Elementos de Fìsico-Química. UNEXPO Barquisimeto Octubre 2008.

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Capítulo 1 LIQUIDOS
COMPARACIÓN ENTRE LOS ESTADOS GASEOSO, SÓLIDO Y LÍQUIDO
Tabla 1 Propiedades de gases, líquidos y sólidos.
Propiedad
Forma
Volumen
Gases
Adoptan la forma del
recipiente
Depende del recipiente
que lo contenga
Compresibilidad
Muy compresibles
Capacidad de fluir
Fluyen muy fácilmente
Líquidos
Adoptan la forma del
recipiente
Volumen propio. No
depende del recipiente.
Casi no se pueden
comprimir
Fluyen
Sólidos
Forma propia
Volumen propio
No son compresibles
No fluyen
Alta densidad en
Densidad relativa entre los
Mayor que los gases, pero
Muy baja densidad
comparación con gases y
estados
menor que los sólidos
líquidos
Mayores que en los
Más fuertes que en gases
Fuerzas intermoleculares
Casi no existen
gases, pero menores que
y líquidos
en los sólidos
Más separadas que en los
Separación entre las
sólidos, mucho menos
Muy separadas
Muy juntas
moléculas
separadas que en los
gases
Más organizadas que los
Organización de las
Moléculas muy
Muy organizadas (en los
gases pero menos que los
moléculas
desorganizadas
cristales)
sólidos
Se mueven
No se mueven, sólo vibran
Movimiento de las
Se deslizan unas sobre
constantemente en forma
alrededor de posiciones
moléculas
otras
aleatoria
fijas
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
FUERZAS INTERMOLECULARES.
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. En un líquido estas fuerzas
mantienen unidas a las moléculas tanto en el interior de un líquido, como en la superficie.
Algunas propiedades características de sustancias en estado líquido se pueden explicar por la mayor o menor
magnitud de las fuerzas intermoleculares. Por ejemplo, la temperatura de ebullición es más alta en aquellos líquidos con
fuerzas intermoleculares de mayor magnitud.
Otras propiedades como la tensión superficial, la viscosidad y la presión de vapor también dependen de las
fuerzas intermoleculares.
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Figura 1 Atracción entre las moléculas de un líquido
FUERZAS DE COHESIÓN Y ADHESIÓN.
Las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas las moléculas de una sustancia se denominan fuerzas de
cohesión. Las fuerzas que unen esas moléculas a una superficie, se denominan fuerzas de adhesión.
Un líquido contenido en un recipiente experimenta fuerzas de cohesión entre sus moléculas y fuerzas de
adhesión a las paredes internas del recipiente donde se encuentra.
Si las fuerzas de adhesión son mayores que las de cohesión, como sucede con el agua cuando está en un
recipiente de vidrio, el líquido se “pega” al recipiente y tiende a subir por las paredes del recipiente, formando una
curvatura (en forma de sonrisa) en la superficie del líquido. Por el contrario si las fuerzas de adhesión son menores que
las fuerzas de cohesión, el líquido tiende a separarse del recipiente formando una curvatura contraria a la anterior, como
sucede con el mercurio y el vidrio. En este caso se dice que el líquido “no moja” el recipiente.
La curvatura que se forma en la superficie del líquido, por efecto de las diferencias de magnitud entre las
fuerzas de cohesión y de adhesión, se denomina menisco y se observa con mayor intensidad cuando el líquido se
encuentra dentro de un tubo delgado. La figura 2 muestra la forma del menisco del agua y del mercurio, cuando se
encuentran en un recipiente de vidrio.
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Figura 2 Meniscos
Agua
Mercurio
Fuerzas de
Fuerzas de
> cohesión
adhesión
Fuerzas de
adhesión
Fuerzas de
< cohesión
La capilaridad es una consecuencia del desbalance entre las fuerzas de adhesión y las de cohesión. Cuando
la fuerza de adhesión es mayor que la de cohesión (agua en un tubo de vidrio) el líquido puede trepar por el interior de un
tubo capilar, venciendo la fuerza de gravedad. Mientras más delgado el tubo, mayor altura alcanza el líquido. Esta
propiedad permite a las plantas absorber agua y nutrientes por la raíz y llevarlos hasta las ramas y hojas.
En el caso del mercurio, el líquido en lugar de trepar, desciende dentro de un tubo capilar que se introduzca en
el líquido. Mientras más delgado el tubo más desciende.
Figura 3 Capilaridad del agua y del mercurio
Agua
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Mercurio
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TENSIÓN SUPERFICIAL.
Es la energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área. Las moléculas de
la superficie son atraídas hacia el interior, formando una especie de “piel”. Los líquidos que presentan valores altos de
tensión superficial poseen fuerzas intermoleculares grandes.
En el caso del agua, posee fuerzas intermoleculares de considerable magnitud, lo que permite a algunos
mosquitos pararse sobre la superficie y permanecer allí sin hundirse. De igual forma es posible colocar una aguja en
forma horizontal sobre la superficie del agua, sin que se hunda. Las gotas de lluvia al caer tienen una forma esférica por
efecto de las mismas fuerzas intermoleculares.
La tensión superficial de los líquidos disminuye a medida que aumenta la temperatura, hasta que se alcanza la
temperatura crítica, es a esa temperatura que la tensión superficial se hace cero.
Uno de los métodos para determinar la tensión superficial, se basa en el ascenso (o descenso) del líquido
dentro de un tubo capilar. Los datos necesarios para realizar la determinación incluyen el radio interno del tubo capilar, la
densidad del líquido y la altura que alcanza el nivel dentro del capilar, medido desde la superficie del líquido que se
encuentra fuera del tubo capilar.
La fórmula a utilizar es la siguiente:
γ
γ
r
h
ρ
g
=
rhρg
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Tensión superficial (dina/cm)
Radio interno del tubo capilar (cm)
Diferencia de altura del líquido dentro y fuera del capilar (cm)
Densidad del líquido (g/cm3)
Aceleración de gravedad (980 cm/s2)
En caso de líquidos que “no mojan” el recipiente, la altura h se
mide por debajo de la superficie del líquido externo al capilar.
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Ejercicio 1.
Un líquido cuya densidad es 0,800 g/cm3 asciende dentro de un tubo capilar de vidrio hasta alcanzar una altura
de 6,25 cm sobre la superficie del líquido fuera del capilar. Si el diámetro interno del capilar es 0,210 mm, determine la
tensión superficial del líquido.
Respuesta: 25,7 dina/cm
Ejercicio 2
La tensión superficial del mercurio es 480,3 dina/cm y su densidad es 13,595 g/cm3. Si se desea que la altura
dentro del capilar descienda 5,00 cm, ¿Cuál es el diámetro interno del capilar de vidrio que se debe utilizar?
Respuesta: 0,0144 cm
VISCOSIDAD.
Es una medida de la resistencia de un líquido a fluir. Esta propiedad tiene relación con la facilidad con que las
moléculas individuales del líquido pueden moverse unas respecto a otras; depende de las fuerzas intermoleculares y de
la existencia de características estructurales que pudieran hacer que las moléculas se “enreden”.
La viscosidad disminuye al aumentar la temperatura, ya que al aumentar la energía cinética, las moléculas
pueden vencer más fácilmente las fuerzas de cohesión.
Si se imagina que el fluido está constituido por capas o planos de moléculas, una capa de fluido ofrece
resistencia al movimiento o desplazamiento de las capas vecinas. Es un movimiento de láminas o capas de moléculas
(fluido laminar) que están adyacentes.
ν1
A
dy
Flujo Laminar
ν2
A
La fuerza requerida para mantener una diferencia de velocidad estacionaria (dν
ν) entre dos planos paralelos,
es directamente proporcional al área del plano (A) y a la diferencia de velocidades (dν
ν) y es inversamente
proporcional a la separación entre los planos (dy) Esa fuerza es igual a:
dν
ν
dy
f = η A (
)
Si se despeja η se obtiene :
η =
(
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f
A
dν
ν
dy
)
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Donde:
η
Constante de proporcionalidad llamada “coeficiente de viscosidad del fluido”
f
A
Fuerza por unidad de área, denominada “fuerza de corte” (F)
dν
ν
dy
Velocidad de corte (G)
De lo anterior se obtiene que la viscosidad es la relación entre la fuerza de corte y la velocidad de corte:
Fuerza de corte
=
η =
Velocidad de corte
F
G
El coeficiente de viscosidad es la fuerza requerida para mover una capa de fluido con una diferencia
de velocidad de 1 cm/s respecto a otra capa situada a 1 cm de separación. Este coeficiente es una cantidad
física característica de cada fluido y se expresa en poise o centipoise (10―2 poise) para los líquidos y en
micropoise (10―6 poise) para los gases. 1 poise (P) equivale a 1 dina s /cm2
Un fluido newtoniano es aquel en que la viscosidad es independiente de (dν
ν / dy) Para un fluido no
newtoniano la viscosidad varía a medida que lo hace (dν
ν / dy)
Las fuertes atracciones intermoleculares en un líquido impiden que fluya y hacen que la viscosidad
η sea grande. Por lo tanto, los líquidos de elevada viscosidad tienen puntos de ebullición y calores de
vaporización elevados.
En los gases, la viscosidad se incrementa con la temperatura, mientras que en los líquidos sucede lo
contrario: disminuye al aumentar la temperatura.
En los líquidos la viscosidad aumenta cuando se aumenta la presión. La viscosidad de los líquidos
también depende de la forma de las moléculas: las cadenas largas de los polímeros líquidos se enredan unas
con otras dificultando el flujo, por lo tanto son altamente viscosos.
Para determinar la viscosidad se puede utilizar la ecuación de Poiseville:
π P r4
t
η =
8 L V
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En esta ecuación V es el volumen del líquido de viscosidad η que fluye en un tiempo t por un
tubo capilar de radio r y longitud L bajo una presión P
Si se tiene un líquido de referencia cuya viscosidad se conozca y se usa un mismo tubo capilar, se
puede determinar la relación de viscosidades:
π P1 r 4
η1
t1
8 L V
=
P1
t1
P2
t2
=
η2
π P2 r 4
t2
8 L V
P1 y P2 son proporcionales a las densidades ( ρ ) de los líquidos, por lo tanto la ecuación anterior se
transforma en:
η1
η2
P1
t1
=
ρ1
t1
ρ2
t2
=
P2
t2
Si se conocen las densidades de dos líquidos y la viscosidad de uno de ellos (líquido de referencia)
se pueden medir los tiempos y así determinar la viscosidad del otro líquido.
El viscosímetro de Oswald permite
determinar t1 y t2 Para medir la viscosidad se
introduce el líquido de referencia en el viscosímetro
y se hace subir el nivel hasta que alcance el punto
a, se deja fluir y se mide el tiempo que demora en
llegar hasta el punto b. Se lava bien el equipo y se
repite la experiencia con el otro líquido que se
desea evaluar.
Conociendo las densidades de ambos
líquidos, el tiempo que demora cada uno en vaciar
el volumen especificado y la viscosidad de uno de
ellos, se puede determinar la viscosidad del otro.
Este procedimiento debe realizarse manteniendo el
viscosímetro a temperatura constante en un baño.
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En el laboratorio se puede encontrar un viscosímetro de Oswald modificado, como el que se muestra
en la figura 4.
Otro de los métodos para determinar la viscosidad está relacionado con la caída libre de los cuerpos a
través de un fluido y se basa en la ley de Stokes. El procedimiento consiste
en dejar caer una bola de acero de densidad ρ conocida y se mide con un
cronómetro el tiempo de caída entre dos marcas. Se repite el procedimiento
con un líquido de referencia y se utiliza la siguiente ecuación:
η1
(ρ
ρ - ρ1 )
=
η2
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t1
(ρ
ρ - ρ 2 ) t2
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A continuación la tabla 2 muestra las viscosidades de algunos líquidos comunes.
Tabla 2 Viscosidad de algunos líquidos
Líquido
η ·10-2 kg/(ms)
Aceite de ricino
120
Agua
0.105
Alcohol etílico
0.122
Glicerina
139.3
Mercurio
0.159
En las industrias donde se utilizan tintas o pinturas, para evaluar la viscosidad se utiliza un equipo
muy sencillo, como el que se muestra en la figura 5. La determinación consiste en medir el tiempo que
demora un fluido (pintura) en salir de una pequeña copa que tiene un orificio en la base.
Se compara con una pintura o tinta de referencia y así se determina si hay diferencia de viscosidades y si
es necesario, agregar solvente (para disminuir viscosidad) o pigmento (para aumentarla).
Figura 5. Viscosímetro para pinturas y tintas
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PROPIEDADES DEL AGUA
En casi todas las sustancias conocidas, el estado líquido presenta una densidad intermedia entre el
estado sólido (más denso) y el estado gaseoso (menos denso). Sin embargo, el hielo es menos denso que el
agua líquida y por eso flota.
Esto se debe a que las moléculas de agua se unen fuertemente entre sí por puentes de hidrógeno. El
oxígeno de cada molécula de agua atrae a los hidrógenos de las moléculas vecinas. En estado líquido, los
puentes de hidrógeno se forman y se rompen permitiendo el deslizamiento de unas moléculas sobre otras.
Cuando la temperatura del agua disminuye y se acerca a 0ºC los puentes de hidrógeno obligan a las
moléculas a acomodarse en una estructura tridimensional que permita la mínima repulsión y la máxima
atracción; esta estructura ocupa un mayor volumen que el agua líquida, ya que los átomos de oxígeno deben
rodearse de hidrógenos (atracción por puentes de hidrógeno) y no deben existir otros átomos de oxígeno
cercanos (repulsión). Esta estructura molecular se evidencia en los cristales de nieve vistos al microscopio,
que tienen forma hexagonal.
Figura 6 Estructura del hielo
H
Puentes de
H
hidrógeno
H
H
H
H
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CAMBIOS DE FASE
Se denomina cambio de fase al paso de una sustancia de un estado físico a otro: sólido, líquido o gas.
La figura 7 muestra los cambios de fase que puede experimentar una sustancia y los nombres que reciben
esos cambios.
Figura 7 Cambios de fase.
Gas
Sublimación
Evaporación
Deposición
Condensación
Solidificación
Fusión
Sólido
Líquido
Cada cambio de fase va acompañado de un cambio de energía. El cambio de entalpía (energía)
asociado a la fusión de un sólido se denomina calor de fusión (∆Hfus). El calor necesario para evaporar un
líquido a determinada temperatura, se denomina calor de vaporización (∆Hvap). No es necesario que un líquido
hierva para que se evapore: cuando la ropa mojada se tiende, el calor suministrado por el ambiente es
suficiente para que el agua se evapore y así la ropa se seca.
Se puede realizar el siguiente experimento: se toma un trozo de hielo y se le suministra calor,
lentamente, en forma constante y se mide su temperatura. Al principio el hielo comienza a aumentar su
temperatura hasta que llega a 0ºC. En ese momento comienza a fundirse, pero la temperatura no cambia hasta
que todo el hielo se ha fundido. Luego el agua comienza a aumentar su temperatura hasta que alcanza 100 ºC
y comienza a hervir; esa temperatura se mantiene constante hasta que toda el agua ha pasado a la fase de
vapor. Luego el vapor aumenta su temperatura.
Si se elabora un gráfico del experimento se obtendrá algo similar a lo que se muestra en la figura 8
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Temperatura (ºC)
Figura 8 Gráfica de calentamiento del agua.
150
125
100
75
50
25
0
-25
-50
Ebullición
Fusión
0
10
20
30
40
50
60
tiempo
Durante la fusión todo el calor suministrado se utiliza para vencer las fuerzas intermoleculares del
sólido y pasar al estado líquido, por eso no aumenta la temperatura hasta que todo el hielo se ha derretido.
Durante la ebullición ocurre algo similar, no hay aumento de temperatura hasta que toda el agua ha
logrado vencer las fuerzas intermoleculares que las mantienen en estado líquido, para pasar a la fase de vapor.
Esta propiedad permite cocinar en agua a una temperatura constante: la de ebullición del agua.
Durante el calentamiento de una fase, el calor suministrado se puede calcular por la siguiente
ecuación:
q = masa de la sustancia x calor específico x ∆T
Durante un cambio de fase, el calor suministrado se puede calcular por la ecuación:
q = cantidad de la sustancia (mol) x entalpía del cambio de fase (∆Η)
∆Η)
La tabla 3 muestra los valores (promedio) de calor específico y entalpías asociadas a los cambios
de fase para el agua.
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Tabla 3 Datos de Calor específico y entalpía para el agua
Calor específico (promedio)
2,09 J/g ºC
4,18 J/g ºC
2,03 J/g ºC
Hielo
Agua líquida
Vapor de agua
∆H de fusión del hielo
6,01 kJ/mol (a 0ºC)
40,67 kJ/mol
(a 100 ºC)
― 6,01 kJ/mol (a 0ºC)
∆H de vaporización del agua líquida
∆H de solidificación del agua
∆H de condensación vaporización del vapor
de agua
― 40,67 kJ/mol
(a 100 ºC)
Ejemplo: Determine la cantidad de energía (kJ) necesaria para calentar 360 g de hielo a – 10ºC hasta llevarlo
a vapor de agua a 110 ºC.
Para resolver el problema hay que dividirlo en varias etapas:
Etapa 1: Calentamiento del hielo desde – 10ºC hasta 0ºC.
q1 = 360 g de hielo x calor específico del hielo x ∆T
q1 = 360 g x 2,09 J/g ºC x [0 ºC – (-10 ºC)] = 7,52 x 103 J = 7,52 kJ
Etapa 2: Fusión del hielo a 0ºC
q2 = mol de hielo x ∆H fusión
q2 = 360 g de hielo x
1 mol H2O
18 g H2O
x 6,01 kJ/mol = 120 kJ
Etapa 3: Calentamiento del agua desde 0 ºC hasta 100 ºC.
q3 = 360 g de agua x calor específico del agua líquida x ∆T
q3 = 360 g x 4,18 J/g ºC x (100 ºC – 0 ºC) = 150 kJ
Etapa 4: Ebullición del agua.
q4 = mol de agua x ∆H vaporización
q2 = 360 g de agua x
1 mol H2O
18 g H2O
x 40,67 kJ/mol = 813 kJ
Etapa 5: calentamiento del vapor de agua desde 100 hasta 110 ºC
q 5 = 360 g de vapor x calor específico del vapor de agua x ∆T
q 5 = 360 g x 2,03 J/g ºC x (110 ºC – 100 ºC) = 7,31 kJ
El calor total es la suma de todos ellos:
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q total = q1 + q2 + q3 + q4 + q5 = 1098 kJ
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PRESIÓN DE VAPOR
Si se coloca un líquido dentro de un recipiente vacío, se tapa herméticamente y se mantiene
constante la temperatura, algunas moléculas de la superficie del líquido pueden vencer las fuerzas
intermoleculares y “saltar” a la fase de vapor. Luego de un cierto tiempo, algunas de las moléculas que están
en fase de vapor pueden condensarse y pasar al estado líquido. De esta forma se establece un equilibrio
cuando la cantidad de moléculas en fase de vapor permanezca invariable, ya que por cada molécula que se
evapora, una molécula se condensa.
Las moléculas en fase de vapor ejercen presión dentro del recipiente, denominada presión de vapor.
Esta presión es constante siempre que la temperatura permanezca constante.
Si la temperatura aumenta, la cantidad de moléculas que se evaporan será mayor que las que se
condensan, por lo tanto la presión de vapor aumentará.
Existen líquidos que se evaporan muy fácilmente, son los líquidos volátiles (acetona, alcohol,
gasolina, colonia). Tienen una presión de vapor alta, al contrario de los líquidos no volátiles cuyos valores de
presión de vapor son bajos.
La figura 9 muestra la variación de la presión de vapor en función de la temperatura para varios
líquidos.
Figura 9 Presión de vapor vs temperatura
Pvap (mmHg)
2000
1500
1000
760 mmHg
Agua
Benceno
Metanol
500
0
0
25
50
75
100
125
150
Temperatura (ºC)
La evaporación de un líquido a temperatura ambiente no es visible. Sin embargo, sí se puede ver
cuando un líquido hierve. La evaporación no es lo mismo que la ebullición. La evaporación ocurre en un
amplio rango de temperatura (entre el punto de fusión y el de ebullición), mientras la ebullición ocurre sólo
cuando se alcanza el punto e ebullición.
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Se denomina punto de ebullición a la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido se hace
igual a la presión del ambiente. El punto de ebullición normal es la temperatura a la cual la presión de vapor se
hace igual a 1,00 atmósfera.
El punto de ebullición normal del agua es 100 ºC. De la figura
se pueden obtener los valores
para el benceno y el metanol, en el corte de las curvas con el valor de presión de 760 mmHg (1,00 atm).
Si la presión del ambiente es menor de 1,00 atm, el agua hervirá a una temperatura menor a 100 ºC.
Esto ocurre en lo alto de una montaña. En una olla de presión el agua hierve a más de 100 ºC, ya que la
presión del ambiente dentro de la olla tapada, es mayor de 1,00 atm.
PRESIÓN DE VAPOR Y TEMPERATURA
La relación matemática entre los valores de presión de vapor de un líquido y la temperatura está
dada por la ecuación de Clausius-Clapeyron:
∆H vap  1
P
1 

ln 1 =
−  ó
P2
R  T2 T1 
∆H vap  1
P
1 

log 1 =
− 
P2 2,303 R  T2 T1 
Donde: P1 y P2 son los valores de presión de vapor a las temperaturas absolutas T1 y T2.
R es la constante de los gases, en unidades de energía: 8,314 J / mol K
Ejemplo Determine la presión de vapor del etanol a 60 ºC si se sabe que a 34,9 ºC la presión de vapor es
100 mmHg y el ∆H de vaporización del etanol es 39,3 kJ/mol.
Para resolver este problema se utiliza la ecuación de Clausius-Clapeyron:
P1 = 100 mmHg
T1 = 34,9 ºC + 273 = 307,9 K
P2 = ?
T2 = 60,0 ºC + 273 = 333,0 K
∆Hvap = 39,3 kJ/mol = 39,3 x 103 J/mol
∆H vap  1
P
1

ln 1 =
− 
P2
R  T2 T1 
J

100 mmHg
1
1
mol 
 = − 1,202
ln
=
−

J
P2
333
,
0
K
307
,
9
K


8,314
mol x K
39,3 x 103
100 mmHg
= e −1, 202 = 0,301
P2
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P2 =
15
100 mmHg
= 333 mmHg
0,301
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DIAGRAMA DE FASES
El diagrama de fases de una sustancia describe en forma gráfica las relaciones entre las fases sólida,
líquida y gas de una sustancia.
La figura 10 muestra el diagrama de fases del agua (no está a escala). La gráfica se divide en tres
zonas; cada una representa una fase pura. Cada línea indica las condiciones en que las fases adyacentes
están en equilibrio. El punto en que se cruzan las tres líneas se denomina punto triple: única condición
(temperatura y presión) en que pueden coexistir en equilibrio las tres fases. Para el agua este punto se
encuentra a 0,01 ºC y 0,006 atmósferas.
Los diagramas de fases permiten predecir los cambios que experimentan el punto de fusión el de
ebullición cuando la presión varía. Para el agua a una presión de 1,00 atm el punto de fusión es 0,00 ºC y el de
ebullición 100,0 ºC. Si la presión externa disminuye por debajo de 1,00 atm, el punto de fusión aumenta
(ligeramente) y el de ebullición disminuye. Por ejemplo, en una montaña donde la presión atmosférica sea 0,54
atm, el punto de ebullición será 83 ºC y el punto de fusión tendrá un valor entre 0,00 y 0,01 ºC.
Figura 10 Diagrama de fases del agua (No está a escala)
Presión (atm)
1,00
Sólido
Líquido
Gas
0,005
0
0,01
100
Temperatura (ºC)
La figura 11 muestra el diagrama de fases del CO2. El punto triple se encuentra a 5,2 atm y –57 ºC.
Se observa que la línea de equilibrio sólido-líquido se encuentra inclinada hacia la derecha, a diferencia de la
del agua que se inclina hacia la izquierda. Este se debe a las propiedades del agua, fundamentalmente al
hecho de que el hielo es menos denso que el agua líquida, mientras que en las demás sustancias el sólido es
más denso que el líquido.
La fase líquida del CO2 se encuentra a presiones mayores de 5,2 atm. Por lo tanto, a la presión de
1,00 atm o menos, el CO2 no puede existir en forma líquida. El “hielo seco” es CO2 sólido, cambia directamente
de sólido a gas sin pasar por el estado líquido, por eso “no moja”.
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Presión (atm)
Figura 11 Diagrama de fases del CO2 (No está a escala)
Sólido
Líquido
Gas
5,2
1,0
-57
25
Temperatura (ºC)
TEMPERATURA Y PRESION CRÍTICAS
Si se coloca agua en un recipiente COMPLETAMENTE sellado y se aumenta lentamente la
temperatura, la presión de vapor va aumentando. Se observa el menisco que separa la fase líquida de la fase
de vapor.
Al alcanzar determinada temperatura (374º C en el caso del agua) el menisco comienza a hacerse
indefinido hasta que desaparece. Bajo estas condiciones, las propiedades del líquido y del vapor se hacen
idénticas y no hay distinción entre ambas fases. Un líquido en esta condición se encuentra en su punto crítico.
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Capítulo 1 Líquidos
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Para cada sustancia existe un valor de temperatura y de presión críticas. Por encima de la
temperatura crítica, la sustancia no puede existir como líquido a ninguna presión.
Por encima de la temperatura crítica la sustancia no es líquido ni es gas, se habla de un fluido super
crítico. Estos fluidos tienen propiedades de líquidos y de gases SIMULTANEAMENTE. Pueden disolver
sustancias.
Una de las aplicaciones del CO2 super crítico es como solvente para extraer la cafeína del café y así
obtener café descafeinado, que mantiene características de olor y sabor. Otra aplicación es la extracción de
aceite de plantas oleaginosas, con la ventaja que el CO2 super crítico no es tóxico, como sí lo es el solvente que
se utiliza normalmente en dicho proceso.
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