Imagina un mar de moléculas diminutas, algunas moviéndose con rapidez y otras con lentitud. A mayor temperatura, más moléculas tienen la energía suficiente para escapar de la atracción de sus vecinas y saltar al estado gaseoso. Este proceso, conocido como vaporización, enfría el líquido que queda atrás, ¡como si las moléculas más "energéticas" se llevaran consigo un poco de calor, quiero decir energía!
Para que la vaporización ocurra a temperatura constante, hay que suministrar calor al líquido, compensando la energía que se llevan las moléculas fugitivas. La cantidad de calor necesaria para vaporizar una cantidad específica de líquido se llama entalpía de vaporización y se mide en kilojulios por mol (kJ/mol).
Cuanto más fuertes sean las fuerzas intermoleculares que unen a las moléculas del líquido, más energía se necesita para separarlas, lo que significa que la entalpia de vaporización será mayor.
El agua, con fuertes enlaces de hidrógeno, tiene una entalpia de vaporización más alta que el alcohol etílico, que a su vez la tiene mayor que el dietil éter.
En cambio, la condensación, el proceso inverso donde el gas se convierte en líquido, libera la misma cantidad de energía, pero en forma de calor, ¡un proceso exotérmico! Es por eso que una quemadura por vapor de agua es más grave que una por agua caliente: el vapor libera mucho más calor al condensarse y luego al enfriarse.
En resumen:
- La entalpia de vaporización ($\Delta H_{vap}$) es la energía necesaria para vaporizar un mol de líquido a temperatura constante. Es un valor positivo porque es un proceso endotérmico.
- Las fuerzas intermoleculares influyen en la entalpia de vaporización: a mayor fuerza, mayor entalpia.
- La condensación libera la misma cantidad de energía que la vaporización, pero en forma de calor (proceso exotérmico).
- Las quemaduras por vapor son más graves que las por agua caliente debido a la mayor cantidad de calor liberado durante la condensación.