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PUNTOS DE FUSIÓN, EBULLICIÓN. CALOR LATENTE.

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Ensayos Físico-Químicos

TEMA 7

PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN

CALOR LATENTE

Ciclo Formativo: Laboratorio de Análisis

y Control de Calidad



EL CALOR

1. CALOR Y ENERGÍA TÉRMICA.

El calor representa la cantidad de energía que un cuerpo transfiere a otro como consecuencia de

una diferencia de temperatura entre ambos. El tipo de energía que se pone en juego en los fenómenos

caloríficos se denomina energía térmica.

La energía térmica está relacionada con el movimiento o energía cinética de los átomos y las

moléculas de una sustancia. Esta energía cinética depende de la temperatura, que se relaciona con el

movimiento de las partículas.

El calor es la transferencia de energía térmica desde un sistema a otro de menor temperatura.

La energía térmica puede ser generada por reacciones químicas (como en la combustión), reacciones

nucleares (como en la fusión nuclear de los átomos de hidrógeno que tienen lugar en el interior del Sol),

disipación electromagnética (como en los hornos de microondas) o por disipación mecánica (fricción).

Su concepto está ligado al Principio Cero de la Termodinámica, según el cual dos cuerpos en contacto

intercambian energía hasta que su temperatura se equilibre.

El calor siempre se transfiere entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo

que se encuentran a diferentes temperaturas y el flujo de calor siempre ocurre desde el cuerpo de

mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia de calor hasta

que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico.

El carácter energético (energía cinética) del calor lleva consigo la posibilidad de transformarlo en

trabajo mecánico. Sin embargo, sólo una fracción de este calor es aprovechable como trabajo útil. El

calor puede aumentar o modificar el estado físico de los cuerpos y puede moverlos o realizar un trabajo.

Aun cuando no sea posible determinar el contenido total de energía calorífica de un cuerpo,

puede medirse la cantidad que se toma o se cede al ponerlo en contacto con otro a diferente

temperatura. Esta cantidad de energía en tránsito de los cuerpos de mayor temperatura a los de menor

temperatura es precisamente lo que se entiende en física por calor.



Ejemplo 1: intercambio de calor (energía térmica):

Ejemplo 2: intercambio de calor (energía térmica).



2. LA TEMPERATURA.

Cuando hablamos de calor y temperatura nos apoyamos en la idea intuitiva que nos transmite

nuestro propio cuerpo. Así, esa sensación fisiológica revelada por el tacto, que permite clasificar los

cuerpos en fríos y calientes, da lugar a la idea de temperatura y por extensión a la de calor. Sin embargo,

la física debe buscar sistemas que puedan ser representados en forma numérica, esto es, como

magnitudes o atributos medibles.

La experiencia demuestra que cuando dos cuerpos, uno frío y otro caliente, se ponen en

contacto durante un tiempo prolongado, terminan por alcanzar un estado de equilibrio entre ambos

que se denomina equilibrio térmico. En ese estado no es posible distinguir cuál de ambos está más frío y

cuál más caliente. La propiedad que tienen en común los cuerpos que se encuentran en equilibrio

térmico es precisamente la temperatura.

Junto a la definición anterior, también se suele utilizar otra definición según como obtenemos el

valor de la temperatura, que es: “la temperatura será lo que miden los termómetros”.

Ambas definiciones de temperatura hacen referencia a fenómenos observables y facilitan un

estudio científico de los mismos, pero no explican en qué consiste realmente esa magnitud que,

aparentemente, no mantiene relación alguna con las otras magnitudes de la física como la longitud, la

masa, el tiempo o la fuerza, por ejemplo.

Para poder entender mejor este concepto se desarrolla la teoría cinético-molecular. Esta teoría

admite que las diferentes partículas, átomos y moléculas, que constituyen las sustancias están en

continuo movimiento. En los cuerpos sólidos este movimiento es de vibración en torno a puntos fijos o

de equilibrio. En los gases el movimiento es desordenado y zigzagueante, a consecuencia de los choques

de las moléculas del gas entre sí y con el recipiente que las contiene. En los líquidos, como estado

intermedio, pueden darse ambos tipos de movimientos moleculares.

La teoría cinético-molecular establece que la energía asociada a esos movimientos moleculares

internos es la responsable de los fenómenos caloríficos.

Junto a la definición de la temperatura, basada en nuestro sentido del tacto y apoyada en la

observación de los fenómenos correspondientes, que la presenta como una propiedad que caracteriza

el grado de calor de los cuerpos y rige su transmisión de unos a otros, la teoría cinética propone otra,

compatible con la anterior, pero que ofrece la ventaja de explicar cuál es su naturaleza.

“La temperatura es una medida del nivel de esa agitación térmica o interna de las partículas que

constituyen un cuerpo, nivel expresado por el valor de su energía cinética media”. Cuanto mayor es la

energía media de agitación molecular, tanto mayor es la temperatura que detecta la sensibilidad del

hombre y que miden los termómetros.

A partir de la sensación fisiológica es posible hacerse una idea aproximada de la temperatura a

la que se encuentra un objeto. Pero esa apreciación directa está limitada por diferentes factores; así el

intervalo de temperaturas a lo largo del cual esto es posible es pequeño; además, para una misma

temperatura la sensación correspondiente puede variar según se haya estado previamente en contacto

con otros cuerpos más calientes o más fríos y, por si fuera poco, no es posible expresar con precisión en

forma de cantidad los resultados de este tipo de apreciaciones subjetivas. Por ello para medir

temperaturas se recurre a los termómetros.



3. ESCALAS TERMOMÉTRICAS.

En muchos materiales o sustancias la variación de la temperatura supone una variación de otra

propiedad medible, de modo que a un valor de temperatura corresponde un valor de esa propiedad.

Ejemplos de esto son: la longitud de una varilla metálica, la resistencia eléctrica de un metal, la presión

de un gas, el volumen de un líquido, la densidad de un líquido, etc. Estas magnitudes cuya variación está

ligada a la de la temperatura se denominan propiedades termométricas, porque pueden ser empleadas

en la construcción de termómetros.

Para definir una escala de temperaturas es necesario elegir una propiedad termométrica que

reúna las siguientes condiciones:

a) La expresión matemática de la relación entre la propiedad y la temperatura debe ser

conocida.

b) La propiedad termométrica debe ser lo bastante sensible a las variaciones de temperatura

como para poder detectar, con una precisión aceptable, pequeños cambios térmicos.

c) El rango de temperatura accesible debe ser suficientemente grande.

Una vez que la propiedad termométrica ha sido elegida, la elaboración de una escala

termométrica o de temperaturas lleva consigo, al menos, dos operaciones; por una parte, la

determinación de los puntos fijos o temperaturas de referencia que permanecen constantes en la

naturaleza y, por otra, la división del intervalo de temperaturas correspondiente a tales puntos fijos en

unidades o grados.

El científico sueco Anders Celsius (1701-1744) construyó por primera vez la escala termométrica

que lleva su nombre. Eligió como puntos fijos el de fusión del hielo y el de ebullición del agua, tras

advertir que las temperaturas a las que se verificaban tales cambios de estado eran constantes a la

presión atmosférica. Asignó al primero el valor 0 y al segundo el valor 100, con lo cual fijó el valor del

grado centígrado o grado Celsius (ºC) como la centésima parte del intervalo de temperatura

comprendido entre esos dos puntos fijos.

En los países anglosajones se pueden encontrar aún termómetros graduados en grado

Fahrenheit (ºF). La escala Fahrenheit difiere de la Celsius tanto en los valores asignados a los puntos

fijos, como en el tamaño de los grados. Así, al primer punto fijo se le atribuye el valor 32 y al segundo el

valor 212.

La escala de temperaturas adoptada por el Sistema Internacional (SI) es la llamada escala

absoluta o Kelvin. En ella el tamaño de los grados es el mismo que en la Celsius, pero el cero de la escala

se fija en el –273,16 º C. Este punto llamado cero absoluto de temperaturas es tal que a dicha

temperatura desaparece la agitación molecular, por lo que, según el significado que la teoría cinética

atribuye a la magnitud temperatura, no tiene sentido hablar de valores inferiores a él. El cero absoluto

constituye un límite inferior natural de temperaturas, lo que hace que en la escala Kelvin no existan

temperaturas bajo cero (negativas).



Escalas termométricas:



4. TRANSMISIÓN DEL CALOR.

La transferencia de calor es el proceso por el que se intercambia energía en forma de calor entre distintos cuerpos, o entre diferentes partes de un mismo cuerpo que están a distinta temperatura. El calor se transfiere mediante convección, radiación o conducción. Aunque estos tres procesos pueden tener lugar simultáneamente, puede ocurrir que uno de los mecanismos predomine sobre los otros dos. Por ejemplo, el calor se transmite a través de la pared de una casa fundamentalmente por conducción, el agua de una cazuela situada sobre una placa calefactora se calienta en gran medida por convección, y la Tierra recibe calor del Sol casi exclusivamente por radiación.

4.1. Conducción.

En los sólidos, la única forma de transferencia de calor es la conducción. Si se calienta un

extremo de una varilla metálica, de forma que aumente su temperatura, el calor se transmite hasta el

extremo más frío por conducción. Este mecanismo se debe, en parte, al movimiento de los electrones

libres que transportan energía cuando existe una diferencia de temperatura. Esta teoría explica por qué

los buenos conductores eléctricos también tienden a ser buenos conductores del calor.

)( 21 TTx

Ak

t

Q −⋅⋅=∆∆

Donde: t

Q

∆∆

es el calor transmitido por unidad de tiempo

k = es la conductividad térmica (también se puede encontrar como λ.

A = área de la superficie de contacto.

(T1 – T2) es la diferencia de temperatura entre el foco caliente y el foco frío.

El factor de proporcionalidad se denomina conductividad térmica del material.

Los materiales como el oro, la plata o el cobre tienen conductividades térmicas elevadas y conducen

bien el calor, mientras que materiales como el vidrio o el amianto tienen conductividades cientos e

incluso miles de veces menores; conducen muy mal el calor, y se conocen como aislantes.



4.2. Convección.

Si existe una diferencia de temperatura en el interior de un líquido o un gas, es casi seguro que

se producirá un movimiento del fluido. Este movimiento transfiere calor de una parte del fluido a otra

por un proceso llamado convección. El movimiento del fluido puede ser natural o forzado. Si se calienta

un líquido o un gas, su densidad (masa por unidad de volumen) suele disminuir. Si el líquido o gas se

encuentra en el campo gravitatorio, el fluido más caliente y menos denso asciende, mientras que el

fluido más frío y más denso desciende. Este tipo de movimiento, debido exclusivamente a la no

uniformidad de la temperatura del fluido, se denomina convección natural.

Supongamos, por ejemplo, que calentamos un vaso de precipitados lleno de agua. El líquido más

próximo al fondo se calienta por el calor que se ha transmitido por conducción a través del vaso. Al

expandirse, su densidad disminuye y como resultado de ello el agua caliente asciende y parte del fluido

más frío baja hacia el fondo, con lo que se inicia un movimiento de circulación. El líquido más frío vuelve

a calentarse por conducción, mientras que el líquido más caliente situado arriba pierde parte de su calor

por radiación y lo cede al aire situado por encima.

El calentamiento de una habitación mediante un radiador no depende tanto de la radiación

como de las corrientes naturales de convección, que hacen que el aire caliente suba hacia el techo y el

aire frío del resto de la habitación se dirija hacia el radiador. Debido a que el aire caliente tiende a subir

y el aire frío a bajar, los radiadores deben colocarse cerca del suelo (y los aparatos de aire acondicionado

cerca del techo) para que la eficiencia sea máxima. De la misma forma, la convección natural es

responsable de la ascensión del agua caliente y el vapor en las calderas de convección natural, y del tiro

de las chimeneas. La convección también determina el movimiento de las grandes masas de aire sobre

la superficie terrestre, la acción de los vientos, la formación de nubes, las corrientes oceánicas y la

transferencia de calor desde el interior del Sol hasta su superficie.



4.3. Radiación.

La radiación presenta una diferencia fundamental respecto a la conducción y la convección: las

sustancias que intercambian calor no tienen que estar en contacto, sino que pueden estar separadas. Se

transmite también en el vacio. La radiación es un término que se aplica genéricamente a toda clase de

fenómenos relacionados con ondas electromagnéticas. Algunos fenómenos de la radiación pueden

describirse mediante la teoría de ondas, pero la única explicación general satisfactoria de la radiación

electromagnética es la teoría cuántica que postuló Albert Einstein con el efecto fotoeléctrico: la

radiación se comporta como minúsculos proyectiles llamados fotones.

Todos los cuerpos emiten radiaciones

La contribución de todas las longitudes de onda a la energía radiante emitida se

denomina poder emisor del cuerpo, y corresponde a la cantidad de energía emitida por unidad de

superficie del cuerpo y por unidad de tiempo.



Además de emitir radiación, todas las sustancias son capaces de absorberla. Por eso, aunque un

cubito de hielo emite energía radiante de forma continua, se funde si se ilumina con una lámpara

incandescente porque absorbe una cantidad de calor mayor de la que emite.

Todos los cuerpos absorben radiación, pero también reflejan parte de ella. Los cuerpos que

absorben las radiaciones, pero reflejan muy pocas, se perciben como oscuros o negros (si no reflejan

ninguna). Por el contrario, los cuerpos que reflejan las radiaciones y absorben muy pocas, se perciben

como claros o blancos (si las reflejan todas).

Las superficies opacas pueden absorber o reflejar la radiación incidente. Generalmente, las

superficies mates y rugosas absorben más calor que las superficies brillantes y pulidas, y las superficies

brillantes reflejan más energía radiante que las superficies mates.

Algunas sustancias, entre ellas muchos gases y el vidrio, son capaces de transmitir grandes

cantidades de radiación. Se observa experimentalmente que las propiedades de absorción, reflexión y

transmisión de una sustancia dependen de la longitud de onda de la radiación incidente. El vidrio, por

ejemplo, transmite grandes cantidades de radiación ultravioleta, de baja longitud de onda, pero es un

mal transmisor de los rayos infrarrojos, de alta longitud de onda. Este hecho, junto con las propiedades

de transmisión del vidrio antes mencionadas, explica el calentamiento de los invernaderos. La energía

radiante del Sol, máxima en las longitudes de onda visibles, se transmite a través del vidrio y entra en el

invernadero. En cambio, la energía emitida por los cuerpos del interior del invernadero,

predominantemente de longitudes de onda mayores, correspondientes al infrarrojo, no se transmiten al

exterior a través del vidrio. Así, aunque la temperatura del aire en el exterior del invernadero sea baja,

la temperatura que hay dentro es mucho más alta porque se produce una considerable transferencia de

calor neta hacia su interior.

Además de los procesos de transmisión de calor que aumentan o disminuyen las temperaturas

de los cuerpos afectados, la transmisión de calor también puede producir cambios de fase, como

la fusión del hielo o la ebullición del agua.



5. LA ECUACIÓN CALORIMÉTRICA

La experiencia pone de manifiesto que la cantidad de calor tomada (o cedida) por un cuerpo es

directamente proporcional a su masa y al aumento (o disminución) de temperatura que experimenta. La

expresión matemática de esta relación es la ecuación calorimétrica.

Q = c · m · (Tf - Ti) (1)

donde Q representa el calor cedido o absorbido, m la masa del cuerpo y Tf y Ti las temperaturas final e

inicial respectivamente. Q será positivo si la temperatura final es mayor que la inicial (Tf > Ti) y negativo

en el caso contrario (Tf < Ti).

La letra “c” representa la constante de proporcionalidad correspondiente y su valor es

característico del tipo de sustancia que constituye el cuerpo en cuestión. Dicha constante se denomina

calor específico. Su significado puede deducirse de la ecuación (1). Si se despeja c, de ella resulta:

)( if TTm

Qc

−⋅= (2)

El calor específico de una sustancia equivale, por tanto, a una cantidad de calor por unidad de

masa y de temperatura; o en otros términos, es el calor que debe suministrarse a la unidad de masa de

una sustancia dada para elevar su temperatura un grado.

Si se tienen dos recipientes con 1 litro (≈ 1 kg) y 10 litros (≈ 10 kg) de agua que se encuentran a

20 ºC y se quieren calentar a 50 ºC, aunque el incremento de temperatura es el mismo, la cantidad de

calor necesaria para calentar 10 litros de agua es mayor que para calentar 1 litro. Por tanto, la cantidad

de calor almacenada en un cuerpo es proporcional a la masa de ese cuerpo.

La brisa marítima y la brisa terrestre se dan debido al calor específico del agua y de la tierra. El

agua posee uno de los mayores calores específicos, por eso no, solamente tarda más en aumentar su

temperatura pero también tarda más en ceder calor. El aire queda más denso en las cercanías del mar

pues este último tiene la temperatura más baja durante el día (en relación a la temperatura de la tierra),

así surge la llamada brisa marítima. Durante la noche el proceso es al revés. Esa brisa también regula la

temperatura de la Tierra.

Ejemplo:

Calcular la cantidad de calor necesario para elevar una masa de 500 gramos de hierro de 15ºC a 85ºC. El

calor específico del hierro es igual a 0,114 cal/g. ºC.

Solución:

Se la masa del hierro sufre aumento de temperatura el calor es sensible, luego:

Q = m · ce · (tf – ti) = 500 g · 0,114 cal/gºC · (85 – 15)ºC

Q = 500 · 0,114 · 70

Q = 3990 cal



6. UNIDADES DE CALOR.

La ecuación calorimétrica (1) sirve para determinar cantidades de calor si se conoce la masa del

cuerpo, su calor específico y la diferencia de temperatura, pero además permite definir la caloría como

unidad de calor. Si por convenio se toma el agua líquida como sustancia de referencia asignando a su

calor específico un valor unidad, la caloría resulta de hacer uno el resto de las variables que intervienen

en dicha ecuación.

Una caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar en un grado centígrado (1 ºC) la

temperatura de un gramo de agua. Como esta cantidad es relativamente pequeña se utiliza también la

Kilocaloría, así:

1 kcal = 1000 cal

Esta definición se puede hacer más precisa si se considera el hecho de que el calor específico del

agua varía con la temperatura. En tal caso la elevación de un grado centígrado a la que hace referencia

la anterior definición ha de producirse entre 14,5 y 15,5 ºC a la presión atmosférica.

La caloría no está reconocida en el Sistema Internacional de modo que en muchos países está

prohibido su uso en cualquier documento público o privado

Una vez identificado el calor como una forma de energía la distinción entre unidades de calor y

unidades de energía pierde significado. Así, la unidad de calor en el SI coincide con la de energía y es el

joule - julio (J), habiendo quedado la caloría reducida a una unidad práctica que se ha mantenido por

razones históricas, pero que va siendo progresivamente desplazada por el joule.

El calor puede ser convertido en energía mecánica y viceversa, y como el calor es una forma de

energía, simplemente se estaría comprobando la ley de conservación de la energía, que señala: “La

energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”.

La energía mecánica puede convertirse en calor a través del rozamiento, y el trabajo mecánico

necesario para producir 1 caloría se conoce como equivalente mecánico del calor. Joule, tras múltiples

experimentaciones en las que el movimiento de unas palas, impulsadas por un juego de pesas, se

movían en el interior de un recipiente con agua, estableció el equivalente mecánico del calor,

determinando el incremento de temperatura que se producía en el fluido como consecuencia de los

rozamientos producidos por la agitación de las palas:

1 J = 0,239 cal ≈ 0,24 cal

1 cal = 4,184 J

Según la ley de conservación de la energía, todo el trabajo mecánico realizado para producir

calor por rozamiento aparece en forma de energía en los objetos sobre los que se realiza el trabajo.

O sea que cuando hablamos del equivalente mecánico del calor, no es más que una manera de

expresar dos formas de energía que son iguales: la energía calórica (representada en calorías) y la

energía mecánica (representada en Joules). Recordar que 1 kgm = 9,8 J y 1 J = 107 erg.

El BTU, (o unidad térmica británica) es una medida para el calor muy usada en Estados Unidos

de América y países anglosajones. Se define como la cantidad de calor que se debe suministrar a una

libra de agua para aumentar su temperatura en un grado Fahrenheit, y equivale a 252 calorías.

1 BTU = 252 cal

1 cal = 0,00397 BTU ≈ 0,004 BTU



Cuando el calor se convierte en energía mecánica, como en un motor de combustión interna, la

ley de conservación de la energía también es válida. Sin embargo, siempre se pierde o disipa energía en

forma de calor porque ningún motor tiene una eficiencia perfecta.

El calor de combustión es la razón entre la cantidad de calor (Q) suministrado por determinada

masa (m) de un combustible al ser quemado. Se expresa en J/kg en el sistema internacional. También

podemos encontrar kj/100 g o cal/g o Kcal/100 g.

El valor energético o valor calórico de un alimento es proporcional a la cantidad de energía que

puede proporcionar al quemarse en presencia de oxígeno. Se mide en calorías, que es la cantidad de

calor necesario para aumentar en un grado la temperatura de un gramo de agua. Como su valor resulta

muy pequeño, en dietética se toma como medida la kilocaloría (1 kcal = 1.000 calorías). Las dietas de las

personas adultas contienen entre 1.000 y 5.000 kilocalorías por día.

Cada grupo de nutrientes energéticos –glúcidos, lípidos o proteínas– tiene un valor calórico

diferente y más o menos uniforme en cada grupo. Para facilitar los cálculos del valor energético de los

alimentos se toman unos valores estándar para cada grupo:

- Carbohidratos: 4 Kcal por gramo

- Proteínas: 4 Kcal por gramo

- Grasas: 9 Kcal por gramo

De aquí que los alimentos ricos en grasa tengan un contenido energético mucho mayor que los

formados por glúcidos o proteínas. De hecho, toda la energía que acumulamos en el organismo como

reserva a largo plazo se almacena en forma de grasas.

Recordemos que no todos los alimentos que ingerimos se queman para producir energía, sino

que una parte de ellos se usa para reconstruir las estructuras del organismo o facilitar las reacciones

químicas necesarias para el mantenimiento de la vida. Las vitaminas y los minerales, así como los

oligoelementos, el agua y la fibra se considera que no aportan calorías.



7. CAPACIDAD CALORÍFICA.

La capacidad calorífica de un cuerpo es la relación entre la cantidad de calor (Q) recibida por un

cuerpo y la variación de temperatura (Δt) que éste experimenta.

Además la capacidad calorífica es una característica de cada cuerpo y representa su capacidad

de recibir o ceder calor variando su energía térmica.

)()( if

if

TTCQTT

Q

T

QC −⋅=→

−=

∆=

Expresando así que en un cuerpo dado la cantidad de calor cedido o absorbido es directamente

proporcional a la variación de temperatura. La nueva constante de proporcionalidad C recibe el nombre

de capacidad calorífica:

)( if TT

QC

−= (4)

y representa la cantidad de calor que cede o toma el cuerpo al variar su temperatura en un grado.

A diferencia del calor específico, la capacidad calorífica es una característica de cada cuerpo y se

expresa en el SI en J/ºK. Su relación con el calor específico resulta de comparar las ecuaciones (1) y (3)

en las que ambas magnitudes están presentes:

C = m · ce (5)

Es una propiedad extensiva, ya que su magnitud depende, no solo de la sustancia, sino también

de la cantidad de materia del cuerpo o sistema; por ello, es característica de un cuerpo o sistema

particular. Por ejemplo, la capacidad calorífica del agua de una piscina olímpica será mayor que la de un

vaso de agua. En general, la capacidad calorífica depende además de la temperatura y de la presión.

Si se calientan con la misma cantidad de calor dos recipientes con distinta cantidad de agua, se

observa que uno de los recipientes eleva más su temperatura.

Si se realiza el experimento con la misma cantidad de agua y aceite se observa que el aceite

alcanza antes una determinada temperatura que el agua. A esta capacidad que tienen las sustancias de

admitir el calor, unas más rápidamente que otras, se denomina capacidad calorífica.



8. CALOR ESPECÍFICO.

El calor específico de un cuerpo es el cociente entere la capacidad calorífica de un cuerpo (C) y la

masa (m) de dicho cuerpo.

Además en el calor específico hay que hacer notar que es una propiedad característica de la

sustancia que constituye el cuerpo y no es dependiente de la masa del mismo

cmCm

Cc ⋅=→=

El calor específico de las sustancias varía con la temperatura, aumentando cuando ésta

aumenta. En los cálculos que realizaremos durante el curso supondremos que no existe variación en

pequeños intervalos de temperatura.

El calor específico del agua es la excepción a esta regla, pues disminuye cuando la temperatura

aumenta en el intervalo de 0 ºC a 35 ºC y aumenta cuando la temperatura es superior a 35ºC.

Las unidades del calor específico en el SI son Julios/kgºK, aunque se siguen utilizando los valores

de cal/gºC o Kcal/KgºC.

Algunos ejemplos de estos valores para ciertas sustancias son los siguientes:

Sustancia Calor específico

Sustancia Calor específico

J/KgºK cal/gºC J/KgºK cal/gºC

Aluminio 887 0,212 Vidrio 833 0,199

Cobre 389 0,093 Arena 837 0,20

Hierro 473 0,113 Hielo 2301 0,55

Mercurio 138 0,033 Agua 4184 1,00

Plata 251 0,060 Alcohol 2427 0,58

Latón 393 0,094 Lana de vidrio 0,377 0,00009

Agua de mar 3954 0,945 Aire 0,022 0,0000053



9. CALORIMETRÍA.

La calorimetría es la parte de la física que se encarga de medir la cantidad de calor generada en

ciertos procesos físicos o químicos. Puede medir el calor de una reacción química, el calor producido en

un cambio de estado o el calor intercambiado en un proceso.

Todas las determinaciones y cálculos en calorimetría se fundamentan en los siguientes

principios:

• 1er Principio: cuando 2 ó más cuerpos con temperaturas diferentes son puestos en

contacto, ellos intercambian calor entre sí hasta alcanzar el equilibrio térmico. Por

tanto, considerando un sistema térmicamente aislado, “la cantidad de calor recibida por

unos es igual a la cantidad de calor cedida por otros”. El cuerpo frío se caliente y el

cuerpo caliente se enfría hasta alcanzar el equilibrio.

• 2º Principio: “la cantidad de calor recibida por un sistema durante una transformación

es igual a la cantidad de calor cedida por él en la transformación inversa”. La cantidad

de calor recibida por el cuerpo frío es igual a la cedida por el cuerpo caliente.

De acuerdo con el principio de conservación de la energía, suponiendo que no existen pérdidas,

cuando dos cuerpos a diferentes temperaturas se ponen en contacto, el calor tomado por uno de ellos

ha de ser igual en cantidad al calor cedido por el otro.

Para todo proceso de transferencia calorífica que se realice entre dos cuerpos puede escribirse

entonces la ecuación:

Q1 = – Q2

en donde el signo (–) indica que en un cuerpo el calor se cede, mientras que en el otro se toma como

positivo (+).

Recurriendo a la ecuación calorimétrica, la igualdad anterior puede escribirse en la forma:

m1 · c1 · (Te - T1) = – m2 · c2 · (Te - T2) (6)

donde el subíndice 1 hace referencia al cuerpo frío y el subíndice 2 al caliente. La temperatura Te en el

equilibrio será superior a T1 e inferior a T2.

La anterior ecuación indica que si se conocen los valores del calor específico, midiendo

temperaturas y masas, es posible determinar cantidades de calor.

Ley fundamental de la calorimetría:

Un sistema aislado compuesto por “n” cuerpos, a diferentes temperaturas evoluciona espontáneamente

hacia un estado de equilibrio en el que todos los cuerpos tienen la misma temperatura.

Los calores intercambiados y sumados con sus signos correspondientes deben ser igual a cero:

0=∑ iQ



9.1. El calorímetro.

El aparato que se utiliza en las determinaciones calorimétricas se denomina calorímetro. Un

calorímetro ordinario consta de un recipiente de vidrio aislado térmicamente del exterior por un

material apropiado. Una tapa cierra el conjunto y dos pequeños orificios realizados sobre ella dan paso

al termómetro y al agitador, los cuales se sumergen en un líquido llamado calorimétrico, que es

generalmente agua.

Cuando un cuerpo a diferente temperatura que la del agua se sumerge en ella y se cierra el

calorímetro, se produce una cesión de calor entre ambos hasta que se alcanza el equilibrio térmico. El

termómetro permite leer las temperaturas inicial y final del agua y con un ligero movimiento del

agitador se consigue una temperatura uniforme. Conociendo el calor específico y la masa del agua

utilizada, mediante la ecuación calorimétrica se puede determinar la cantidad de calor cedida o

absorbida por el agua.

También se puede medir el calor latente que es la energía absorbida o desprendida por una

sustancia al cambiar de un estado a otro, como en el caso de un líquido a sólido y viceversa. Como

también podemos medir el calor de una reacción química o el calor de disolución de un compuesto.

En este tipo de medidas han de tomarse las debidas precauciones para que el intercambio de

calor en el calorímetro se realice en condiciones de suficiente aislamiento térmico. Si las pérdidas son

considerables no será posible aplicar la ecuación de conservación Q1 = – Q2 y si ésta se utiliza los

resultados estarán afectados de un importante error.

La ecuación (6) puede aplicarse únicamente a aquellos casos en los cuales el calentamiento o el

enfriamiento del cuerpo problema no lleva consigo cambios de estado físico (de sólido a líquido o

viceversa, por ejemplo). A partir de ella y con la ayuda del calorímetro es posible determinar también el

calor específico del cuerpo si se conocen las temperaturas T1, T2 y Te, las masas m1 y m2 y el calor

específico del agua.



10. MÉTODOS DE DETERMINACIONES CALORIMÉTRICAS.

10.1. Determinación del equivalente en agua de un calorímetro.

Cuando un líquido contenido en un calorímetro recibe calor (energía) la absorbe, pero también

la absorben las paredes del calorímetro. Lo mismo sucede cuando pierde energía. Esta intervención del

calorímetro en el proceso se representa por su equivalente en agua: su presencia equivale a añadir al

líquido que contiene los gramos de agua que asignamos a la influencia del calorímetro y que llamamos

"equivalente en agua". El "equivalente en agua" viene a ser "la cantidad de agua que absorbe o

desprende el mismo calor que el calorímetro".

Para calcular el equivalente en agua de un calorímetro dado procedemos de la siguiente

manera:

1) Medidos con la probeta 100 c.c de agua (100 g), la vertemos en un vaso de precipitados y

calentamos hasta su temperatura de ebullición. Dejamos hervir el agua y anotamos la

temperatura de ebullición. Supongamos ese valor de 99 ºC.

2) Echamos 100 g de agua en el calorímetro y esperamos a que se alcance el equilibrio con el

calorímetro. Anotamos la temperatura de equilibrio: supongamos 18 ºC.

3) Añadimos el agua caliente al calorímetro y anotamos la temperatura que se alcanza y se

mantiene unos instantes antes de que empiece a descender. Resultado 54 ºC.

Para los cálculos procedemos como sigue:

– ΔQperdido = + ΔQ ganado

Utilizando la ecuación calorimétrica: Q = m · ce · Δt

m = masa en kg

ce = calor específico en J/kgºK

Δt = incremento temperatura = (tf – ti) en ºK

Así:

–ΔQperdido = – magua caliente · ce (agua) · (tequilibrio – tinicial) = – 0,1 kg · 4184 J/kgºK · (54 – 99) ºK

+ΔQganado = Qganado agua + Qganado calorímetro = magua fría · ce (agua) · (te – ti) + mequivalente agua calorímetro · ce (agua) · (te – ti)

+ΔQganado = 0,1 kg · 4184 J/kgºK · (54 – 18) ºK + mequivalente agua · 4184 J/kgºK · (54 – 18) ºK



Igualando ambas ecuaciones:

– ΔQperdido = + ΔQ ganado

– 0,1 kg · 4184 J/kgºK · (54 – 99)ºK = 0,1 kg · 4184 J/kgºK · (54 – 18) ºK + mequiv · 4184 J/kgºK · (54 – 18)ºK

Despejando el valor de mequivalente agua calorímetro = 0,025 kg = 25 gramos

Podemos encontrar el valor del equivalente en agua como “k” o “A” en muchos problemas.

Usar este calorímetro supone que debemos calentar las paredes, el termómetro y el agitador y que todo

ello equivale a calentar 25 g de agua, siempre que el calorímetro se use con el mismo termómetro y el

mismo agitador.

10.2. Determinación del calor específico de un sólido.

El calor específico de un cuerpo puede determinarse mediante el calorímetro. Dado que éste es

un atributo físico característico de cada sustancia, la comparación del valor obtenido con los de una

tabla de calores específicos puede ayudar a la identificación de la sustancia en cuestión.

Ejemplo:

Se pretende identificar el metal del que está formado un sólido. Primero se determina su masa,

que es de 25 gramos. A continuación se calienta al «baño María», hasta alcanzar los 85 ºC de

temperatura. Se introduce en el interior de un calorímetro con 50 g de agua a 16,5 ºC. Al cabo de un

cierto tiempo y tras utilizar varias veces el agitador, la columna del termómetro del calorímetro deja de

subir señalando una temperatura de equilibrio de 19 ºC. ¿De qué metal puede tratarse?

NOTA: suponemos mismo calorímetro ejercicio anterior cuyo equivalente en agua k = 25 gramos.

Según la ecuación conservación de la energía: calor tomado calorímetro = - calor cedido sólido

Q1 = - Q2

(magua + kequivalente agua calorímetro) · cagua · (te – Ti) = – msólido · cespecífico sólido · (te - ti)

Sustituyendo valores en la ecuación anterior, se tiene:

(0,050 + 0,025) kg · 4184 J/kgºK · (19 - 16,5)ºK = - 0,025kg · ce · (19 - 85)ºK

Operando y despejando ce resulta: ce = 475 J/kgºK

Este calor específico es casi igual al que se indica en la tabla para el hierro y podría ser este metal.



10.3. Determinación del calor de disolución.

Al disolver determinadas sustancias en agua se produce un desprendimiento de calor.

La cantidad de calor desprendida al disolver 1 mol de sustancia se denomina calor de disolución.

Para calcular el calor de disolución nos basaremos en que el calor que se desprende en la

disolución es absorbido por el agua, manifestándose en un aumento de temperatura.

Esta determinación la realizaremos en un calorímetro teniendo en cuenta también el

equivalente en agua del mismo.

Ejemplo:

Determinación del calor de disolución del NaOH

1) Tomar 200 gramos de agua destilada en un calorímetro y anotar su temperatura (ti)

cuando hayan pasado unos 5 minutos y se haya estabilizado: ti = 19 ºK

2) Pesar en la balanza 20,0 gramos de NaOH en lentejas y verterlos en el calorímetro con

agua agitando constantemente.

3) Anotar la temperatura máxima que haya alcanzado el sistema (te), te = 43 ºK

El calor absorbido por el agua más el calorímetro:

Según conservación de la energía: calor tomado calorímetro = - calor cedido disolución

Qabsorbido = - Qdisolución

Qabsob = (magua + Kequivalente calor) · ce · (te – ti)

Qabsorb = (0,200 + 0,025) kg · 4184 J/kgºK · (43 – 19) ºK = 22593,6 J

El calor de disolución:

molJuliosdisueltosmoles

QQ absorb

d /2,45187

0,400,20

6,22593 ===

También podría expresarse el calor de disolución como Julio/gramo

gramoJuliosdisueltosgramos

QQd /7,1129

0,20

6,22593 ===



CAMBIOS DE ESTADO

1. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.

La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Dadas

las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse en los tres

estados, tal es el caso del agua.

La mayoría de las sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las

sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado

gaseoso:

Los sólidos: tienen forma y volumen constantes. Se caracteriza por la rigidez y la regularidad de

sus estructuras.

Los líquidos: no tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas

propiedades muy específicas con características de los líquidos.

Los gases: no tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de

volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión.



1.1. El estado sólido.

Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las

partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan

posiciones casi fijas.

En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de

posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.

Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una

regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.

Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas:

A) BAJA TEMPERATURA:

A) ALTA TEMPERATURA:



1.2. El estado líquido.

Los líquidos, al igual que los sólidos tienen volumen constante. En los líquidos las partículas

están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de

un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto,

por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.

Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los

contiene. También se explican las propiedades como la fluidez y la viscosidad.

En los líquidos el movimiento es desordenado. Al aumentar la temperatura aumenta la

movilidad de las partículas (su energía).


A) ALTA TEMPERATURA:



1.3. El estado gaseoso.

Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen

tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.

En los gases, las fuerzas que mantienen unidas a las partículas son muy pequeñas.

En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.

Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del

recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansión y compresión que presentan los

gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible.

La compresibilidad tiene un límite. Si se reduce mucho el volumen en que se encuentra

confinado un gas éste pasará a estado líquido. Al aumentar la temperatura de las partículas se mueven

más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión.


B) ALTA TEMPERATURA:



2. CAMBIOS DE ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.

Los cambios de estados de agregación de la materia se pueden producir de dos formas:

1. Cambiando la temperatura a la que se encuentra una sustancia:

a. Si calentamos y damos energía, las partículas disminuyen sus fuerzas de cohesión,

aumenta la energía de vibración y pierde fortaleza la estructura más o menos rígida

que poseen. El conjunto de partículas que forman dicha sustancia se desordena. Se

dice que son cambios de estado progresivos:

+ Tª � + energía de vibración de las partículas � + movilidad de partículas � + desorden

• Fusión.

• Vaporización.

• Sublimación.

b. Si enfriamos quitamos energía y las partículas se mantienen más cerca, aumentan

sus fuerzas de cohesión y el sistema se ordena: cambios de estado regresivos:

• Condensación.

• Solidificación:

• Sublimación regresiva.

– Tª � – energía de vibración de las partículas � – movilidad de partículas � – desorden

2. Cambiando la presión a la que se encuentra una sustancia.

a. Si disminuimos la presión el sistema tiende a desordenarse ya que no se favorece el

acercamiento de las partículas, disminuyen las fuerzas de cohesión y se favorece un

cambio de estado progresivo (fusión, vaporización, sublimación).

• Fusión.

• Vaporización.

• Sublimación.

b. Si aumentamos la presión se favorece el acercamiento de las partículas lo que

produce un acercamiento de las fuerzas de cohesión y una tendencia a los cambios

de estado regresivos.

• Condensación.

• Solidificación.

• Sublimación regresiva.



3. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA.

En física se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de

agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados más estudiados y comunes son

el sólido, el líquido y el gaseoso (también hay otro estado de plasma no estudiado en este tema).

• La fusión es el cambio de estado de sólido a líquido.

o Por el contrario la solidificación o congelación es el cambio inverso, de líquido a sólido.

• La vaporización el cambio de estado de líquido a gas.

o Contrariamente la licuación o condensación es el cambio inverso, de gas a líquido.

• La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas.

o El cambio inverso recibe el nombre de sublimación regresiva.

• La ionización es el cambio de estado de un gas a plasma (no estudiado en este tema).

o En caso contrario, se le llama desionización.

Además de la temperatura, la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.

En el siguiente cuadro pueden observarse los cambios de estado que se producen en función de

la absorción o cesión de energía. Progresivos a la izquierda y regresivos a la derecha.



En el caso del agua: cuando hace calor, el hielo se derrite y si calentamos agua líquida vemos

que se evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las

condiciones en que se encuentran.



3.1. Cambio de estado progresivo: fusión.

Este proceso se ve favorecido por el aumento de temperatura y la disminución de la presión.

Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este proceso recibe

el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para

fundirse.

Cada sustancia posee un punto de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua

pura es 0 °C a la presión atmosférica normal.

En el estado sólido las partículas están ordenadas y se mueven oscilando alrededor de sus

posiciones. A medida que calentamos el líquido, las partículas ganan energía y se mueven más deprisa,

pero conservan sus posiciones.

Cuando la temperatura alcanza el punto de fusión la velocidad de las partículas es lo

suficientemente alta para que algunas de ellas puedan vencer las fuerzas de atracción del estado sólido

y abandonan las posiciones fijas que ocupan. La estructura cristalina se va desmoronando poco a poco.

Durante todo el proceso de fusión del sólido la temperatura se mantiene constante.



3.2. Cambio de estado progresivo: vaporización.

Este proceso se ve favorecido por el aumento de temperatura y la disminución de la presión.

Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de vaporización.

Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su

interior, se denomina ebullición.

También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina punto

de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión atmosférica normal.

Vaporización Ebullición

En el estado líquido las partículas están muy próximas, moviéndose con libertad y de forma

desordenada. A medida que calentamos el líquido, las partículas se mueven más rápido y la temperatura

aumenta. En la superficie del líquido se da el proceso de vaporización, algunas partículas tienen la

suficiente energía para escapar. Si la temperatura aumenta, el número de partículas que se escapan es

mayor, es decir, el líquido se evapora más rápidamente.

Cuando la temperatura del líquido alcanza el punto de ebullición, la velocidad con que se

mueven las partículas es tan alta que el proceso de vaporización, además de darse en la superficie, se

produce en cualquier punto del interior, formándose las típicas burbujas de vapor, que suben a la

superficie. En este punto la energía comunicada por la fuente de calor se invierte en lanzar a las

partículas al estado gaseoso, y la temperatura del líquido no cambia.

En el estado de vapor, las partículas de agua se mueven libremente, ocupando mucho más

espacio que en estado líquido. Si calentamos el vapor de agua, la energía la absorben las partículas y

ganan velocidad, por lo tanto la temperatura sube.



3.3. Cambio de estado progresivo: sublimación.

Este proceso se ve favorecido por el aumento de de temperatura y la disminución de la presión.

Es un proceso poco frecuente a la temperatura y presiones ordinarias, aunque algunas

sustancias como el yodo o el alcanfor pueden transformase directamente de sólido a vapor sin

necesidad de pasar por la fase intermedia de líquido. A tal fenómeno se le denomina sublimación.

Los sólidos tienen presiones de vapor características que oscilan con la temperatura como

sucede con líquidos. Aumentando la temperatura, aumenta también la presión de vapor del sólido. Hay

sólidos que a ciertas temperaturas y presiones pueden convertirse directamente de estado sólido a

vapor, sin pasar por el estado líquido.

Por ejemplo, la purificación del yodo, azufre, naftaleno o ácido benzoico resultan muy viables

por sublimación, debido a que las presiones de vapor de estos sólidos tienen valores bastante elevados.

Los olores característicos de muchas sustancias sólidas, como las nombradas, son debido a que

estas sustancias tienen una presión de vapor apreciable a temperatura ambiente. Otro ejemplo es el

más común para ilustrar sublimación es a través de hielo seco, que es el nombre común que se le da al

CO2 sólido. Cuando el hielo seco se expone al aire, éste comienza a sublimar (se convierte en vapor).



3.4. Cambio de estado regresivo: solidificación.

Este proceso se ve favorecido por la disminución de la temperatura y el aumento de la presión.

La solidificación es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia de

líquido a sólido producido por una disminución en la temperatura o por una compresión o aumento de

la presión sobre la sustancia.

Es el proceso inverso a la fusión, y sucede a la misma temperatura. El estado líquido cede calor.

Al ceder su calor, su temperatura disminuye, así como el estado de movimiento de las moléculas. Esta

disminución del movimiento molecular hace que las conexiones entre moléculas se vuelvan más

intensas, lo que caracteriza al estado sólido.

Ejemplo de esto es cuando colocamos en el congelador agua, como la temperatura es muy baja

las moléculas pierden movilidad y energía lo que hace que se organicen en cristales hasta convertirse en

hielo sólido.



3.5. Cambio de estado regresivo: condensación.


La condensación es el proceso inverso al de evaporación o vaporización. Al bajar la temperatura

del gas, éste empieza a perder energía y velocidad en sus moléculas. Éstas están más juntas por lo que

pueden establecer uniones moleculares pasando al estado líquido.

En la naturaleza se da el proceso de la condensación de vapor de agua al bajar la temperatura,

por ejemplo, con el rocío en la madrugada. El vapor sólo se condensa en una superficie cuando la

temperatura de dicha superficie es menor que la temperatura del vapor. Durante este proceso la

molécula de agua libera energía en forma de calor, esto tiene parte de la responsabilidad de la

sensación de temperatura mayor en un ambiente muy cálido y muy húmedo: la humedad que condensa

en nuestra piel nos está transmitiendo un calor adicional. Adicionalmente, esta humedad hace inútil el

proceso natural de refrigeración por sudor y evaporación. La temperatura ambiental también aumenta

ligeramente.



3.6. Cambio de estado regresivo: sublimación regresiva.


Es el proceso inverso a la sublimación progresiva, es decir, el paso directo de gas a sólido. Por

ejemplo, cuando se producen vapores al calentarse cristales de yodo y luego se pone sobre ellos un

objeto que está muy frío; entonces, los vapores se transformarán nuevamente en cristales de yodo.

Cualquier sustancia pura puede sublimarse, esto es debido a condiciones de presiones

superiores y temperaturas inferiores a la que se produce dicha transición. En la naturaleza la

sublimación inversa se observa en la formación de la nieve o de la escarcha de los parabrisas al

amanecer.



4. CALOR Y LOS CAMBIOS DE ESTADO.

4.1. Fusión y solidificación.

Cuando se le comunica calor a un sólido cristalino, su temperatura aumenta progresivamente y

al alcanzar un determinado valor se produce la transición o cambio de fase del estado sólido al líquido

que denominamos fusión. Si las condiciones de presión exterior se mantienen constantes, el cambio de

fase se verifica a una temperatura fija o punto de transición entre ambos estados, que se mantiene

constante hasta que el sólido se ha fundido totalmente.

El calor que debe suministrarse a la unidad de masa de un sólido para convertirlo en líquido a la

temperatura de fusión se denomina calor de fusión Qf. En el agua Qf vale 80 cal/g o su equivalente en

unidades S.I.: 3,34 · 105 J/kg.

A nivel molecular la fusión se produce como consecuencia del derrumbamiento de la estructura

cristalina. El incremento de temperatura da lugar a un aumento en la amplitud de las vibraciones de las

partículas en la red, que termina por romper los enlaces y producir la fusión. Una vez que se alcanza la

energía de vibración correspondiente a la temperatura de fusión, el calor recibido se emplea en romper

nuevos enlaces, de ahí que se mantenga constante la temperatura durante el proceso.

La solidificación es la transición de líquido a sólido que se produce de forma inversa a la fusión,

con cesión de calor. Cualquiera que sea la sustancia considerada el punto o temperatura de transición

entre dos estados o fases de la materia es el mismo independientemente del sentido de la

transformación. La disminución progresiva de la temperatura del líquido hace que en las proximidades

del punto de solidificación las fuerzas de enlace vayan imponiendo progresivamente su orden

característico.

4.2. Vaporización y condensación.

Constituyen dos procesos inversos de cambio de estado. La vaporización es el paso de una

sustancia de la fase líquida a la fase de vapor o fase gaseosa. La condensación es la transición de sentido

contrario. Cuando la vaporización se efectúa en el aire recibe el nombre de evaporación. La evaporación

afecta principalmente a las moléculas de la superficie del líquido.

Cada molécula de la superficie está rodeada por un menor número de sus compañeras; ello hace

que puedan vencer con más facilidad las fuerzas atractivas del resto del líquido e incorporarse al aire

como vapor. De ahí que cuanto mayor sea la superficie libre del líquido tanto más rápida será su

evaporación.

El aumento de temperatura activa este proceso. Para cada valor de la presión exterior existe una

temperatura para la cual la vaporización se vuelve violenta, afectando a todo el líquido y no sólo a su

superficie. Esta forma tumultuosa de vaporización se denomina ebullición. El punto de ebullición de un

líquido depende de las condiciones de presión exterior, siendo tanto más elevado cuanto mayor sea

ésta.

Todo proceso de vaporización implica la absorción de calor por parte del líquido respecto del

entorno. La cantidad de calor necesaria para transformar la unidad de masa de un líquido en vapor, a la

temperatura de ebullición, se denomina calor de vaporización Qv. En el agua Qv vale 540 cal/g o, en

unidades S.I.: 22,57 · 105 J/kg.



La condensación como transición de vapor a líquido se lleva a efecto invirtiendo las condiciones

que favorecen la vaporización. Así, mientras que la disminución de la presión exterior facilita la

vaporización, la compresión del vapor formado facilita la condensación; el aumento de temperatura de

un líquido provoca su vaporización e, inversamente, el enfriamiento del vapor favorece su

condensación.

En términos moleculares, tanto el aumento de presión como la disminución de la temperatura

del vapor reducen la distancia media de las moléculas y hacen posible su unión.

4.3. Sublimación progresiva y regresiva.

Aunque es un fenómeno poco frecuente a la temperatura y presión ordinaria, algunas sustancias

como el yodo o el alcanfor pueden transformase directamente de sólido a vapor sin necesidad de pasar

por la fase intermedia de líquido. A tal fenómeno se le denomina sublimación.

La transición o cambio de estado de sentido inverso se denomina de igual manera, por ello a

veces se distinguen ambas llamando a la primera sublimación progresiva y a la segunda sublimación

regresiva.

En principio, cualquier sustancia pura puede sublimarse, pero debido a las condiciones de bajas

presiones y temperaturas a las que es posible esta transición, el fenómeno sólo es reproducible, para la

mayor parte de las sustancias, en el laboratorio.

Al igual que la fusión y la vaporización, también la sublimación (progresiva) absorbe una

determinada cantidad de calor. Se denomina calor de sublimación Qs a la cantidad de calor necesaria

para sublimar la unidad de masa de una sustancia. Se expresa en cal/g o en J/kg.



5. FASES DEL CAMBIO DE ESTADO.

Utilizaremos como ejemplo los cambios de estado del agua desde el estado sólido hasta el

estado gaseoso.

Si disponemos de un vaso de hielo triturado a una temperatura de -20 ºC y comenzamos a

calentar el vaso con una fuente de calor constante observamos:

- Primera fase. Recta AB. Partiendo de -20ºC notaremos un calentamiento progresivo y

regular del hielo en su estado sólido.

- Segunda fase. Recta BC. Cuando la temperatura del hielo alcanza los 0 ºC observamos

que aparecen gotas de agua líquida, comenzando la fusión, aunque durante esta fase

la temperatura permanece constante debido a que la aportación de calor se utiliza en

fundir el hielo. La temperatura que marca el termómetro durante este proceso se

denomina PUNTO DE FUSIÓN.

- Tercera fase. Recta CD. Cuando se ha fundido todo el hielo comienza a elevarse la

temperatura de una forma proporcional. La temperatura aumenta hasta los 100 ºC.

- Cuarta fase. Recta DE. Al alcanzar la temperatura de los 100 ºC comienzan a formarse

pequeñas burbujas de vapor de agua. Durante esta fase la temperatura permanece

constante y el proceso se denomina EBULLICIÓN.

- Quinta fase. Recta EF. Si todo el vapor producido durante el proceso de ebullición se

hubiera recogido y se siguiera calentando el proceso seguiría la línea EF. Este vapor

recibe el nombre de VAPOR SOBRECALENTADO.

Indicar que el calor suministrado puede ser:

CALOR SENSIBLE: cuando el calor aumenta la temperatura.

CALOR LATENTE: cuando el calor se utiliza en hacer el cambio de estado y la temperatura

permanece constante.



6. FUSIÓN Y SOLIDIFICACIÓN. LEYES CARACTERÍSTICAS.

La temperatura a la que se funden los sólidos cristalinos cuando se les suministra calor a la

presión de 1 atmósfera se denomina temperatura normal de fusión.

El proceso inverso a la fusión se denomina solidificación y las leyes que rigen estos procesos se

basan en:

- Una sustancia sólida comienza a fundirse siempre a la misma temperatura bajo una

misma presión.

- Una sustancia líquida comienza a solidificarse siempre a la misma temperatura bajo

una misma presión.

- Las temperatura de fusión y solidificación son iguales, permaneciendo constantes

durante todo el proceso.

Existen muchas sustancias, principalmente orgánicas, que al alcanzar la temperatura de fusión

comienzan a descomponerse y por lo tanto si enfriamos no vuelven a su forma original sólida. Como

ejemplo, el azúcar de mesa si lo derretimos forma una sustancia que se denomina “caramelo”, pero al

enfriarlo no vuelve a su forma cristalina de azúcar.

6.1. Calor latente de fusión.

La cantidad de calor por unidad de masa que ha de suministrarse a una sustancia en su punto de

fusión se denomina CALOR LATENTE DE FUSIÓN.

El calor latente de fusión del agua es de 80 cal/g, lo que significa que para fundir 1 g. de hielo se

necesitarán 80 calorías. En el sistema internacional 3,34 · 105 J/kg.

La cantidad de calor necesaria para el cambio de sólido a líquido se calcula como

Q = m · Lf

Donde Lf es el calor latente en calorías/g y m la masa a fundir.

6.2. Puntos de fusión.

El punto de fusión o temperatura de fusión es una constante que sirve para identificar

sustancias, sirviendo también para ver la pureza de un sólido. A diferencia del punto de ebullición, el

punto de fusión es relativamente insensible a la presión y, por tanto, pueden ser utilizados para

caracterizar compuestos orgánicos y comprobar su pureza.

El punto de fusión de una sustancia pura es siempre más alto que el de la sustancia con

impurezas. Cuanto más impurezas, más bajo punto de fusión. Esta característica puede ser utilizada en

el control de calidad de las sustancias.

En la mayoría de las sustancias, el punto de fusión y de congelación, son iguales. Pero esto no

siempre es así: por ejemplo, el agar se derrite a los 85 ºC y se solidifica sobre los 45 ºC.



7. VAPORIZACIÓN Y CONDENSACIÓN. LEYES CARACTERÍSTICAS.

Constituyen dos procesos inversos de cambio de estado. La vaporización es el paso de una

sustancia de fase líquida a fase vapor o gaseosa. La condensación es la transición de sentido contrario.

Las leyes que rigen estos procesos se basan en que:

- Una sustancia líquida comienza a hervir siempre a una temperatura constante bajo

una misma presión.

- Una sustancia líquida comienza a condensarse siempre a una temperatura constante

bajo una misma presión.

- Las temperatura de ebullición y condensación son iguales, permaneciendo constantes

durante todo el proceso.

Tanto la vaporización como la condensación están influenciadas por la presión. Así, la

disminución de la presión facilita la vaporización, la compresión del vapor favorece la condensación.

7.1. Calor latente de vaporización.

Todo proceso de vaporización implica la absorción de calor por parte del líquido respecto del

entorno. La cantidad de calor necesaria para transformar la unidad de masa de un líquido en vapor, a la

temperatura de ebullición, se denomina calor latente de vaporización.

En calor latente de vaporización del agua es de 539 cal/g o, en unidades S.I.: 22,57.105 J/kg.

La cantidad de calor necesaria para el cambio de estado de sólido a líquido se calcula como:

Q = m · Le

Donde Le = el calor latente de vaporización y m la masa a evaporar.

7.2. Punto de ebullición.

El punto de ebullición es aquella temperatura en la cual la materia cambia de estado líquido a

gaseoso. Expresado de otra manera, en un líquido, el punto de ebullición es la temperatura a la cual la

presión de vapor del líquido es igual a la presión del medio que rodea al líquido. En esas condiciones se

puede formar vapor en cualquier punto del líquido.

La temperatura de una sustancia o cuerpo es una medida de la energía cinética de las moléculas.

A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las moléculas en la

superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar. Este incremento de

energía constituye un trabajo (intercambio de calor) que da lugar al aumento de la entropía del sistema

(tendencia al desorden de las partículas que lo componen).

El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las fuerzas

intermoleculares de esta sustancia.

El punto de ebullición es característico de cada sustancia a una temperatura y presión

determinadas. El punto de ebullición de una sustancia pura es siempre más bajo que el de la sustancia

con impurezas. Cuanto más impurezas, más alto punto de fusión. Esta característica puede ser utilizada

en el control de calidad de las sustancias.



7.3. Variación de la temperatura de ebullición con la presión.

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la

presión atmosférica. Como el punto de ebullición depende de la presión atmosférica, éste variará al

modificarse la presión.

En todas las tablas encontramos la temperatura de ebullición de un líquido a la presión de una

atmósfera = 760 mm de Hg, pero en ocasiones es necesario conocer la temperatura de ebullición a una

presión distinta a 760 mm de Hg, por ejemplo para hacer una separación de una mezcla por destilación.

Puntos de ebullición del agua y su variación con la presión.

Presión Teb Presión Teb Presión Teb Presión Teb

1491 mm 120 ºC 760 mm 100 ºC 355 mm 80 ºC 74,4 mm 20 ºC

7.4. Calores latentes de vaporización y fusión de algunas sustancias.

Fusión Ebullición

Sustancia Tª fusión

ºC Lf · 103 (J/kg) Sustancia

Tª ebullic. ºC

Lv · 103 (J/kg)

Acido Clorhídrico -114 58,6 Acetona 56,1 521,3

Ácido nítrico -47,0 40,2 Ácido acético 118,3 405,3

Ácido sulfúrico 10,35 100,5 Ácido bromhídrico -70 203,9

Agua 0,0 333,7 Ácido clorhídrico -84,3 413,2

Aluminio 658,0 321,5 Ácido nítrico 86,0 481,1

Anhídrido carbónico -56,2 189,7 Ácido sulfúrico 326,0 510,8

Amoniaco -75,0 452,2 Agua 100,0 2259,2

Azufre 119,0 55,3 Alcohol etílico 78,3 854,1

Bario cloruro 959,0 115,1 Anhídrido carbónico -60,0 365,1

Bromo -7,3 67,9 Anhídrido sulfúrico 53,0 496,1

Calcio cloruro 774,0 227,3 Amoniaco 33,4 140,0

Cinc 419,0 117,7 Benceno 80,2 394,8

Cobre 1083,0 175,9 Bromo 63,0 193,0

Estaño 232,0 58,6 Carbono sulfuro 46,2 352,1

Fósforo 44,2 21,0 Carbono tetraclor. 76,7 194,3

Hidrógeno peróxido 1,7 310,2 Cloroformo 61,5 247,0

Hierro (fundición) 1330,0 33,1 Etileno óxido 13,0 582,0

Mercurio -39,0 11,7 Éter etílico 34,6 351,7

Níquel 1435,0 309,0 Fósforo 287,0 544,3

Oro 1064,0 66,2 Glicol 197,0 799,7

Plata 961,0 88,0 Hidrógeno -258,2 452,2

Plata nitrato 208,0 74,1 Iodo 184,0 100,5

Platino 1755,0 113,9 Mercurio 356,5 295,6

Plomo 327,0 24,3 Naftaleno 218,0 316,1

Potasio cloruro 772,3 310,2 Nitrógeno -195,5 199,3

Potasio hidróxido 360,4 119,8 Oxígeno -182,9 213,5

Sodio cloruro 804,0 519,2 Propano 20,0 349,2

Sodio hidróxido 318,4 167,5 Tetracloroetano 145,0 230,7

Sodio nitrato 333,0 189,7 trementina 156,0 287,2



8. PROPIEDADES COLIGATIVAS.

En química se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que

dependen únicamente de la concentración.

Estas propiedades están muy relacionadas con el cambio de ciertas propiedades físicas en los

disolventes cuando añadimos a éstos una determinada cantidad de un soluto no volátil.

Las propiedades que varían son:

- Descenso de la presión de vapor.

- Punto de ebullición (aumento ebulloscópico).

- Punto de congelación (descenso crioscópico).

- Aparición de la presión osmótica.

Estas cuatro propiedades no variarían o no aparecerían si no se agregara el soluto a un

disolvente puro. Las moléculas de soluto interaccionan o interfieren en el normal movimiento de las

moléculas de disolvente afectando a las propiedades indicadas.

Generalmente la expresión de la concentración de estas disoluciones se realiza como

“molalidad” = moles de soluto por kilogramo de disolvente. Con esta forma de expresión de la

concentración no se tienen en cuenta las variaciones en el volumen de la disolución debido a la

temperatura (densidad).

Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra

propiedad de los solutos. Son función del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el

efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente.



8.1. Presión de vapor.

Cuando la vaporización se efectúa en el aire recibe el nombre de evaporación. La evaporación

afecta principalmente a las moléculas de la superficie del líquido.

Cada molécula de la superficie está rodeada por un menor número de sus compañeras; ello hace

que puedan vencer con más facilidad las fuerzas atractivas del resto del líquido e incorporarse al aire

como vapor. De ahí que cuanto mayor sea la superficie libre del líquido tanto más rápida será su

evaporación.

La velocidad de evaporación depende de la sustancia que se evapora, la superficie de

evaporación, el vapor que rodea a la superficie de evaporación y la temperatura.

Si destapamos un frasco de acetona, observaremos que se evapora muy rápidamente, debido al

proceso de evaporación y en este caso no es necesario que el líquido hierva para que se evapore

completamente.

La presión de vapor es la presión a la que a cada temperatura las fases líquida y vapor se

encuentran en equilibrio; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes

mientras existan ambas. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido

saturado y vapor saturado.

Imaginemos un recipiente en la que se ha realizado el vacío y que se mantiene a una

temperatura constante. Si introducimos una cierta cantidad de líquido en su interior éste se evaporará

rápidamente al principio hasta que se alcance el equilibrio entre ambas fases.

Las moléculas de la superficie del líquido que tengan una mayor energía escaparán de la

superficie y pasarán a la fase vapor (evaporación) mientras que las moléculas del vapor chocarán con las

paredes del recipiente y entre sí, perderán energía y caerán al líquido (condensación).

Inicialmente sólo se produce la evaporación, ya que no hay vapor; sin embargo, a medida que la

cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión, en el interior del recipiente se va incrementando

también la velocidad de condensación, hasta que, transcurrido un cierto tiempo, ambas velocidades se

igualan. Llegado este punto, se habrá alcanzado la presión máxima posible (presión de vapor o de

saturación), que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura.



El equilibrio se alcanzará más rápidamente cuanta mayor sea la superficie de contacto entre el

líquido y el vapor, pues así se favorece la evaporación del líquido, del mismo modo que un charco de

agua extenso, pero de poca profundidad, se seca más rápido que uno más pequeño, pero de mayor

profundidad, que contenga igual cantidad de agua. Sin embargo, el equilibrio se alcanza en ambos casos

para igual presión.

El factor más importante que determina el valor de la presión de saturación es la propia

naturaleza del líquido, de modo que, en general, entre líquidos de naturaleza similar, la presión de vapor

a una temperatura dada es tanto menor cuanto mayor es el peso molecular del líquido.

Sobre la presión de evaporación tiene también una gran influencia la temperatura, ya que las

moléculas aumentan sus energías cinéticas, venciendo así las energías intermoleculares y pasando al

estado de vapor con mayor facilidad, lo que produce un aumento de la presión de vapor.

El aumento de temperatura activa este proceso. Para cada valor de la presión exterior existe una

temperatura para la cual la vaporización se vuelve violenta, afectando a todo el líquido y no sólo a su

superficie. Esta forma tumultuosa de vaporización se denomina ebullición. El punto de ebullición de un

líquido depende de las condiciones de presión exterior, siendo tanto más elevado cuanto mayor sea

ésta.

La condensación como transición de vapor a líquido se lleva a efecto invirtiendo las condiciones

que favorecen la vaporización. Así, mientras que la disminución de la presión exterior facilita la

vaporización, la compresión del vapor formado facilita la condensación; el aumento de temperatura de

un líquido provoca su vaporización e, inversamente, el enfriamiento del vapor favorece su

condensación.

En términos moleculares, tanto el aumento de presión como la disminución de la temperatura

del vapor reducen la distancia media de las moléculas y hacen posible su unión.



8.2. Ley de Raoult. Variación de la presión de vapor de las disoluciones.

La Ley de Raoult establece que la relación entre la presión de vapor de cada componente en una

solución ideal es dependiente de la presión de vapor de cada componente individual y de la fracción

molar de cada componente en la solución. La ley debe su nombre al químico Francois Marie Raoult

(1830-1901).

Si un soluto tiene una presión de vapor medible, la presión de vapor de su disolución siempre es

menor que la del disolvente puro. De esta forma la relación entre la presión de vapor de la disolución y

la presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución.

Esta relación entre ambos se formula mediante la Ley de Raoult mediante la cual: “la presión

parcial de un disolvente sobre una disolución P1 está dada por la presión de vapor del disolvente puro Po1,

multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución X1”.

0111 PxP ⋅=

Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar. En una

solución que sólo contenga soluto, se tiene que X1 = 1 - X2, donde X2 es la fracción molar del soluto,

pudiendo escribir la formulación de la ley como:

0121 )1( PxP ⋅−=

0121

01 PxPPP ⋅=∆=−

Se puede ver de esta forma que una disminución en la presión de vapor, ΔP es directamente

proporcional a la concentración del soluto presente

Una vez que los componentes de la solución han alcanzado el equilibrio químico, la presión total

del vapor es:

....)()( 2211 +⋅+⋅= xPxPP puropurosolución

y la presión individual de los componentes gaseosos es:

1)( xPP puroii ⋅=

donde

• (Pi)puro es la presión de vapor del componente puro

• Xi es la fracción molar del componente en solución

Consecuentemente a medida que el número de componentes gaseosos va creciendo en la

solución, la presión de los componentes individuales decrece, así como la fracción molar de cada uno de

ellos que va decreciendo igualmente con la adición de nuevos componentes.

Se cumple sólo para disoluciones ideales no obstante es una buena aproximación cualitativa.

Para que se cumpla al 100% la ley de Raoult es necesario que el líquido sea una disolución ideal y el

vapor una mezcla de gases ideales



En equilibrio Liquido - Vapor, la relación que se comporta según la idealidad de la Ley de Raoult

sería la siguiente:

0111 PxyPT ⋅=⋅

Donde

PT = La presión total del sistema en equilibrio

y1 = Composición en la fase vapor, compuesto 1

x1 = Composición en la fase Liquida, compuesto 1

P10 = Presión de vapor compuesto 1

Ejemplo:

Calcular la presión de vapor del metanol a 40 ºC de una disolución al 20 % p/p en agua. La presión de

vapor del metanol a 40 ºC es 260,5 mm de Hg.

Calculamos la fracción molar del soluto:

123,0

/18

80

/32

20/32

20

tan =+

=+

=

molg

g

molg

gmolg

g

M

g

M

gM

g

x

disolvente

disolvente

soluto

soluto

soluto

soluto

olme

Aplicando la ley de Raoult para determinar la presión de vapor del metanol a 40 ºC:

325,260123,00 =⋅=⋅= AAA PxP mm Hg

La presión de vapor del metanol en la disolución ha disminuido con respecto a la presión de vapor del

componente puro.



8.3. Variación del punto de ebullición y disminución del punto de congelación de

las disoluciones.

La presencia de moléculas de soluto en el seno de un disolvente altera las propiedades de éste.

Así, el punto de fusión y el de ebullición del disolvente cambian; su densidad aumenta, su

comportamiento químico se modifica y, en ocasiones, también su color. Algunas de estas propiedades

de las disoluciones no dependen de la naturaleza del soluto, sino únicamente de la concentración de la

disolución, y reciben el nombre de propiedades coligativas.

Entre las propiedades coligativas de las disoluciones se encuentra el aumento del punto de

ebullición y la disminución del punto de congelación respecto a los del disolvente puro.

Este aumento del rango de temperaturas correspondiente al estado líquido, fue descrito por

Raoult, quien estableció que las variaciones observadas en los puntos de ebullición y de congelación de

una disolución eran directamente proporcionales al cociente entre el número de moléculas del soluto y

el número de moléculas del disolvente, o lo que es lo mismo, a la concentración molal.

La molalidad (m) es número de moles de soluto por kilogramo de disolvente (no de disolución).

disolventedeKg

solutodemolesm =

La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el volumen

de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen

cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la

temperatura y de la presión, con lo cual se mide con mayor precisión.

En las fórmulas donde interviene la molalidad no influyen cambios de presión y temperatura.

La interpretación de esta ley en términos moleculares es la siguiente: la presencia de moléculas

de soluto no volátiles en el seno del disolvente dificulta el desplazamiento de las moléculas de éste en

su intento de alcanzar, primero, la superficie libre y, luego, el medio gaseoso, lo que se traduce en un

aumento del punto de ebullición. Análogamente, las moléculas de soluto, por su diferente tamaño y

naturaleza, constituyen un obstáculo para que las fuerzas intermoleculares, a temperaturas

suficientemente bajas, den lugar a la ordenación del conjunto en una red cristalina, lo que lleva consigo

una disminución del punto de congelación.

Esto se expresa matemáticamente para el aumento de la temperatura de ebullición.

mKiT ee ⋅⋅=∆

donde: i = número de partículas de disolvente en disolución.

ΔTe = diferencia entre punto ebullición la disolución y el disolvente puro

Ke = constante ebulloscópica = si el disolvente es agua Ke = 0,52 ºC·kg/mol

m = molalidad



Para la disminución del punto de congelación tendremos:

mKiT cc ⋅⋅−=∆

donde: i = número de partículas de disolvente en disolución.

ΔTc = diferencia entre punto congelación de la disolución y el disolvente puro

Ke = constante crioscópica = si disolvente es agua Kc = 1,86 ºC·kg/mol

m = molalidad

EJEMPLO 1:

En 392 g de agua se disuelven 85 gramos de azúcar (sacarosa). Determinar el punto de ebullición y el de

congelación de la solución resultante. Masa molecular de la sacarosa = 343 g/mol.

PASO 1: determinar la molalidad de la disolución. La sacarosa sólo da una partícula por mol en

disolución, así i = 1.

msacarosag

disolventeKg

Pmsolutog

disolventeKg

solutomolesm 634,0

392,0

342/85/ ====

PASO 2: Determinar el incremento en el punto de ebullición:

CKgmolmolKgCmKT ee º329.0/634,0/º52,0 =⋅⋅=⋅=∆

Como el agua hierve a 100 ºC, se suma el valor obtenido a 100 ºC, así:

100 ºC + 0,329 ºC = 100,329 ºC.

PASO 3: Determinar el descenso del punto de congelación.

CKgmolmolKgCmKT cc º179,1/634,0/º86,1 −=⋅⋅−=⋅−=∆

Como el agua se congela a 0 ºC, se resta el valor obtenido, así:

0 ºC – 1,179 ºC = - 1,179 ºC

EJEMPLO 2:

Determina el punto de ebullición de una disolución 0,5 molal de CaCl2. La constante crioscópica del agua

es 1,86 ºC.Kg/mol.

Aplicamos las fórmulas anteriores teniendo en cuenta que al disolver CaCl2 en agua produce tres

partículas según:

CaCl2 � Ca2+ + 2 Cl- por tanto i = 3

CKgmolmolKgCmKiT cc º79,2/5,0/º86,13 −=⋅⋅⋅−=⋅⋅−=∆

Como el agua se congela a 0 ºC, se resta el valor obtenido, así:

0 ºC – 2,79 ºC = - 2,79 ºC



CONSTANTES CRIOSCÓPICAS Y EBULLOSCÓPICAS DE ALGUNOS DISOLVENTES:

Sustancia Punto

ebullición, ºC

Ke

ºC·Kg/mol

Punto

congelación, ºC

Kc

ºC·Kg/mol

Acido acético 118.0 2.93 16.7 3.9

Acetona 56.0 1.71 - 94,82 2,4

Benceno 80.1 2.53 5.5 5.12

Alcanfor 208.3 5.95 178.4 37.7

Cloroformo 61.2 3.63 - 63.5 -

Alcohol etílico 78.4 1.22 - 114,49 3

Eter etílico 34.6 2.02 - 116,3 1,79

Fenol 181.4 3.56 42.0 7.27

Agua 100.0 0.51 0.00 1.86

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TEMA 7 PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN CALOR · PDF filepuntos de fusiÓn, ebulliciÓn. calor latente. gs – ensayos fÍsico-quÍmicos