Diagrama de Fases

La fase de una sustancia dada depende de la presión y la temperatura. Por lo tanto, los gráficos de presión versus temperatura que muestran la fase en cada región proporcionan una considerable visión de las propiedades térmicas de las sustancias. Estos gráficos se conocen como diagramas de fases. Por ejemplo, en el diagrama de fases del agua (Figura 1), las curvas sólidas entre las fases indican transiciones de fase (es decir, temperaturas y presiones en las que las fases coexisten).

A medida que aumenta la presión, la temperatura de ebullición del agua se eleva gradualmente hasta 374 °C a una presión de 218 atmósferas. Esto puede demostrarse en una olla a presión, que cocina los alimentos más rápido que una olla abierta, porque el agua puede existir como líquido a temperaturas superiores a los 100 °C sin hervir por completo. La curva del punto de ebullición termina en un punto llamado punto crítico, la temperatura por encima de la cual las fases líquida y gaseosa no se pueden distinguir; la sustancia se llama fluido supercrítico. A una presión suficientemente alta por encima del punto crítico, un gas tiene la densidad de un líquido pero no se condensa. La presión en este punto crítico se conoce como presión crítica. Por ejemplo, el dióxido de carbono es supercrítico a todas las temperaturas por encima de los 31.0 °C, el punto en el que las tres fases existen en equilibrio. Para el agua, el punto triple ocurre a 273.16 K (0.01 °C) y 611.2 Pa; esta es una temperatura de calibración más precisa que el punto de fusión del agua a 1.00 atmósfera, o 273.15 K (0.0 °C).