. Esta casi es la situación con una mezcla de hielo y agua en una muy buena botella de termo; casi no entra ni sale calor, y la mezcla de hielo sólido y agua líquida permanece durante horas. En una mezcla de sólido y líquido en equilibrio, los procesos recíprocos de fusión y congelación ocurren a velocidades iguales, y las cantidades de sólido y líquido, por lo tanto, permanecen constantes. La temperatura a la cual las fases sólida y líquida de una sustancia dada están en equilibrio se llama el punto de fusión del sólido o el punto de congelación del líquido. El uso de un término u otro normalmente está dictado por la dirección de la transición de fase que se considera, por ejemplo, de sólido a líquido (fusión) o de líquido a sólido (congelación).

    La entalpía de fusión y el punto de fusión de un sólido cristalino dependen de la fuerza de las fuerzas de atracción entre las unidades presentes en el cristal. Las moléculas con fuerzas atractivas débiles forman cristales con puntos de fusión bajos. Los cristales que consisten en partículas con fuerzas atractivas más fuertes se funden a temperaturas más altas.

    La cantidad de calor requerida para cambiar un mol de una sustancia del estado sólido al estado líquido es la entalpía de fusión, ΔHfus de la sustancia. La entalpía de fusión del hielo es 6.0 kJ / mol a 0 °C. La fusión (fusión) es un proceso endotérmico:

    \[\ce{H2O}_{(s)} \rightarrow \ce{H2O}_{(l)} \;\; ΔH_\ce{fus}=\mathrm{6.01\; kJ/mol} \label{10.4.9}\]

    El proceso recíproco, la congelación, es un proceso exotérmico que tiene un cambio de entalpía de −6.0 kJ/mol a 0 °C:

    \[\ce{H_2O}_{(l)} \rightarrow \ce{H_2O}_{(s)}\;\; ΔH_\ce{frz}=−ΔH_\ce{fus}=−6.01\;\mathrm{kJ/mol} \label{10.4.10}\]

    La sublimación y la deposición

    Algunos sólidos pueden pasar directamente al estado gaseoso, sin pasar por el estado líquido, a través de un proceso conocido como la sublimación. A temperatura ambiente y presión estándar, se sublima un trozo de hielo seco (CO2 sólido) que parece desaparecer gradualmente sin formar ningún líquido. La nieve y el hielo sublimen a temperaturas por debajo del punto de fusión del agua, un proceso lento que puede ser acelerado por los vientos y las presiones atmosféricas reducidas a grandes altitudes. Cuando se calienta el yodo sólido, el sólido sublime y se convierte en un vapor púrpura intenso (Figura \(\PageIndex{6}\)). El reverso de la sublimación se llama la deposición, un proceso en el cual las sustancias gaseosas se condensan directamente en el estado sólido, evitando el estado líquido. La formación de escarcha es un ejemplo de la deposición.

     This figure shows a test tube. In the bottom is a dark substance which breaks up into a purple gas at the top.

    Figura \(\PageIndex{6}\): La sublimación del yodo sólido en el fondo del tubo produce un gas púrpura que más tarde se deposita como el yodo sólido en la parte más fría del tubo de arriba. (crédito: modificación del trabajo de Mark Ott)

    Al igual que la vaporización, el proceso de la sublimación requiere un aporte de energía para superar las atracciones intermoleculares. La entalpía de la sublimación, ΔHsub, es la energía requerida para convertir un mol de una sustancia del estado sólido al gaseoso. Por ejemplo, la sublimación de dióxido de carbono está representada por:

    \[\ce{CO2}(s)⟶\ce{CO2}(g)\hspace{20px}ΔH_\ce{sub}=\mathrm{26.1\: kJ/mol}\]

    Del mismo modo, el cambio de la entalpía para el proceso inverso de la deposición es igual en magnitud pero opuesto en signo al del sublimación:

    \[\ce{CO2}(g)⟶\ce{CO2}(s)\hspace{20px}ΔH_\ce{dep}=−ΔH_\ce{sub}=\mathrm{−26.1\:kJ/mol}\]

    Considere hasta qué punto se deben superar las atracciones intermoleculares para lograr una transición de fase dada. La conversión de un sólido en un líquido requiere que estas atracciones se superen solo parcialmente; la transición al estado gaseoso requiere que se superen por completo. Como resultado, la entalpía de fusión de una sustancia es menor que la entalpía de vaporización. Esta misma lógica se puede usar para derivar una relación aproximada entre las entalpías de todos los cambios de fase para una sustancia dada. Aunque no es una descripción completamente precisa, la sublimación se puede modelar convenientemente como un proceso secuencial de la fusión de dos pasos seguido de vaporización para aplicar la Ley de Hess.

    \[\mathrm{solid⟶liquid}\hspace{20px}ΔH_\ce{fus}\\\underline{\mathrm{liquid⟶gas}\hspace{20px}ΔH_\ce{vap}}\\\mathrm{solid⟶gas}\hspace{20px}ΔH_\ce{sub}=ΔH_\ce{fus}+ΔH_\ce{vap}\]

    Visto de esta manera, la entalpía de la sublimación de una sustancia se puede estimar como la suma de sus entalpías de fusión y vaporización, como se ilustra en la Figura \(\PageIndex{7}\). Por ejemplo:

    A diagram is shown with a vertical line drawn on the left side and labeled “Energy” and three horizontal lines drawn near the bottom, lower third and top of the diagram. These three lines are labeled, from bottom to top, “Solid,” “Liquid” and “Gas.” Near the middle of the diagram, a vertical, upward-facing arrow is drawn from the solid line to the gas line and labeled “Sublimation, delta sign, H, subscript sub.” To the right of this arrow is a second vertical, upward-facing arrow that is drawn from the solid line to the liquid line and labeled “Fusion, delta sign, H, subscript fus.” Above the second arrow is a third arrow drawn from the liquid line to the gas line and labeled, “Vaporization, delta sign, H, subscript vap.”

     Figura \(\PageIndex{7}\): For a given substance, the sum of its enthalpy of fusion and enthalpy of vaporization is approximately equal to its enthalpy of sublimation.

    Heating and Cooling Curves

    In the chapter on thermochemistry, the relation between the amount of heat absorbed or related by a substance, q, and its accompanying temperature change, ΔT, was introduced:

    \[q=mcΔT\]

    where m is the mass of the substance and c is its specific heat. The relation applies to matter being heated or cooled, but not undergoing a change in state. When a substance being heated or cooled reaches a temperature corresponding to one of its phase transitions, further gain or loss of heat is a result of diminishing or enhancing intermolecular attractions, instead of increasing or decreasing molecular kinetic energies. While a substance is undergoing a change in state, its temperature remains constant. Figure \(\PageIndex{8}\) shows a typical heating curve.

    A graph is shown where the x-axis is labeled “Amount of heat added” and the y-axis is labeled “Temperature ( degree sign C )” and has values of negative 10 to 100 in increments of 20. A right-facing horizontal arrow extends from point “0, 0” to the right side of the graph. A line graph begins at the lower left of the graph and moves to point “0” on the y-axis. This segment of the line is labeled “H, subscript 2, O ( s ).” The line then flattens and travels horizontally for a small distance. This segment is labeled “Solid begins to melt” on its left side and “All solid melted” on its right side. The line then goes steeply upward in a linear fashion until it hits point “100” on the y-axis. This segment of the line is labeled “H, subscript 2, O,( l ).” The line then flattens and travels horizontally for a moderate distance. This segment is labeled “Liquid begins to boil” on its left side and “All liquid evaporated” on its right side. The line then rises to a point above “100” on the y-axis. This segment of the line is labeled “H, subscript 2, O ( g ).”

    Figura \(\PageIndex{8}\): A typical heating curve for a substance depicts changes in temperature that result as the substance absorbs increasing amounts of heat. Plateaus in the curve (regions of constant temperature) are exhibited when the substance undergoes phase transitions.

    Consider the example of heating a pot of water to boiling. A stove burner will supply heat at a roughly constant rate; initially, this heat serves to increase the water’s temperature. When the water reaches its boiling point, the temperature remains constant despite the continued input of heat from the stove burner. This same temperature is maintained by the water as long as it is boiling. If the burner setting is increased to provide heat at a greater rate, the water temperature does not rise, but instead the boiling becomes more vigorous (rapid). This behavior is observed for other phase transitions as well: For example, temperature remains constant while the change of state is in progress.

    Ejemplo \(\PageIndex{6}\): Total Heat Needed to Change Temperature and Phase for a Substance

    How much heat is required to convert 135 g of ice at −15 °C into water vapor at 120 °C?

    Solución

    The transition described involves the following steps:

    1. Heat ice from −15 °C to 0 °C
    2. Melt ice
    3. Heat water from 0 °C to 100 °C
    4. Boil water
    5. Heat steam from 100 °C to 120 °C

    The heat needed to change the temperature of a given substance (with no change in phase) is: q = m × c × ΔT (see previous chapter on thermochemistry). The heat needed to induce a given change in phase is given by q = n × ΔH.

    Using these equations with the appropriate values for specific heat of ice, water, and steam, and enthalpies of fusion and vaporization, we have:

    \[\begin{align*}
    q_\ce{total}&=(m⋅c⋅ΔT)_\ce{ice}+n⋅ΔH_\ce{fus}+(m⋅c⋅ΔT)_\ce{water}+n⋅ΔH_\ce{vap}+(m⋅c⋅ΔT)_\ce{steam}\\[7pt]
    &=\mathrm{(135\: g⋅2.09\: J/g⋅°C⋅15°C)+\left(135⋅\dfrac{1\: mol}{18.02\:g}⋅6.01\: kJ/mol
    \right)}\\[7pt]
    &\mathrm{+(135\: g⋅4.18\: J/g⋅°C⋅100°C)+\left(135\: g⋅\dfrac{1\: mol}{18.02\:g}⋅40.67\: kJ/mol\right)}\\[7pt]
    &\mathrm{+(135\: g⋅1.84\: J/g⋅°C⋅20°C)}\\[7pt]
    &=\mathrm{4230\: J+45.0\: kJ+56,500\: J+305\: kJ+4970\: J}
    \end{align*}\]

    Converting the quantities in J to kJ permits them to be summed, yielding the total heat required:

    \[\mathrm{=4.23\:kJ+45.0\: kJ+56.5\: kJ+305\: kJ+4.97\: kJ=416\: kJ} \nonumber\]

    Ejercicio \(\PageIndex{6}\)

    What is the total amount of heat released when 94.0 g water at 80.0 °C cools to form ice at −30.0 °C?

    Respuesta

    40.5 kJ

    Resumen

    Phase transitions are processes that convert matter from one physical state into another. There are six phase transitions between the three phases of matter. Melting, vaporization, and sublimation are all endothermic processes, requiring an input of heat to overcome intermolecular attractions. The reciprocal transitions of freezing, condensation, and deposition are all exothermic processes, involving heat as intermolecular attractive forces are established or strengthened. The temperatures at which phase transitions occur are determined by the relative strengths of intermolecular attractions and are, therefore, dependent on the chemical identity of the substance.

    Ecuaciones Clave

    • \(P=Ae^{−ΔH_\ce{vap}/RT}\)
    • \(\ln P=−\dfrac{ΔH_\ce{vap}}{RT}+\ln A\)
    • \(\ln\left(\dfrac{P_2}{P_1}\right)=\dfrac{ΔH_\ce{vap}}{R}\left(\dfrac{1}{T_1}−\dfrac{1}{T_2}\right)\)

    Glosario

    boiling point
    temperature at which the vapor pressure of a liquid equals the pressure of the gas above it
    Clausius-Clapeyron equation
    mathematical relationship between the temperature, vapor pressure, and enthalpy of vaporization for a substance
    condensation
    change from a gaseous to a liquid state
    deposition
    change from a gaseous state directly to a solid state
    dynamic equilibrium
    state of a system in which reciprocal processes are occurring at equal rates
    freezing
    change from a liquid state to a solid state
    freezing point
    temperature at which the solid and liquid phases of a substance are in equilibrium; see also melting point
    melting
    change from a solid state to a liquid state
    melting point
    temperature at which the solid and liquid phases of a substance are in equilibrium; see also freezing point
    normal boiling point
    temperature at which a liquid’s vapor pressure equals 1 atm (760 torr)
    sublimation
    change from solid state directly to gaseous state
    vapor pressure
    (also, equilibrium vapor pressure) pressure exerted by a vapor in equilibrium with a solid or a liquid at a given temperature
    vaporization
    change from liquid state to gaseous state

    Contribuyentes