TRANSFERENCIA DE CALOR EN LÍQUIDOS Y SÓLIDOS

Para que un líquido aumente su temperatura se le debe suministrar calor.  El calor específico (J/g.°C) o la capacidad calorífica molar (J/mol.°C) de un líquido es la cantidad de calor que debe suministrarse a la masa establecida de líquido para elevar un grado Celsius su temperatura. Calor específico del agua líquida: 4,18 J/g °C  Si se suministra calor a un líquido a presión constante, la temperatura aumenta hasta alcanzar su punto de ebullición. Así, la temperatura se mantiene constante hasta que se haya suministrado calor suficiente para evaporar todo el líquido.  El calor se emplea para romper las fuerzas intermoleculares. TRANSFERENCIA DE CALOR EN LÍQUIDOS

Calores específicos de algunas sustancias en J/g °C Agua líquida 4,18Aluminio 0,895 Hielo 2,09Hierro (s) 0,444 Vapor de agua 2,03Cobre (s) 0,385 Etanol (l) 2,46Oro (s) 0,131 Mercurio (l) 0,131Plomo (s) 0,128 Otra forma de unidad de calor es la caloría (cal) que se define como la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de un gramo de sustancia un grado Celsius sin cambio de fase. 1cal = 4,184 J La cantidad de calor ( Q ) absorbida o liberada por un liquido se puede determinar por la fórmula Q = m. Ce. Δt Donde Q = calor (calor sensible) en J, kJ, cal o kcal m = masa Δt = variación de temperatura (t 2 – t 1 ) en °C

v v Esta energía en forma de calor se invierte para el cambio de fase y no para un aumento de la temperatura. El agua tiene un calor de vaporización alto ya que, para romper los puentes de hidrógeno que enlazan las moléculas, es necesario suministrar mucha energía. Una de las ventajas del elevado calor de vaporización del agua es que permite a determinados organismos disminuir su temperatura corporal. Esta refrigeración se debe a que, para evaporarse, el agua de la piel (el sudor) absorbe energía en forma de calor del cuerpo, lo que hace disminuir la temperatura superficial. Otro buen ejemplo del calor latente de vaporización del agua es cuando se riega el suelo: el agua se evapora y absorbe energía, por lo que el ambiente se refresca.

Al igual que muchas otras propiedades de los líquidos, el calor de vaporización refleja la fuerza de las interacciones intermoleculares. En general, el calor de vaporización aumenta conforme se incrementan las fuerzas intermoleculares y la presión de vapor disminuye. El elevado calor de vaporización del agua, del etilenglicol y del alcohol etílico se debe fundamentalmente a las fuertes interacciones por puentes de hidrógeno en estos líquidos. El muy alto valor para el agua la hace muy eficaz como refrigerante y, en forma de vapor, como fuente de calor. Los líquidos se evaporan aun por debajo de su punto de ebullición. El agua del sudor es un refrigerante efectivo del cuerpo humano. Por cada gramo de agua que se evapora se absorben 2.41 kJ de calor del cuerpo. Se siente aún más frío cuando sopla una brisa porque el sudor se evapora más rápido, de modo que se elimina calor con más velocidad.

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v v calor de condensación  La condensación es el proceso inverso a la evaporación. La cantidad de calor que debe eliminarse de un vapor para condensarlo (sin cambio de temperatura) se conoce con el nombre de calor de condensación.  El calor de condensación de un líquido es de igual magnitud que el calor de evaporación. Se desprende durante la condensación del vapor. Ya que deben absorberse 2.26 kJ para vaporizar un gramo de agua a 100 °C, debe liberarse la misma cantidad de calor hacia el medio cuando se condensa un gramo de vapor a 100 °C para formar agua líquida a 100 °C.  En los radiadores calentados con vapor de agua, éste se condensa y libera 2.26 kJ de calor por gramo cuando sus moléculas chocan contra las paredes del radiador refrigerante y se condensan ahí. Las paredes metálicas son buenas conductoras del calor. Transfieren el calor al aire que está en contacto con las paredes externas del radiador. El calor de condensación y de vaporización de los líquidos que no forman puentes de hidrógeno, como el benceno, son de menor magnitud que los de los líquidos que sí los forman por lo tanto, son mucho menos eficaces como agentes de calentamiento o de refrigeración. Debido a la gran cantidad de calor que se desprende cuando el vapor de agua se condensa, las quemaduras con vapor a 100 °C son más severas que las que causa el agua líquida a 100 °C.

v v TRANSFERENCIA DE CALOR EN SÓLIDOS El calor (o entalpía) molar de fusión (ΔH fus ; kJ/mol) es la cantidad de calor que se necesita para fundir un mol de sólido en su punto de fusión. El calor de fusión también puede expresarse por gramos. El calor de fusión depende de las fuerzas intermoleculares de atracción en el estado sólido. Estas fuerzas “mantienen unidas a las moléculas” en forma de sólido. El calor de fusión suele ser alto en sustancias con punto de fusión elevado. El calor (o entalpía) de solidificación de un líquido es de la misma magnitud que el calor de fusión. Éste representa la remoción de una cantidad de calor suficiente de una cantidad (1 mol o 1 g) dada de líquido para que el líquido solidifique en su punto de congelación. Para el agua,

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v v Curva de calentamiento típica a presión constante

v v Curva de calentamiento típica a presión constante. Cuando se agrega energía calorífica a un sólido por debajo de su punto de fusión, la temperatura del sólido aumenta hasta que alcanza su punto de fusión (punto A). En esta región de la gráfica la pendiente es más pronunciada (empinada) debido al bajo calor específico de los sólidos; por ejemplo, 2.09 J/g ? °C para H2O(s). Si el sólido se calienta hasta su punto de fusión (punto A), su temperatura se mantiene constante hasta que el sólido se funde, debido a que en el proceso de fusión se consume energía. La longitud de esta línea horizontal es proporcional al calor de fusión de la sustancia: a mayor calor de fusión, más larga será la línea. Cuando todo el sólido se ha fundido, el calentamiento del líquido hace que aumente su temperatura hasta que se alcanza el punto de ebullición (punto B). La pendiente de esta línea es menos pronunciada que la del calentamiento del sólido porque el calor específico de la fase líquida [por ejemplo, 4.18 J/g ? °C para H2O(l)] suele ser mayor que la del sólido correspondiente. Si se suministra calor al líquido en su punto de ebullición (punto B), la energía calorífica que se agrega se absorbe mientras el líquido hierve. La línea horizontal es más larga que la anterior porque el calor de vaporización de una sustancia siempre es mayor que el calor de fusión. Cuando todo el líquido se convierte en gas (vapor), la adición de más calor provoca el aumento de temperatura del gas. El segmento de la gráfica tiene una pendiente pronunciada por el calor específico relativamente bajo de la fase gaseosa; por ejemplo, 2.03 J/g. °C para H2O(g). Cada etapa del proceso puede revertirse mediante la eliminación de la misma cantidad de calor.

v v Calcula la cantidad de calor, en joules, que se necesita para convertir 180 gramos de agua a 10.0 °C en vapor a °C. Q1Q1 Q2Q2 Q3Q T (°C) Q

v v Calcula la cantidad de calor que deben absorber 50.0 g de hielo a – 12.0 °C para convertirse en agua a °C. Q1Q1 Q2Q2 Q3Q3 – T (°C) Q 0 Q4Q4 Q5Q5

SUBLIMACIÓN Y PRESIÓN DE VAPOR DE SÓLIDOS Algunos sólidos, como el yodo y el CO 2, se vaporizan a presión atmosférica sin pasar por el estado líquido. Este proceso se conoce con el nombre de sublimación. Los sólidos exhiben presión de vapor como los líquidos pero, en general, su presión de vapor es mucho menor. Los sólidos con presión de vapor elevada subliman con facilidad. El olor característico de un sólido casero común, el para-diclorobenceno (matapolillas), se debe a la sublimación. El proceso inverso, mediante el cual el vapor se solidifica sin pasar por la fase líquida, se llama deposición. Algunos sólidos impuros pueden purificarse por sublimación y subsecuente deposición del vapor (como sólido) sobre una superficie más fría. En la figura se ilustra la purificación del yodo por sublimación.

Diagramas de fase (P en función de T) Los diagramas de fase muestran las relaciones del equilibrio temperatura-presión entre fases diferentes de una sustancia pura en un sistema cerrado. El estudio de los diagramas de fase sólo se aplica a sistemas cerrados (p. ej., una muestra en un recipiente sellado), en los cuales no hay intercambio de materia entre el sistema y los alrededores. En la figura se muestra una parte de los diagramas de fase del agua y el dióxido de carbono. Las curvas no se trazaron a escala. Mediante el uso de un diagrama, la distorsión permite describir los cambios de estado en intervalos amplios de presión o temperatura. En la figura a, la línea curva de A a C es una curva de presión de vapor que se obtiene mediante experimentos en los cuales se mide la presión de vapor del agua a varias temperaturas. Los puntos a lo largo de esta curva representan combinaciones de presión-temperatura en las cuales líquido y gas (vapor) coexisten en equilibrio. En todos los puntos arriba de AC, la forma estable del agua es la fase líquida. Debajo de la curva, ésta se encuentra como vapor.

La línea AB representa las condiciones de equilibrio líquido-sólido. Se advierte que tiene pendiente negativa. El agua es una de las muy pocas sustancias en las cuales este es el caso. La pendiente negativa (arriba a la izquierda) indica que un aumento de presión suficiente sobre la superficie causa que el hielo se funda, lo cual se debe a que el hielo es menos denso que el agua líquida en la vecindad del equilibrio líquido-sólido. La red de puentes de hidrógeno en el hielo es más extensa que en el agua líquida y requiere de una mayor separación de las moléculas de H 2 O. Esta es la razón por la que el hielo flota en el agua. La mayor parte de los demás sólidos son más densos que su líquido correspondiente y la pendiente de la línea AB siempre es positiva. La forma estable del agua en los puntos a la izquierda de la línea AB es la sólida (hielo); por lo tanto, la línea AB recibe el nombre de curva de fusión.

Existe un punto único, A, en el cual las tres fases de una sustancia (sólida, líquida y gaseosa) pueden coexistir en equilibrio. Se conoce con el nombre de punto triple. En el agua, tiene lugar a 4.6 torr y 0.01 °C. A presiones por debajo de la presión del punto triple, la fase líquida no existe; en su lugar, la sustancia pasa de manera directa de sólido a gas (sublima) o bien ocurre lo contrario (se depositan cristales del gas). A temperaturas y presiones a lo largo de AD, la curva de sublimación, el sólido y el vapor están en equilibrio. Observe lo que sucede con el CO 2 (figura b). El punto triple tiene lugar a 5.2 atmosferas y 257 °C. Esta presión es superior a la presión atmosférica. El CO 2 líquido no puede existir a presión atmosférica. El hielo seco (CO 2 sólido) sublima y no funde a presión atmosférica. La temperatura crítica es la temperatura arriba de la cual un gas no puede licuarse; es decir, la temperatura a la que el líquido y el gas no existen en fases distintas. Una sustancia que se encuentra arriba de su temperatura crítica recibe el nombre de fluido supercrítico. La presión crítica es la presión que se requiere para licuar un gas (vapor) a su temperatura crítica. La combinación de la temperatura crítica y de la presión crítica se llama punto crítico (C en la figura En el caso del agua, el punto crítico ocurre a 374 °C y 218 atmosferas; en el CO 2 a 31 °C y 73 atmosferas.