PROPIEDADES TERMICAS DE LA MATERIA

VII        PROPIEDADES TERMICAS DE LA MATERIA[pic 1]

Uno de los lugares donde  se puede estudiar mejor este tema es probablemente la cocina, ya que se ve que en este caso las propiedades de la materia dependen de la temperatura. Cuando hervimos agua en una tetera, el aumento de temperatura hace que se produzca vapor a alta presión.

El vapor de agua del aire puede condensarse en gotas de liquido, y esta en las paredes de un vaso con agua helada; y si sacamos del congelador el vaso un con agua, se formará escarcha en las paredes al solidificarse el vapor.  

Estos ejemplos muestran la interacción de las propiedades a gran escala, de una sustancia, entre ellas la presión, volumen, temperatura y masas de la sustancia.

Sin embargo podemos estudiar sustancias microscópicas, esto implica investigar cantidades como masas, velocidades, energías cinéticas y cantidades de movimiento de las moléculas individuales de una sustancia.  

5.1        ECUACIONES DE ESTADO

El estado de una cierta masa m de sustancia está determinado por su presión [pic 2], su volumen [pic 3] y su temperatura [pic 4]. En general, estas cantidades no pueden variar todas ellas independientemente.

Ecuación de estado:

[pic 5]

El término estado utilizado aquí implica un estado de equilibrio, lo que significa que la temperatura y la presión son iguales en todos los puntos. Por consiguiente, si se comunica calor a algún punto de un sistema en equilibrio, hay que esperar hasta que el proceso de transferencia del calor dentro del sistema haya producido una nueva temperatura uniforme, para que el sistema se encuentre de nuevo en un estado de equilibrio.

5.2        LA ECUACION DEL GAS IDEAL

El estado de un gas viene determinado por su temperatura, su presión, el volumen del recipiente y la cantidad de sustancia. En el caso limite de un gas ideal (densidad baja) estas variables de estado están relacionadas mediante la ecuación de estado.

[pic 6]          (67)

Donde [pic 7]es la presión, [pic 8]el volumen, [pic 9] número de moles del gas, [pic 10], es la constante de los gases, finalmente [pic 11], es la temperatura absoluta.

5.3        TRANSICIONES DE FASE

A temperaturas bajas (a las que el movimiento molecular se hace menor) y presiones altas o volúmenes reducidos (que disminuyen el espacio entre las moléculas), las moléculas de un gas pasan a ser influidas por la fuerza de atracción de las otras moléculas. Bajo determinadas condiciones críticas, todo el sistema entra en un estado ligado de alta densidad y adquiere una superficie límite. Esto implica la entrada en el estado líquido. El proceso se conoce como transición de fase o cambio de estado. La ecuación de Van der Waals permite estas transiciones de fase, y también describe una región de coexistencia entre ambas fases que termina en un punto crítico, por encima del cual no existen diferencias físicas entre los estados gaseoso y líquido. Estos fenómenos coinciden con las observaciones experimentales. En la práctica se emplean ecuaciones más complejas que la ecuación de Van der Waals.

5.4        CURVAS DE ESTADO. PUNTO TRIPLE

Reuniendo en un solo gráfico las curvas de fusión y ebullición, se obtiene el diagrama de la Figura 65. A una presión [pic 12]y a temperatura [pic 13] el cuerpo es sólido; si lo calentamos sin variar la presión, aumenta la temperatura, y al llegar a la [pic 14] el cuerpo    se funde; terminada la fusión, si se sigue comunicando calor, la temperatura del líquido se eleva [pic 15] hasta que llegando a [pic 16] rompe a hervir; terminada la ebullición en vasija cerrada el vapor se calienta [pic 17]. Partiendo de esta temperatura, el enfriamiento isobárico produce los cambios inversos, representando, en este caso, [pic 18] y [pic 19] las temperaturas de licuefacción y solidificación.

Si la presión es [pic 20] y la temperatura inicial [pic 21] el calentamiento del sólido le hace llegar a la temperatura [pic 22]en que se verifica la sublimación.

[pic 23]

[pic 24]

[pic 25]

Siendo la presión [pic 26] al elevar la temperatura del cuerpo en estado sólido se llega a un punto [pic 27], a temperatura [pic 28], en que coexisten los estados sólido, líquido y vapor (PUNTO TRIPLE). Cuando la presión del punto triple (característica de la sustancia) es mayor que la atmosférica, el cuerpo sublima a la presión normal.

por debajo del punto triple [pic 29], la curva de sublimación se prolonga hasta cero absoluto en donde se anula la presión. la curva de fusión se eleva casi verticalmente, lo que indica que la temperatura del punto triple es muy próxima a la de fusión a la presión normal. para el agua esta curva es descendente (casi vertical) como se indica en la figura 65, en línea de trazos. La curva de vaporización se eleva a partir del punto triple cada vez más rápidamente y termina en el punto crítico [pic 30]; para temperaturas mayores que [pic 31] el cuerpo no se licúa al aumentar la presión.

5.4.1        Punto triple del agua.

La única combinación de presión y temperatura a la que el agua, hielo y vapor de agua pueden coexistir en un equilibrio estable se produce exactamente a una temperatura de 273.1598 K (0.0098 °C) y a una presión parcial de vapor de agua de 611,73 Pascales (6.1173 milibares, 0.0060373057 atm). En ese momento, es posible cambiar el estado de toda la sustancia a hielo, agua o vapor arbitrariamente haciendo pequeños cambios en la presión y la temperatura. Se debe tener en cuenta que incluso si la presión total de un sistema está muy por encima de 611,73 Pascales (es decir, un sistema con una presión atmosférica normal), si la presión parcial del vapor de agua es 611,73 Pascales, entonces el sistema puede encontrarse aún en el punto triple del agua.

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