El calor de fusión explicado

Conceptos básicos

En este artículo, aprenderás sobre el calor de fusión, incluyendo su termodinámica y sus aplicaciones. Después de este artículo, podrás comprender la naturaleza del calor de fusión, así como utilizarlo para resolver problemas de termoquímica.

Temas tratados en otros artículos

• Calor específico
• Entalpía de reacción
• Energía libre de Gibbs
• Entalpía de enlace
• Diagramas de fase

¿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. En química, «fusión» tiene la misma definición que «derretimiento». En el aula se utiliza sobre todo el calor de fusión cuando una sustancia está en su punto de fusión/derretimiento o de congelación. En estos casos, la mayoría piensa en el calor de fusión como una constante. 

Por ejemplo, el agua tiene un calor de fusión de 334J/g en su punto de fusión de 0℃ . Esto significa que, a 0℃, un gramo de agua líquida debe liberar 334 julios de energía para congelarse completamente y convertirse en hielo. Asimismo, un gramo de hielo debe absorber 334 julios de energía para fundirse completamente a 0℃. 

Puedes calcular la cantidad de energía calorífica necesaria para cambiar la fase de una sustancia en su punto de fusión utilizando la siguiente ecuación de calor de fusión:

q = mΔH_fus

• q: Cambio total de energía térmica (en julios)
• ΔH_fus: Calor de fusión de la sustancia (en julios por gramo)
• m: Masa de la sustancia (en gramos)

Calor de fusión molar

Si conoces la masa molar de la sustancia, puedes convertirla fácilmente en calor molar de fusión. El agua tiene una masa molar de 18.02g/mol, por lo que su calor molar de fusión sería 6020J/mol (334 × 18.02 = 6020). Por consiguiente, para calcular el cambio total de energía, habría que utilizar moles en lugar de masa:

q = nΔH_{fus, molar}

• n: 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 de temperatura. De hecho, cuando un mol de hielo a 0℃ absorbe 6020 julios de calor, el agua líquida resultante también tendrá una temperatura de 0℃. Para entender la peculiaridad de este fenómeno, primero tenemos que hablar de cambios de energía que no implican un cambio de fase.

¿Cómo suelen cambiar de temperatura las sustancias?

Normalmente, cuando una sustancia absorbe o libera energía en forma de calor, su temperatura cambia como 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 que se tenga de ella. La siguiente ecuación detalla la relación entre la energía calorífica, el calor específico y la temperatura.

q = mCΔT

• q: Cambio de calor (en julios)
• m: Masa de la sustancia (en gramos)
• C: Calor específico de la sustancia (en julios por gramo y por grado Celsius)
•  ΔT: Cambio de temperatura (en grados Celsius)

De este modo, se puede pensar en el calor específico como la cantidad de energía necesaria para cambiar la temperatura de un gramo de una sustancia en un grado Celsius. Por ejemplo, el calor específico del oro es 0.128J/g℃. Esto significa que un gramo de oro puro se calienta por 1℃ cuando absorbe 0.128 julios de energía. A la inversa, cuando se extraen 0.128 julios de energía del oro, su temperatura disminuye en 1℃. Para saber más sobre cómo utilizar el calor específico, consulta este artículo, https://chemistrytalk.org/specific-heat/.

Dado que la temperatura y el calor tienen una relación directamente proporcional, una gráfica de calor frente a temperatura de una sustancia sin cambios de fase es lineal. Cuando la gráfica incluye los cambios de fase, aparece una extraña pendiente a trozos 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 forma idéntica al calor de fusión.

Curva lineal de calentamiento de una sustancia en una fase. La pendiente es igual a 1/(mC)

Curva de calentamiento de una sustancia para las tres fases.

Entonces, dado que la temperatura y la energía térmica suelen tener una relación directa, ¿por qué no cambia la temperatura durante las transiciones de fase? Para entenderlo, tenemos que investigar la termodinámica de las transiciones de fase.

La termodinámica detrás del calor de fusión

Temperatura y energía interna

En primer lugar, tenemos que hablar de lo que significa realmente «temperatura». Los químicos y los físicos definen la temperatura como la energía cinética media por molécula de una sustancia. La energía cinética depende de la masa y la velocidad de una partícula. Como el calentamiento de una sustancia no implica cambios en la masa molecular, sólo cambia la velocidad de las moléculas. Así, cuando una sustancia absorbe energía calorífica, sus moléculas se mueven más rápidamente, lo que indica un aumento de la temperatura.

Es importante destacar que la temperatura de un sistema es proporcional a una cantidad denominada energía interna del sistema. Por 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 (U) es igual a la suma del calor cedido o absorbido y el trabajo realizado por o sobre el sistema: 

ΔU = q + w

• ΔU: Energía interna; positiva cuando aumenta la temperatura, negativa cuando disminuye (en julios)
• q: Calor; positivo para el calor absorbido, negativo para el calor liberado (en julios)
• w: Trabajo; positivo para el trabajo realizado sobre el sistema, negativo para el trabajo realizado por el sistema (en julios).

Trabajo

Generalmente, cuando se trata de alguna sustancia en un recipiente, el único trabajo que la sustancia puede realizar es trabajo de expansión o compresión. Esto implica que la sustancia cambia de volumen con o contra una presión externa. Sin embargo, solo los gases pueden realizar una expansión o compresión sustancial, y el calor actúa en sentido contrario para mantener la energía interna del gas. Por ejemplo, al calentar un gas (calor positivo), el gas se expandirá (trabajo negativo), con lo que no se producirá ningún cambio en la energía interna. Por otra parte, al comprimir un gas (trabajo positivo), el gas liberará energía calorífica (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 enfría un líquido o un sólido, prácticamente no se realiza ningún trabajo. Por tanto, 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 estado sólido que en estado líquido. En consecuencia, un sólido que se funde en líquido debe realizar una expansión, 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, toda la energía calorífica que se introduce en él se utiliza para expandirlo y convertirlo en líquido. De este modo, el calor y el trabajo de la sustancia se contrarrestan mutuamente, con lo que no se produce ningún cambio en la energía interna, lo que permite que la sustancia permanezca en su punto de fusión hasta que se convierta totalmente en líquido.

Curva de calentamiento de una sustancia para las tres fases. Las líneas de cambio de fase indican intercambio de calor sin cambio de temperatura.

Problemas de práctica de calor de fusión

Problema 1

¿Cuánta energía se necesita para convertir 100g de hielo a -10.0℃ en agua a 10.0℃? El calor específico del hielo es 2.03J/g℃ y el calor específico de agua líquida es 4.18J/g℃.

Problema 2

En lugar de fundirse en líquido, el CO₂ sólido (también conocido como hielo seco) se sublima en gas bajo presión atmosférica a -78.5℃. Apropiadamente, el hielo seco tiene un calor de sublimación de 571J/g. 

Tienes una reacción química que desprenderá aproximadamente 8.00kJ, pero quieres asegurarte de que no se caliente más de -78.5℃ ¿Cuál es el número mínimo de gramos de hielo seco que debes rodear el matraz de reacción para mantenerlo frío? (Sugerencia: querrás suficiente hielo seco para absorber todo el calor por sublimación de forma que no haya calor disponible para calentar la reacción).

Soluciones a problemas de práctica sobre calor de fusión 

1: 39.6kJ

2: 14.0g