Conceptos Clave de Transiciones de Fase y Propiedades Coligativas

Transiciones de Fase y Propiedades de la Materia

Punto de Ebullición

Para **todo líquido** existe una **temperatura (T)** a la cual empieza a hervir, conocida como **punto de ebullición**. Se define como la temperatura a la cual la **presión de vapor (Pv)** del líquido es igual a la **presión externa** (generalmente 1 atm). El punto de ebullición de un líquido depende de la presión externa.

Temperatura Crítica

Todas las sustancias tienen una temperatura llamada **crítica (Tc)**, por encima de la cual la fase gaseosa no se puede licuar, sin importar la presión aplicada. Esto significa que existe un final de la línea líquido-gas. Esta temperatura es la máxima a la cual una sustancia puede existir como líquido.

Fusión y Solidificación

El paso de Sólido a Líquido se denomina **fusión**, y el proceso inverso, de Líquido a Sólido, se llama **solidificación**. El **punto de fusión** es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en equilibrio. El punto de fusión normal se refiere a 1 atm.

Sublimación

Los sólidos también sufren evaporación y tienen presión de vapor. En determinadas condiciones de presión y temperatura, es posible el paso de Sólido a Vapor sin pasar por la fase líquida. Este proceso se conoce como **sublimación**. Ejemplos comunes son el *yodo* y el *naftaleno*.

Propiedades Coligativas de las Soluciones

Descenso de la Presión de Vapor

La **presión de vapor (Pv)** es la presión ejercida por un vapor en equilibrio con su líquido. Cuando se añade un **soluto no volátil** a un disolvente puro, la presión de vapor del disolvente en la solución es menor que la del disolvente puro. La adición de un soluto no volátil provoca una disminución de la presión de vapor del disolvente. Esto se debe a que en la superficie hay moléculas tanto del disolvente como del soluto, reduciendo la proporción de moléculas de disolvente que pueden evaporarse.

Ley de Raoult

Este fenómeno se puede explicar a través de la **Ley de Raoult**, que establece que la presión de vapor en una **solución ideal** es directamente proporcional a la fracción molar del disolvente en la solución. Se expresa como:

P_disolvente = Pº_disolvente * X_disolvente

Donde:

• P_disolvente es la presión de vapor del disolvente en la disolución.
• Pº_disolvente es la presión de vapor del disolvente puro.
• X_disolvente es la fracción molar del disolvente en la disolución.

Esta ley obedece a **soluciones ideales**, es decir, soluciones en las que el soluto y el disolvente son químicamente similares, de manera que las fuerzas intermoleculares también lo son.

Aumento del Punto de Ebullición

Al añadir un **soluto no volátil** a un disolvente puro, el **punto de ebullición** del disolvente en la solución aumenta. Esto se debe a la reducción en la presión de vapor producida por el soluto. Si la presión de vapor es menor, se tiene que aumentar la temperatura a un punto mayor que el del punto de ebullición normal para que la presión de vapor sea de 1 atm.

Descenso del Punto de Congelación

Una solución que contiene un **soluto no volátil** se congela a una temperatura más baja que el disolvente puro. Esto se debe a la disminución en la presión de vapor causada por el soluto, lo que afecta el equilibrio entre las fases sólida y líquida.

Conceptos de Calorimetría

El Calorímetro y su Equivalente en Agua

En un **calorímetro** (recipiente que contiene agua y donde se introduce un cuerpo caliente), no todo el calor cedido por el cuerpo caliente es absorbido únicamente por el agua. El recipiente, el agitador y otros componentes también se calientan, absorbiendo parte del calor. Por ello, es importante determinar la influencia del calorímetro en las mediciones.

Para ello, definimos el **equivalente en agua del calorímetro (Ec)**: es una masa de agua expresada en gramos que absorbe un calor equivalente al de los elementos que constituyen el calorímetro.