El equilibrio de fases se refiere al estudio del equilibrio que existe entre o en los diferentes estados de la materia, es decir, sólido, líquido y gaseoso.
El equilibrio es definido como una etapa en donde el potencial químico de cualquier componente que se encuentre en el sistema permanece constante en el tiempo.
Una fase es una región en donde la interacción intermolecular existente es espacialmente uniforme, por lo cual las propiedades físicas y químicas del sistema son iguales en toda la región. Por ejemplo, el agua puede existir en varias fases, pero el agua tiene un composición química uniforme H2O, pero una fase también debe ser homogénea físicamente a través de toda su extensión, no puede tener más de un estado de agregación, pues se estaría hablando de un sistema heterogéneo con más de una fase mezclada.
Cuando nos referimos a un sistema de un solo componente se habla de los sistemas monocomponentes, estos contienen un solo componente, o multicomponente formado por varias sustancias las cuales pueden o no, reaccionar químicamente.
En estos sistemas la estabilidad relativa de las fases sólida, líquida o gaseosa, es determinada por la temperatura y la presión a las cuales se encuentran las sustancias, de allí se determina su estado de agregación.
Presión de Vapor.
La presión de vapor se refiere a la presión ejercida cuando la fase de vapor está en equilibrio dinámico con la fase líquida. Si la presión parcial del gas es mayor que Pv, parte del vapor se condensa, si es menor parte del líquido se evapora, alcanzando el equilibrio cuando se igualan ambas presiones. Su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas.
En estado de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado. Esta propiedad posee una relación directamente proporcional con las fuerzas moleculares, ya que cuanto mayor sea el módulo de las mismas, mayor será la cantidad de energía entregada (ya sea en forma de calor u otra manifestación) para vencerlas y producir el cambio de estado.
Temperatura de ebullición.
Representa la temperatura a la que la presión de vapor del líquido es igual a la presión de 1 bar (o 1 atm), es la temperatura a la cual se produce la transición de la fase líquida a la gaseosa.
Ecuación de Clausius-Clapeyron.
La presión de vapor de un líquido aumenta con la temperatura y disminuye con la entalpía de vaporización, según la ecuación
La cual fue obtenida por Clausius de forma experimental y deducida posteriormente por Clapeyron a partir de las leyes termodinámicas. ΔS° es el cambio de entropía al pasar de un estado a otro.
Diagramas de Fases.
Los diagramas de fases son representaciones de temperatura (en algunos caso presión) frente a composición, en las que de forma gráfica se representa los intervalos de temperatura (o presión) en los que ciertas fases, o mezclas de fases, existen en condiciones de equilibrio termodinámico.
Regla de las fases
Los diagramas de equilibrio de fases se basan en la regla de las fases que establece, que permite caracterizar completamente sistemas termodinámico, permitiendo así conocer el valor del número de variables dependiente, mediante la fórmula
F + L = C + 2
En donde F es el número de fases presente en el sistema, L número de variables independientes (grados de libertad del sistema) y C el número de componentes químicos del sistema, en el caso de sustancias puras C = 1
Cuando en el sistema ocurren r reacciones químicas, el número de variables independientes se reducen
Además, si existen relaciones estequiométricas o de conservación de la electronegatividad, el número de variables intensivas independientes es menor.
Diagrama de fase en sistemas de un solo componente
En estos sistemas las variables independientes se reducen a temperatura y presión
- El sistema será bivariante (L=2) si sólo está presente una fase
- El sistema será univariante (L=1) si coexisten dos fases
- El sistema será invariante (L=0) si coexisten tres fases.
Este diagrama de fases indica las regiones de temperatura y presión donde un determinado componente se encuentra en un estado de la materia (sólido, líquido o gas); así como también las curvas donde se produce el equilibrio entre las diferentes fases.
En la siguiente figura se muestra el diagrama de fases del agua, es de notar que no está a escala, ya que existe una separación entre los principales puntos. De hacerlo a escala no se podrían distinguir los puntos que se encuentran a muy baja temperatura y presión, tal como el punto triple y el punto de fusión normal.
A la presión de 1 atmósfera se la conoce como la presión normal, y es la presión promedio que se tiene al nivel del mar. La temperatura de fusión y ebullición a esta presión se conocen como temperatura de fusión normal y temperatura de ebullición normal. La temperatura de fusión normal del agua es 0 °C, y la temperatura de ebullición normal es de 100 °C.
El punto triple, donde coexisten las tres fases, está una temperatura de 0.01 °C, muy cercana a la temperatura de fusión normal, pero a una presión muy baja, de solo 0.006 atm.
El punto crítico se encuentra a 374 °C y 218 atmósferas. Entre 1 atm y 218 atm. hay un incremento constante en la temperatura de ebullición del agua. Esto quiere decir que el agua se mostrará en su fase líquida a temperaturas mayores a 100 °C y a presiones mayores de 1 atm.
Integrantes:
Jennifer Delgado
Rodrigo Gonzalez
Asdrubal Velázquez
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