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    temperatura a la presion de una atm en la que una sustancia realiza el cambio de solido a liquido

    Santiago

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    Temperatura a la presión de una atm, en la que una sustancia realiza el cambio de estado sólido a líquido

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    Química, 01.06.2020 22:34, nsiznsis

    Temperatura a la presión de una atm, en la que una sustancia realiza

    el cambio de estado sólido a líquido

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    fuente : ismarttteacherlat.com

    Punto de fusión

    Punto de fusión

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    Los cubitos de hielo puestos en agua comenzarán a derretirse cuando alcancen su punto de fusión de 0 °C

    El punto de fusión (o, raramente, el punto de licuefacción) de una sustancia es la temperatura a la que cambia de estado de sólido a líquido. En el punto de fusión, la fase sólida y líquida existen en equilibrio. El punto de fusión de una sustancia depende de la presión y generalmente se especifica a una presión estándar, como 1 atmósfera o 100 kPa.

    Cuando se considera como la temperatura del cambio inverso de líquido a sólido, se denomina punto de congelación o punto de cristalización. Debido a la capacidad de las sustancias de sobreenfriarse, el punto de congelación puede parecer fácilmente inferior a su valor real. Cuando se determina el "punto de congelación característico" de una sustancia, de hecho, la metodología real es casi siempre "".1​

    Índice

    1 Ejemplos

    2 Temperatura de fusión de los elementos químicos

    3 Medidas del punto de fusión

    3.1 Técnicas para materiales refractarios

    4 Termodinámica

    5 Depresión del punto de congelación

    6 Regla de Carnelley

    7 Predicción del punto de fusión de sustancias (criterio de Lindemann)

    8 Predicción del punto de fusión

    9 Véase también 10 Referencias 10.1 Notas 11 Enlaces externos

    Ejemplos[editar]

    Puntos de fusión (en azul) y puntos de ebullición (en rosa) de los primeros ocho ácidos carboxílicos (°C)

    Para la mayoría de las sustancias, los puntos de fusión y congelación son aproximadamente iguales. Por ejemplo, el punto de fusión punto de congelación del mercurio es 234,32 Kelvin (−38,8 °C; −37,9 °F).2​ Sin embargo, ciertas sustancias poseen diferentes temperaturas de transición sólido-líquido. Por ejemplo, el agar se derrite a 85 grados Celsius (185 °F; 358,2 K) y solidifica a partir de 31 grados Celsius (87,8 °F; 304,2 K); tal dependencia de la dirección se conoce como histéresis. El punto de fusión del hielo a 1 atmósfera de presión está muy cerca de 0 grados Celsius (32,0 °F; 273,2 K);3​ esto también se conoce como el punto de hielo. En presencia de sustancias nucleantes, el punto de congelación del agua no siempre es el mismo que el punto de fusión. En ausencia de nucleadores, el agua puede existir como un líquido sobreenfriado −48,3 grados Celsius (−54,9 °F; 224,9 K) antes de congelarse.

    El elemento químico con el punto de fusión más alto es el tungsteno, a 3414 grados Celsius (6177,2 °F; 3687,2 K);4​ esta propiedad hace que el wolframio sea excelente para su uso como filamentos eléctricos en lámparas incandescentes. El carbono citado a menudo no se funde a presión ambiente, sino que se sublima a aproximadamente 3700 grados Celsius (6692,0 °F; 3973,2 K); una fase líquida solo existe por encima de presiones de 10 MPa (98,7 atm) y se estima que entre 4030-4430 grados Celsius (7286,0-8006,0 °F) (4303,2-4703,2 K) (ver diagrama de fase de carbono). El carburo de hafnio de tantalio (Ta4HfC5) es un compuesto refractario con un punto de fusión muy alto de 4215 Kelvin (3941,9 °C; 7127,3 °F).5​ Las simulaciones por computadora de la mecánica cuántica han predicho que la aleación HfN 0.38 C 0.51 tendrá un punto de fusión aún más alto (alrededor de 4400 K),6​ lo que la convertiría en la sustancia con el punto de fusión más alto a presión ambiental. Esta predicción se confirmó posteriormente mediante experimentos.7​ En el otro extremo de la escala, el helio no se congela en absoluto a presión normal, incluso a temperaturas arbitrariamente cercanas al cero absoluto; es necesaria una presión de más de veinte veces la presión atmosférica normal.

    [ocultar]

    Lista de sustancias químicas comunes

    Sustancia químicanota 1​ Densidad (

    g cm³

    ) Punto de fusión (K)8​ Punto de ebullición (K)

    Agua 1 0 grados Celsius (273,2 K) 100 grados Celsius (373,2 K)

    Soldadura (Pb60Sn40) 183 grados Celsius (456,2 K)

    Mantequilla de cacao 34,1 grados Celsius (307,3 K) -

    Cera de parafina 0.9 37 grados Celsius (310,2 K) 370 grados Celsius (643,2 K)

    Hidrógeno 0.00008988 14.01 20.28

    Helio 0.0001785 —nota 2​ 4.22

    Berilio 1.85 1560 2742

    Carbono 2.267 3800 4300

    Nitrógeno 0.0012506 63.15 77.36

    Oxígeno 0.001429 54.36 90.20

    Sodio 0.971 370.87 1156

    Magnesio 1.738 923 1363

    Aluminio 2.698 933.47 2792

    Azufre 2.067 388.36 717.87

    Cloro 0.003214 171.6 239.11

    Potasio 0.862 336.53 1032

    Titanio 4.54 1941 3560

    Hierro 7.874 1811 3134

    Níquel 8.912 1728 3186

    Cobre 8.96 1357.77 2835

    Zinc 7.134 692.88 1180

    Galio 5.907 302.9146 2673

    Plata 10.501 1234.93 2435

    Cadmio 8.69 594.22 1040

    Indio 7.31 429.75 2345

    Yodo 4.93 386.85 457.4

    Tántalo 16.654 3290 5731

    Wolframio 19.25 3695 5828

    Platino 21.46 2041.4 4098

    Oro 19.282 1337.33 3129

    Mercurio 13.5336 234.43 629.88

    Plomo 11.342 600.61 2022

    fuente : es.wikipedia.org

    1.5 Cambios de fase

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    Física universitaria volumen 2

    1.5 Cambios de fase

    1.5 Cambios de fase

    Objetivos de aprendizaje

    Al final de esta sección, podrá:

    Describir transiciones de fase y equilibrio entre fases.

    Resolver problemas relacionados con calor latente.

    Resolver problemas de calorimetría que impliquen cambios de fase.

    Las transiciones de fase desempeñan un importante papel teórico y práctico en el estudio del flujo de calor. En el derretimiento (o “fusión”), un sólido se convierte en líquido; el proceso contrario es la congelación. En la evaporación, un líquido se convierte en gas; el proceso contrario es la condensación.

    Una sustancia se derrite o se congela a una temperatura llamada punto de fusión, y hierve (se evapora rápidamente) o se condensa en su punto de ebullición. Estas temperaturas dependen de la presión. La alta presión favorece la forma más densa, por lo que, normalmente, la alta presión aumenta el punto de fusión y el punto de ebullición, y la baja presión los disminuye. Por ejemplo, el punto de ebullición del agua es

    100°C 100°C

    a 1,00 atm. A mayor presión, el punto de ebullición es más alto, y a menor presión, es más bajo. La principal excepción es el derretimiento y la congelación del agua, lo cual se analiza en la siguiente sección.

    Diagramas de fase

    La fase de una determinada sustancia depende de la presión y la temperatura. Por lo tanto, los trazados de presión versus temperatura que muestran la fase en cada región proporcionan un conocimiento considerable de las propiedades térmicas de las sustancias. Este gráfico pT se denomina diagrama de fases.

    En la Figura 1.12 se muestra el diagrama de fases del agua. Mediante el gráfico, si conoce la presión y la temperatura, puede determinar la fase del agua. Las curvas sólidas —límites entre fases— indican transiciones de fase, es decir, temperaturas y presiones a las que coexisten las fases. Por ejemplo, el punto de ebullición del agua es

    100°C 100°C

    a 1,00 atm. A medida que la presión aumenta, la temperatura de ebullición sube gradualmente hasta

    374°C 374°C

    a una presión de 218 atm. Una olla a presión (o incluso una olla tapada) cocina los alimentos más rápido que una olla abierta, porque el agua puede existir como líquido a temperaturas superiores a

    100°C 100°C

    sin que todo hirviera (como veremos en la siguiente sección, el agua líquida conduce el calor mejor que el vapor de agua o el aire caliente). La curva del punto de ebullición termina en un punto determinado llamado punto crítico, es decir, una temperatura crítica, por encima de la cual no se pueden distinguir las fases líquida y gaseosa; la sustancia se denomina fluido supercrítico. A una presión suficientemente alta por encima del punto crítico, el gas tiene la densidad de un líquido, pero no se condensa. El dióxido de carbono, por ejemplo, es supercrítico a todas las temperaturas superiores a

    31,0°C 31,0°C

    . La presión crítica es la presión del punto crítico.

    Figura 1.12 El diagrama de fase (gráfico pT) del agua muestra las fases sólida (s), líquida (l) y de vapor (v). A temperaturas y presiones superiores a las del punto crítico no hay distinción entre líquido y vapor. Fíjese que los ejes no son lineales y que el gráfico no está a escala. Este gráfico está simplificado: omite varias fases exóticas del hielo a presiones más altas. El diagrama de fases del agua es inusual porque la curva del punto de fusión tiene una pendiente negativa, lo que demuestra que se puede derretir el hielo al aumentar la presión.

    Del mismo modo, la curva entre las regiones sólida y líquida en la Figura 1.12 da la temperatura de fusión a distintas presiones. Por ejemplo, el punto de fusión es

    0°C 0°C

    a 1,00 atm, como se esperaba. El agua tiene la inusual propiedad de que el hielo es menos denso que el agua líquida en el punto de fusión, por lo que a una temperatura fija, se puede cambiar la fase de sólido (hielo) a líquido (agua) al aumentar la presión. Es decir, la temperatura de fusión del hielo desciende con el aumento de la presión, como muestra el diagrama de fase. Por ejemplo, cuando se conduce un automóvil sobre la nieve el aumento de la presión de los neumáticos derrite los copos de nieve; después, el agua se vuelve a congelar y forma una capa de hielo.

    Como aprendió en la sección anterior sobre termómetros y escalas de temperatura, el punto triple es la combinación de temperatura y presión en la que el hielo, el agua líquida y el vapor de agua pueden coexistir de forma estable, es decir, las tres fases existen en equilibrio. Para el agua, el punto triple se produce en

    273,16K(0,01°C) 273,16K(0,01°C)

    y 611,2 Pa; es una temperatura de calibración más precisa que el punto de fusión del agua a 1,00 atm, o

    273,15K(0,0°C) 273,15K(0,0°C) .

    INTERACTIVO

    Mire este video para observar una sustancia en su punto triple.

    A presiones inferiores a la del punto triple no hay fase líquida; la sustancia puede existir como gas o como sólido. Para el agua, no hay fase líquida a presiones inferiores a 0,00600 atm. El cambio de fase de sólido a gas se llama sublimación. Quizá haya observado que la nieve puede desaparecer en el aire sin dejar rastro de agua líquida o que cubos de hielo pueden desaparecer en un congelador. Ambos son ejemplos de sublimación. También ocurre lo contrario: se puede formar escarcha en ventanas muy frías sin pasar por la fase líquida. En la Figura 1.13 se muestra el resultado, así como un ejemplo conocido de sublimación. El dióxido de carbono no tiene fase líquida a presión atmosférica. Sólido

    fuente : openstax.org

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    Santiago 3 day ago
    4

    Chicos, ¿alguien sabe la respuesta?

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