Por Jack Brubaker, actualizado el 24 de marzo de 2022
La sublimación es la transición directa de un sólido a gas, sin pasar por la fase líquida. Debido a que el proceso absorbe energía, se clasifica como endotérmico. Los científicos cuantifican la energía requerida y la expresan como calor de sublimación, generalmente en julios por gramo (J/g) o julios por mol (J/mol).
Siga las instrucciones del fabricante para ensamblar el calorímetro. Asegúrese de que el recipiente esté sellado, que el termómetro esté colocado correctamente y que la muestra esté lista para su introducción.
Registre la temperatura inicial del agua y la temperatura final después del evento de sublimación. Calcule el cambio de temperatura (ΔT) restando el valor final del inicial. Por ejemplo, si el agua se enfría de 55,0 °C a 22,6 °C, ΔT =22,6 °C – 55,0 °C =–32,4 °C.
Utilice la fórmula Q =m × c × ΔT, donde m es la masa del agua (1 ml ≈ 1 g) y c es la capacidad calorífica específica del agua (4,184 Jg⁻¹°C⁻¹). Con 200 ml de agua, m =200 g, ΔT =–32,4 °C, la pérdida de calor es Q =200 g × 4,184 Jg⁻¹°C⁻¹ × (–32,4 °C) =–27 100 J. El signo negativo indica pérdida de calor; la sustancia que sublima gana la misma cantidad de calor.
Divida la magnitud del calor absorbido por el material que sublima por su masa. Si se usaron 47,5 g de la sustancia, el calor de sublimación es 27.100 J ÷ 47,5 g =571 Jg⁻¹.
