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Curvas de CALENTAMIENTO:  Puntos de Fusión y Ebullición [Cambios de Estado]

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Una curva de calentamiento es la representación gráfica de cómo varía la temperatura de una muestra en función del tiempo, manteniendo la presión constante y agregando calor uniformemente, es decir, a tasa constante.

Para construir una gráfica de este tipo, se van tomando parejas de valores de temperatura y tiempo, que posteriormente se grafican colocando la temperatura en el eje vertical (ordenadas) y el tiempo en el eje horizontal (abscisas).

Luego se ajusta la curva más apropiada a estos puntos experimentales y finalmente se obtiene una gráfica de la temperatura T como función del tiempo t: T (t).

¿En qué consiste la curva de calentamiento?

A medida que se calienta, una sustancia va atravesando sucesivamente diversos estados: de ser sólido puede pasar a vapor, casi siempre pasando por el estado líquido. A estos procesos se los denomina cambios de estado, en los cuales la muestra va incrementando su energía interna mientras se le agrega calor, tal como señala la teoría cinético molecular.

Al añadir calor a una muestra existen dos posibilidades:

- La sustancia aumenta su temperatura, en vista de que sus partículas se agitan con mayor intensidad.

- El material está pasando por un cambio de fase, en el cual la temperatura se mantiene constante. Añadir calor tiene el efecto de debilitar en cierta medida las fuerzas que mantienen cohesionadas a las partículas, por esto es fácil pasar de hielo a agua líquida, por ejemplo.

En la figura 2 se muestran los cuatro estados de la materia: sólido, líquido, gas y plasma, y los nombres de los procesos que permiten la transición entre unos y otros. Las flechas indican el sentido del proceso.

-Cambios de estado en una sustancia

Comenzando por una muestra en estado sólido, al fundirse pasa al estado líquido, al vaporizarse pasa a convertirse en gas y mediante la ionización se convierte en plasma.

Puede que el sólido se convierta directamente en gas mediante el proceso conocido como sublimación. Hay sustancias que subliman fácilmente a temperatura ambiente. El más conocido es el CO ₂ o hielo seco, así como también el naftaleno y el yodo.

Mientras la muestra atraviesa un cambio de estado, la temperatura se mantiene constante hasta llegar al nuevo estado. Esto significa que si por ejemplo se tiene una porción de agua líquida que ha llegado a su punto de ebullición, su temperatura se mantiene constante hasta que todo el agua se haya convertido en vapor.

Por tal razón se espera que la curva de calentamiento esté compuesta de una combinación de tramos crecientes y tramos horizontales, donde estos últimos corresponden a los cambios fase. En la figura 3 se muestra una de estas curvas para una sustancia dada.

Interpretación de la curva de calentamiento

En los intervalos de crecimiento ab, cd y ef la sustancia se encuentra como sólido, líquido y gas respectivamente. En estas regiones la energía cinética se incrementa y con ella la temperatura.

Mientras que en bc está cambiando su estado de sólido a líquido, por lo tanto las dos fases coexisten. Así sucede en el tramo de, en que la muestra pasa de líquido a gas. Aquí está cambiando la energía potencial, y la temperatura permanece constante.

El procedimiento inverso también es posible, es decir, se puede enfriar la muestra para que adopte sucesivamente otros estados. En tal caso se habla de curva de enfriamiento.

Las curvas de calentamiento tienen el mismo aspecto general para todas las sustancias, aunque desde luego no los mismos valores numéricos. Algunas sustancias requieren más tiempo que otras en cambiar de estado, y funden y vaporizan a distintas temperaturas.

Estos puntos son conocidos respectivamente como punto de fusión y punto de ebullición, y son características propias de cada sustancia.

Por eso las curvas de calentamiento son muy útiles, puesto que indican el valor numérico de estas temperaturas para millones de sustancias que existen como sólidos y líquidos en el rango de temperaturas consideradas normales y a presión atmosférica.

¿Cómo se hace una curva de calentamiento?

En principio es muy sencillo: basta con colocar una muestra de sustancia en un recipiente provisto de un agitador, introducir un termómetro y calentar uniformemente.

Simultáneamente, al iniciar el procedimiento se activa un cronómetro y cada cierto tiempo se anotan las correspondientes parejas temperatura-tiempo.

La fuente de calor puede ser un mechero a gas, con buena velocidad de calentamiento, o bien una resistencia eléctrica que al calentarse emite calor, la cual puede conectarse a una fuente variable para conseguir distintas potencias.

Para mayor precisión hay dos técnicas muy utilizadas en el laboratorio de química:

- El análisis térmico diferencial.

- La calorimetría diferencial de barrido.

En ellas se compara la diferencia de temperatura entre la muestra bajo estudio y otra muestra de referencia con alta temperatura de fusión, casi siempre un óxido de aluminio. Con estos métodos se busca encontrar fácilmente los puntos de fusión y ebullición.

Considérese las curvas de calentamiento para el agua y para el hierro mostradas en la figura. La escala de tiempo no se muestra, sin embargo es inmediato distinguir las temperaturas de fusión para ambas sustancias que corresponden al punto B de cada gráfica: para el agua 0 º C, para el hierro 1500º C.

El agua es una sustancia universal y el rango de temperaturas necesario para ver sus cambios de estado es fácil de lograr en el laboratorio. Para el hierro se requieren temperaturas bastante más elevadas, pero tal como se indicó anteriormente, la forma de la gráfica no cambia sustancialmente.

Al calentar la muestra de hielo, de acuerdo a la gráfica nos encontramos en el punto A, a una temperatura por debajo de 0º C. Se observa que la temperatura aumenta a una tasa constante hasta llegar a 0º C.

Las moléculas de agua dentro del hielo vibran con mayor amplitud. Una vez que se llega a la temperatura de fusión (punto B), las moléculas ya pueden moverse unas delante de otras.

La energía que llega se invierte en disminuir la fuerza de atracción entre las moléculas, por eso la temperatura entre B y C permanece constante hasta todo el hielo se ha derretido.

Convirtiendo el agua en vapor

Una vez que el agua se encuentra totalmente en estado líquido, la vibración de las moléculas se incrementa de nuevo y la temperatura aumenta rápidamente entre C y D hasta el punto de ebullición en 100º C. Entre D y E la temperatura permanece en ese valor mientras la energía que llega se encarga de que toda el agua en el recipiente se vaya evaporando.

Si se logra contener todo el vapor de agua en un recipiente, puede seguirse calentando desde el punto E hasta el punto F, cuyo límite no se muestra en la gráfica.

Una muestra de hierro puede atravesar estos mismos cambios. Sin embargo, dada la naturaleza del material, los rangos de temperatura son muy diferentes.

1. Atkins, P. Principios de Química: Los Caminos del Descubrimiento. Editorial Médica Panamericana. 219-221.

2. Chung, P. Heating curves. Recobrado de: chem.libretexts.org.

3. Heating curves. Heat of Fusion and Vaporization. Recobrado de: wikipremed.com.

4. Hewitt, Paul. 2012. Conceptual Physical Science. 5 th . Ed. Pearson. 174- 180.

5. Universidad de Valladolid. Grado en Química, Recobrado de: alojamientos.uva.es.

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Curva de calentamiento: qué es, cómo se hace, ejemplos

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Una curva de calentamiento es la representación gráfica de cómo varía la temperatura de una muestra en función del tiempo, manteniendo la presión constante y agregando calor uniformemente, es decir, a tasa constante.

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Definición conceptual

El diagrama de fases es la representación visual de la dependencia de la temperatura y la presión de una sustancia pura en un sistema cerrado. Explica los cambios en los estados de agregación de la materia en función de la presión y la temperatura a la cual esté sometida la sustancia.

Previamente, es aconsejable comprender a qué nos referimos con cambios en el estado de agregación. Son específicamente los cambios de estado o de fase. Cuando una sustancia es sencilla, como los fluidos moleculares, se tienen puntos de fusión y ebullición bien definidos. Mientras que, cuando las masas molares aumentan, estas temperaturas se vuelven rangos o más bien, intervalos, entre los que ocurre el cambio de fase.

Inclusive, en muchos casos, no se llega a determinadas temperaturas de cambio de fase, puesto que las sustancias se descomponen previamente. Definimos los siguientes cambios de fases que se ubicarán en los diagramas:

- Evaporación: de líquido a gas.
- Condensación: de gas a líquido.
- Sublimación: de sólido a gas.
- Sublimación inversa: de gas a sólido.
- Solidificación: de líquido a sólido.
- Fusión: de sólido a líquido.

En general, son procesos térmicos, requieren de la absorción o la entrega de energía para que ocurran, por lo que, a medida que se le agrega o se le quita energía nos iremos moviendo a lo largo del diagrama de fases para ver en qué estado de agregación se encontrará la sustancia.

Como bien sabemos, cada sustancia es única, por lo que cada sustancia tendrá su propio e inequívoco diagrama de fases. Por lo que, en cada diagrama se presentará un punto triple, donde se indica la presión y la temperatura a la cual coexisten las tres fases (sólido, líquido y gas) en equilibrio. Así mismo, se presenta un punto crítico, extremo superior en la curva del vapor o gas, este punto indica que a temperaturas mayores no puede llevarse a estado líquido más allá de continuar aumentando la presión del gas.

En general, los diagramas de fases son representados de la siguiente manera:

Aquí se observa, un esquema en donde la presión se ubica en el eje de las ordenadas y la temperatura en el eje de las abscisas. En general, también pueden colorearse las zonas para una mejor visualización. A la izquierda del gráfico la materia se encuentra en estado sólido y, a medida que se aumenta la temperatura (es decir, se incrementa la energía entregada al sistema) se observa un cambio de fase a líquido y luego, de líquido a vapor. Siempre y cuando, nos movamos por encima del punto triple. Por debajo del punto triple, el cambio de fase es directo de sólido a vapor o a la inversa según ocurra la entrega o la quita de energía.

Cada una de las curvas representadas son las curvas de equilibrio. Por ejemplo, la curva que va desde el punto triple al punto crítico es la curva de equilibrio líquido - vapor, mientras que la curva que se encuentra a la izquierda es la curva de equilibrio líquido - sólido. Por debajo se tiene el equilibrio sólido - vapor, ya que a bajas temperaturas y presiones se representa la presión de vapor del sólido. Cada una de estas curvas de equilibrio representan los cambios de fase que fueron nombrados más arriba.

El diagrama de fases representado es específicamente el diagrama de fases del agua, observando que, a presión de 1 atm, el punto de ebullición es de 100ºC (punto de ebullición normal) y la temperatura de fusión es 0ºC (punto de fusión normal). Se observa el punto crítico con una temperatura crítica de 374ºC y una presión crítica de 218 atm mientras que el punto triple, donde coexisten los tres equilibrios se da 0.00603 atm y 0.01ºC.

Además, podemos observar que, si incrementamos la presión, el punto de fusión disminuye mientras que la temperatura de ebullición aumenta, esto es así debido a las pendientes de cada una de las curvas de equilibrio.

Como mencionamos previamente, cada sustancia tiene su propio diagrama de fases, por lo que, la tendencia mencionada puede que no se replique en todos los casos de estudios ya que las pendientes de las curvas de equilibrio varían.

Autora: Candela Rocío Barbisan | Sitio: Definición ABC | Título: Diagrama de Fases | Fecha: Dic. 2021 | URL: https://www.definicionabc.com/ciencia/diagrama-fases.php

Ingeniera Química por la UNMdP, Argentina, trabaja en la gestión de activos e integridad a diversas industrias, principalmente Oil & Gas. Certificada en API 580, Risk Based Inspection, por el American Petroleum Institute. Profesora en la Facultad de Ingeniería en la UNMdP, en las cátedras de Química General I, Laboratorio de Operaciones Unitarias (4º año, Ing. Química) y Laboratorio de Reactores y Control (5º año, Ing. Química).

Temas en Diagrama de Fases

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El diagrama de fases es la representación visual de la dependencia de la temperatura y la presión de una sustancia pura en un sistema cerrado. Explica los cambios en los estados de agregación de la materia en función de la presión y la temperatura a la cual esté sometida la sustancia.

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Cambios de estado: tipos y sus características (con ejemplos)

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Cambios de estado de la materia: cuáles son y ejemplos - Significados

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Título: Punto de Fusión - Concepto, ejemplos y punto de ebullición

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Ya conoces la nueva fase de la materia?, es sólida y líquida al ...

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¿Qué es la MATERIA y de qué está hecha? Propiedades, estados y ejemplos⚛️

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Durante muchos siglos se consideró que solo existían tres estados de la materia: sólido, líquido y gas (los tres presentes y estables en nuestro mundo). Y es el agua la sustancia que mejor los representa, por ser la única que existe de forma natural en los tres estados.

Pero el desarrollo de nuevas tecnologías, para producir en los laboratorios condiciones cada vez más extremas y energéticas, ha permitido que en los últimos años se hayan descubierto otros cinco estados (y un último candidato, que acaba de aparecer en 2018).

Plasma

El estado plasma es la forma en la que se presentan los gases contenidos en el interior de las luces de neón, los tubos fluorescentes y, por supuesto, las pantallas de plasma. También es el estado que caracteriza a las auroras boreales o a los rayos. De hecho, se estima que el 99% de la materia del universo observable es plasma.

Un plasma es un gas ionizado a alta temperatura, formado por cationes (moléculas o átomos con carga positiva) y electrones libres (con carga negativa), entre los que se dan importantes fuerzas electrostáticas. Aunque en su conjunto la carga eléctrica total sea nula, en su interior las partículas tienen carga. Esto hace que, a diferencia de los gases, los plasmas sean conductores de la electricidad y puedan ser confinados en campos magnéticos.

Plasma de quark-gluones (QGP)

Es el estado en el que (se asume) se encontraba toda la materia del universo justo una millonésima de segundo después del Big Bang y justo antes de comenzar a enfriarse y cambiar a otros estados menos energéticos. En ese instante -caracterizado por una temperatura y energía extremas-, toda la materia se encontraría como una densa sopa de partículas fundamentales: quarks y gluones, desplazándose a velocidades próximas a las de la luz. Así, las fuerzas atractivas entre ellos son tan débiles que permiten a unos y a otros mantener su individualidad y desplazarse libremente.

Las primeras evidencias de la existencia del estado QGP se alcanzaron en 2003 y fueron confirmadas en 2005 en los aceleradores del CERN. Allí se constató que el Plasma de quark-gluones no se comportaba como un gas ideal (tal y como se presumía) sino más bien como un superfluido, con una viscosidad mínima. Hasta el momento, el QGP solo se obtiene en instalaciones muy concretas y durante un tiempo muy limitado, y aún se están estudiando sus aplicaciones.

Líquido cuántico de espines

El físico y ganador del Nobel Philip Warren Anderson fue el primero en predecir la existencia del líquido cuántico de espines en la década de 1970. Pero no fue hasta 2016 que se demostró su existencia real. Lo curioso es que, bajo determinadas condiciones de presión y temperatura, algunos minerales presentan regiones en este estado. Entre ellos, la herbersmithita.

El espín es una propiedad de los electrones y demás partículas subatómicas. De una forma intuitiva, es como si cada electrón contuviese una minúscula brújula interna. En la mayoría de los materiales (y en los estados de la materia) los espines de los electrones se alinean entre sí. Sin embargo, en el estado líquido cuántico de espines, los espines de los electrones nunca llegan a alinearse, sino que se mantienen en una constante fluctuación incluso a temperaturas cercanas al cero absoluto, mientras que en la que en los restantes estados de la materia, el espín se congela a esa temperatura.

El estado líquido cuántico de espines le confiere a la materia unas características magnéticas singulares, cuya aplicación se está investigando.

Estado degenerado

Bajo presiones extremas, como las que se dan en el núcleo de algunas estrellas, las partículas son comprimidas en un espacio mínimo. Dado que dos partículas no pueden ocupar el mismo espacio en el mismo momento, esto provoca que los átomos degeneren y pierdan su estructura: los electrones se salen de sus órbitas y comienzan a moverse a velocidades cada vez más cercanas a la de la luz, para ejercer una fuerza expansiva que compense la presión externa.

Si ésta sigue aumentando y supera el denominado límite de Chandrasekar, entonces la presión externa se hace insostenible y los núcleos atómicos también degeneran, pierden su estructura, colapsando en una acumulación de neutrones y protones.

Condensado Bose-Einstein

En 1924 Satyendra Bose y Albert Einstein predijeron la existencia de un nuevo estado de la materia al aplicar la estadística a la mecánica cuántica. Según ambos físicos, cuando la materia se enfría a temperaturas apenas por encima del cero absoluto, en algunos casos las partículas que la constituyen caen todas al mismo nivel de energía. Esa situación vulnera los principios de la física cuántica: las partículas se vuelven indistinguibles unas de otras y pasan a formar un "superátomo".

Pero no fue hasta 1995 que Cornell, Wieman y Ketterle consiguieron producir un condensado de Bose-Einstein gracias al empleo de los nuevos y más potentes láseres y electroimanes. Desde entonces, se ha comprobado que este estado se caracteriza por presentar superfluidez y superconductividad. Y también porque es capaz de ralentizar la velocidad de la luz, que lo atraviesa hasta velocidades de apenas unos metros por segundo.

Hielo superiónico

El agua como principio y fin. El agua es la única sustancia presente en la naturaleza en los tres estados clásicos. Y es también la sustancia en la que se ha descubierto, a principios de 2018, una nueva forma o estado de ordenación: el hielo superiónico. Para ello se sometieron cristales de hielo a una presión 2 millones de veces superior a la presión atmosférica y a una temperatura cercana a los 5.000 ºC. Esa brutal presión fuerza al hielo a adoptar un empaquetamiento muy compacto. Pero, al mismo tiempo, la elevada temperatura derrite los enlaces de la molécula de agua. El resultado es que en el hielo superiónico conviven dos fases: una líquida y una sólida. Los átomos de oxígeno adoptan una estructura cristalina, a través de la cual fluyen núcleos de hidrógeno.

Se cree que el hielo superiónico puede existir en grandes cantidades en planetas gigantes gaseosos y helados como Urano o Neptuno, en cuyo interior sí se dan las condiciones apropiadas para su formación. De confirmarse que otras sustancias sometidas a condiciones similares también adoptan esta ordenación, estaríamos ante un nuevo estado de la materia.

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Los (otros) estados de la materia: mucho más que sólido, líquido y gas | OpenMind

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Durante muchos siglos se consideró que solo existían tres estados de la materia: sólido, líquido y gas (los tres presentes y estables en nuestro mundo). Y es el agua la sustancia que mejor los representa, por ser la única que existe de forma natural en los tres estados.

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La física esconde misterios que nos sorprenden continuamente, pero hoy queremos hablarte sobre los estados físicos de la materia. Descubrirás que hay mucho más que los tres estados de la materia que nos enseñaban en el colegio (líquido, sólido y gaseoso), y que, además, todavía hay muchas incógnitas que descubrir sobre la materia que compone el universo.

Características de los estados físicos de la materia

Seguro que ya conoces los tres estados clásicos pero por si acaso vamos a repasar rápidamente sus propiedades. Según la disposición de los átomos y de su grado de cohesión, cada estado de la materia tiene unas características particulares. Además, debemos tener en cuenta que los cambios en el entorno harán que la materia cambie de estado, alterando sus propiedades.

Cuando un cuerpo está en estado sólido, sus átomos están muy juntos y tan apretados que lo convierten en un cuerpo firme, de forma regular y volumen definido. Por esta razón, los sólidos no se pueden comprimir. Las partículas que forman la materia en estado sólido apenas pueden moverse, solamente vibran alrededor de posiciones fijas. No obstante, un aumento de la temperatura incrementa la vibración de las partículas, por lo que el sólido se dilata.

En estado líquido los átomos y las moléculas están más separados y tienen una fuerza de cohesión menor, lo que permite a los líquidos fluir y adaptarse al recipiente que los contiene. Por lo tanto, tienen volumen constante y, aunque su forma varía, no llena todos los espacios del recipiente, como ocurre con los gases.

Como curiosidad, ¿sabías que el vidrio es un líquido? Aunque no lo parezca el vidrio fluye. Lo que pasa es que lo hace tan lentamente que no podemos verlo a simple vista. Sin embargo, los científicos lo han demostrado al medir los grandes ventanales de catedrales antiguas y comprobar que son más gruesos en la parte inferior que en la superior. Es decir, a lo largo de los años el vidrio ha ido fluyendo hacia abajo.

El último de los estados clásicos de la materia es el gas. En un estado gaseoso las partículas que forman la materia están muy apartadas, tanto que la única manera de mantenerlas juntas es encerrándolas en un recipiente. Los gases ocupan todo el espacio disponible porque no hay cohesión entre sus átomos. Además, pueden comprimirse y adquieren la forma del recipiente que los contiene.

Cambios físicos y químicos de la materia

Como habíamos comentado, los cambios externos como las variaciones de temperatura y de presión pueden provocar que la materia cambie de estado, de sólida a líquida y de líquida a gas, y viceversa.

Un material cotidiano en el que puedes experimentar los cambios físicos y químicos de la materia es el agua: vemos que a temperatura ambiente está en estado líquido, fluye y se adapta al recipiente que la contiene. Sin embargo, si la dejamos unas horas en el congelador se convierte en hielo ( solidificación: pase de estado líquido a sólido) y si la calentamos a más de 100º hierve y se transforma en vapor de agua ( vaporización: paso de líquido a gas).

Cuando unos cubitos de hielo se derriten estamos experimentando la fusión, el cambio de estado sólido a estado líquido. En cambio, cuando el agua en estado gaseoso pasa a estado líquido se conoce como condensación. Esto último es lo que ocurre, por ejemplo, cuando se forman las nubes (vapor de agua) y empieza a llover.

Hay otros cambios un poco más drásticos en los estados de la materia que se dan cuando un sólido pasa a estado gaseoso ( sublimación), y viceversa ( sublimación inversa), sin pasar por la fase intermedia, el estado líquido. Las pastillas de naftalina utilizadas para ahuyentar a las polillas son un ejemplo práctico de sublimación.

Los nuevos estados físicos de la materia

Ahora llega lo más sorprendente: ¿sabías que recientemente se han descubierto dos nuevos estados de la materia? Y los científicos siguen investigando ya que hay otros estados físicos de la materia que solo se han detectado en condiciones extremas, propiciadas en experimentos de laboratorio.

El cuarto estado de la materia es el plasma. Aunque sus características son muy parecidas a las del estado gaseoso, se diferencian lo suficiente para considerarlo un estado propio. El plasma es un gas ionizado, lo que significa que es capaz de conducir electricidad. Al igual que los gases, el estado plasma no tiene forma ni volumen definido, sino que adquiere el de su contenedor. Se diferencia de ellos en que el plasma, cuando se ve influido por un campo magnético, puede formar filamentos, rayos y capas dobles.

Aunque dicho así parezca ciencia ficción, el estado plasma es más común de lo que podemos pensar. De hecho, la mayor parte del universo está formado por plasma intergaláctico. Pero tampoco necesitamos un viaje de años luz para encontrar el estado plasma. Si tienes una televisión con pantalla de plasma, no tienes ni que salir de casa. Estas pantallas contienen gases que se cargan eléctricamente para cambiar a estado de plasma, que interactúan con los electrodos de la pantalla para emitir luz.

Por último, el quinto estado de la materia se atribuye al condensado de Bose-Einstein, un superfluido que se logra a temperaturas próximas al cero absoluto. A estas temperaturas los átomos se aglutinan y pasan a un nivel de energía mínima, conocido como estado fundamental. En este estado, los átomos se comportan como un gran sistema cuántico, es decir, como si se tratara de un único "superátomo".

De momento, solo se ha conseguido llevar la materia a este quinto estado en un laboratorio, recurriendo a técnicas experimentales de física cuántica. Se espera que en un futuro el condensado de Bose-Einstein sea una revolución en el campo de la electrónica, pero actualmente la temperatura necesaria para que se forme es tan extrema que dificulta su estudio y aplicación.

Como puedes ver, todavía quedan muchas incógnitas que descubrir en cuanto a los estados de la materia. Cuanto más avancemos en el conocimiento científico mayores posibilidades tendremos de sacar provecho de sus propiedades en nuestra vida diaria.

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¿Cuáles son los estados físicos de la materia y qué los define? - ZS España

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La física esconde misterios que nos sorprenden continuamente, pero hoy queremos hablarte sobre los estados físicos de la materia. Descubrirás que hay mucho más que los tres estados de la materia que nos enseñaban en el colegio (líquido, sólido y gaseoso), y que, además, todavía hay muchas incógnitas que descubrir sobre la materia que compone el universo.