Definizione del diagramma di fase

Candela Rocio Barbisan | dic. 2021
Ingegnere chimico

In precedenza, è opportuno comprendere cosa intendiamo per cambiamenti nello stato di aggregazione. Sono specificamente cambiamenti di stato o di fase. Quando una sostanza è semplice, come i fluidi molecolari, ha punti di fusione e di ebollizione ben definiti. Invece, all'aumentare delle masse molari, queste temperature diventano degli intervalli, o meglio, degli intervalli, tra i quali avviene il cambiamento di fase.

Anche in molti casi non vengono raggiunte determinate temperature di cambio di fase, poiché le sostanze vengono preventivamente decomposte. Definiamo i seguenti cambiamenti di fase che saranno localizzati nei diagrammi:

- Evaporazione: da liquido a gas.
- Condensazione: da gas a liquido.
- Sublimazione: da solido a gas.
- Sublimazione inversa: da gas a solido.
- Solidificazione: da liquido a solido.
- Fusione: da solido a liquido.

In genere sono processi termici, richiedono il assorbimento o la consegna di Energia in modo che si verifichino, in modo che, man mano che l'energia viene aggiunta o rimossa, ci sposteremo lungo il diagramma fase per vedere in quale stato di aggregazione si troverà la sostanza.

Come ben sappiamo, ogni sostanza è unica, quindi ogni sostanza avrà il suo diagramma di fase unico. Pertanto, in ogni diagramma verrà presentato un punto triplo, dove la pressione e la temperatura in cui coesistono le tre fasi (solida, liquida e gassosa) in Bilancia. Allo stesso modo, viene presentato un punto criticoAll'estremità superiore della curva del vapore o del gas, questo punto indica che a temperature più elevate non può essere portato allo stato liquido oltre a continuare ad aumentare la pressione del gas.

In generale, i diagrammi di fase sono rappresentati come segue:

Qui si osserva, a schema dove la pressione si trova sull'asse delle ordinate e la temperatura sull'asse delle ascisse. In generale, le aree possono anche essere colorate per una migliore visualizzazione. Alla sinistra di grafico la materia è allo stato solido e, all'aumentare della temperatura (cioè la aumenta l'energia fornita al sistema) si osserva un cambiamento di fase a liquido e poi, da liquido a vapore. Finché ci spostiamo sopra il punto triplo. Al di sotto del punto triplo, il cambiamento di fase è diretto da solido a vapore o viceversa a seconda della consegna o della rimozione di energia.

Ciascuna delle curve rappresentate sono le curve di equilibrio. Ad esempio, la curva dal punto triplo al punto critico è la curva di equilibrio del liquido - vapore, mentre la curva a sinistra è la curva di equilibrio liquido-solido. Di seguito è riportato l'equilibrio solido-vapore, poiché a basse temperature e pressioni è rappresentata la tensione di vapore del solido. Ognuna di queste curve di equilibrio rappresenta i cambiamenti di fase che sono stati nominati sopra.

Il diagramma di fase rappresentato è nello specifico il diagramma di stato dell'acqua, notando che, alla pressione di 1 atm, il punto di ebollizione è 100ºC (punto di ebollizione normale) e la temperatura di fusione è 0ºC (punto di fusione normale). Il punto critico si osserva con una temperatura critica di 374°C e una pressione critica di 218 atm mentre il punto triplo, dove coesistono i tre equilibri, è 0,00603 atm e 0,01°C.

Inoltre, possiamo osservare che, se aumentiamo la pressione, il punto di fusione diminuisce mentre il la temperatura di ebollizione aumenta, ciò è dovuto alle pendenze di ciascuna delle curve di Bilancia.

Come accennato in precedenza, ogni sostanza ha il proprio diagramma di fase, quindi il trend menzionato potrebbe non essere replicato in tutti i casi studio poiché le pendenze delle curve di equilibrio varia.