Entropía de vaporización

En termodinámica , la entropía de vaporización es el aumento de entropía al vaporizarse un líquido . Esto siempre es positivo, ya que el grado de desorden aumenta en la transición de un líquido en un volumen relativamente pequeño a un vapor o gas que ocupa un espacio mucho mayor. A presión estándar${\displaystyle P^{\ominus }}$⁠ = 1 barra , el valor se denota como ⁠${\displaystyle \Delta S_{\text{vap}}^{\ominus }}$y normalmente se expresa en julios por mol - kelvin , J/(mol·K).

Para una transición de fase como la vaporización o la fusión ( derretimiento ), ambas fases pueden coexistir en equilibrio a temperatura y presión constantes, en cuyo caso la diferencia en la energía libre de Gibbs es igual a cero: ^{[ 1 ]}

${\displaystyle \Delta G_{\text{vap}}=\Delta H_{\text{vap}}-T_{\text{vap}}\times \Delta S_{\text{vap}}=0,}$

dónde${\displaystyle \Delta H_{\text{vap}}}$es el calor o entalpía de vaporización . Dado que se trata de una ecuación termodinámica , el símbolo ⁠${\displaystyle T}$⁠ se refiere a la temperatura termodinámica absoluta , medida en kelvin (K). La entropía de vaporización es entonces igual al calor de vaporización dividido por el punto de ebullición: ^{[ 2 ] [ 3 ]}

${\displaystyle \Delta S_{\text{vap}}={\frac {\Delta H_{\text{vap}}}{T_{\text{vap}}}}.}$

Según la regla de Trouton , la entropía de vaporización (a presión estándar) de la mayoría de los líquidos tiene valores similares. El valor típico se da de diversas maneras como 85  J/(mol·K), ^{[ 3 ]} 88  J/(mol·K) ^{[ 4 ]} y 90  J/(mol·K). ^{[ 1 ]} Los líquidos con enlaces de hidrógeno tienen valores algo más altos de ⁠${\displaystyle \Delta S_{\text{vap}}^{\ominus }.}$[ ^{4 ]​}

• Entropía de fusión