Transiciones de fase: tipos, clasificaciones, propiedades y ejemplos (con diagrama)

Todos tienen un recuerdo de cuando eran niños y el helado se derritió inesperadamente (y sin querer). Tal vez estabas en la playa, tratando de seguir el ritmo de las corrientes de helado derretido que corrían por tus dedos, pero luego toda la bola se cayó a la arena. Tal vez dejaste una paleta al sol demasiado tiempo y volviste a un charco de agua azucarada de color luminoso. Cualquiera que sea su experiencia, la mayoría de la gente tiene un recuerdo claro de algo en elfase sólidahaciendo la transición a lafase líquiday las consecuencias de ese cambio.

Por supuesto, los físicos tienen un lenguaje específico para describir estos cambios de fase entre diferentes estados de la materia. No debería sorprendernos que las diferentes propiedades físicas de los materiales gobiernen cómo se comportan, incluidas las temperaturas a las que experimentan cambios de fase. Aprender cómo se calcula la energía consumida en estos cambios de fase y un poco sobre los aspectos físicos relevantes. propiedades es crucial para comprender todo, desde el derretimiento del hielo hasta procesos más inusuales como sublimación.

La mayoría de la gente está familiarizada con las tres fases principales de la materia: sólida, líquida y gaseosa. Sin embargo, también existe un cuarto estado de la materia llamado plasma, que se describirá brevemente más adelante en este artículo. Los sólidos son los más fáciles de entender; la materia en estado sólido mantiene su forma y no es comprimible en un grado notable.

Usando el agua como ejemplo, el hielo es el estado sólido, y está intuitivamente claro que el hielo se rompería antes que tú. pudimos comprimirlo en un volumen más pequeño, e incluso entonces el hielo roto todavía tomaría el mismo volumen. También puedes pensar en una esponja como un posible contraejemplo, pero en ese caso, cuando la "comprimes", realmente estás simplemente eliminando todos los orificios de aire que contiene en su estado natural; la materia sólida real no se comprimido.

Los líquidos toman la forma del recipiente en el que se encuentran, pero no se pueden comprimir de la misma forma que los sólidos. Una vez más, el agua líquida es el ejemplo perfecto de esto porque es muy familiar: puede poner agua en cualquier forma del recipiente, pero no se puede comprimir físicamente para que ocupe menos volumen que en su forma natural Expresar. Los gases como el vapor de agua, por otro lado, llenan la forma del recipiente en el que se encuentran, pero pueden comprimirse.

El comportamiento de cada uno se explica por su estructura atómica. En un sólido, hay una disposición reticular regular de átomos, por lo que forma una estructura cristalina o al menos una masa amorfa porque los átomos están fijos en su lugar. En un líquido, las moléculas o átomos pueden moverse libremente, pero están parcialmente conectados a través de enlaces de hidrógeno, por lo que fluye libremente pero tiene cierta viscosidad. En un gas, las moléculas están completamente separadas, sin fuerzas intermoleculares que las mantengan juntas, razón por la cual un gas puede expandirse y comprimirse mucho más libremente que los sólidos o los líquidos.

Cuando agrega calor a un sólido, aumenta su temperatura hasta que alcanza su punto de fusión, momento en el que las cosas cambian. La energía térmica que agrega una vez que está en el punto de fusión no cambia la temperatura; proporciona energía para la transición de fase de la fase sólida a la fase líquida, comúnmente llamada fusión.

La ecuación que describe el proceso de fusión es:

DóndeL​_F es el calor latente de fusión del material,metroes la masa de la sustancia yQes el calor añadido. Como muestra la ecuación, las unidades de calor latente son energía / masa, o julios por kg, go otra medida de masa. El calor latente de fusión a veces se denomina entalpía de fusión o, a veces, simplemente el calor latente de fusión.

Para cualquier sustancia específica, por ejemplo, si está observando específicamente el derretimiento del hielo, existe una temperatura de transición específica a la que esto ocurre. Para la fusión del hielo en agua líquida, la temperatura de transición de fase es de 0 grados Celsius o 273,15 Kelvin. Puede buscar el calor latente de fusión de muchos materiales comunes en línea (ver Recursos), pero para el hielo es 334 kJ / kg.

El mismo proceso que para la fusión ocurre cuando se vaporiza una sustancia, excepto que la temperatura a la que ocurre la transición de fase es el punto de ebullición de la sustancia. Sin embargo, de la misma manera, la energía adicional que le da a la sustancia en este punto pasa a la transición de fase, en este caso de la fase líquida a la fase gaseosa. El término utilizado aquí es el calor latente de vaporización (o la entalpía de vaporización), pero el concepto es exactamente el mismo que para el calor latente de fusión.

La ecuación también toma la misma forma:

DóndeL​_v este tiempo es el calor latente de vaporización (consulte Recursos para obtener una tabla de valores para materiales comunes). Una vez más, existe una temperatura de transición específica para cada sustancia, con el agua líquida experimentando esta transición a 100 C o 373,15 Kelvin. Entonces, si está calentando una cierta masametrode agua desde la temperatura ambiente hasta el punto de ebullición y luego evaporándola, hay dos etapas para el cálculo: la energía necesaria para llevarlo a 100 C, y luego la energía necesaria para vaporizar eso.

Aunque la transición de fase de sólido a líquido (es decir, fusión) y la de líquido a gas (vaporización) son las más comunes, hay muchas otras transiciones que pueden ocurrir. En particular,sublimaciónes cuando una sustancia experimenta una transición de fase de una fase sólida directamente a una fase gaseosa.

El ejemplo más conocido de este comportamiento es el hielo seco, que en realidad es dióxido de carbono sólido. A temperatura ambiente y presión atmosférica, se sublima directamente en gas de dióxido de carbono, y esto lo convierte en una opción común para los efectos de niebla teatral.

Lo opuesto a la sublimación esdeclaración, donde un gas sufre un cambio de estado directamente a sólido. Este es otro tipo de transición de fase que se discute con menos frecuencia pero que todavía ocurre en la naturaleza.

La presión tiene un gran impacto en la temperatura a la que se producen las transiciones de fase. A una presión más alta, el punto de vaporización es más alto y se reduce a presiones más bajas. Esta es la razón por la que el agua hierve a una temperatura más baja cuando estás a mayor altitud, porque la presión es más baja y, por lo tanto, el punto de ebullición también lo es. Esta relación generalmente se demuestra en un diagrama de fases, que tiene ejes para temperatura y presión, y líneas que separan las fases sólida, líquida y gaseosa de la sustancia en cuestión.

Si observa detenidamente un diagrama de fases, notará que hay un punto específico en el que la sustancia se encuentra en la intersección de las tres fases principales (es decir, la fase gaseosa, líquida y sólida). Esto se llamatriple punto, o el punto crítico para la sustancia, y ocurre a una temperatura crítica específica y una presión crítica.

El cuarto estado de la materia es el plasma. Esto es un poco diferente de los otros estados de la materia, porque técnicamente es un gas que ha sido ionizado (es decir, se le han quitado electrones por lo que los átomos constituyentes tienen una carga eléctrica neta), por lo que no tiene una transición de fase de la misma manera que los otros estados de importar.

Sin embargo, su comportamiento es muy distinto al de un gas típico, porque si bien se puede considerar eléctricamente "cuasi-neutro" (debido a que hay el mismo número de protones y electrones en elenteroplasma), hay bolsas de carga concentrada y corrientes resultantes. Los plasmas también responden a los campos eléctricos y magnéticos de una manera que no lo haría un gas típico.

Una de las formas más conocidas de describir las transiciones entre diferentes fases es el sistema de clasificación Ehrenfest, que divide las transiciones en transiciones de fase de primer y segundo orden, y el sistema moderno se basa fuertemente en esto. El "orden" de la transición se refiere a la derivada de orden más bajo de la energía libre termodinámica que muestra una discontinuidad. Por ejemplo, las transiciones entre sólidos, líquidos y gases son transiciones de fase de primer orden porque el calor latente crea una discontinuidad en la derivada de energía libre.

Una transición de fase de segundo orden tiene una discontinuidad en la segunda derivada de la energía libre, pero no hay calor latente involucrado en el proceso, por lo que se consideran fase continua transiciones. Los ejemplos incluyen la transición a la superconductividad (es decir, el punto en el que algo se convierte en superconductor) y la transición de fase ferromagnética (como se describe en el modelo de Ising).

La teoría de Landau se usa para describir el comportamiento de un sistema, particularmente alrededor de un punto crítico. En términos generales, hay ruptura de simetría a la temperatura de transición de fase, y esto es particularmente útil en describiendo transiciones en cristales líquidos, con la fase de alta temperatura que contiene más simetrías que la de baja temperatura fase.

Supongamos que tiene un bloque de hielo de 1 kg a 0 C y desea derretir el hielo y elevar la temperatura a 20 C, un poco por encima de la temperatura ambiente estándar. Como se mencionó anteriormente, hay dos partes en cualquier cálculo como este: Necesita calcular la fase cambiar y luego utilizar el enfoque habitual para calcular la energía necesaria para elevar la temperatura en el especificado Monto.

El calor latente de fusión para el hielo de agua es 334 kJ / kg, por lo que usando la ecuación anterior:

Entonces, derretir hielo, 1 kg específicamente, requiere 334 kilojulios de energía. Por supuesto, si estuviera trabajando con una cantidad mayor o menor de hielo, el 1 kg simplemente se reemplazaría por el valor apropiado.

Ahora, cuando esta energía se haya transferido al hielo, habrá cambiado de fase.perotodavía estar a 0 C de temperatura. Para calcular la cantidad de calor que necesitaría agregar para elevar la temperatura a 20 C, simplemente necesita buscar la capacidad calorífica específica del agua (C= 4,182 J / kg ° C) y use la expresión estándar:

Donde ∆Trepresenta el cambio de temperatura. Esto es fácil de resolver con la información que tenemos: el cambio de temperatura necesario es de 20 C, por lo que el resto del proceso es simplemente insertar los valores y calcular:

Por lo tanto, todo el proceso (es decir, derretir el hielo y calentar el agua) requiere:

Entonces, la mayor parte de la energía proviene del proceso de fusión, en lugar del calentamiento. Tenga en cuenta que este cálculo solo funcionó porque las unidades eran consistentes en todo momento: la masa siempre estaba en kg y la energía se convirtió en kJ para la adición final, y siempre debe verificar esto antes de intentar una cálculo.

Ahora imagina que tomas el 1 kg de agua a 20 C del último ejemplo y quieres convertirlo en vapor de agua. Intente resolver este problema antes de seguir leyendo, porque el proceso es esencialmente el mismo que antes. Primero, debe calcular la cantidad de energía térmica requerida para llevar el agua al punto de ebullición, y luego puede continuar y calcular cuánta energía adicional se necesita para vaporizar el agua.

La primera etapa es como la segunda etapa del ejemplo anterior, excepto que ahora ∆T= 80 C, ya que el punto de ebullición del agua líquida es 100 C. Entonces, usando la misma ecuación da:

Desde el punto en el que se ha agregado esta cantidad de energía, el resto de la energía se destinará a vaporizar el líquido y deberá calcularlo utilizando la otra expresión. Esto es:

DóndeL​_v = 2256 kJ / kg para agua líquida. Teniendo en cuenta que hay 1 kg de agua en este ejemplo, puede calcular:

La suma de ambas partes del proceso da el calor total requerido:

Tenga en cuenta nuevamente que la gran mayoría de la energía térmica utilizada en este proceso (como con el hielo derretido) está en la transición de fase, no en la etapa de calentamiento ordinaria.