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Cambios de fases Usamos el término fase para describir un estado específico de la materia, como sólido, líquido o gas. También se los puede conocer como estados de la materia. Puede ocurrir un cambio o una transición de una fase a otra, cuyo proceso se denomina cambio de fase.

Calor de transformación. Puntos fijos. Vaporización. Evaporación y ebullición. Presión del vapor saturado. Ecuación de Clausiuis – Clapeyron. Licuefacción de gases. Efecto Thompson-Joule

Calor de transformación Toda sustancia puede presentar un cambio físico, es decir, puede cambiar su forma o consistencia, sin perder sus propiedades químicas. Siempre se trata de la misma sustancia. Una sustancia puede experimentar un cambio en su temperatura, cuando intercambia energía entre el interior de la sustancia y su entorno. En las características físicas de una sustancia se pueden observar estos cambios; por ejemplo, cuando pasan de un estado a otro. Es decir, cuando se produce un cambio de fase, ocurren estos cambios. Estos cambios de fase se dan por un cambio de la energía interna de la sustancia. Estos cambios de fase pueden ser: 

De sólido a líquido: se llama fusión.



De líquido a gas: se llama vaporización .



De gas a líquido: se llama condensación .



De líquido a sólido: se llama solidificación .



De solido a gas: se llama sublimación.

Figura 1

Fuente: Wikispaces, s.f., recuperado de http://goo.gl/zCfM8E

Podemos ver a través de un ejemplo muy sencillo el cambio de fases que sufre el agua, para comprobar cómo se realiza el cambio de estado de esta sustancia. Cuando el agua se encuentra en estado líquido, a una temperatura ambiente, y se la somete a una temperatura de 0°C, lo que ocurre, al disminuir la temperatura, es que el agua se convierte en hielo, es decir, se solidifica. Por lo tanto, el cambio de estado que se produce aquí es el de Solidificación. Cuando el agua está a temperatura ambiente, en estado líquido, y es sometida a altas temperatura, el agua pasa a estado gaseoso, es decir, se produce la evaporación del agua o también llamada Ebullición.

Figura 2

Fuente: Wordpress, s.f., recuperado de https://goo.gl/AsWeQN

Por ejemplo, el llenar una cubetera con agua, estado líquido, se la coloca dentro de un congelador, al cabo de un tiempo se forman cubitos de hielo, cambio de estado líquido a sólido.

Figura 3

Fuente: Slideshare, s.f., recuperado de http://goo.gl/avXLjM

Otro ejemplo de cambio de estado sería colocar un recipiente con agua sin tapa. De este estado líquido, al fuego, al pasar un tiempo, se observará que saldrá vapor del recipiente, de modo que está cambiando al estado gaseoso.

Figura 4

Fuente: Dreamstime, s.f., recuperado de http://goo.gl/TT2xFU

De modo que para que sean factibles estos cambios de fase, en cualquier sustancia, es necesario que ocurra un cambio en la energía interna de la sustancia. La cantidad de calor por unidad de masa transferido durante un cambio de fase se llama calor de transformación o calor latente (L). Es decir, es la cantidad necesaria para transformar o cambiar de estado cada gramo de sustancia. Siempre es directamente proporcional a la masa. El calor total transferido en un cambio de fase es, entonces: 𝑸 = 𝒎. 𝑳 Donde: m= masa de la muestra que cambia de fase. L = calor latente En un principio, los científicos definieron al calor en función de los cambios de temperatura que producía en un cuerpo; tiempo después, se determina que el calor es una forma de energía. En consecuencia, se definió una unidad de medida para el calor. A ésta se la denomina como caloría (cal), que significa la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 g (un gramo) de 14°C a 15°C. En la actualidad, el calor ya reconocido como un tipo de energía, se utiliza cada vez más la unidad de J (Joule). Para ello, es necesario comprender la equivalencia que existe entre las dos unidades: el Joule y la Caloría. Esta equivalencia está determinada y se relaciona de la siguiente manera: 1 cal cal= = 4,1 4,186 86 J

Puntos fijos Se denominan Puntos Fijos a puntos característicos en los que, mediante procesos experimentales, se demostró que algunos fenómenos se reproducen siempre en las mismas condiciones. Los puntos fijos son dos: 

El primer punto fijo o punto de congelación: es el punto de fusión del hielo y es el estado térmico en que aparecen en equilibrio los estados sólidos y líquido del agua pura, siempre a presión constante de 1 atm.



El segundo punto fijo o punto de ebullición: es el punto de ebullición del agua y es el estado térmico del vapor de agua en ebullición, siempre a presión constante de 1 atm.

Figura 5

Fuente: Físicanet, s.f., recuperado de http://goo.gl/5UV4Bz

El equilibrio entre un líquido y su vapor no es el único equilibrio dinámico que puede existir entre estados de la materia. Bajo condiciones apropiadas de temperatura y presión, un sólido puede estar en equilibrio con su estado líquido o incluso con su estado de vapor. Un diagrama de fases es una forma gráfica de resumir las condiciones bajo las cuales se da un equilibrio entre estados diferentes de la materia. También nos permite predecir la fase de una sustancia que es estable a cualquier temperatura y presión. La forma general de un diagrama de este tipo para una sustancia que presenta las tres fases, lo podemos observar en la siguiente imagen.

Figura 6: Diagrama de fases del agua

Fuente: Blog.es, s.f., recuperado de http://goo.gl/UtPjun

El diagrama contiene tres curvas importantes y cada una representa las condiciones de temperatura y presión en las que pueden coexistir varias fases en equilibrio. 1) La línea de A a B es la curva de presión de vapor líquido. Representa el equilibrio entre las fases líquidas y gaseosas. El punto de esta curva, donde la presión de vapor es de 1 atm, es el punto de ebullición normal de la sustancia. 2) La curva de presión de vapor termina en el punto crítico B, que es la temperatura crítica y la presión de la sustancia. Más allá del punto crítico, las fases líquida y gaseosa son indistinguibles. 3) La línea A a C representa la variación en la presión de vapor del sólido, a medida que se sublima a temperaturas diferentes. La línea desde A hasta D representa el cambio en el punto de fusión del sólido cuando aumenta la presión.

Esta línea suele presentar una pendiente ligeramente hacia la derecha a medida que la presión aumenta. Para la mayor parte de las sustancias, el estado sólido es más denso que el líquido y un aumento en la presión favorece la fase sólida, que es más compacta. Así, se requieren temperaturas más elevadas para fundir un sólido a mayores presiones. El punto de fusión de una sustancia es idéntico a su punto de congelación. Los dos difieren solamente en la dirección desde la cual se considera el cambio de fase. El punto de fusión de 1atm, es el punto de fusión normal.

El punto A, que es la intersección de las tres curvas, se conoce como Punto Triple. Las tres fases están en equilibrio a esa temperatura y presión. Cualquier otro punto sobre las tres curvas representa un equilibrio entre dos fases. Cualquier punto sobre el diagrama que no caiga sobre una línea corresponde a las condiciones en las que sólo existe una de las tres fases. Puedes observar que la fase gaseosa es estable a presiones bajas y temperaturas elevadas. La fase sólida es estable a temperaturas y presiones altas. El rango de estabilidad para los líquidos se encuentra entre las otras dos regiones.

Vaporización Es muy común que en la vida cotidiana utilicemos los términos vaporización, evaporación o ebullición para tratar de indicar lo mismo. Sin embargo, esto es erróneo, ya que cada término tiene un significado diferente. Aquí desarrollaremos y explicaremos el término de vaporización. La vaporización es el paso del estado líquido hacia el estado de vapor. Pero existen tres formas en que ese cambio de estado puede ocurrir, dado que su velocidad puede variar, dependiendo de la cantidad de energía suministrada, es decir, según el calor que se suministre. Esas tres formas son la evaporación, la ebullición y la calefacción.

Se llama Calor de Vaporización a la energía necesaria para cambiar 1 gramo de sustancia en estado líquido, al estado gaseoso en el punto de ebullición. Esta energía rompe las fuerzas atractivas intermoleculares y también debe proveer la energía necesaria para expandir el gas. Podemos cuantificar el calor necesario para pasar de un estado a otro de una sustancia, con aplicar simplemente la fórmula de calor latente que se desarrolló anteriormente. Q= m.L En este caso, como se utilizarán las constantes de calor latente de vaporización, es que le agregaremos el subíndice V, para que se comprenda qué constante se utilizó. Q= m.Lv Para determinar el valor de las constantes de calor de vaporización, se realizaron procesos experimentales para cada sustancia, de allí se tomaron los datos y se elaboraron tablas en las cuales nosotros podemos recurrir para utilizar esos datos. Es decir, los valores de calor de vaporización ya están determinados, por lo cual se consideran constantes. Podemos realizar un ejemplo, para que quede más claro el concepto. Ejercicio: Calcula el calor necesario para vaporizar 100 gr de agua a 100°C. Utilizaremos entonces, en primer lugar, los datos que indican la tabla de abajo. Sabemos que la sustancia es agua; por lo tanto, buscamos el valor de calor de vaporización del agua, el cual es: 2256 x 10 3 J/kg Utilizaremos la fórmula antes mencionada: Q= m.Lv Sabiendo que m= masa, como el dato de la tabla esta en Kg, pasaremos los 100 gr a Kg. Lo cual quedaría: 0,1 kg Ahora sí procederemos a calcular el calor necesario: Q= 0,1kg x (2256 x103 ) J/Kg Se simplifican las unidades Kg de cada término. Y el resultado obtenido será en Joules, J. Q= 225600 J. Es el calor que se necesita.

Figura 7

Fuente: Sears, Zemansky, Young y Freedman, 2009, p. 589.

Evaporación y ebullición Como dijimos anteriormente, la evaporación y la ebullición son dos maneras de producirse la vaporización. Definiremos cada término para una mejor comprensión: 

Evaporación: éste término se utiliza cuando la vaporización se produce a la temperatura del ambiente, es decir, no se somete a una temperatura externa ni diferente a la que ya hay en el ambiente. El proceso, ocurre a cualquier presión, y se caracteriza porque se produce lentamente. La evaporación siempre ocurre sobre la superficie del líquido, no se observa burbujeo en el líquido. Un ejemplo de éste proceso, seria cuando se evaporan los ríos o lagos, esto ocurre a la temperatura ambiente y sobre la superficie únicamente. Sin embargo, la evaporación siempre ocurre en una temperatura inferior a la ebullición. Algunos autores consideran que la evaporación es lo mismo que vaporización, pero la gran mayoría hace esta diferenciación.



Ebullición: la ebullición, a diferencia de la evaporación, ocurre cuando el líquido es sometido a una temperatura mayor a la de ambiente. Dicha

temperatura a la que ebulliciona un líquido será específica de cada sustancia. Se observan burbujas en todo el líquido, no sólo en la superficie, ocurre de forma más rápida y se distingue notablemente el vapor que se va desprendiendo del líquido. Un ejemplo de ebullición seria, cuando colocamos agua en el fuego de una hornalla de la cocina. Sabemos que el punto de ebullición del agua, o mejor dicho la temperatura a la que ebulliciona el agua es de 100°C (considerando que estamos a una presión de 1 atm). Cuando el recipiente alcanza dicha temperatura, se observan burbujas en el líquido, y al cabo de un tempo se distingue el vapor que se desprende, ese es el proceso de ebullición. Comienza entonces a formar burbujas de vapor en el fondo del recipiente, porque inicialmente la presión del vapor dentro de la burbuja es menor que la presión atmosférica. Pero, a medida que va ganando energía, la presión del vapor aumenta, venciendo la presión atmosférica y subiendo para la superficie, donde las burbujas explotan, liberando el vapor para el ambiente. El punto de ebullición de cada sustancia va a variar según la presión atmosférica. Por ejemplo, analicemos el agua. A una presión atmosférica de 1atm, el agua ebulliciona a 100°C, pero si la presión aumenta la temperatura de ebullición también será mayor a 100°C, mientras que si la presión baja, es decir, es menor a 1atm, la temperatura de ebullición será menor a 100°C. Lo mismo ocurre con cualquier sustancia liquida, dependiendo siempre de la temperatura de ebullición normal que tengan. Para concluir podemos destacar las diferencias entre los dos procesos, la evaporación se produce a temperatura ambiente, lentamente y sobre la superficie del líquido, mientras que para ebullición se debe aumentar la temperatura, ocurre en todo el líquido y depende de la presión atmosférica.

Figura 8: Ejemplo de evaporación

Fuente: Imgblogs, s.f., recuperado de http://goo.gl/UtPjun

Un claro ejemplo es la evaporación del agua de algún río, por el cual después se formarán las nubes. Otro caso podría ser, por ejemplo, secar ropa a la intemperie, por acción del calor del sol.

Figura 9: Ejemplo de ebullición

Fuente: Slideshare, s.f., recuperado de http://goo.gl/1SEhM3

En ese caso, vemos cómo inicia el proceso de ebullición, el cual ya fue explicado anteriormente. Luego del proceso de la imagen anterior, continúa lo que se muestra en la siguiente, donde ya se puede observar el vapor saliendo del recipiente.

Figura 10

Fuente: cocina.org, s.f., recuperado de http://goo.gl/5FY2d2

Presión del vapor saturado Suponga que en un experimento colocamos alcohol etílico (etanol) en un envase cerrado al vacío. El etanol comienza rápidamente a evaporarse. Como resultado, la presión ejercida por el vapor en el espacio por encima del líquido empieza a aumentar. Después de poco tiempo, la presión del vapor alcanza un valor constante, llamado presión de vapor de la sustancia. A nivel molecular, le encontramos una explicación, para así entender de mejor manera éste fenómeno de presión de vapor. Algunas moléculas de la superficie del líquido poseen suficiente energía para escapar de las fuerzas de atracción de sus moléculas vecinas. Cuando más débiles son las fuerzas de atracción, mayor cantidad de moléculas podrán escapar a la fase gaseosa y, por lo tanto, mayor será la presión del vapor. El movimiento de moléculas de la fase líquida a la fase gaseosa sucede continuamente. No obstante, a medida que aumenta la cantidad de moléculas en la fase gaseosa, aumenta la probabilidad de que una molécula choque con la superficie del líquido y se adhiera a ella. Eventualmente, la cantidad de moléculas que regresan al líquido iguala exactamente en la que escapan de él. Entonces, el número de moléculas en la fase gaseosa alcanza un valor uniforme, y la presión del vapor, en esta etapa, se hace constante.

La condición en la cual dos procesos opuestos se efectúan simultáneamente a velocidades iguales se denomina equilibrio dinámico. Un líquido y su vapor están en equilibrio cuando la evaporación y la condensación se efectúan a velocidades iguales. Un observador puede llegar a la conclusión de que nada ocurre durante un equilibrio, porque no hay cambio en el sistema. Sin embargo, un gran número de moléculas pasa continuamente del estado líquido al gaseoso y viceversa. Todo equilibrio entre estados diferentes de la materia posee éste carácter dinámico.

La presión de vapor de un líquido es la presión ejercida por su vapor cuando el estado líquido y el gaseoso están en equilibrio dinámico. Por ejemplo, si se coloca una olla con agua al fuego, pero el recipiente está tapado, se puede observar que, a pesar de que el líquido esta en ebullición, no se seca la olla. Esto se debe al equilibrio que hay entre las fases líquida y gaseosa (vapor). Sin embargo, si se destapa el recipiente, veremos que el vapor comienza a irse por el aire y el nivel de agua se irá bajando. Esto ocurre porque no hay un equilibrio entre las fases. En el momento en que existe un equilibrio dinámico, entre la fase líquida y la fase gaseosa, se dice que hay una presión de vapor saturada. Cuando se calienta un líquido en un recipiente abierto, al comenzar a hervir, la presión de vapor del líquido alcanzara en algún momento el mismo valor de la presión atmosférica. Sin embargo, si la presión atmosférica es menor a la presión de vapor del líquido, éste no comenzara a hervir.

Figura 11

Fuente: Ecured, s.f., recuperado de http://goo.gl/sfssvl

Hay factores que afectan a la presión de vapor. Entre ellos podemos considerar:  

La naturaleza del líquido. La temperatura.

La naturaleza del líquido influye en la presión de vapor. Lo entenderemos con la siguiente explicación: Al hablar de presión de vapor de un líquido, nos da a entender la volatilidad que tendrá el mismo. Para comprender mejor el concepto, por ejemplo, consideremos algunas sustancias volátiles como el éter y el gasoil, éstos tienen una presión de vapor saturado alta. Si colocamos alguno de estos líquidos en un recipiente y lo cerramos mantendrán una presión mayor que otras sustancias menos volátiles. Se observara cuando, en épocas de mayor temperatura ambiente, al destapar el envase presenta una presión en el interior del mismo. Sin embargo, si hacemos lo mismo pero con agua, la cual tiene una menor volatilidad, por lo tanto menor presión de vapor, al destapar el envase no notaremos ninguna presión interna. Otro factor era la Temperatura que también influye en la presión de vapor porque: La presión de vapor en los líquidos, aumenta al elevar la temperatura. Sin embargo, esto no significa que mantengan una relación directa, por ejemplo, si se triplica la temperatura no quiere decir que también se triplicara la presión de vapor, pero si aumentara. Es decir, que para cada valor de temperatura le corresponde un valor determinado de presión de vapor y éste variara dependiendo de la sustancia que se trate. Esto se puede explicar porque al aumentar la temperatura de un líquido, se le está dando energía, lo que significa que las moléculas del líquido, aumentan los choques entre ellas y aumentan la velocidad de sus movimientos para pasar al estado gaseoso y en consecuencia también aumentara la presión.

Son muchas las utilidades que se le dan a la presión de vapor.

Las plantas productoras de petroquímicos y refinerías, requieren de muchos servicios como: vapor de agua (enfriamiento, servicio, proceso), aire de instrumentos, energía eléctrica; para ello estas plantas necesitan grandes sistemas de transformación de energía, y redes de distribución de varios kilómetros, en las cuales se incurre en pérdidas de energía. Para lo que es necesario usar expresiones matemáticas para calcular dichas

perdidas y llevar a cabo estudios sobre la recuperación de la inversión y la rentabilidad de acciones de ahorro de energía. En la generación del vapor las plantas que lo generan, están formadas por dos o tres niveles de presión, los cuales son distribuidos según su uso o según la magnitud de la presión del vapor, de esta forma: para los bloques de generación eléctrica, turbinas para accionar bombas y compresores de plantas de procesos se usa el vapor de mayor presión; para turbogeneradores eléctricos y grandes turbocompresores, se usa por lo general extracciones de vapor media; las turbinas de menor capacidad normalmente descargan a la red de baja presión. El control de la presión y la temperatura en las redes de distribución de vapor es sumamente importante, ya que excesos de estas presiones pueden causar un desgaste más acelerado de la tubería y aparte de esto se pueden generar muchas pérdidas de energía, lo cual no es conveniente para un p...