Artículo sobre cambios de fase. Temperatura crítica. Punto triple.
En la discusión sobre la ley de los gases ideales, se ha explicado que esta ley describe con precisión el comportamiento de un gas real solo cuando su presión y densidad no son excesivamente altas. Si la presión y la densidad del gas real son suficientemente elevadas, la ley de los gases ideales proporciona resultados inexactos, al igual que cuando la temperatura del gas real se aproxima al punto de ebullición. Esto se relaciona con las interacciones que ocurren entre las moléculas del gas real. La presión del gas es inversamente proporcional a su volumen. Cuando la presión del gas es suficientemente alta, el volumen del gas disminuye. Debido a que el volumen del gas es bajo, la distancia entre las moléculas del gas se reduce. Cuando la distancia entre las moléculas se reduce, estas se atraen entre sí. Es como cuando se coloca un trozo de hierro sobre un imán. Si la distancia entre el imán y el hierro es grande, el imán no puede atraer el hierro. Pero si la distancia entre el imán y el hierro es pequeña, el hierro es atraído.
Las moléculas de gas se comportan como imanes. Cuando la distancia entre ellas es lo suficientemente pequeña, se atraen entre sí. Esta fuerza de atracción provoca que la distancia entre las moléculas disminuya (el volumen del gas se reduce). Generalmente, esto ocurre cuando la presión del gas es suficientemente alta (a mayor presión, menor volumen; a menor volumen, menor distancia entre las moléculas). Por lo tanto, la ley de los gases ideales no proporciona resultados precisos cuando la presión y la densidad del gas real son elevadas.
Diagrama de presión frente a volumen de presión
Para comprender mejor el problema anterior, revisemos el diagrama, que muestra la relación entre la presión y el volumen del gas. Las curvas 1, 2, 3 y 4 muestran el mismo comportamiento del gas a diferentes temperaturas. La temperatura del gas mostrada en la curva 1 es mayor que la de la curva 2. La temperatura del gas mostrada en la curva 2 es mayor que la de la curva 3. La temperatura del gas mostrada en la curva 3 es mayor que la de la curva 4. La curva está representada por la línea diagonal en el centro del diagrama. La temperatura del gas permanece constante, lo que solo modifica la presión (P) y el volumen (V) del gas.
Según la ley de los gases ideales, la línea que comienza en el número 1 debe terminar en el número 1. De igual manera, la línea que comienza en el número 2 debe terminar en el número 2. La realidad experimentada por el gas real no coincide con la predicción de la ley de los gases ideales. Cuando la presión del gas es suficientemente alta, el volumen del gas se reduce y se desvía de la predicción de la ley de los gases ideales (compárese con la curva 1 y la curva 2). La magnitud de la desviación del volumen del gas también depende de la temperatura. Si la temperatura del gas es baja y se acerca al punto de fusión, también conocido como punto de ebullición (punto b), el gas suele experimentar una desviación de volumen más significativa que cuando la temperatura es alta (compárese con las curvas 1, 2, 3 y 4). Esto se ve influenciado por la presencia de atracción entre las moléculas del gas, como se explicó anteriormente.
La curva 3 del diagrama anterior muestra el comportamiento de una sustancia a su temperatura crítica. El punto c por el que pasa la curva 3 se denomina punto crítico. A temperaturas superiores a la temperatura crítica, el gas no puede transformarse en líquido, incluso sometiéndolo a una presión considerable (compárese con las curvas 2 y 1). La presión aplicada solo reduce el volumen del gas, pero no lo convierte en líquido. Por el contrario, a temperaturas inferiores a la temperatura crítica, el gas se convierte en líquido si se le aplica una presión absoluta (compárese con la curva 3). La presión necesaria para convertir el gas en líquido a una temperatura crítica se conoce como presión crítica. Cada sustancia tiene una temperatura crítica y una presión crítica diferentes.
La curva 4 del diagrama anterior muestra el proceso de transformación de gas a líquido. El área sombreada (que se asemeja a una montaña) es una zona donde el gas y el líquido se encuentran en equilibrio. Al principio, el volumen del gas es grande. A medida que aumenta la presión del gas, el volumen disminuye hasta alcanzar el punto b (el punto b es el punto de fusión, también conocido como punto de ebullición). Al llegar al punto b, el gas comienza a convertirse en líquido. Durante el proceso de transformación de gas a líquido (del punto b al punto a), el volumen de la sustancia disminuye incluso sin que aumente la presión (indicado con una línea recta). En el punto a, todos los gases se han convertido en líquido. Tras alcanzar el punto a, aumentar la presión sobre la sustancia solo produce un cambio mínimo de volumen (indicado por una curva muy pronunciada).
En la vida cotidiana, solemos usar los términos vapor y gas. Por ejemplo, vapor de agua o nitrógeno gaseoso. Casi nunca nos referimos al vapor de agua como gas de agua, aunque el vapor de agua es un gas derivado del agua. Lo mismo ocurre con el nitrógeno, el oxígeno, etc. Al nitrógeno o al oxígeno se les suele llamar gases. Gas y vapor tienen significados diferentes. Si el gas de una sustancia está por debajo de la temperatura crítica del material, lo llamamos vapor. Por el contrario, si el gas de una sustancia está por encima de la temperatura crítica de la sustancia, lo llamamos gas.
Diagrama de presión frente a temperatura (Diagrama de fases)
Anteriormente se describió el comportamiento de las sustancias mediante un diagrama de presión frente a volumen. Además del diagrama PV, el comportamiento de las sustancias se puede explicar mediante un diagrama de presión (P) frente a temperatura (T). Los diagramas PT se conocen comúnmente como diagramas de fases. Se denominan diagramas de fases porque se utilizan para comparar las fases de una sustancia. Una de las sustancias que suele cambiar de fase es el agua.
En el diagrama aparecen tres curvas: la curva de evaporación, la curva de fusión y la curva de sublimación.
La curva de evaporación muestra los puntos donde el líquido y el vapor están en equilibrio. El punto donde el líquido y el vapor se encuentran en equilibrio se denomina punto de fusión o punto de ebullición (llamado punto de fusión porque en este punto el vapor puede fundirse y transformarse en agua; llamado punto de ebullición porque en este punto el agua puede hervir y convertirse en vapor). Por lo tanto, la curva de evaporación es en realidad una gráfica que establece la relación entre la presión (P) y el punto de ebullición/temperatura de fusión. Parece que cuanto menor es la presión, menor es la temperatura del punto de ebullición del agua, o cuanto mayor es la presión, mayor es la temperatura del punto de ebullición del agua. A una presión de 1 atm, la temperatura del punto de ebullición del agua es de 100 ° C. Por el contrario, a una presión de 218 atm, la temperatura del punto de ebullición del agua es de 374 ° C.
La presión de 218 atm también se conoce como presión crítica del agua, mientras que la temperatura de 374 ° C se denomina temperatura crítica del agua. Si la temperatura del vapor es inferior a 374 ° C, el vapor puede pasar a estado líquido si se le aplica una presión de 374 ° C. La presión no puede convertir el vapor en líquido si la temperatura es superior a 218 ° C.
La curva de fusión muestra los puntos donde el líquido y el sólido están en equilibrio. El punto donde el líquido y el sólido están en equilibrio se llama punto de fusión o punto de congelación (llamado punto de fusión porque en este punto el hielo puede derretirse y convertirse en agua; llamado punto de congelación porque, en este punto, el agua puede congelarse y convertirse en hielo). Por lo tanto, la curva de fusión es una gráfica que establece la relación entre la presión (P) y el punto de fusión o la temperatura de congelación. A una presión de 1 atm, el punto de congelación del agua (o el punto de fusión del hielo) es de 0 ° C. En contraste con una presión de 218 atm, el punto de congelación del agua (o el punto de fusión del hielo) es inferior a 0 ° C. Cabe señalar que a una presión de 1 atm, el agua está en estado líquido si la temperatura está entre 0 °C y 100 ° C. El agua está en estado sólido si, a una presión de 1 atm, la temperatura es inferior a 0 ° C, o en estado gaseoso si, a una presión de 1 atm, la temperatura supera los 100 ° C.
La curva de sublimación muestra los puntos donde el sólido y el vapor están en equilibrio. 
El punto de equilibrio se denomina punto de sublimación. Por lo tanto, la curva de sublimación es una gráfica que muestra la relación entre la presión (P) y la temperatura del punto de sublimación. La sublimación es el proceso de transformación de un sólido en vapor, sin pasar por un líquido. Generalmente, la sublimación solo ocurre a baja presión. El hielo solo puede sublimarse si la temperatura es inferior a 0.01 °C. oC y la presión es menor que 0.006 atm. El punto donde se cruzan las tres curvas se llama punto triple.
A continuación se muestra un diagrama de fases del dióxido de carbono. Nótese que la escala en el diagrama de fases del agua y en el del dióxido de carbono no es lineal.
