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CAMBIOS DE FASE Fases son los estados de la materia que pueden existir en equilibrio y en contacto térmicos simultáneamente. Los cambios de fase ocurren cuando algunas de las variables utilizadas en la descripción macroscópica (P,V,T) cambian bajo ciertas condiciones de equilibrio; ya sea por agentes externos o internos.

La descripción del fenómeno desde el punto de vista termodinámico lleva a utilizar la temperatura y presión como variables; los cuales permanecen constantes durante la transición. La entropía y el volumen son variables durante el proceso. Además, debido a que se realizan bajo condiciones de equilibrio termodinámico, los cambios de fase son reversibles. Las isotermas en los diagramas P-V son horizontales durante las transiciones de fase. Entonces, es posible describir completamente la transición conociendo el estado final y el estado inicial. Es independiente de los estados intermedios, se calculan los potenciales químicos y se encuentran las variables involucradas en la transición. Entre los cambios de fase más conocidos se encuentran: la fusión y la sublimación. Entre los cambios de fase menos conocidos se encuentra el pasar de un arreglo cristalino a otro. Como ejemplo de lo anotado, el grafito se convierte en diamante. Un punto ordinario de una transición de fase en un diagrama de estado no es únicamente una singularidad matemática de las cantidades termodinámicas de una sustancia. Para cada fase existen desigualdades que no son violadas en ese punto. En el punto de la transición los potenciales químicos son iguales en ambas fases. El punto crítico es un concepto introducido por D.I. Mendeleev en 1860. Indica la región del plano donde la sustancia se vuelve homogénea. Donde existe un punto crítico una transición continua puede efectuarse entre dos estados de la sustancia sin separar las d os fases.

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Cambios de estado En física y química se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados más estudiados y comunes en la tierra son el sólido, el líquido y el gaseoso; no obstante, el estado de agregación más común en nuestro universo es el plasma, material del que están compuestas las estrellas (si descartamos la materia oscura). 

La fusión es el cambio de estado de sólido a líquido.

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la solidificación o congelación es el cambio inverso, de líquido a sólido.

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La vaporización es el cambio de estado de líquido a gas.

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la licuación o condensación es el cambio inverso, de gas a líquido.

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La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas.

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El cambio inverso recibe el nombre de sublimación regresiva o deposición (es prudente evitar llamar cristalización a dicha transición, por ser "cristalización" un término usado para referirse a un método de purificación).

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La ionización es el cambio de estado de un gas a plasma.

Estos estados se dan por distintos agentes externos pero los más comunes son la temperatura y presión además nos indican como es que las moléculas, bien se separan por calor o se junta por enfriamiento esto se le llama la Teoría cinética molecular. CAMBIOS DE FASE

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Teoría cinética molecular Los dos parámetros de los que depende una sustancia o mezcla se encuentre en un estado o en otro son: temperatura y presión. La temperatura es una medida de la energía cinética de las moléculas y átomos de un cuerpo. Un aumento de temperatura o una reducción de la presión favorecen la fusión, la evaporación y la sublimación, mientras que un descenso de temperatura o un aumento de presión favorecen los cambios opuestos. Al calentar la sustancia la agitación de las partículas es mucho mayor, es decir, sube la temperatura. Hay que aclarar que la agitación no es la que provoca el calor, sino que la agitación es el propio calor. Si la sustancia es sólida y la agitación de sus partículas es suficiente, entonces la sustancia puede pasar de ser líquida a gaseosa, dependiendo del grado de agitación de las partículas, facilitando así la fusión, vaporización o sublimación de la sustancia. Por el contrario al enfriar dicha sustancia la agitación de las partículas disminuye y permite realizar los cambios contrarios: solidificación, licuación o condensación, sublimación regresiva. En ninguno de los cambios de estado las partículas se quedan quietas. Cuando las partículas están en estado sólido, vibran; cuando reciben energía en forma de calor aumenta la energía de las vibraciones lo que se traduce como un aumento de temperatura. Llega un momento en el que la vibración es tan alta que vence las fuerzas que mantienen juntas a las partículas, y así se sucede el cambio de estado. De igual forma ocurre con el cambio de estado de líquido a gaseoso. OJO: El calor es necesario para que se produzca un cambio de fase.

1. Energía interna: Es toda la energía de un sistema que se asocia con sus componentes microscópicos, átomos y moléculas, cuando se observa desde un marco de referencia en reposo respecto al centro de masa del sistema. 2. Calor: Es un proceso de transferencia de energía a través de la frontera de un sistema debido a una diferencia de temperatura entre el sistema y sus alrededores. Q=mCe ∆ T

1cal=4.186J

M: masa (Kg) Ce: Calor especifico (J/Kg°C) T: temperatura (°C) CAMBIOS DE FASE

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2.1. Calor especifico El calor específico de una sustancia es la capacidad térmica por unidad de masa. Por lo tanto si a una muestra de una sustancia con masa m se le transfiere energía Q y la temperatura de la muestra cambia en DT. C=

Q m∆ T

El calor específico es en esencia una medida de que tan insensible térmicamente es una sustancia a la adición de energía. Mientras mayor sea el calor especifico de un material, más energía se debe agregar a una determinada masa del material para causar un cambio particular de temperatura.

Calores específicos de algunas sustancias a 25°C

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2.2. Calorimetría Una técnica para medir el calor específico implica calentar un material, de añadir a una muestra de agua, y el registro de la temperatura final. Esta técnica se conoce como la calorimetría. Un calorímetro es un dispositivo en el que esta transferencia de energía se lleva a cabo.El sistema se aísla de la muestra y el agua. Conservación de la energía requiere que la cantidad de energía que sale de la muestra es igual a la cantidad de energía que entra en el agua. Conservación de la Energía da una expresión matemática de esta: QFRIO =−Q CALIENTE

2.3. Calor Latente Una sustancia se somete a un cambio de temperatura cuando la energía se transfiere entre ella y sus alrededores. Sin embargo en algunas ocasiones la transferencia de energía no resulta en un cambio de temperatura. Este es el caso siempre que las características físicas de la sustancia cambian de una forma a otra; tal cambio se conoce comúnmente como cambio de fase. Para que se produzca un cambio de fase, el calor latente se define como:

L=

Q ∆m

Q= calor (J o Cal) L= latente Dm= masa (Kg o gr)

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Este parámetro se llama calor latente (literalmente, el calor “oculto”), porque esta energía agregada o eliminada no resulta en un cambio de temperatura. El valor de L para una sustancia depende de la naturaleza del cambio de fase, así como de las propiedades de la sustancia.

Calores Latentes de fusión y vaporización

2.3.1 Calor latente de Fusión (Lf) El cambio de fase de sólido a líquido se llama fusión y la temperatura a la cual este cambio ocurre se le llama punto de fusión. La cantidad de calor necesario para fundir una unidad de masa de una sustancia a la temperatura de fusión se llama calor latente de fusión. 2.3.2. Calor latente de vaporización (Lv) El cambio de fase de líquido a vapor se llama vaporización y la temperatura asociada con este cambio se llama punto de ebullición de la sustancia. El calor latente de vaporización de una sustancia es la cantidad de calor por unidad de masa que es necesario para cambiar la sustancia de líquido a vapor a la temperatura de ebullición. Cuando cambiamos la dirección de la transferencia de calor y ahora se quita calor, el vapor regresa a su fase líquida, a este proceso se le llama condensación, el calor de condensación es equivalente al calor de vaporización. CAMBIOS DE FASE

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Así mismo cuando se sustrae calor a un líquido, volverá a su fase sólida, a este proceso se le llama congelación o solidificación. El calor se solidificación es igual al calor de fusión, la única diferencia entre congelación y fusión estriba en si el calor se libera o se absorbe.

Figura 1: Grafica de temperatura contra energía agregada cuando un sistema que inicialmente contiene 1.00gr de hielo a -30.0°C se convierte en vapor a 120.0°C.

LINKOGRAFIA    

http://webserver.dmt.upm.es/~isidoro/bk3/c06/Termodinamica%20del%20cambio%20de %20fase%20e%20interfases.pdf http://fisicaidued.blogspot.pe/2011/01/cambio-de-fase.html http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/thermo/phase.html https://www.academia.edu/4463309/Cambios_de_fase

BIBLIOGRAFIA   

[You09] C. Young, R. Freedman. Física universitaria. 12va. Ed., Pearson 2009, pág. 189 Serway & Jewett. Física para ciencias e ingeniería. 9na Ed, Cengage, Volumen 1. Cengel, Y. A.; Boles, M.A.: Termodinámica. Mc Graw-Hill, 1996.

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