5.6. Cambios de estado - Diagramas de calentamiento - Diagramas de fase

Cambios de estado

Hemos visto que en los diferentes estados que presenta la materia, la intensidad de las fuerzas intermoleculares es diferente, lo cual le confiere distintas características a cada estado, como se resume en el siguiente video:

Piensa ahora en lo siguiente:

Retiras del congelador, unos cubos de hielo, H2O(s), para colocarlos en tu refresco, pero en ése momento dos de tus amigos tocan el timbre, sales a ver y te quedas conversando con ellos ...... ¿qué habrá pasado cuando regresas?, ¿qué encuentras?, ¿por qué se "derritió" (el término apropiado es "se fundió") el hielo?, ¿este proceso necesitó o liberó calor?

 

Una fría noche de invierno, tus compañeros y tú están estudiando en tu casa, por lo que pones a hervir un poco de agua, H2O(l), para que puedan servirse una reparadora taza de café. Mientras que el agua hierve o "ebulle", ¿qué observas?, ¿qué es ese "humo" (el término es "vapor") que observas que sale del envase?, ¿por qué se forman esas burbujas que ascienden desde el fonda hasta la superficie?, ¿de qué son? Evidentemente  proporcionaste calor para que se produzca el proceso de la ebullición.

 

Conoces el "hielo seco", CO2(s), aquel que usan por ejemplo, los heladeros en las carretillas, para mantener la temperatura que necesitan para preservar en buen estado sus productos. Cuando un trozo de hielo seco se deja a la intemperie, se observa lo mostrado en la figura de la izquierda. Se ve una especie de "humo" que se desprende de él, ¿qué es?, al cabo de cierto tiempo, todo el hielo seco "desaparece" sin dejar "huella". Lo que ha ocurrido es una sublimación, ¿el proceso necesitó o liberó calor?

 

Podemos establecer que: los cambios de fase, o las transformaciones de una fase a otra, ocurren cuando a una sustancia se le agrega o se le quita energía (en general, en forma de calor).

Equilibrio sólido – líquido
 
El punto de fusión de un sólido o el punto de congelamiento de un líquido es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en el equilibrio. El punto de fusión normal, o de congelamiento normal de una sustancia, es la temperatura a la cual una sustancia se funde, o congela, a 1 atm de presión.

Equilibrio líquido - vapor

El punto de ebullición de un líquido o punto de condensación de un gas es la temperatura a la cual las fases líquida y gaseosa coexisten en equilibrio. El punto de ebullición normal, o de condensación normal de una sustancia, es la temperatura a la cual una sustancia hierve o se condensa, a 1 atm de presión.
 
 
Equilibrio sólido - vapor
 
El proceso durante el cual las moléculas pasan directamente del estado sólido a la fase vapor, se conoce como sublimación. El proceso inverso se denomina deposición o cristalización
 
 

Los cambios de fase son cambios físicos que se caracterizan por variaciones en el orden molecular; las moléculas de la fase sólida tienen mayor ordenamiento mientras que en la fase gasmayor desorden.

 

 
 
Resumiendo de otra manera:
 
 
Curva de calentamiento
 
Cuando a determinada presión, se calienta una cantidad de sustancia, se puede trazar la curva de calentamiento, como se muestra en la siguiente figura:
 
 
Las condiciones iniciales de presión y temperatura a las que se encuentra la sustancia sólida, se representan por el punto A, luego se la somete a una fuente constante de calor. Conforme se calienta la sustancia, sus moléculas van incrementando su contenido de energía cinetica hasta llegar al punto B, donde la energía recibida se transforma en energía potencial, manteniéndose constante el contenido de energía cinética, de modo que las moléculas van pasando al estado liquido, produciéndose la fusión del sólido. En el tramo BC se establece el equilibrio sólido - líquido y se mantiene constante la temperatura, que corresponde a la temperatura de fusión, Tfus, de la sustancia, a la presión de trabajo. En este tramo, la cantidad de calor absorbido se denomina calor o entalpía de fusión, ΔHfus.
 
En el punto C, todas las moléculas se encuentran en el estado líquido y nuevamente incrementan su contenido de energía cinética hasta llegar al punto D, donde el calor absorbido se transforma en energía potencial y se mantiene constante la energía cinética, estableciéndose el equilibrio líquido - vapor en el tramo DE, iniciándose la evaporación de la sustancia. La temperatura en éste intervalo se denomina temperatura de ebullición, Teb, de la sustancia a la presión de trabajo y la cantidad de calor absorbida se denomina calor o entalpía de vaporización, ΔHvap. En el punto E, toda la sustancia se encuentra en la fase vapor y el calor recibido se transforma en energía cinética, obteniendo en el punto F, el vapor sobrecalentado.
 

Observaciones

En los cambios de fase, a pesar de aumentar la cantidad del calor añadido, no hay un aumento de la temperatura.

La cantidad de calor que se absorbe durante la evaporación es mayor que el calor absorbido durante la fusión. ¿Por qué?

En el siguiente video puedes apreciar una simulación de lo que ocurre a nivel molecular, cuando se calienta una sustancia, a determinada presión:

 

Ejercicio

Si en lugar de calentar la sustancia sólida, una cierta masa de gas, a determinada presión, se somete a un enfrimiento paulatino, el gráfico que se obtiene se denomina diagrama de enfriamiento,

  • analiza qué ocurre con las fuerzas intermoleculares conforme se va enfriando la sustancia, 
  • traza el diagrama de enfriamiento.
 
Se denomina calor molar de fusión, ΔHfus, a la cantidad de energía necesaria, en kJ/mol, para fundir un mol de un determinado sólido. 
 
El calor molar de vaporización, ΔHvap, es la cantidad de energía necesaria, en kJ/mol, para evaporar un mol de un líquido determinado. 
 
El calor molar de sublimación, ΔHsub, es la cantidad de energía necesaria, en kJ/mol, para sublimar un mol de un determinado sólido. 
 
 
Diagramas de fase
 
Los diagramas de fase son gráficos que proporcionan información acerca de las condiciones de P y T en las cuales una sustancia puede existir en alguna(s) de sus tres fases, sólido, líquido o gas. Todo diagrama de fases presenta las siguientes características:
  • Es un diagrama presión versus temperatura.
  • Presenta un punto triple, A, donde las tres fases sólido, líquido y gas se encuentran en equilibrio.
  • Presenta un punto crítico, B, que es el extremo de la curva de presión de vapor. La temperatura en este punto se llama temperatura crítica y la presión se denomina presión crítica. A temperaturas mayores a la temperatura crítica una sustancia no se puede licuar (pasar de gas a líquido), independientemente de lo elevada que sea la presión.
El aspecto general del diagrama de fases es el siguiente:
 

Los diagramas de fase permiten predecir los cambios de punto de fusión, punto de ebullición y punto de sublimación de una sustancia, debido a las variaciones de la presión externa.

 
También se pueden anticipar las direcciones de las transiciones de las fases producidas por los cambios de temperatura y presión.
 
Si analizamos el diagrama de fase para el agua, H2O, observamos que al aumentar la presión por encima de 1 atm, aumenta el punto de ebullición y disminuye el punto de fusión. Por su parte, una disminución en la presión, produce un punto de ebullición menor e incrementa el punto de fusión.
 
 
 
A continuación observamos el diagrama de fases del dióxido de carbono, CO2, conocido como hielo seco, donde podemos observar el punto normal de sublimacion:
 
 
Observaciones
 
En los diagramas de fase mostrados, existe una gran diferencia en la pendiente de la curva entre las fases sólida y líquida: en el caso del agua es negativa, mientras que en el del CO2 (como la mayoría de las sustancias) es positiva.
 
El agua se comporta de manera excepcional porque el hielo es menos denso que el agua líquida: cualquier muestra de agua en forma de hielo ocupa un volumen mayor que el que ocupa como agua líquida, debido al gran espacio vacío, originado por la formación de los puentes de hidrógeno.

En el siguiente video puedes observar la presencia del punto triple en el alcohol ter-butílico:

 

Ejercicio

Analiza cada uno de los diagramas de fase, del agua y del dióxido de carbono, y completa la siguiente tabla:

punto H2O CO2
temperatura presión temperatura presión
triple        
crítico        
normal de ebullición        
normal de fusión        
normal de sublimación        

 

Ejercicios

Explica brevemente las siguientes observaciones:

Por qué cuando añades cubos de hielo a un vaso de agua, refresco o gaseosa, o cuando sacas tu gaseosa de la refrigeradora, se forman gotas en las paredes externas del recipiente.

 

 

Por qué cuando hierve agua en un recipiente tapado, en el momento de la ebullición, "baila" la tapa.

 

Ejercicio

Observa los dos diagramas que se muestran a continuación y:

  • relaciona los puntos A, B, C, D, E y F del diagrama de enfriamiento que se produce a la presión P, con los puntos 1, 2, 3 y 4 del diagrama de fases.
  • explica brevemente lo que sucede en cada uno de ellos y lo que representan.
  • indica lo que sucede en los intervalos mostrados en ambos diagramas.