Chaleur latente vs chaleur spécifique
Chaleur latente
Lorsqu'une substance subit un changement de phase, l'énergie est absorbée ou libérée sous forme de chaleur. La chaleur latente est la chaleur qui est absorbée ou libérée par une substance lors d'un changement de phase. Ces changements de chaleur ne provoquent pas de changements de température car ils sont absorbés ou libérés. Les deux formes de chaleur latente sont la chaleur latente de fusion et la chaleur latente de vaporisation. La chaleur latente de fusion a lieu pendant la fusion ou la congélation, et la chaleur latente de vaporisation a lieu pendant l'ébullition ou la condensation. Le changement de phase libère de la chaleur (exothermique) lors de la conversion du gaz en liquide ou du liquide en solide. Le changement de phase absorbe de l'énergie/chaleur (endothermique) lors du passage du solide au liquide ou du liquide au gaz. Par exemple, à l'état de vapeur, les molécules d'eau sont très énergétiques et il n'y a pas de forces d'attraction intermoléculaires. Ils se déplacent comme de simples molécules d'eau. Par rapport à cela, les molécules d'eau à l'état liquide ont de faibles énergies. Cependant, certaines molécules d'eau sont capables de passer à l'état de vapeur si elles ont une énergie cinétique élevée. A température normale, il y aura équilibre entre l'état vapeur et l'état liquide des molécules d'eau. Lors du chauffage, au point d'ébullition, la plupart des molécules d'eau seront libérées à l'état de vapeur. Ainsi, lorsque les molécules d'eau s'évaporent, les liaisons hydrogène entre les molécules d'eau doivent être rompues. Pour cela, de l'énergie est nécessaire, et cette énergie est connue sous le nom de chaleur latente de vaporisation. Pour l'eau, ce changement de phase se produit à 100 oC (point d'ébullition de l'eau). Cependant, lorsque ce changement de phase se produit à cette température, l'énergie thermique est absorbée par les molécules d'eau pour rompre les liaisons, mais cela n'augmentera pas davantage la température.
La chaleur latente spécifique signifie la quantité d'énergie thermique nécessaire pour convertir complètement une phase en une autre phase d'une unité de masse d'une substance.
Chaleur spécifique
La capacité thermique dépend de la quantité de substance. La chaleur spécifique ou capacité thermique spécifique (s) est la capacité thermique qui est indépendante de la quantité de substances. Elle peut être définie comme "la quantité de chaleur nécessaire pour élever la température d'un gramme d'une substance d'un degré Celsius (ou d'un Kelvin) à une pression constante". L'unité de chaleur spécifique est Jg-1oC-1 La chaleur spécifique de l'eau est très élevée avec la valeur de 4,186 Jg -1oC-1 Cela signifie que pour augmenter la température de 1 oC d'1 g d'eau, 4,186 J d'énergie calorifique est nécessaire. Cette haute valeur se retrouve pour le rôle de l'eau dans la régulation thermique. Pour trouver la chaleur nécessaire pour augmenter la température de t1 à t2 d'une certaine masse d'une substance, l'équation suivante peut être utilisée.
q=m x s x ∆t
q=chaleur requise
m=masse de la substance
∆t=t1-t2
Cependant, l'équation ci-dessus ne s'applique pas si la réaction implique un changement de phase. Par exemple, cela ne s'applique pas lorsque l'eau passe en phase gazeuse (au point d'ébullition) ou lorsque l'eau gèle pour former de la glace (au point de fusion). En effet, la chaleur ajoutée ou retirée lors du changement de phase ne modifie pas la température.
Quelle est la différence entre la chaleur latente et la chaleur spécifique ?
• La chaleur latente est l'énergie absorbée ou libérée lorsqu'une substance subit un changement de phase. La chaleur spécifique est la quantité de chaleur nécessaire pour élever la température d'un gramme d'une substance d'un degré Celsius (ou d'un Kelvin) à une pression constante.
• La chaleur spécifique ne s'applique pas lorsqu'une substance subit un changement de phase.
• La chaleur spécifique provoque un changement de température alors que dans la chaleur latente, il n'y a pas de changement de température impliqué.
