UNIDAD 06

Química General e Inorgánica I – 1er Cuatrimestre 2014 – Unidad 6




UNIDAD Nº 6: EQUILIBRIO DE FASES
6.1 INTRODUCCIÓN
6.1.1 CONTENIDOS TEORICOS
Fases y Cambios de fase. Diagramas de fase. Ecuación de Clapeyron.
Ecuación de Clapeyron-Clausius. Regla de las fases. Sistemas de dos
componentes. Soluciones ideales. Propiedades coligativas. Descenso crioscópico
y ascenso ebulloscópico.Determinación de las masas molares. Presión osmótica.

6.1.2 RESUMEN DE LOS CONTENIDOS
6.1.2.1 Fases y cambios de fase para sustancias puras 
Una fase es cada uno de los sistemas homogéneos que constituye un
sistema heterogéneo mayor. Sistema homogéneo es aquél en el que en todo el
espacio que ocupa sus propiedades intensivas presentan igual valor. Podemos
resumirlo así (IUPAC): “una entidad de materiaque es uniforme en composición
química y en estado físico”. Un cambio de estado es cualquier proceso por el
cual una sustancia cambia su estado de agregación (sólido, líquido, gaseoso). Por
ejemplo, un recipiente sin tapa contiene agua líquida a temperatura ambiente;
poco a poco la cantidad de líquido disminuye porque el H2O(l) se va evaporando:
así la evaporación del agua es el cambio de estadoque tiene lugar, pasando el
líquido a vapor. Este sistema es abierto puesto que la masa (o moles) de la
sustancia varía con el tiempo (el vapor se va a la atmósfera). Las moléculas de
H2O(l) pasan a H2O(vap).
Pensemos ahora en un trozo de Fe metálico a temperatura y presión
ambientes: puede parecer que se tiene una única fase la sólida, sin embargo hay
una cantidad muy pequeña y difícil dedetectar de átomos en forma de Fe vapor –
son dos fases-, pero no se observa a esa temperatura el cambio de estado sólido
a vapor por lo muy baja que es la proporción que se encuentra en el estado
gaseoso.
Dadas las condiciones de presión y temperatura, cada sustancia podrá
existir en la fase cuya energía de Gibbs molar, G, sea mínima: puede haber una o
más fases presentes. Es posible encontrarcondiciones de presión y temperatura
a las que dos o tres fases de una determinada sustancia pura poseen el mismo
valor de la energía molar de Gibbs, y por lo tanto las fases pueden coexistir en
esas condiciones. Esta situación se conoce como equilibrio de fases. En tal
situación, las variables intensivas en cada fase no varían. El equilibrio de fases
implica un intercambio a nivel molecular dondemoléculas de una fase (por
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ejemplo líquida) puedan pasar a la de otra fase (por ejemplo sólida) sin alterar los
valores de las variables intensivas. Según la p y T del sistema se podrá tener una
única fase o varias en equilibrio.
Durante un cambio de fase a temperatura y presión constantes la variación
de la energía molar deGibbs es nula. Por ejemplo, para la solidificación del hielo
se cumplirá para cada mol de agua:
H2O (l) → H2O (s) a 0 °C y 1 bar
0 = ΔGsist = GH2O(s) - GH2O(l)
GH2O(s) = GH2O(l)
ΔΗsist = Τs. ΔSsist
donde ΔΗsist y ΔSsist corresponden a las variaciones molares de entalpía y entropía
involucradas en el cambio de fase, y Ts es la temperatura de solidificación. En lo
que sigue se suprimirá el subíndice“sist”, dado que las propiedades que
consideraremos se refieren siempre al sistema.
Las transiciones de fase que ocurren en equilibrio, o sea las que se
producen a la temperatura de transición, son uno de los pocos ejemplos de
procesos reversibles que se observan en la naturaleza. Por la ecuaciones 23 y 25
de la Unidad 5, podemos calcular la temperatura de la transición de fase a partir
de datostermodinámicos: Tt = ΔΗt / ΔSt .

6.1.2.1 Diagramas de fase
Los diagramas de fase de sustancias puras son diagramas p vs. T (o
bien p vs. V) en los que se representan las regiones de p y T en las que son
estables cada uno de los estados de agregación (sólido, líquido y vapor). Un
diagrama de fases es una manera elegante y resumida de presentar en forma
gráfica una gran cantidad de datos...