Conceptos básicos
En este artículo, aprenderá sobre el calor de fusión, incluida su termodinámica y sus aplicaciones. Después de este artículo, podrá comprender la naturaleza del calor de fusión y usarlo para resolver problemas de termoquímica.
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¿Qué es el calor de fusión?
El calor de fusión, también llamado entalpía de fusión o calor latente de fusión, es una cantidad de energía necesaria para derretir o congelar una sustancia en condiciones de presión constante. Al estudiar química, “fusión” simplemente tiene la misma definición que derretir. En el salón de clases, se usa principalmente el calor de fusión cuando una sustancia está en su punto de fusión o punto de congelación. En tales casos, la mayoría piensa en el calor de fusión como una constante.
Por ejemplo, el agua tiene un calor de fusión de 
. Esto significa que, en , un gramo de agua líquida debe liberar 334 julios de energía para congelarse completamente en hielo. Además, un gramo de hielo debe absorber 334 julios de energía para derretirse completamente a .
Puede calcular la cantidad de energía térmica necesaria para cambiar la fase de una sustancia en su punto de fusión utilizando la siguiente ecuación de calor de fusión:
: Cambio total en la energía térmica (en julios)
: Calor de fusión de la sustancia (en Joules por gramo)
: Masa de sustancia (en gramos)
Calor molar de fusión
Si conoce la masa molar de la sustancia, puede convertirla fácilmente en un calor de fusión molar. El agua tiene una masa molar de 
por lo que su calor molar de fusión sería 
(
). En consecuencia, para calcular el cambio total de energía, tendría que usar moles en lugar de masa:
: Moles de sustancia
El calor de fusión ha interesado a químicos y físicos porque sugiere que una sustancia puede absorber o liberar energía sin cambiar la temperatura. De hecho, cuando un mol de hielo en absorbe 6020 julios de calor, el agua líquida resultante también tendrá una temperatura de . Para comprender la peculiaridad de este fenómeno, primero debemos hablar de cambios de energía que no implican un cambio de fase.
¿Cómo suelen cambiar las sustancias de temperatura?
Por lo general, cuando una sustancia absorbe o libera energía térmica, su temperatura cambia en respuesta. La cantidad de cambio de temperatura se rige por el calor específico de la sustancia, que es una cualidad intrínseca a una sustancia y no depende de la cantidad de sustancia que tenga. La siguiente ecuación detalla la relación entre la energía térmica, el calor específico y la temperatura.
- : Cambio de calor (en Joules)
- : Masa de la sustancia (en gramos)
: Calor específico de la sustancia (en Joules por gramo por grado Celsius)-
: Cambio de temperatura (en grados Celsius)
De esta manera, puedes pensar en el calor específico como la cantidad de energía necesaria para cambiar un gramo de temperatura de una sustancia en un grado Celsius. Por ejemplo, el calor específico del oro es 
. Esto significa que un gramo de oro puro se calienta por 
cuando absorbe 0,128 julios de energía. Por el contrario, cuando se extraen 0,128 julios de energía del oro, su temperatura desciende en . Para obtener más información sobre cómo usar el calor específico, consulta este artículo.
Dado que la temperatura y el calor tienen una relación directamente proporcional, una gráfica de calor versus temperatura de una sustancia sin cambios de fase es lineal. Cuando el gráfico incluye cambios de fase, emerge una pendiente por partes de aspecto extraño con tramos planos que corresponden a la fusión y la vaporización. Como nota al margen, el cambio de fase entre gas y líquido se rige por un “calor de vaporización” que funciona de manera idéntica al calor de fusión.
Entonces, dado que la temperatura y la energía térmica generalmente tienen una relación directa, ¿por qué la temperatura no cambia durante las transiciones de fase? Para entender por qué, necesitamos investigar la termodinámica de las transiciones de fase.
La termodinámica detrás del calor de fusión
Temperatura y Energía interna
Primero, necesitamos hablar sobre lo que realmente significa “temperatura”. Los químicos y físicos definen la temperatura como la energía cinética promedio por molécula de una sustancia. La energía cinética depende de la masa y la velocidad de una partícula. Debido a que calentar una sustancia no implica cambios en la masa molecular, solo cambia la velocidad de las moléculas. Por lo tanto, cuando una sustancia absorbe energía térmica, sus moléculas se mueven más rápido, lo que indica un aumento de la temperatura.
Es importante destacar que la temperatura de un sistema es proporcional a una cantidad llamada energía interna del sistema. Por lo tanto, cualquier cambio en la temperatura de un sistema implicará un cambio similar en su energía interna.
La primera ley de la termodinámica establece que cualquier cambio en la energía interna de un sistema (
) es igual a la suma del calor emitido o absorbido y el trabajo realizado por o sobre el sistema:
: Energía interna; positivo para aumentar la temperatura, negativo para disminuir la temperatura (en julios)- : Calor; positivo para el calor absorbido, negativo para el calor liberado (en julios)
: Trabajar; positivo para el trabajo realizado en el sistema, negativo para el trabajo realizado por el sistema (en Joules
Trabajar
Generalmente, cuando se trata de alguna sustancia en un recipiente, el único trabajo que la sustancia puede realizar es el trabajo de expansión o compresión. Esto implica que la sustancia cambie de volumen con o contra una presión externa. Sin embargo, solo los gases pueden realizar una expansión o compresión sustancial, y el calor actúa de manera opuesta para mantener la energía interna del gas. Por ejemplo, al calentar un gas (calor positivo), el gas se expandirá (trabajo negativo), lo que no producirá ningún cambio en la energía interna. Además, al comprimir un gas (trabajo positivo), el gas liberará energía térmica (calor negativo).
A diferencia de los gases, los líquidos y los sólidos no cambian mucho de volumen cuando se calientan o se enfrían. Cuando se calienta o se enfría un líquido o un sólido, prácticamente no se realiza ningún trabajo. Así, cualquier calor absorbido aumenta la energía interna de la sustancia, elevando su temperatura.
Sin embargo, los líquidos y los sólidos experimentan un trabajo distinto de cero cuando cambian de fase. Esto se debe a que las moléculas suelen estar más juntas en forma sólida que en forma líquida. Como resultado, un sólido que se funde en líquido debe expandirse y un líquido debe comprimirse para solidificarse.
Este fenómeno explica precisamente la naturaleza del calor de fusión. Una vez que un sólido se calienta hasta su punto de fusión, cualquier energía térmica adicional que se introduzca en el sólido se utiliza para expandirlo a líquido. Así, el calor y el trabajo de la sustancia se contrarrestan, resultando en ningún cambio en la energía interna, permitiendo que la sustancia permanezca en su punto de fusión hasta que se vuelva completamente líquida.
Problemas de práctica de calor de fusión
Problema 1
¿Cuánta energía se necesita para convertir 
de hielo en 
en el agua en 
? El calor específico del hielo es 
y el calor específico del agua líquida es 
.
Problema 2
En lugar de derretirse en líquido, CO sólido2 (también conocido como hielo seco) se sublima en gas bajo presión atmosférica en 
. Apropiadamente, el hielo seco tiene un calor de sublimación de 
.
Tienes una reacción química que dará aproximadamente 
pero quiere asegurarse de que no haga más calor que . ¿Cuál es la cantidad mínima de gramos de hielo seco que debe rodear el matraz de reacción para mantenerlo frío? (Sugerencia: necesitará suficiente hielo seco para absorber todo el calor a través de la sublimación para que no haya calor disponible para calentar la reacción).
Solución de problemas de práctica de calor de fusión
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