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11.7:

Transiciones de Fase: Vaporización y Condensación

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Phase Transitions: Vaporization and Condensation

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En un líquido, cuando los movimientos térmicos de las moléculas superan las fuerzas intermoleculares que las mantienen unidas, las moléculas se liberan y entran en estado gaseoso. Esta transición de líquido a gas se conoce como vaporización y puede ocurrir bajo dos condiciones:no ebullición o ebullición. Bajo la condición de no ebullición, la vaporización ocurre solo en la superficie y por debajo del punto de ebullición del líquido.Esto se llama evaporación superficial y ocurre sin la formación de burbujas de vapor en el líquido a granel. Contrariamente, si la vaporización se produce en el punto de ebullición del líquido, se forman muchas burbujas de vapor en el líquido y el proceso se denomina ebullición. La ebullición no es un fenómeno superficial y ocurre en todos los puntos dentro del líquido.La vaporización es un proceso endotérmico dependiente de la temperatura:cuanto mayor es el calor suministrado, mayor es la tasa de vaporización. La cantidad de energía necesaria para vaporizar un mol de un líquido se denomina calor molar de vaporización o entalpía molar de vaporización. Como la vaporización es un proceso endotérmico, su valor de entalpía es siempre positivo.Las fuerzas intermoleculares influyen en la entalpía molar de vaporización. Por ejemplo, debido a la fuerte red de enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua, un mol de agua requiere una cantidad sustancial de energía térmica, alrededor de 40, 65 kilojulios, para transformarse en vapor de agua. En comparación, las fuerzas dipolo-dipolo más débiles entre las moléculas de acetona pueden superarse con solo 31, 3 kilojulios por mol de energía térmica.El proceso inverso de la vaporización, es decir, la transición de gas a líquido, se llama condensación. Cuando las moléculas de gas colisionan con superficies sólidas o líquidas más frías, pierden calor. Estas colisiones múltiples dan como resultado una pérdida significativa de calor y las moléculas finalmente se condensan.La condensación es, por lo tanto, un proceso exotérmico. Aunque la entalpía de condensación es negativa, su magnitud es la misma que la de la entalpía de vaporización. Cuando las transiciones opuestas ocurren en un sistema cerrado, el sistema alcanza un estado de equilibrio dinámico llamado equilibrio vapor-líquido.

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Transiciones de Fase: Vaporización y Condensación

La forma física de una sustancia cambia al cambiar su temperatura. Por ejemplo, el aumento de la temperatura de un líquido hace que éste se evapore (se convierta en vapor). El proceso se llama vaporización, un fenómeno de superficie. La vaporización se produce cuando el movimiento térmico de las moléculas supera las fuerzas intermoleculares y las moléculas (en la superficie) se escapan al estado gaseoso. Cuando un líquido se evapora en un recipiente cerrado, las moléculas de gas no pueden escapar. A medida que estas moléculas de fase gaseosa se mueven aleatoriamente, chocan ocasionalmente con la superficie de la fase condensada y, en algunos casos, estas colisiones darán lugar a que las moléculas vuelvan a entrar en la fase condensada. El cambio de la fase gaseosa a la líquida se denomina condensación.

La vaporización es un proceso endotérmico. El efecto refrescante es evidente después de nadar o ducharse. Cuando el agua de la piel se evapora, elimina el calor de la piel y la enfría. El cambio de energía asociado con el proceso de vaporización es la entalpía de la vaporización, ΔHvap. Por ejemplo, la vaporización del agua a temperatura estándar se representa mediante:

Eq1

El inverso de un proceso endotérmico es exotérmico. Y así, la condensación de un gas libera calor:

Eq1

La vaporización y la condensación son procesos opuestos; por consiguiente, sus valores de entalpía son idénticos pero con signos opuestos. Mientras que la entalpía de la vaporización es positiva, la entalpía de la condensación es negativa.

Las diferentes sustancias se vaporizan en diferentes grados (dependiendo de las intensidades de sus FIMs) y por lo tanto muestran diferentes valores de entalpía de vaporización. Las fuerzas intermoleculares relativamente fuertes entre moléculas resultan en valores de entalpía de vaporización más altos. Las atracciones intermoleculares débiles presentan menos obstáculos para la vaporización, produciendo valores relativamente bajos de entalpías de vaporización.

Este texto es adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 10.3: Transiciones de Fase.