Cambios de fase

Cambios de fase Fases son los estados de la materia que pueden existir en equilibrio y en contacto térmicos simultáneamente. Los cambios de fase ocurren cuando algunas de las variables utilizadas en la descripción macroscópica cambian bajo ciertas condiciones de equilibrio; ya sea por agentes externos o internos. La descripción del fenómeno desde el punto de vista termodinámico lleva a utilizar la temperatura y presión como variables; los cuales permanecen constantes durante la transición. La entropía y el volumen son variables durante el proceso. Además, debido a que se realizan bajo condiciones de equilibrio termodinámico, los cambios de fase son reversibles. Las isotermas en los diagramas son horizontales durante las transiciones de fase. Entonces, es posible describir completamente la transición conociendo el estado final y el estado inicial. Es independiente de los estados intermedios, se calculan los potenciales químicos y se encuentran las variables involucradas en la transición. Entre los cambios de fase más conocidos se encuentran: la fusión y la sublimación. Entre los cambios de fase menos conocidos se encuentra el pasar de un arreglo cristalino a otro. Como ejemplo de lo anotado, el grafito se convierte en diamante.   Un punto ordinario de una transición de fase en un diagrama de estado no es únicamente una singularidad matemática de las cantidades termodinámicas de una sustancia. Para cada fase existen desigualdades que no son violadas en ese punto. En el punto de la transición los potenciales químicos son iguales en ambas fases. El punto crítico es un concepto introducido por D.I. Mendeleev en 1860. Indica la región del plano donde la sustancia se vuelve homogénea. Donde existe un punto crítico una transición continua puede efectuarse entre dos estados de la sustancia sin separar las dos fases. Cambio de estado En física y química se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados más estudiados y comunes en la tierra son el sólido, el líquido y el gaseoso; no obstante, el estado de agregación más común en nuestro universo es el plasma, material del que están compuestas las estrellas (si descartamos la materia oscura). La fusión es el cambio de estado de sólido a líquido. la solidificación o congelación es el cambio inverso, de líquido a sólido. La vaporización es el cambio de estado de líquido a gas. la licuación o condensación es el cambio inverso, de gas a líquido. La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas. El cambio inverso recibe el nombre de sublimación regresiva o deposición (es prudente evitar llamar cristalización a dicha transición, por ser "cristalización" un término usado para referirse a un método de purificación). La ionización es el cambio de estado de un gas a plasma. En caso contrario, se le llama deionización. Teoría cinética molecular Los dos parámetros de los que depende que una sustancia o mezcla se encuentre en un estado o en otro son: temperatura y presión. La temperatura es una medida de la energía cinética de las moléculas y átomos de un cuerpo. Un aumento de temperatura o una reducción de la presión favorecen la fusión, la evaporación y la sublimación, mientras que un descenso de temperatura o un aumento de presión favorecen los cambios opuestos. Al calentar la sustancia la agitación de las partículas es mucho mayor, es decir, sube la temperatura. Hay que aclarar que la agitación no es la que provoca el calor, sino que la agitación es el propio calor. Si la sustancia es sólida y la agitación de sus partículas es suficiente, entonces la sustancia puede pasar de ser líquida a gaseosa, dependiendo del grado de agitación de las partículas, facilitando así la fusión, vaporización o sublimación de la sustancia. Por el contrario al enfriar dicha sustancia la agitación de las partículas disminuye y permite realizar los cambios contrarios: solidificación, licuación o condensación, sublimación regresiva. En ninguno de los cambios de estado las partículas se quedan quietas. Cuando las partículas están en estado sólido, vibran; cuando reciben energía en forma de calor aumenta la energía de las vibraciones lo que se traduce como un aumento de temperatura. Llega un momento en el que la vibración es tan alta que vence las fuerzas que mantienen juntas a las partículas, y así se sucede el cambio de estado. De igual forma ocurre con el cambio de estado de líquido a gaseoso. El calor necesario para que se produzca el cambio de estado de una sustancia se llama calor latente (L) Según el cambio de estado que sufra la sustancia puede ser, calor latente de fusión (Lf), calor latente de vaporización (Lv) o calor latente de sublimación (Ls). El calor latente depende de algunos datos: La masa (m) de dicha sustancia. Cantidad de calor Q. La formula es: Cambios de fase. La energía térmica perdida o ganada por los objetos se llama calor. El calor es otra forma de energía que puede medirse solo en función del efecto que produce. El trabajo mecánico puede convertirse en calor. Para medir el calor se emplean las siguientes unidades: Caloría: es la cantidad de calor necesaria para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua. Kilocaloría: cantidad necesaria para elevar en un grado Celsius un kilogramo de agua. Joule: cantidad de energía requerida para elevar la temperatura de un kilogramo de sustancia en 100 grados Kelvin. La diferencia entre calor y temperatura es que el calor depende de la masa y la temperatura no, ya que la temperatura es la medida del promedio de las energías cinéticas de las moléculas y el calor es la suma de las energías cinéticas de las moléculas. Cuando una sustancia absorbe una cantidad dada de calor, la velocidad de sus moléculas se incrementa y su temperatura se eleva. Sin embargo, ocurren ciertos fenómenos curiosos cuando un sólido se funde o un líquido hierve. En estos casos la temperatura permanece constante hasta que todo el sólido se funde o hasta que todo el líquido pase a fase vapor. Si cierta cantidad de hielo se toma de un congelador a -20º C y se calienta, su temperatura se incrementa gradualmente hasta que el hielo comience a fundirse a 0º C; durante el proceso de fusión permanece constante, hasta que todo el hielo pase a agua. Una vez que el hielo se funde la temperatura comienza a elevarse otra vez con una velocidad uniforme hasta que el agua empiece a hervir a 100º C, durante el proceso de vaporización la temperatura permanece constante, si el vapor de agua se almacena y se continúa el calentamiento hasta que toda el agua se evapore de nuevo la temperatura comenzará a elevarse. Calor Latente de Fusión. El cambio de fase de sólido a líquido se llama fusión y la temperatura a la cual este cambio ocurre se le llama punto de fusión. La cantidad de calor necesario para fundir una unidad de masa de una sustancia a la temperatura de fusión se llama calor latente de fusión.  Calor Latente de Vaporización.  El cambio de fase de líquido a vapor se llama vaporización y la temperatura asociada con este cambio se llama punto de ebullición de la sustancia. El calor latente de vaporización de una sustancia es la cantidad de calor por unidad de masa que es necesario para cambiar la sustancia de líquido a vapor a la temperatura de ebullición. Cuando cambiamos la dirección de la transferencia de calor y ahora se quita calor, el vapor regresa a su fase líquida, a este proceso se le llama condensación, el calor de condensación es equivalente al calor de vaporización. Así mismo cuando se sustrae calor a un líquido, volverá a su fase sólida, a este proceso se le llama congelación o solidificación. El calor se solidificación es igual al calor de fusión, la única diferencia entre congelación y fusión estriba en si el calor se libera o se absorbe. Es posible que una sustancia pase de fase sólida a gaseosa sin pasar por la fase líquida; a este proceso se le llame sublimación. La cantidad de calor absorbida por la unidad de masa al cambiar de sólido a vapor se llama calor de sublimación. Presión de vapor La presión de vapor saturada de una sustancia es la presión adicional ejercida por las moléculas de vapor sobre la sustancia y sus alrededores en condiciones de saturación. Gases Reales.  Se puede esperar comportamiento ideal si: 1. no hay fuerzas intermoleculares entre sus moléculas y 2. El volumen ocupado por las moléculas mismas es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que contiene el gas. En los gases reales ninguna de estas condiciones se cumple satisfactoriamente, resultando así desviaciones respecto al comportamiento ideal. Desviaciones del comportamiento ideal.  La desviación de la idealidad es más acentuada a presiones altas y temperaturas bajas, porque a presiones altas las moléculas de un gas están relativamente cerca y como hay menor espacio vacío en el gas, los volúmenes de las moléculas no son despreciables en comparación con el volumen total del gas y por otra parte las fuerzas intermoleculares no son ya tan insignificantes. Las fuerzas intermoleculares también se hacen notables a bajas temperaturas. A temperaturas altas la violencia del movimiento molecular evita que esas fuerzas tengan efecto apreciable, pero a bajas temperaturas la velocidad promedio disminuye y por lo tanto las fuerzas de interacción comienzan a influir en el movimiento molecular. Cualquier expresión algebraica que relacione presión, volumen, temperatura y número de moles se denomina ecuación de estado del gas. De un gas ideal PV= RnT, pero ningún gas real puede describirse exactamente mediante esta ecuación. La ecuación de estado más conocida para gases reales es la de Van der Waals.