RECONOCIMIENTO DE FASES

RECONOCIMIENTO DE FASES

Para que se pueda reconocer una fase primero se debe reconocer el estado de la sustancia, si es;

Solida: tiende a mantener la forma cuando se aplican pequeñas fuerzas durante tiempos razonables. Todas las sustancias a temperaturas bajas son sólidas.

Liquido: En este estado tiende a mantener su volumen al aplicarle pequeñas fuerzas, aunque fluya.

Estado gaseoso: Tiende a ocupar todo el volumen disponible, sin interfaces, pero con densidad dependiendo del campo de fuerzas existentes.

Las fases son los distintos estados homogéneos en el cual se presenta una sustancia al ir cambiando su estado termodinámico (temperatura, presión y concentración). (Véase figura 1) Una fase es parte de un sistema el cual se clasifica de acuerdo a la cantidad de fases que tenga, si es:

Homogénea solo tiene una fase y uno o más componentes.

Heterogéneo: este sistema tiene distinto valor en por lo menos dos puntos la sustancia, aquí tienen más de una fase y tienen más de un componente.

Antes de la fase se encuentra lo que es la interface (Figura 2) que es la región tridimensional de contacto entre dos fases, en la que sus propiedades varían desde las correspondientes a la fase 1 hasta la fase 2.

DIFERENCIA DE FASES EN UN SISTEMA ACUOSO

El sistema acuoso tiene una diferencia con las otras fases y una similitud con el sistema homogéneo ya que solo se componen por una fase y sus disoluciones solo se forman con agua. En este sistema el agua actúa como único disolvente o, en ciertos casos como disolvente principal.

EVAPORIZACIÓN Y PRESIÓN DE VAPOR

La presión ejercida por un vapor en equilibrio dinámico con su líquido se le denomina presión de vapor. Cabe mencionar que los líquidos con presión de vapor altas a temperatura ambiente son volátiles a comparación de las que su presión de vapor es baja.

Cuando el vapor está en equilibrio con su líquido se dice que es vapor saturado, y cuando la presión es inferior se dice que es vapor no saturado.

La presión de vapor saturado depende de dos factores:

1. Influencia de la naturaleza del líquido

El valor de la presión de vapor saturado de un líquido, da una idea clara de su volatilidad, por lo que los líquidos volátiles confinados en un recipiente cerrado, mantendrán a la misma temperatura, una presión mayor que otros menos volátiles. Por ejemplo, esto explica por qué, a temperatura ambiente en verano, cuando se destapa un recipiente con gasolina, notamos que hay una presión considerable en el interior, mientras que, si el líquido es, por ejemplo; agua, cuya presión de vapor saturado es más baja, apenas se nota cuando se destapa el recipiente.

2. La temperatura

La presión de vapor de saturación crece con el aumento de la temperatura, de esta forma si se coloca un líquido poco volátil como el agua en un recipiente y lo calentamos, obtendremos el mismo efecto del punto anterior, es decir una presión notable al destaparlo.

La relación entre la temperatura y la presión de vapor saturado de las sustancias, es que, para cada valor de temperatura, habrá un valor fijo de presión de vapor saturado para cada líquido; cuando un líquido se calienta, se suministra energía. Esta energía se traduce en un aumento de velocidad de las moléculas que lo componen, lo que a su vez significa, que los choques entre ellas serán más frecuentes y violentos.

El efecto de evaporación donde para cada valor de temperatura, se establece un equilibrio entre las moléculas que abandonan el líquido desde su superficie como gases y las que regresan a él para dar un valor presión, se cumple de igual modo, aunque la naturaleza del gas que está estableciendo la presión sea otro diferente a los vapores del propio líquido.

Cuando se alcance una temperatura tal, para la cual, el valor de la presión de vapor saturado del líquido en cuestión sea igual al valor de la presión atmosférica, la evaporación se producirá en toda la masa del líquido, entonces se dice que el líquido entra en ebullición.

El punto de ebullición se define como ‘’El valor de la temperatura para la cual la presión de vapor saturado de un líquido cualquiera, alcanza la presión a que está sometido’’

El punto de ebullición de un líquido dependerá de la presión a que esté sometido, es decir, será más bajo para bajas presiones y viceversa

Este fenómeno tiene diversas aplicaciones, tal como la conocida olla a presión, y otras tan complejas e importantes como las grandes calderas de vapor, las máquinas refrigeradoras o la producción de aire líquido.

DISOLUCIONES IDEALES. LEY DE RAOULT Y LEY DE HENRY.

La disolución es una mezcla homogénea, esto quiere decir, que un sistema está constituido por una sola fase que contiene más de solo un componente. La fase puede ser: sólida, liquida o gaseosa.

Estas se constituyentes en disolvente, soluto, coloides, sol, emulsión, humo, aerosol y gel, aunque las más utilizadas son las primeras dos. El disolvente es un componente que está presente en la mayor cantidad y determina el estado de la materia en la que existe una disolución. El soluto es la sustancia dispersa.

La disolución ideal es el estudio de los gases, esta es fácil gracias al modelo del gas ideal. Es un modelo sencillo para predecir su comportamiento y es referente para el estudio de los gases reales. Esta se puede encontrar de forma descripción fenomenológica en la que la fórmula del gas ideal es PV=nRT y en descripción molecular en la cual no existen interacciones intermoleculares entre ellas, cuando las moléculas son puntuales el V es depreciable.

De la descripción molecular podemos decir que es una disolución en la cual las moléculas de las distintas especies son tan semejantes unas a otras de las moléculas de uno de los componentes pueden sustituir a las del otro sin que se produzca una variación de la estructura espacial de la disolución ni de la energía de las interacciones intermoleculares presentes en la misma.

En la descripción fenomenológica:

Ley de Raoult Pi = XiL Pi0

Pi es la presión parcial de i en el valor en equilibrio con la disolución.

XiL

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