Entalpia de fusão

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Um gráfico log-log das entalpias de fusão e ebulição versus as temperaturas de fusão e ebulição para os elementos puros.  A relação linear entre a entalpia de derreter a temperatura é conhecida como regra de Richard.
Entalpias de fusão e ebulição para elementos puros versus temperaturas de transição, demonstrando a regra de Trouton

A entalpia de fusão de uma substância, também conhecida como calor (latente) de fusão, é a mudança em sua entalpia resultante do fornecimento de energia , normalmente calor, a uma quantidade específica da substância para mudar seu estado de sólido para líquido, em pressão constante. Por exemplo, ao derreter 1 kg de gelo (a 0 ° C sob uma ampla faixa de pressões ), 333,55 kJ de energia é absorvida sem mudança de temperatura. O calor de solidificação (quando uma substância muda de líquido para sólido) é igual e oposto.

Essa energia inclui a contribuição necessária para abrir espaço para qualquer alteração associada no volume, deslocando seu ambiente em relação à pressão ambiente. A temperatura na qual ocorre a transição de fase é o ponto de fusão ou de congelamento, de acordo com o contexto. Por convenção, a pressão é considerada como sendo 1 atm (101,325 kPa), a menos que especificado de outra forma.

Visão geral

A 'entalpia' de fusão é um calor latente , pois, durante a fusão, a energia térmica necessária para transformar a substância sólida em líquida à pressão atmosférica é o calor latente de fusão, pois a temperatura permanece constante durante o processo. O calor latente de fusão é a mudança de entalpia de qualquer quantidade de substância quando ela derrete. Quando o calor de fusão é referenciado a uma unidade de massa, geralmente é chamado de calor específico de fusão , enquanto o calor molar de fusão se refere à mudança de entalpia por quantidade de substância em moles .

A fase líquida possui uma energia interna maior do que a fase sólida. Isso significa que a energia deve ser fornecida a um sólido a fim de derretê-lo e a energia é liberada de um líquido quando ele congela, porque as moléculas no líquido experimentam forças intermoleculares mais fracas e, portanto, têm uma energia potencial mais elevada (um tipo de energia de dissociação de ligação para forças intermoleculares).

Quando a água líquida é resfriada, sua temperatura cai continuamente até cair logo abaixo da linha do ponto de congelamento a 0 ° C. A temperatura então permanece constante no ponto de congelamento enquanto a água cristaliza. Quando a água está completamente congelada, sua temperatura continua a cair.

A entalpia de fusão é quase sempre uma quantidade positiva; o hélio é a única exceção conhecida. [1] O hélio-3 tem uma entalpia de fusão negativa em temperaturas abaixo de 0,3 K. O hélio-4 também tem uma entalpia de fusão ligeiramente negativa abaixo de 0,77 K (-272,380 ° C). Isso significa que, em pressões constantes apropriadas, essas substâncias congelam com a adição de calor. [2] No caso de 4 He, essa faixa de pressão está entre 24,992 e 25,00 atm (2.533 kPa). [3]

Mudança de entalpia padrão de fusão do período três
Mudança de entalpia padrão de fusão do período dois da tabela periódica de elementos
Substância Calor de fusão
(cal / g) (J / g)
agua 79,72 333,55
metano 13,96 58,99
propano 19,11 79,96
glicerol 47,95 200,62
ácido fórmico 66,05 276,35
ácido acético 45,90 192,09
acetona 23,42 97,99
benzeno 30,45 127,40
ácido mirístico 47,49 198,70
Ácido palmítico 39,18 163,93
acetato de sódio 63-69 264-289 [4]
ácido esteárico 47,54 198,91
gálio 19,2 80,4
cera de parafina (C 25 H 52 ) 47,8-52,6 200–220

Esses valores são principalmente do Manual de Química e Física do CRC , 62ª edição. A conversão entre cal / ge J / g na tabela acima usa a caloria termoquímica (cal th ) = 4,184 joules em vez da caloria da Tabela Internacional de Vapor (cal INT ) = 4,1868 joules.

Exemplos

A) Para aquecer 1 kg de água líquida de 0 ° C a 20 ° C requer 83,6 kJ (veja abaixo). No entanto, o aquecimento do gelo de 0 ° C a 20 ° C requer energia adicional para derreter o gelo. Podemos tratar esses dois processos independentemente; assim, para aquecer 1 kg de gelo de 273,15 K para água a 293,15 K (0 ° C a 20 ° C) requer:

(1) 333,55 J / g (calor de fusão do gelo) = 333,55 kJ / kg = 333,55 kJ para 1 kg de gelo derreter, mais
(2) 4,18 J / (g⋅K) × 20 K = 4,18 kJ / (kg⋅K) × 20 K = 83,6 kJ para 1 kg de água para aumentar a temperatura em 20 K
(1 + 2) 333,55 kJ + 83,6 kJ = 417,15 kJ para 1 kg de gelo para aumentar a temperatura em 20 K

A partir dessas figuras, pode-se ver que uma parte de gelo a 0 ° C resfriará quase exatamente 4 partes de água de 20 ° C a 0 ° C.

B) O silício tem um calor de fusão de 50,21 kJ / mol. 50 kW de potência podem fornecer a energia necessária para derreter cerca de 100 kg de silício em uma hora:

50 kW = 50 kJ / s = 180 000 kJ / h

180 000 kJ / h × (1 mol Si) / 50,21 kJ × 28 g Si / (mol Si) × 1 kg Si / 1 000 g Si = 100,4 kg / h

Previsão da solubilidade

O calor de fusão também pode ser usado para prever a solubilidade de sólidos em líquidos. Desde que uma solução ideal seja obtida, a fração molar de soluto na saturação é uma função do calor de fusão, o ponto de fusão do sólidoe a temperatura da solução:

Aqui, é a constante do gás . Por exemplo, a solubilidade do paracetamol em água a 298 K está prevista para ser:

Uma vez que a massa molar de água e paracetamol são 18,0153 g mol −1 e 151,17 g mol −1 e a densidade da solução é 1000 g L −1 , uma estimativa da solubilidade em gramas por litro é:

que é um desvio da solubilidade real (240 g / L) de 11%. Este erro pode ser reduzido quando um parâmetro de capacidade de calor adicional é levado em consideração. [5]

Prova

No equilíbrio, os potenciais químicos para o solvente puro e o sólido puro são idênticos:

ou

com a constante de gás ea temperatura .

A reorganização dá:

e desde

o calor de fusão sendo a diferença no potencial químico entre o líquido puro e o sólido puro, segue-se que

Aplicação da equação de Gibbs-Helmholtz :

no final das contas dá:

ou:

e com integração :

o resultado final é obtido:

Veja também

Notas

  1. ^ Atkins & Jones 2008 , p. 236.
  2. ^ Ott & Boerio-Goates 2000 , pp. 92-93.
  3. ^ Hoffer, JK; Gardner, WR; Waterfield, CG; Phillips, NE (abril de 1976). "Propriedades termodinâmicas de 4 He. II. A fase bcc e os diagramas de fase PT e VT abaixo de 2 K". Journal of Low Temperature Physics . 23 (1): 63–102. Bibcode : 1976JLTP ... 23 ... 63H . doi : 10.1007 / BF00117245 . S2CID  120473493 .
  4. ^ Ibrahim Dincer e Marc A. Rosen. Armazenamento de energia térmica: sistemas e aplicações , página 155
  5. ^ Medição e previsão da solubilidade do paracetamol em solução de água-isopropanol. Parte 2. Predição H. Hojjati e S. Rohani Org. Process Res. Dev .; 2006 ; 10 (6) pp 1110–1118; (Artigo) doi : 10.1021 / op060074g

Referências

  • Atkins, Peter; Jones, Loretta (2008), Princípios Químicos: The Quest for Insight (4ª ed.), WH Freeman and Company, p. 236, ISBN 978-0-7167-7355-9
  • Ott, BJ. Bevan; Boerio-Goates, Juliana (2000), Chemical Thermodynamics: Advanced Applications , Academic Press, ISBN 0-12-530985-6