Entalpía de fusión

En termodinámica , 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 , a presión constante .

La entalpía de fusión es la cantidad de energía necesaria para convertir un mol de sólido en líquido. Por ejemplo, al fundir 1 kg de hielo (a 0 °C bajo un amplio rango de presiones), se absorben 333,55 kJ de energía sin que haya cambios de temperatura . El calor de solidificación (cuando una sustancia pasa de líquido a sólido ) es igual y de sentido opuesto.

Esta energía incluye la contribución necesaria para hacer lugar a cualquier cambio asociado en el volumen 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 1 atm (101,325 kPa) a menos que se especifique lo contrario.

La entalpía de fusión es un calor latente , porque, durante la fusión, la energía térmica necesaria para cambiar la sustancia de sólida a líquida 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 funde. Cuando el calor de fusión se refiere a una unidad de masa, generalmente se lo denomina calor específico de fusión , mientras que el calor molar de fusión se refiere al cambio de entalpía por cantidad de sustancia en moles .

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

Cuando el agua líquida se enfría, su temperatura desciende de forma constante hasta llegar justo por debajo del punto de congelación, a 0 °C. A partir de ese momento, la temperatura permanece constante en el punto de congelación mientras el agua se cristaliza. Una vez que el agua está completamente congelada, su temperatura continúa descendiendo.

La entalpía de fusión es casi siempre una cantidad positiva; el helio es la única excepción conocida. ^[1] 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 ligeramente negativa por debajo de 0,77 K (−272,380 °C). Esto significa que, a presiones constantes apropiadas, estas sustancias se congelan con la adición de calor. ^[2] En el caso del ⁴ He, este rango de presión está entre 24,992 y 25,00 atm (2533 kPa). ^[3]

Estos valores proceden principalmente del Manual de química y física del CRC , 62.ª edición. La conversión entre cal/g y J/g en la tabla anterior utiliza la caloría termoquímica (cal _th ) = 4,184 julios en lugar de la caloría de la Tabla Internacional de Vapor (cal _INT ) = 4,1868 julios.

El calor de fusión también se puede utilizar para predecir la solubilidad de los sólidos en líquidos. Si se obtiene una solución ideal, la fracción molar de soluto en saturación es una función del calor de fusión, el punto de fusión del sólido y la temperatura de la solución:${\estilo de visualización (x_{2})}$${\displaystyle (T_{\text{fus}})}$ ${\estilo de visualización (T)}$

${\displaystyle \ln x_{2}=-{\frac {\Delta H_{\text{fus}}^{\circ }}{R}}\left({\frac {1}{T}}-{\frac {1}{T_{\text{fus}}}}\right)}$

Aquí está la constante de los gases . Por ejemplo, se predice que la solubilidad del paracetamol en agua a 298 K será:${\estilo de visualización R}$

${\displaystyle x_{2}=\exp {\left[-{\frac {28100~{\text{J mol}}^{-1}}{8.314~{\text{JK}}^{-1}~{\text{mol}}^{-1}}}\left({\frac {1}{298~{\text{K}}}}-{\frac {1}{442~{\text{K}}}}\right)\right]}=0.0248}$

Dado que la masa molar del agua y del paracetamol son 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:

${\displaystyle {\frac {0,0248\times {\frac {1000~{\text{g L}}^{-1}}{18,0153~{\text{g mol}}^{-1}}}}{1-0,0248}}\times 151,17~{\text{g mol}}^{-1}=213,4~{\text{g L}}^{-1}}$

1000 g/L * (mol/18,0153g) es una estimación del número de moles de moléculas en 1L de solución, utilizando la densidad del agua como referencia;

0,0248 * (1000 g/L * (mol/18,0153g)) es la fracción molar de sustancia en solución saturada con una unidad de mol/L;

0,0248 * (1000 g/L * (mol/18,0153g)) * 151,17 g/mol es la conversión de masa equivalente de la fracción molar del soluto;

1-0.0248 será la fracción de la solución que es disolvente.

lo que supone una desviación de la solubilidad real (240 g/L) del 11%. Este error se puede reducir si se tiene en cuenta un parámetro adicional de capacidad térmica . ^[6]

En equilibrio, los potenciales químicos del soluto en la solución y del sólido puro son idénticos:

${\displaystyle \mu _{\text{solid}}^{\circ }=\mu _{\text{solute}}^{\circ }\,}$

o

${\displaystyle \mu _{\text{solid}}^{\circ }=\mu _{\text{liquid}}^{\circ }+RT\ln X_{2}\,}$

con la constante del gas y la temperatura .${\displaystyle R\,}$${\displaystyle T\,}$

Reorganizando obtenemos:

${\displaystyle RT\ln X_{2}=-\left(\mu _{\text{liquid}}^{\circ }-\mu _{\text{solid}}^{\circ }\right)\,}$

y desde entonces

${\displaystyle \Delta G_{\text{fus}}^{\circ }=\mu _{\text{liquid}}^{\circ }-\mu _{\text{solid}}^{\circ }\,}$

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

${\displaystyle RT\ln X_{2}=-\left(\Delta G_{\text{fus}}^{\circ }\right)\,}$

Aplicación de la ecuación de Gibbs-Helmholtz :

${\displaystyle \left({\frac {\partial \left({\frac {\Delta G_{\text{fus}}^{\circ }}{T}}\right)}{\partial T}}\right)_{p\,}=-{\frac {\Delta H_{\text{fus}}^{\circ }}{T^{2}}}}$

En última instancia, da:

${\displaystyle \left({\frac {\partial \left(\ln X_{2}\right)}{\partial T}}\right)={\frac {\Delta H_{\text{fus}}^{\circ }}{RT^{2}}}}$

o:

${\displaystyle \partial \ln X_{2}={\frac {\Delta H_{\text{fus}}^{\circ }}{RT^{2}}}\times \delta T}$

y con integración :

${\displaystyle \int _{X_{2}=1}^{X_{2}=x_{2}}\delta \ln X_{2}=\ln x_{2}=\int _{T_{\text{fus}}}^{T}{\frac {\Delta H_{\text{fus}}^{\circ }}{RT^{2}}}\times \Delta T}$

El resultado obtenido es:

${\displaystyle \ln x_{2}=-{\frac {\Delta H_{\text{fus}}^{\circ }}{R}}\left({\frac {1}{T}}-{\frac {1}{T_{\text{fus}}}}\right)}$

• Entalpía de vaporización
• Capacidad calorífica
• Bases de datos termodinámicas para sustancias puras
• Método de Joback (Estimación del calor de fusión a partir de la estructura molecular)
• Calor latente
• Energía reticular
• Calor de dilución

• Atkins, Peter; Jones, Loretta (2008), Principios químicos: la búsqueda de conocimiento (4.ª ed.), WH Freeman and Company, pág. 236, ISBN 978-0-7167-7355-9
• Ott, BJ. Bevan; Boerio-Goates, Juliana (2000), Termodinámica química: aplicaciones avanzadas , Academic Press, ISBN 0-12-530985-6