SUSTANCIA PURA Y SUS FASES

 Termodinámica 

SUSTANCIA PURA Y SUS FASES

1) sustancia pura

2) las fases que se tienen de la sustancia pura

3) proceso de los cambios de fase.

Sustancias Puras

Las sustancias puras están formadas por átomos o moléculas todas iguales, tienen propiedades específicas que las caracterizan y no pueden separarse en otras sustancias por procedimientos físicos. Las sustancias puras se clasifican en elementos y compuestos.

La principal división que se hace de la materia es en sustancias puras y mezclas de sustancias puras. Las sustancias puras tienen unas propiedades características propias; mientras que, las mezclas, no.

Por ejemplo, si tenemos un vaso con agua y otro que tiene agua y sal podemos distinguirlos basándonos en propiedades características.

Las propiedades características del agua son: densidad de 1 g/cc, temperatura de fusión de 0 ºC y de ebullición de 100 ºC a la presión atmosférica. La mezcla de agua y sal tendrá una densidad, un punto de fusión y un punto de ebullición cuyos valores dependerán de la proporción en que se encuentren sus componentes.

Una sustancia pura es aquella cuya composición no varía, aunque cambien las condiciones físicas en que se encuentre.

Elemento

Los elementos también pueden llamarse sustancias puras simples y están formados por una sola clase de átomos, es decir, átomos con el mismo número de protones en su núcleo y por lo tanto con las mismas propiedades químicas. Los elementos no pueden descomponerse en otras sustancias puras más sencillas por ningún procedimiento. Son sustancias puras simples todos los elementos químicos de la tabla periódica. A las sustancias formadas por moléculas compuestas por átomos iguales también se les considera elementos, por ejemplo el oxígeno gaseoso, oxígeno molecular o dioxígeno.

Ejemplos de sustancias puras

• El helio puro. Se utiliza contenido en estado gaseoso en el relleno de los globos de fiesta, o entre los elementos producidos en las reacciones nucleares del hidrógeno. Es un gas noble, es decir, un gas con bajísima reactividad y que, por lo tanto, no suele combinarse con otras sustancias para formar nuevas estructuras químicas.
• El agua pura. A menudo referida como agua destilada, se la obtiene mediante procesos de purificación y destilación en laboratorios químicos, donde se le eliminan impurezas como sales minerales, microorganismos, entre otras, de esta forma quedan solo las moléculas de agua (H2O).
• El oro puro. El oro puro, de 24 kilates, es un bloque elemental único, constituido por átomos de oro (Au) única y exclusivamente.
• Los diamantes. Aunque no lo parezca, los diamantes (una de las materias más duras conocidas) están compuestos por átomos de carbono (C) únicamente, dispuestos de una manera tan particular que sus enlaces resultan casi irrompibles.
• El azufre. Este elemento de la tabla periódica se halla en muchas sustancias simples o compuestas, ya que es un elemento muy reactivo. Con una pureza del 99,9%, se usa como materia prima en muchos procesos industriales.
• El ozono. Es un compuesto de rara aparición en nuestro ambiente cotidiano, pero abundante a las presiones y temperaturas de la alta atmósfera. Consiste en una molécula semejante a la del oxígeno (O2), pero de tres átomos de dicho elemento (O3) y se emplea a menudo para purificar aguas.
• El benceno (C6H6). Es un hidrocarburo aromático, es decir, que está compuesto por átomos de carbono e hidrógeno, y tiene enlaces simples y dobles alternados entre los átomos de carbono. Es incoloro, con un olor dulce, inflamable y tóxico, pero obtenible en estado de bastante pureza, conservando sus propiedades y reacciones.
• El cloruro de sodio (NaCl). La sal común que tenemos en casa es una sustancia compuesta que se puede obtener bastante pura. Se integra por dos elementos: cloro y sodio. En cambio, cuando la añadimos a la sopa, formará parte de una mezcla bastante compleja.
• El dióxido de carbono (CO2). Es el gas que expulsamos luego de la respiración y que las plantas requieren para el proceso de fotosíntesis. Compuesto por carbono y oxígeno, suele estar disuelto (mezclado) en la atmósfera junto a otros gases, pero cuando es tomado por las plantas o se obtiene en laboratorio, se halla con un alto grado de pureza.
• El grafito. Es otra de las apariciones puras del carbono, semejante al diamante químicamente, aunque no tanto en lo físico. Está compuesto por átomos de carbono únicamente, en una alineación molecular mucho más débil y maleable que la de los diamantes.

Mezclas

Las mezclas son la combinación de dos o más sustancias, en proporciones variables y reteniendo muchas de sus propiedades individuales. A partir de esta combinación se obtiene una sustancia mixta cuyos componentes pueden ser separados mediante métodos físicos y/o químicos. Sin embargo, algunas propiedades como la densidad, el punto de ebullición y fusión de una mezcla por lo general son distintas de las que tienen sus componentes por separado.

De acuerdo a la naturaleza de dichos componentes, las mezclas pueden ser de dos tipos:

• Mezclas heterogéneas. En ellas se puede observar. ya sea a simple vista o con instrumentos de medición, la presencia de los componentes mezclados ya que se distribuyen de manera irregular o en fases discernibles. Estas mezclas pueden ser, a su vez, suspensiones (partículas físicas observables en el solvente) o coloides (las partículas físicas son tan diminutas que no son observables con facilidad, pero se pueden observar utilizando un microscopio).

• Mezclas homogéneas. Los componentes que constituyen estas mezclas se distribuyen de manera muy uniforme y no pueden ser discernidos a simple vista. Se las denomina a menudo disoluciones químicas o simplemente soluciones, ya que sus componentes (soluto y solvente) no son fácilmente separables.

Soluto y solvente

Las soluciones son mezclas homogéneas, es decir, no se pueden distinguir sus componentes (denominados soluto y solvente). Actualmente es un poco arbitraria esta clasificación: por lo general, el soluto es el componente que se encuentra en menor proporción en la mezcla, mientras que el solvente es el que tiene mayor proporción.

Ejemplos de mezclas 

• La gelatina. Esta mezcla coloidal de colágenos provenientes de materia cartilaginosa animal, se compone mezclando agua y un sólido en presencia de calor. Una vez obtenida una mezcla uniforme, se la enfría hasta que se transforma en un gel y se obtiene gelatina.
• Los gases de la cocina. Los gases que empleamos para encender la cocina o el horno no son discernibles (son una mezcla homogénea). Usualmente son una mezcla de propano y butano, y comparten su punto de ignición, pero perfectamente podrían ser separados en laboratorio aprovechando algunas diferencias químicas o físicas entre los dos.
• El aire ambiental. El aire es una mezcla indiscernible de gases, entre los que figuran el oxígeno (O2), el hidrógeno (H2), el helio (He), entre otros. Si bien a simple vista no son distinguibles, es posible separarlos en laboratorio y obtener cada uno con un alto grado de pureza.
• El agua del mar. El agua marina dista mucho de ser pura: contiene sales, sustancias compuestas producto de procesos químicos, residuos químicos de la vida o de las actividades humanas. Es una mezcla más o menos uniforme de sus componentes. Sin embargo, si ponemos agua de mar a secar al sol, obtendremos en el fondo del recipiente la sal a medida que el líquido se evapore.
• La sangre. En la sangre hay disueltas muchísimas sustancias orgánicas, células, enzimas, proteínas, nutrientes y gases (como el oxígeno). Sin embargo, en una gota no podemos discernir nada de ello, a menos que la veamos en un microscopio.
• La mayonesa. La mayonesa es una salsa emulsionada fría, mezcla de huevo y aceite vegetal, ninguno de los cuales es, a su vez, una sustancia pura. Se trata entonces de una mezcla muy compleja de sustancias complejas en la que resulta imposible distinguir sus componentes.
• Azúcar en un vaso de agua. En principio, el azúcar es soluble en agua, por lo que podemos perder de vista sus cristales a medida que los echemos dentro del vaso y revolvamos con una cuchara. No obstante, si seguimos añadiendo azúcar (saturando la solución), llegaremos a un límite de concentración tal que el exceso de azúcar permanezca en el fondo, es decir, no se disuelva más.
• Agua sucia. El agua contaminada con tierra u otras sustancias de desecho permite ver a simple vista muchos de los solutos que enturbian su transparencia. Estos componentes se hallan en suspensión dentro del líquido, por lo que pueden ser removidos mediante un proceso de filtrado.
• El bronce. Como todas las aleaciones, el bronce es la mezcla de dos metales distintos, como el cobre y el estaño (sustancias bastante puras). Esto permite la construcción de piezas metálicas maleables, dúctiles y resistentes. La invención del bronce fue una verdadera revolución para la humanidad antigua.
• Arroz con frijoles. Por más que los revolvamos en el plato o en la olla, los frijoles y el arroz serán distinguibles a simple vista.

Cambio de fases en sustancias puras

 Diagrama de fases de una sustancia pura

Una fase es un estado en una secuencia de posibles estados generalmente periódicos (e.g. fases de la

luna). Las fases en termodinámica son los distintos estados homogéneos en los que se presenta una

sustancia al ir cambiando su estado termodinámico (temperatura, presión o concentración). Los tres

estados fásicos de la materia son: sólido, líquido y gaseoso. Para una sustancia pura de poca masa molar, como el CO2, el diagrama de fases esquemático se muestra en la Fig. 5.1, donde se ha incluido la nomenclatura usual para los cambios de fase.

Estado sólido

El estado sólido tiende a mantener la forma cuando se aplican pequeñas fuerzas durante tiempos razonables. Todas las sustancias a temperaturas muy bajas son siempre sólidas (sólo parece que hay una

excepción: el helio cuántico). Además, si el estado sólido fuese de equilibrio perfecto, la estructura del sólido sería monocristalina (por el segundo principio), aunque en la realidad sólo aparecen en la

naturaleza estructuras policristalinas de distinto tamaño de grano (de región monocristalina) formadas en procesos geológicos lentos (casi todos los metales y algunos cerámicos), y sólidos amorfos (la mayoría de los cerámicos y prácticamente todos los polímeros). En algunos casos, al ir aumentando la temperatura (o la presión), la sustancia sufre cambios de fase en estado sólido (si se deja un tiempo suficiente), que se llaman cambios alotrópicos (e.g. el hielo normal de agua, llamado hielo-Ih, pasa a hielo-Ic al enfriarlo a −200 ºC; el grafito pasa a diamante a muy alta presión).

Estado líquido

El estado líquido tiende a mantener su volumen al aplicarle pequeñas fuerzas, aunque fluya. El estado líquido es algo excepcional en la naturaleza, donde casi todo el universo es un gas enrarecido (espacio interestelar), con algunos cuerpos sólidos, o gaseosos muy comprimidos por la gravedad (estrellas y demás astros). El estado sólido cristalino y el estado gaseoso son fácilmente modelizables (orden total y desorden total, respectivamente), pero el estado líquido es difícil de explicar. También es difícil modelizar los sólidos amorfos y los gases densos; e.g. una masa pastosa, si al ponerla en una taza y tratar de verter mancha la mesa antes de 100 s, se dice que es un líquido; una masa fluida densa, se dice que es un gas si no forma interfase con otro gas como el aire (debido a la baja difusividad, si se vierte un gas más pesado que el aire, e.g. dióxido de carbono, en una jarra, todo a presión y temperatura ambiente, el gas pesado ocupará la parte de abajo como si fuese un líquido, desplazando el aire, pudiendo luego verterse sobre otro recipiente, como los líquidos).

Aunque en la enseñanza básica se dice que los líquidos tienen volumen propio y la forma del recipiente que los contiene, todos los líquidos varían su volumen al calentarlos, y todos los líquidos se vaporizan más o menos para rellenar completamente el volumen del recipiente. Además, cuando las fuerzas gravitatorias e inerciales se compensan, todos los líquidos tienden a adoptar la forma de bola esférica. En termodinámica suelen despreciarse en general los fenómenos interfaciales porque la tensión superficial es una fuerza pequeña (del orden de 10-2 N/m), pero en algunos casos las fuerzas interfaciales entre dos fases, o en la línea triple entre tres fases, pueden condicionar el comportamiento del sistema (e.g. forma de gotas, ángulo de mojado de un líquido sobre un sólido...).

Estado critico 

El estado crítico es una condición en la que una sustancia puede existir como líquido y gas simultáneamente, y se alcanza cuando la temperatura y la presión de una sustancia superan su punto crítico. En este punto, la densidad de la sustancia es tan alta que las propiedades del líquido y el gas son iguales, y no existe una distinción clara entre ellos. 

Para explicarlo de otra manera, el estado crítico es el punto en el que las propiedades de un líquido y un gas se convierten en las mismas debido a la alta presión y temperatura. La sustancia no puede existir puramente como un líquido o un gas en este estado. 

El estado crítico se utiliza en muchas aplicaciones industriales, especialmente en la producción de energía, ya que las sustancias pueden ser utilizadas como sustancias de trabajo en procesos de ciclo cerrado, lo que permite una mayor eficiencia energética. Sin embargo, también puede ser peligroso si no se maneja adecuadamente, ya que la densidad y la presión pueden ser extremadamente altas.

El descubrimiento del punto crítico tuvo varias fases. Empezó cuando, a finales del s. XVIII, varios investigadores trataban de comprobar si los nuevos gases aislados por esas fechas verificaban la ley de Boyle-Mariotte, de 1662: pV=cte. en procesos lentos con una masa de aire fija. G. Monge (profesor de N.L.S. Carnot), ensayando en 1780 con dióxido de azufre a presión, observó que se formaban gotas al pasar el gas por un serpentín inmerso en hielo y sal. Por otra parte, M. van Marum, al ir reduciendo el volumen en un sistema cilindro-émbolo encerrando amoniaco, se dio cuenta de que a partir de un cierto punto (1 MPa a 25 ºC) el volumen seguía disminuyendo sin que variase la presión, concluyendo que se estaba licuando el gas por simple presión, sin enfriarlo. Otros investigadores siguieron licuando gases a presión entre los que destacó M. Faraday, que licuó todos excepto el oxígeno, el nitrógeno y el hidrógeno (el helio no se descubrió hasta 1868 en el sol, y en 1895 mezclado en un yacimiento de gas natural), a los que llamó gases permanentes (se hicieron ensayos incluso sumergiendo dispositivos a 1500 m en el mar). La existencia de una temperatura por encima de la cual los gases que condensaban a presión dejaban de hacerlo (punto crítico) fue descrita primeramente por Cagniard de la Tour en 1822, descrita en más detalle por D. Mendekeyev en 1860, y estudiada en profundidad por T. Andrews en 1869 usando dióxido de carbono, cuya temperatura crítica es muy accesible (TCR=30,8 ºC); J.D. van der Waals (premio Nobel de 1910) propuso en su tesis doctoral (1873) su famoso modelo teórico que explicaba muy bien este fenómeno. 

Los experimentos en el punto crítico son muy difíciles ya que: 1) por ser cp=∞, el equilibrio térmico tarda mucho en alcanzarse (hay que trabajar con saltos inferiores al milikelvin), 2) por ser α=∞ las pequeñas fluctuaciones térmicas producen grandes fluctuaciones de densidad (la luz se dispersa), 3) por ser κ=∞ el campo gravitatorio mantiene el sistema muy estratificado (y la velocidad del sonido tiende a cero, por lo que el sistema no puede homogeneizarse); además, la viscosidad y la conductividad térmica tienden también a infinito.

Estado gaseoso 

El estado gaseoso tiende a ocupar todo el volumen disponible, sin interfases, pero con densidad dependiente del campo de fuerzas existente (por eso los astros pueden retener atmósferas gaseosas). El estado gaseoso (gas, Gr. καοζ, chaos, atmosphere) es el más común en el universo, mayoritariamente compuesto de átomos y pequeñas moléculas en expansión libre. El campo gravitatorio en la Tierra es suficiente para retener la atmósfera que conocemos, pero el de la Luna no ha sido suficiente. La atmósfera terrestre es muy delgada (en menos de 6 km está más del 50% de toda su masa), con una densidad decreciente con la altura (según la presión fluido-estática), y una composición muy uniforme; el aire seco tiene 78% de N2 molar, 21% de O2, 0,9% de Ar, 0,04% de CO2, y trazas de otros gases, y la aire ambiente es una mezcla de aire seco y algo de vapor de agua disuelto (entre el 0,1% y el 3% de H2O), más una serie de partículas en suspensión (gotitas y cristalitos de agua, polvo y microorganismos). Hay otros gases 'naturales' que se encuentran en el subsuelo (gas natural), o disueltos en el océano, y muchos otros que se generan en procesos naturales o artificiales (gases de fermentación, gases de combustión, gases de síntesis, etc.). Se notará que la práctica totalidad de los gases son mezclas gaseosas, debido a su gran difusividad; en una primera aproximación (lo que se conoce como ley de Dalton), cada componente se comporta como si estuviera sólo a su presión parcial (producto de la presión por su fracción molar), pero en este capítulo sólo consideraremos sustancias puras. Los gases industriales pueden estar disponibles en varias formas (además de libremente como el aire ambiente):

 • Gas canalizado. Sólo el gas natural se comercializa canalizado globalmente, ya que el coste en infraestructuras es muy grande.

 • Gas licuado. Todos los gases cuya temperatura crítica sea superior a la ambiente, se comercializa licuados en botellas y depósitos presurizados (en equilibrio líquido-vapor, pues nunca se debe trabajar con depósitos totalmente llenos de líquido por el efecto piezotérmico).

 • Gas comprimido. Los gases no licuables a temperatura ambiente (e.g. N2, O2, CH4, Ar, He, H2) se comercializa en botellas y depósitos a alta presión; aún así, el transporte es muy ineficiente.

 • Líquido criogénico. Los gases no licuables a temperatura ambiente pueden licuarse a temperaturas criogénicas (e.g. el gas natural, prácticamente CH4 puro, se transporta en barcos LNG en estado líquido a 112 K).

 • Gas disuelto o combinado. El caso típico es el acetileno, C2H2, que se comercializa disuelto en acetona líquida, CH3COCH3, en botellas rellenas de un sólido poroso, pues el acetileno puro a presión se descompone explosivamente. La combinación del gas con el agente aglutinante Sustancias puras. 

Cambios de fase 11 puede ser más o menos fuerte, desde la disolución, a la adsorción en sólidos porosos (como el hidrógeno adsorbido en hidruros metálicos), o a los clatratos (inclusiones de moléculas pequeñas en una red cristalina). 

Cambios de estado