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Termodinámica
“LA SUSTANCIA PURA & SUS
PROPIEDADES”.
La termodinámica es la rama de la física que estudia la relación entre el calor, la energía y el
trabajo, y cómo estos se relacionan con las propiedades de los sistemas físicos. En otras
palabras, se ocupa del estudio de los procesos que involucran la transferencia de energía, ya sea
en forma de calor o trabajo, entre diferentes sistemas o entre diferentes partes del mismo
sistema.
Aunque se utiliza la palabra "puro" para describir algunas sustancias, estas pueden ser en
realidad mezclas de elementos. El aire es una mezcla de gases, pero puede considerarse una
sustancia pura si no se mezcla con aire líquido o gas. El agua también puede considerarse una
sustancia pura si la mezcla es de agua líquida y vapor o de agua líquida y hielo debido a que su
composición química es la misma.
Las fases de una sustancia se relacionan con su arreglo molecular, que es homogéneo en cada
parte de la sustancia. Una sustancia pura puede encontrarse en tres fases: sólida, líquida y
gaseosa. En un sólido, las moléculas se distribuyen en un arreglo tridimensional y no hay
movimiento relativo entre ellas. En un líquido, el espaciado molecular es mayor y las moléculas
tienen movimiento relativo. En un gas, el espaciado molecular es mucho más grande y las
moléculas se mueven de manera aleatoria y chocan entre sí y con la pared del recipiente. La fase
gaseosa tiene un nivel de energía mayor que la fase sólida y líquida. Cabe destacar que dentro
de cada fase pueden existir otras fases, como el grafito y el diamante del carbono y las 19 fases
cristalinas y tres no cristalinas del hielo. El hierro también tiene tres fases sólidas: Fe (Alfa),
Fierro (Beta) y Fe (Gamma).
Curva de calentamiento
La termodinámica utiliza herramientas gráficas, como la curva de calentamiento, que muestra
los cambios de fase de una sustancia en función de la temperatura y el tiempo. El agua es un
ejemplo común de esta curva. Se describe un experimento en el que se suministra calor a una
cantidad de agua sólida a -15°C hasta que se convierte en líquido, luego se aumenta su
temperatura hasta alcanzar los 100°C, momento en que comienza la evaporación. Todos estos
procesos se pueden representar gráficamente en la curva de calentamiento.
Diagramas de fase
Un diagrama de fase es una herramienta grafica que permite observar en qué fase se encuentra
una sustancia pura a una determinada presión y temperatura. Un diagrama típico de una
sustancia en el que se muestran tres líneas y tres áreas señaladas como sólido, líquido y vapor,
así como dos puntos marcados con las letras PC y PT. Cualquier grupo de condiciones de presión
y temperatura que caigan dentro de estas áreas corresponderá a la fase marcada.
De sólido a líquido
Esto se logra por medio de un incremento en la temperatura, cuando la presión permanece
constante. El valor de la temperatura al cual tiene lugar el cambio de fase se incrementa
conforme el valor de presión aumenta. De igual forma, es posible lograr el mismo propósito al
mantener la temperatura constante y disminuir la presión.
De líquido a vapor
Esto puede ocurrir al variar la presión y la temperatura. El líquido se transformara en vapor
cuando se cruce la línea que representa la frontera entre las dos fases.
En caso de que se aumente la temperatura de un sólido a una presión constante baja, este
incremento debe ser suficientemente pequeño para que la fase liquida no aparezca. La
sublimación ocurre en la región por debajo del punto PT.
Punto triple
El punto PT se conoce como punto triple de una sustancia. En este punto, las tres líneas
coinciden, esto significa que las tres fases están en equilibrio y pueden coexistir. En el caso del
agua es importante evitar que sea confundido con el punto de congelamiento de esta. Los valores
de temperatura y presión dependen de la sustancia.
Estado crítico
En el diagrama de fase hay un punto llamado punto crítico (PC), con valores de presión y
temperatura conocidos como presión y temperatura críticas. Si se incrementa la presión de un
vapor a una temperatura menor que la temperatura crítica, se cruzará la línea de frontera entre
la fase de vapor y la liquida y el vapor se condensará. Esto solo es posible si la temperatura es
menor a la temperatura crítica. Si la temperatura es mayor a la temperatura crítica, no existe
línea frontera entre la fase gaseosa y la fase liquida, lo que hace prácticamente imposible
cambiar de fase gaseosa a liquida. Esto se debe a que las partículas tienen demasiada energía
intermolecular para mantenerse juntas como en un líquido. Los valores críticos de temperatura
varían según la sustancia.
Gas ideal
Un gas ideal es aquel en el que las colisiones entre sus moléculas son perfectamente elásticas
y no existen fuerzas de atracción intermoleculares, lo que significa que las moléculas se
comportan como esferas rígidas que no se deforman entre sí. La energía interna del gas ideal
existe únicamente en forma de energía cinética, y cualquier cambio en la energía interna afecta
la temperatura del gas. Las tres variables de estado que caracterizan un gas ideal son presión,
volumen y temperatura absoluta. El concepto de gas ideal es útil en aplicaciones tecnológicas
debido a que un mol de gas ideal tiene un volumen de 22,4 litros a condiciones de temperatura y
presión estándar. Los gases reales se comportan de manera similar a un gas ideal a temperaturas
muy altas o a presiones muy bajas.
En conclusión, los gases ideales son un modelo simplificado de gases que nos ayudan a entender
y predecir su comportamiento en diferentes condiciones. Se definen como gases que no tienen
volumen ni fuerzas de atracción entre sus moléculas, lo que los hace altamente compresibles y
capaces de ocupar cualquier espacio disponible.
La ley de los gases ideales establece que la presión, el volumen y la temperatura de un gas están
relacionados entre sí de manera proporcional, lo que permite realizar cálculos precisos y predecir
el comportamiento del gas en diferentes situaciones.
Sin embargo, es importante tener en cuenta que los gases reales no siempre se comportan como
gases ideales, ya que las moléculas de los gases reales tienen volumen y pueden interactuar
entre sí. En consecuencia, la teoría de los gases ideales tiene sus limitaciones y solo se aplica
en condiciones específicas, pero sigue siendo una herramienta valiosa para entender y predecir
el comportamiento de los gases en muchas situaciones prácticas.