Fase (materia)
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En las ciencias físicas , una fase es una conjunto de estados de un sistema físico macroscópico que tienen composición química relativamente uniforme y propiedades físicas (es decir, la densidad , estructura cristalina, índice de refracción, y así sucesivamente).
Fases vs. estados de la materia
Las fases se confunden a veces con estados de la materia, pero existen diferencias significativas. Estados de la materia se refiere a las diferencias entre los gases , líquidos , sólidos , plasma , etc. Si hay dos regiones en un sistema químico que se encuentran en diferentes estados de la materia, entonces deben ser diferentes fases. Sin embargo, lo contrario no es cierto - un sistema puede tener múltiples fases que están en equilibrio entre sí y también en el mismo estado de la materia. Esta diferencia es especialmente importante cuando se considera la Regla de las fases de Gibbs, que regula el número de fases permitidos.
Las mezclas pueden tener varias fases, que a menudo sucede cuando dos sustancias inmiscibles se disuelven uno en el otro en pequeñas cantidades. Por ejemplo, una mezcla puede estar compuesta de una fase de aceite (aceite de 95%, 5% de agua) y una fase de agua (95% de agua, aceite de 5%).
El polimorfismo es la capacidad de un sólido de existir en más de una forma cristalina. Por ejemplo, el agua de hielo se encuentra normalmente en forma hexagonal Hielo Ih, pero también puede existir como la cúbica Ic hielo, la rhombohedral II hielo, y muchas otras formas.
Fases amorfas también son posibles con la misma molécula, tales como de hielo amorfo. En este caso, el fenómeno se conoce como poliamorfismo.
Para los elementos químicos puros, el polimorfismo se conoce como alotropía . Por ejemplo, el diamante , grafito, y fulerenos son diferentes alótropos de carbono .
Definición general de las fases
En general, dos estados diferentes de un sistema se encuentran en diferentes fases si hay un cambio brusco en sus propiedades físicas mientras que la transformación de un estado a otro. Por el contrario, dos estados están en la misma fase si pueden ser transformados en uno al otro sin ningún tipo de cambios abruptos. Hay, sin embargo, excepciones a esta afirmación - por ejemplo, el punto crítico líquido-gas se discute más adelante en la sección de diagramas de fase.
Un punto importante es que los diferentes tipos de fases se asocian con diferentes cualidades físicas. Al discutir el sólido, líquido y fases gaseosas, hablamos de rigidez y capacidad de compresión, y los efectos de la variación de la presión y el volumen, porque esas son las propiedades relevantes que distinguen a un sólido, un líquido y un gas. Por otro lado, cuando se habla de paramagnetismo y ferromagnetismo, nos fijamos en la magnetización, porque eso es lo que distingue a la fase ferromagnética de la fase paramagnética. Varios más ejemplos de fases se dan en la siguiente sección.
En lenguaje más técnico, una fase es una región en el espacio de parámetros de variables termodinámicas en el que la energía libre es analítica; entre tales regiones hay cambios bruscos en las propiedades del sistema, que corresponden a discontinuidades en las derivadas de la función de energía libre. Mientras la energía libre es analítico, todas las propiedades termodinámicas (tales como entropía , capacidad calorífica, magnetización, y compresibilidad) será buen comportamiento, ya que se pueden expresar en términos de la energía libre y sus derivados . Por ejemplo, la entropía es el negativo de la primera derivada de la energía libre con la temperatura (a presión constante).
Cuando un sistema pasa de una fase a otra, generalmente habrá una etapa en la energía libre es no analítico. Esto es un transición de fase. Debido a esta falta de analiticidad, las energías libres a ambos lados de la transición son dos funciones diferentes, por lo que una o más propiedades termodinámicas se comportan de manera muy diferente después de la transición. La propiedad más comúnmente examinado en este contexto es la capacidad calorífica. Durante una transición, la capacidad térmica puede llegar a ser infinita, salta bruscamente a un valor diferente, o exhibir una "torcedura" o discontinuidad en su derivado . Ver también calorimetría diferencial de barrido.
Los diagramas de fase
Las diferentes fases de un sistema pueden ser representados mediante un diagrama de fase. Los ejes de los diagramas son las variables termodinámicas relevantes. Para los sistemas mecánicos simples, generalmente usamos el la presión y la temperatura .
Las marcas en el diagrama de fases muestran los puntos en los que la energía libre es no analítico. Los espacios abiertos, donde la energía libre es analítica, corresponden a las fases. Las fases se separan por líneas de no-analiticidad, donde se producen transiciones de fase, que se denominan límites de fase.
En el diagrama, el límite de fase entre el líquido y el gas no continúa indefinidamente. En su lugar, termina en un punto en el diagrama de fase llamada la punto crítico. A temperaturas y presión por encima del punto crítico, las diferencias de propiedades físicas que diferencian a la fase líquida de la fase gaseosa se vuelven menos definidos. Esto refleja el hecho de que, a muy altas temperaturas y presiones, las fases líquida y gaseosa se vuelven indistinguibles. En el agua, el punto crítico ocurre en alrededor de 647 K (374 ° C o 705 ° F) y 22.064 MPa.
La existencia del punto crítico líquido-gas revela una ligera ambigüedad en las definiciones anteriores. Cuando se pasa de la fase líquida a la gaseosa, por lo general se cruza el límite de la fase, pero es posible elegir un camino que nunca cruza la frontera por ir a la derecha del punto crítico. Por lo tanto, las fases a veces pueden mezclar continuamente una en la otra. Esta nueva fase que tiene algunas propiedades que son similares a un líquido y algunas propiedades que son similares a un gas se llama fluido supercrítico. Debemos tener en cuenta, sin embargo, que esto no siempre ocurre. Por ejemplo, es imposible que el límite de fase sólido-líquido para terminar en un punto crítico de la misma manera como el límite de líquido-gas, debido a que las fases sólida y líquida tienen diferente simetría.
Una cosa interesante a destacar es que el límite de la fase sólido-líquido en el diagrama de fases de la mayoría de las sustancias, como la que se muestra más arriba, tiene una pendiente positiva. Esto es debido a la fase sólida que tiene una mayor densidad que el líquido, por lo que el aumento de la presión aumenta la temperatura de fusión. Sin embargo, en el diagrama de fases para el agua del límite de fase sólido-líquido tiene una pendiente negativa. Esto refleja el hecho de que el hielo tiene una densidad menor que el agua, que es una propiedad inusual para un material.
La separación de fases
La separación de fases es la transformación de un sistema homogéneo en dos (o más) fases y se encuentra comúnmente en muchas ramas de la ciencia y la tecnología. Un ejemplo es el cristalización de un sólido a partir de una solución. Un modelo matemático universal de separación de fase es proporcionada por el Ecuación Cahn-Hilliard.
Equilibrio de fases
La distribución de la energía cinética entre las moléculas no es uniforme, y cambia al azar. Esto significa que en, por ejemplo, la superficie de un líquido, puede haber una molécula individual con suficiente energía cinética para saltar a la fase gaseosa. Del mismo modo, las moléculas de gas individuales pueden tener la energía cinética suficientemente bajo como para unirse a otras moléculas en la fase líquida. Este fenómeno significa que a cualquier temperatura y presión dadas, múltiples fases pueden coexistir.
Por ejemplo, bajo condiciones estándar de temperatura y presión, un tazón de agua líquida en el aire seco se evaporan hasta la la presión parcial del agua gaseosa es igual a la presión de vapor de agua. En este punto, la tasa de moléculas que salen y que entran en la fase líquida se convierte en el mismo (debido al aumento del número de moléculas de agua gaseosos disponible para volver a condensar). El hecho de que las moléculas líquidas con energía cinética superior a la media se han eliminado de los resultados de tazón en la refrigeración por evaporación. Procesos similares pueden ocurrir en otros tipos de límites de fase.
Gibbs regla de las fases relaciona el número de fases posibles, y si es o no se llegará a un equilibrio variables como la temperatura y la presión.
Transición de fase
La transición de fase o, de cambio de fase, describe cuando una sustancia cambia de estado de la materia - ex. la fusión del hielo al agua es un cambio de fase debido a un sólido cambia a líquido. Para que se produzca un cambio de fase, la energía debe ser añadido o removido de la sustancia. La energía de calor, o entalpía, asociado con un sólido a la transición de líquido es el entalpía de fusión, que por líquido a gas es la entalpía de vaporización, y para sólido a gas es la calor de sublimación. Adición o eliminación de la energía va a cambiar la temperatura de la sustancia, ya que la energía cinética de las partículas aumenta o disminuye normalmente. Durante un cambio de fase sin embargo, la energía potencial de los cambios de sustancias como las partículas se mueven más separados o más cerca juntos. No hay cambio en la energía cinética de las partículas y por lo tanto ningún cambio resultante en la temperatura.
