Cambios materiais no estado Temperatura crítica Punto triplo
Na discusión sobre a lei dos gases ideais, explicouse que a lei dos gases ideais describe con precisión o comportamento dun gas real só cando a presión e a densidade do gas real non son demasiado altas. Se a presión e a densidade do gas real son o suficientemente grandes, a lei dos gases ideais produce resultados imprecisos. Isto tamén é certo cando a temperatura do gas real se achega ao seu punto de ebulición.
Isto está relacionado coas interaccións que se producen entre as moléculas de gas reais. A presión do gas é inversamente proporcional ao volume do gas. Cando a presión do gas é o suficientemente alta, o volume do gas faise máis pequeno. Debido a que o volume do gas é pequeno, a distancia entre as moléculas de gas faise máis curta. Cando a distancia entre as moléculas é máis curta, as moléculas atráense entre si. É similar a cando se achega un anaco de ferro a un imán. Se a distancia entre o imán e o ferro é o suficientemente grande, o imán non pode atraer o ferro. Pero se a distancia entre o imán e o ferro é pequena, o ferro é atraído máis preto.
Entón, as moléculas de gas compórtanse como imáns e ferro na ilustración anterior... Cando a distancia entre as moléculas é o suficientemente próxima, estas atráense unhas ás outras. A presenza de forzas atractivas fai que a distancia entre as moléculas se achegue (o volume do gas faise máis pequeno). Normalmente isto ocorre cando a presión do gas é o suficientemente grande (presión alta, volume pequeno. Volume pequeno, a distancia entre as moléculas faise máis pequena). Polo tanto, a lei dos gases ideais non dá resultados precisos cando a presión e a densidade do gas real son o suficientemente grandes.
Diagrama de presión fronte a volume
Para comprender mellor o problema anterior, revisemos o diagrama que mostra a relación entre a presión e o volume do gas. As curvas 1, 2, 3 e 4 mostran o comportamento do mesmo gas a diferentes temperaturas. A temperatura do gas que se mostra na curva 1 é maior que a da curva 2. A temperatura do gas que se mostra na curva 2 é maior que a da curva 3. A temperatura do gas que se mostra na curva 3 é maior que a da curva 4. A curva é unha liña inclinada no medio do diagrama. A temperatura do gas permanece sempre constante; os únicos cambios son a presión (P) e o volume (V) do gas.
Segundo a lei dos gases ideais, unha liña que comeza en 1 debe rematar en 1. Do mesmo xeito, unha liña que comeza en 2 debe rematar en 2. A realidade que experimentan os gases reais non se axusta ás predicións da lei dos gases ideais. Cando a presión do gas é o suficientemente alta, o volume do gas faise máis pequeno e desvíase das predicións da lei dos gases ideais (compárense as curvas 1 e 2). A magnitude da desviación no volume do gas tamén depende da temperatura. Se a temperatura do gas é máis baixa e próxima ao punto de fusión, tamén coñecido como punto de ebulición (punto b), o gas adoita experimentar unha desviación maior no volume en comparación con cando a temperatura é máis alta (compárense as curvas 1, 2, 3 e 4). Isto está influenciado polas forzas atractivas entre as moléculas do gas, como se explicou anteriormente.
A curva 3 do diagrama anterior mostra o comportamento dunha substancia á súa temperatura crítica. O punto c, polo que pasa a curva 3, chámase punto crítico. A temperaturas superiores á temperatura crítica, un gas non pode transformarse en líquido mesmo se se aplica unha presión moi alta (compárese coas curvas 2 e 1). A presión aplicada só reduce o volume do gas, pero non pode transformalo en líquido. Pola contra, a temperaturas inferiores á temperatura crítica, un gas transformarase en líquido se se aplica unha determinada presión (compárese coa curva 3). A cantidade de presión que pode transformar un gas en líquido á temperatura crítica coñécese como presión crítica. Cada substancia ten unha temperatura crítica e unha presión crítica diferentes.
A curva 4 do diagrama anterior mostra o proceso de cambio de gas a líquido. A área sombreada (semellante a unha montaña) é a área onde as fases gasosa e líquida están en equilibrio. Inicialmente, o volume do gas é bastante grande. Despois de que a presión do gas aumente, o volume do gas faise máis pequeno ata chegar ao punto b (o punto b é o punto de fusión, tamén coñecido como punto de ebulición). Cando chega ao punto b, o gas comeza a transformarse en líquido. Durante o proceso de cambio de gas a líquido (do punto b ao punto a), o volume da substancia faise máis pequeno aínda que non haxa un aumento de presión (marcado pola liña recta). No punto a, todo o gas transformouse en líquido. Despois de chegar ao punto a, o aumento da presión sobre a substancia só resulta nun cambio moi pequeno no volume (marcado pola forma moi pronunciada da curva).
Na vida cotiá, empregamos a miúdo os termos vapor e gas. Por exemplo, vapor de auga ou nitróxeno gasoso. Case nunca nos referimos ao vapor de auga como gas de auga, aínda que o vapor de auga é en realidade a forma gasosa da auga. O mesmo ocorre co nitróxeno, o osíxeno, etc. O nitróxeno ou o osíxeno denomínanse habitualmente gases. Gas e vapor teñen significados diferentes. Se a forma gasosa dunha substancia está na atmosfera, chámase vapor. por debaixo da temperatura crítica a substancia, entón chamámoslle vapor. Por outra banda, se o estado gasoso dunha substancia é por riba da temperatura crítica a substancia, entón chamámoslle gas.
Diagrama de presión fronte a temperatura (diagrama de fases)
Anteriormente, explicamos o comportamento das substancias mediante un diagrama de presión fronte a volume. Ademais de empregar un diagrama PV, o comportamento das substancias pódese explicar mediante un diagrama de presión (P) fronte a temperatura (T). Un diagrama PT denomínase habitualmente diagrama de fases. Chámase diagrama de fases porque se usa para comparar as fases ou estados dunha substancia. Unha substancia que sofre cambios de estado con frecuencia é a auga.
No diagrama hai tres curvas, concretamente a curva de evaporación, a curva de fusión e a curva de sublimación.
A curva de evaporación mostra os puntos onde o líquido e o vapor están en equilibrio. O punto onde o líquido e o vapor están en equilibrio chámase punto de fusión ou punto de ebulición (chámase punto de fusión porque neste punto o vapor pode licuarse e transformarse en auga. Chámase punto de ebulición porque neste punto a auga pode ferver e transformarse en vapor). Polo tanto, a curva de evaporación é en realidade un gráfico que mostra a relación entre a presión (P) e o punto de ebulición/temperatura do punto de fusión. Parece que canto menor sexa a presión, menor será o punto de ebulición da auga, ou canto maior sexa a presión, maior será o punto de ebulición da auga. A unha presión de 1 atm, o punto de ebulición da auga = 100 oC. Pola contra, a unha presión de 218 atm, o punto de ebulición da auga = 374 oC.
Unha presión de 218 atm tamén se coñece como presión crítica da auga, mentres que unha temperatura de 374 atm tamén se coñece como presión crítica da auga. oC tamén se coñece como a temperatura crítica da auga. Se a temperatura do vapor é inferior a 374 oC, entón o vapor pode transformarse en líquido se se lle aplica unha presión de 374 oC. Ningunha cantidade de presión pode converter o vapor en líquido se a temperatura é superior a 218 oC.
A curva de fusión mostra os puntos onde os estados líquido e sólido están en equilibrio. O punto onde os estados líquido e sólido están en equilibrio chámase punto de fusión ou punto de conxelación (chámase punto de fusión porque neste punto o xeo pode fundirse en auga. Chámase punto de conxelación porque neste punto a auga pode conxelarse en xeo). Polo tanto, a curva de fusión é en realidade un gráfico que mostra a relación entre a presión (P) e o punto de fusión ou a temperatura do punto de conxelación. A unha presión de 1 atm, o punto de conxelación da auga (ou o punto de fusión do xeo) = 0 oC. Pola contra, a unha presión de 218 atm, o punto de conxelación da auga (ou punto de fusión do xeo) é inferior a 0 oC. Teña en conta que a unha presión de 1 atm, a auga está en forma líquida se a temperatura está entre 0 oC e 100 oC. A auga está en forma sólida se a unha presión de 1 atm, a temperatura é inferior a 0 oC ou auga está en forma de vapor se a unha presión de 1 atm, a temperatura é superior a 100 oC.
A curva de sublimación mostra os puntos onde o sólido e o vapor están en equilibrio. O punto onde o sólido e o vapor están en equilibrio chámase punto de sublimación. Polo tanto, a curva de sublimación é en realidade un gráfico que mostra a relación entre a presión (P) e a temperatura do punto de sublimación... A sublimación é o proceso de transformar un sólido en vapor, sen pasar polo estado líquido... Normalmente, a sublimación só ocorre a baixas presións. O xeo só pode sublimar se a temperatura é inferior a 0,01 oC e presión inferior a 0,006 atm. O punto onde as tres curvas se cruzan chámase punto triplo.
A continuación móstrase un diagrama de fases para o dióxido de carbono. Ten en conta que as escalas do diagrama de fases da auga e do diagrama de fases do dióxido de carbono non son lineais.
