Bienvenido a PRACTICA CIENCIA. Este es un blog dedicado a la divulgación científica. Su principal característica es un enfoque basado en la experimentación como punto de partida y en presentar cada nueva entrada justo cuando las anteriores han fijado de manera sólida los conocimientos previos necesarios. Este blog hace uso sistemático de vídeos de youtube, ya que el autor considera que no hay nada como ver para creer y hoy en día hay excelente material didáctico en la red el cual puede ser legalmente utilizado ya que apuntamos directamente a la fuente y al autor del mismo. Así, este blog está cogiendo el formato de lo que podríamos denominar una "youtupedia": entradas apoyadas por vídeos donde hay multitud de enlaces que nos derivan a otras entradas y en el que además se intenta que haya siempre un hilo conductor. Todo ello amenizado por los propios comentarios del autor que son fruto de su experiencia en el campo, tras años de estudio y autoindagación.

viernes, 27 de febrero de 2015

CALOR LATENTE DE VAPORIZACIÓN


El calor latente de vaporización (LV) es la cantidad de calor que hay que aportar a un líquido para que pase a estado gaseoso y puede ser calculado por la fórmula de Clapeyron-Clausius o medido experimentalmente como puede verse en este vídeo. Esencialmente depende de 4 magnitudes:
  • La temperatura
  • El volumen inicial del líquido
  • El volumen final del gas
  • La pendiente de la curva de vaporización (obtenida experimentalmente; ver vídeo) en el punto en el que se produzca la transición (técnicamente hablando la derivada de la presión respecto a la temperatura en ese punto), la cual dependerá de la sustancia considerada

miércoles, 25 de febrero de 2015

ECUACIÓN DE CLAPEYRON-CLAUSIUS.


La ecuación de Clapeyron-Clausius da cuenta del balance energético que se produce durante la transición de fase que implica un cambio de estado de líquido a vapor o viceversa.  Una de las variables que entre en juego en esta ecuación se deriva de la curva que indica los valores para los que se produce dicho cambio de fase en un diagrama P-T.

Durante el cambio de fase entre cualquiera de los tres estados posible (sólido, líquido y gaseoso) es importante subrayar que la temperatura se mantiene constante, ya que durante ese proceso todo el calor aportado o liberado se invierte en la rotura o reconstrucción de los enlaces químicos que subyacen a cada uno de estos estados.

La deducción de la fórmula de Clapeyron-Clausius se basa en el balance energético de un ciclo de Carnot para un recipiente que contiene una mezcla de gas y líquido y su atribución original hay que dársela al propio Carnot. Este es un proceso que todavía no se ha presentado en este blog en debido detalle e incorpora indirectamente el concepto de entropía para definir el trabajo realizado a lo largo de un ciclo completo de compresión y compresión cómo el calor aportado (en el vídeo: Q o C; en la imagen de abajo LV para referirse al calor de vaporización) multiplicado por el cociente entre el incremento de la temperatura y la propia temperatura.

Si observas el vídeo de arriba verás como se toman datos experimentales para obtener a partir de ellos el valor del calor de vaporización del metano. En particular, LV se calcula a partir de la pendiente de un gráfico que representa en el eje y el logaritmo de la temperatura y en el eje x la presión. En realidad se trata de una adaptación de la misma fórmula que se ha puesto arriba solamente que en su versión integral, tal y como puedes ver a continuación.
Verás que la expresión que se ha facilitado utiliza la temperatura ambiente y la presión atmosférica como valores de referencias para que coincida con el vídeo. Además en el vídeo el resultado se da en julios/mol. Esta forma de expresar el resultado es independiente de los volúmenes involucrados y puede se hallada de forma teórica expresándolos en función de la densidad, la masa atómica mA y el número de moles  n.
(densidad = masa /volumen; masa = masa atómica x nº moles) 

Lo bueno de la ecuación de Clapeyron-Clausius es que en realidad tiene validez para la transición entre cualquiera dos fases. En efecto, el procedimiento que se utiliza para deducirla no requiere que los estados inicial y final sean líquido y valor. Cualquier otros estados darían igual validez a la demostración empleada.

Lo único que puede cambiar es el signo positivo o negativo del calor de cambio de fase (sublimación, ebullición, fusión, ...) dependiendo de que el estado final ocupe más o menos volumen que el inicial y del signo de la pendiente de la curva de transformación P = P(T), el cual es siempre positiva entre líquido y gas pero puede variar entre sólido y líquido (además de ser muy abrupta en esta último caso dada la incompresibilidad de ambos).

sábado, 14 de febrero de 2015

domingo, 8 de febrero de 2015

LEY DE LOS ESTADOS CORRESPONDIENTES


De la ecuación de Van der Waals en coordenadas reducidas se puede inferir que si dos gases diferentes tiene la misma presión y el mismo volumen relativos entonces deberán tener también la misma temperatura relativa.

En ese caso podremos afirmar que ambos gases tienen estados correspondientes.

La Ley de los Estados Correspondientes se ha deducido a partir de la ecuación de Van der Waals en coordenadas reducidas pero su validez es extrapolable a cualquier ecuación que describa el comportamiento de un gas real haciendo uso de un máximo de tres parámetros (los cuáles siempre se podrán reemplazar por las tres coordenadas del punto crítico resolviendo un sistema de tres ecuaciones con tres incógnitas como se puede ver aquí y finalmente poner en función de coordenadas reducidas).

Tal cómo se puede leer en el vídeo, se pueden definir también dos estados equivalentes como aquéllos que se desvían igualmente de la idealidad.

sábado, 7 de febrero de 2015

ECUACIÓN DE VAN DER WAALS EN COORDENADAS REDUCIDAS


La ecuación de van der Waals depende de 3 parámetros (a, b y R) los cuáles son a menudo obtenidos a partir de las 3 coordenadas del punto crítico (Vc, Pc y Tc) distintas para cada gas.

Al transformar la ecuación sustityendo los parámetros por las coordenadas del punto crítico y dividir por Pc·Vc se puede hallar una nueva expresión que depende de las coordenadas reducidas (Pr, Vr y Tr).

viernes, 6 de febrero de 2015

ESTADOS DE AGREGACIÓN Y CAMBIOS DE FASE


Todo el mundo conoce por experiencia que cualquier sustancia dependiendo de las condiciones de presión y temperatura a las que está sometida puede presentarse en cualquiera de los tres estados de agregación existentes: sólido, líquido y gaseoso.

Hoy en día se conoce muy bien la estructura interna de la materia y se entiende que estos tres estados de agregación corresponden a diferentes topologías por lo que respecta a la forma en la que los diferentes constituyentes de la materia se enlazan. Lo normal es que un sólido se conforme en base a una estructura molecular cristalina que dependiendo de la sustancia cristalizará al rebasar diferentes valores de presión al alza y temperatura a la baja. Conforme aumenta la temperatura la sustancia se transformará pasando al estado líquido, en el que se rompen los enlaces estructurales de la red cristalina subyacente pero las moléculas siguen interactuando entre ellas por fuerzas más débiles. A temperaturas aún mayores la sustancia pasa al estado gaseoso en el que las moléculas ocupan todo el espacio disponible prácticamente sin interacciones (ciertas interacciones todavía subyacen en el dominio de los gases reales).

Las transformaciones particulares de un estado a otro reciben los siguientes nombre:
  • Fusión: conversión del sólido a líquido; solidificación: proceso inverso.
  • Ebullición o vaporización: conversión del líquido a vapor; licuación: proceso inverso.
  • Sublimación: conversión directa de sólido a vapor; condensación: proceso inverso.
Cualquiera de estas tres transformaciones es reversible; es decir, puede darse en el sentido opuesto.

En cualquiera de estas transiciones todo el calor cedido se invierte en la rotura o reconstrucción de los enlaces, por lo que la temperatura se mantiene constante.

En el gráfico de arriba se pueden ver la curvas prototípicas de las tres transformaciones en un diagrama de presión versus temperatura.

En esta curva llaman la atención dos puntos:
  • El punto triple: donde coexisten las tres fases.
  • El punto crítico: se corresponde al mismo punto que en las curvas conocidas como las isotermas de Andrews indica el valor máximo de la curva que une los puntos donde se inicia y finaliza la transición de vapor a líquido (licuación) o viceversa..
En esta curva se puede apreciar, por ejemplo, que podemos licuar un gas por compresión isoterma, por enfriamiento isobárico o una combinación de ambas. Pero cuando la temperatura ambiente está por encima de la temperatura crítica, no es posible licuar un gas salvo que previamente lo sometamos a un proceso de enfriamiento y posterior presurización.