Sustancias puras

Una sustancia que tiene una composición química fija en cualquier parte se llama sustancia pura. Ej.: agua, nitrógeno, helio, etc.

Una mezcla de dos o más fases de una sustancia pura se sigue considerando sustancia pura, siempre que la composición química sea la misma. Por ejemplo, agua líquida con hielo.

En otras palabras, una sustancia, sustancia química o sustancia pura es materia que contiene sólo un tipo de átomo o molécula y todas las de esa sustancia son iguales.

¿Cómo se clasifica una sustancia pura?

Se distingue a las sustancias puras simples (en las cuales hay una variedad única de átomo que comparte número atómico y, por lo tanto, las moléculas se conforman a partir de un elemento químico puntual) y a las sustancias puras compuestas (en las cuales hay al menos un par de átomos diferentes, conectados a través de un enlace químico, cuyos números atómicos varían).

Fases de una sustancia pura

Las sustancias pueden existir en diferentes fases, como sólido, líquido o gaseoso, dependiendo de la temperatura y presión ambientales. Una sustancia puede tener varias fases dentro de una principal, cada una con una estructura molecular distinta. Tenemos ejemplos como el carbono en forma de grafito o diamante, el helio con dos fases líquidas y el hierro con tres fases sólidas. A altas presiones, el hielo puede existir en siete fases diferentes.

En cuanto a las transformaciones de fase, los enlaces moleculares son más fuertes en los sólidos y más débiles en los gases, debido a las distancias intermoleculares. La disposición tridimensional de las moléculas en un sólido forma una red que se repite, manteniendo las moléculas en posiciones fijas debido a las fuerzas de atracción entre ellas. Se describe cómo, con el aumento de la temperatura, las fuerzas intermoleculares disminuyen, iniciando el proceso de fusión.

En la fase líquida, las moléculas están más separadas que en un sólido, pueden girar y trasladarse libremente, y las fuerzas intermoleculares son más débiles en comparación con los sólidos, pero más fuertes que en los gases. En la fase gaseosa, las moléculas están considerablemente separadas, no hay orden molecular y se mueven al azar, con colisiones continuas entre sí y contra las paredes del recipiente que las contiene. Se destaca que las moléculas gaseosas tienen un nivel de energía considerablemente mayor que en las fases líquida o sólida, y para que un gas se condense o congele, debe liberar una gran cantidad de energía.

Procesos de cambio de fase de sustancias puras

Líquido comprimido y líquido saturado

Si consideramos un recipiente de tipo cilindro-émbolo que contiene agua líquida a 20 °C y 1 atm, en estas condiciones al agua se le denominara como el líquido comprimido (o subenfriado), es decir, que no está a punto de evaporarse.

Al transferir energía en forma de calor para aumentar la temperatura, el agua líquida aumenta su volumen específico y se expande, manteniendo constante la presión 𝑃. La temperatura continúa aumentando hasta alcanzar la saturación 𝑇𝑠. En este punto el líquido está a punto de evaporarse y se denomina líquido saturado.

De ahora en adelante, cualquier adición de calor hará que parte del agua se evapore a una temperatura 𝑇𝑠 y presión 𝑃, iniciando el proceso de cambio de fase de líquido a vapor.

Vapor saturado y vapor sobrecalentado

Al iniciar la ebullición, el aumento de temperatura se detiene hasta que se evapore todo el líquido. Durante este proceso, el único cambio notable es un aumento significativo del volumen y una disminución constante del nivel del líquido a medida que se convierte en vapor.

En este momento, cualquier perdida de calor provocará que el vapor comience a condensarse. Es en este punto que se denomina al vapor como vapor saturado.

Una vez que el líquido se ha evaporado por completo, finaliza el cambio de fase y se forma una región de una sola fase (esta vez vapor). Durante este tiempo, transferir más calor da como resultado un aumento de temperatura y el volumen específico obteniendo vapor sobrecalentado.

 

Ya en este punto, incluso si la temperatura descendería un poco no habría condensación del vapor mientras la temperatura permanezca arriba de 100°C.

Temperatura de saturación y presión de saturación

A una presión dada, la temperatura a la que una sustancia pura cambia de fase se llama temperatura de saturación, Ts. Asimismo, a una temperatura dada, la presión a la que una sustancia pura cambia de fase se denomina presión de saturación Ps.

Durante un proceso de cambio de fase queda claro que la presión y la temperatura son propiedades dependientes y existe una conexión clara entre ellas, es decir, Ts = Ps.

Por ejemplo, en el caso del cilindro-embolo comentado anteriormente, podemos observar que el agua se evapora a 100 °C; pero esto fue debido a que la presión en el recipiente se mantuvo constante en 1 atm (101,325 kPa). Si la presión dentro del cilindro aumentara a 500 kPa añadiendo pesas en la parte superior del émbolo, el agua se evaporaría a 151,8°C.

Diagrama T-v para el proceso de calentamiento del agua a presión constante (Çengel & Boles, 2009)

La siguiente tabla muestra la presión del cambio de fase del agua (ebullición o condensación). Esta determina que la presión debe ser de 3,17 kPa para que el agua hierva a 25 °C. Y para hervir a 250 °C, el agua debe mantenerse a 3976 kPa (unas 40 atm).

Actualmente, existen tablas de saturación disponibles para casi todas las sustancias, que informan la presión de saturación frente a la temperatura.

Referencias

- Çengel, Y. A., & Boles, M. A. (2009). Termodinámica (Sexta ed.).

- Gabriel, A., Tlapalamatl, P., Rojas, G., & Hernandez, L. (4 de Marzo de 2014). Fases y procesos de cambio de fase de sustancias puras. Obtenido de Prezi: https://prezi.com/okyxlz55vjlk/fases-y-procesos-de-cambio-de-fase-en-sustancias-puras/

- Rhoton, S. (20 de Abril de 2023). Qué son las Sustancias Puras: Elementos y Compuestos. Obtenido de Significados: https://www.significados.com/que-son-sustancias-puras/