En la vida cotidiana, todos nos encontramos de vez en cuando con fenómenos que acompañan los procesos de transición de las sustancias de un estado de agregación a otro. Y la mayoría de las veces tenemos que observar tales fenómenos en el ejemplo de uno de los compuestos químicos más comunes: el agua conocida y familiar. En el artículo, aprenderá cómo se produce la transformación del agua líquida en hielo sólido, un proceso llamado cristalización del agua, y qué características caracterizan esta transición.
¿Qué es una transición de fase?
Todo el mundo sabe que en la naturaleza existen tres principales estados agregados (fases) de la materia: sólido, líquido y gaseoso. A menudo se les agrega un cuarto estado: plasma (debido a las características que lo distinguen de los gases). Sin embargo, al pasar de gas a plasma, no existe un límite nítido característico, y sus propiedades no se determinan tantola relación entre las partículas de la materia (moléculas y átomos), cuánto el estado de los átomos mismos.
Todas las sustancias, al pasar de un estado a otro, en condiciones normales cambian abruptamente sus propiedades (con la excepción de algunos estados supercríticos, pero no los tocaremos aquí). Tal transformación es una transición de fase, o más bien, una de sus variedades. Ocurre en una cierta combinación de parámetros físicos (temperatura y presión), llamado punto de transición de fase.
La transformación de líquido en gas es la evaporación, el fenómeno inverso es la condensación. La transición de una sustancia de un estado sólido a un estado líquido se está derritiendo, pero si el proceso va en la dirección opuesta, entonces se llama cristalización. Un cuerpo sólido puede convertirse inmediatamente en gas y viceversa; en estos casos se habla de sublimación y desublimación.
Durante la cristalización, el agua se convierte en hielo y demuestra claramente cuánto cambian sus propiedades físicas. Detengámonos en algunos detalles importantes de este fenómeno.
El concepto de cristalización
Cuando un líquido se solidifica durante el enfriamiento, cambia la naturaleza de la interacción y la disposición de las partículas de la sustancia. La energía cinética del movimiento térmico aleatorio de sus partículas constituyentes disminuye y comienzan a formar enlaces estables entre sí. Cuando las moléculas (o átomos) se alinean de manera regular y ordenada a través de estos enlaces, se forma la estructura cristalina de un sólido.
La cristalización no cubre simultáneamente todo el volumen del líquido enfriado, sino que comienza con la formación de pequeños cristales. Estos son los llamados centros de cristalización. Crecen en capas, paso a paso, agregando más y más moléculas o átomos de materia a lo largo de la capa en crecimiento.
Condiciones de cristalización
La cristalización requiere enfriar el líquido a cierta temperatura (también es el punto de fusión). Así, la temperatura de cristalización del agua en condiciones normales es de 0 °C.
Para cada sustancia, la cristalización se caracteriza por la cantidad de calor latente. Esta es la cantidad de energía liberada durante este proceso (y en caso contrario, respectivamente, la energía absorbida). El calor específico de cristalización del agua es el calor latente liberado por un kilogramo de agua a 0 °C. De todas las sustancias cercanas al agua, es una de las más altas y ronda los 330 kJ/kg. Un valor tan grande se debe a las características estructurales que determinan los parámetros de cristalización del agua. Usaremos la fórmula para calcular el calor latente a continuación, después de considerar estas características.
Para compensar el calor latente, es necesario sobreenfriar el líquido para que comience el crecimiento de cristales. El grado de sobreenfriamiento tiene un efecto significativo sobre el número de centros de cristalización y sobre la velocidad de su crecimiento. Mientras continúa el proceso, la temperatura de la sustancia no cambia más si se enfría.
Molécula de agua
Para comprender mejor cómo cristaliza el agua, es necesario saber cómo se organiza la molécula de este compuesto químico, porquela estructura de una molécula determina las características de los enlaces que forma.
Un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno se combinan en una molécula de agua. Forman un triángulo isósceles obtuso en el que el átomo de oxígeno se encuentra en el vértice de un ángulo obtuso de 104,45°. En este caso, el oxígeno atrae fuertemente las nubes de electrones en su dirección, de modo que la molécula es un dipolo eléctrico. Las cargas en él se distribuyen en los vértices de una pirámide tetraédrica imaginaria, un tetraedro con ángulos internos de aproximadamente 109 °. Como resultado, la molécula puede formar cuatro enlaces de hidrógeno (protones), lo que, por supuesto, afecta las propiedades del agua.
Características de la estructura del agua líquida y el hielo
La capacidad de una molécula de agua para formar enlaces de protones se manifiesta tanto en estado líquido como sólido. Cuando el agua es un líquido, estos enlaces son bastante inestables, se destruyen fácilmente, pero también se vuelven a formar constantemente. Debido a su presencia, las moléculas de agua están más fuertemente unidas entre sí que las partículas de otros líquidos. Al asociarse, forman estructuras especiales: grupos. Por esta razón, los puntos de fase del agua se desplazan hacia temperaturas más altas, porque la destrucción de tales asociados adicionales también requiere energía. Además, la energía es bastante significativa: si no hubiera enlaces de hidrógeno y agrupaciones, la temperatura de cristalización del agua (así como su fusión) sería de -100 °C y la de ebullición de +80 °C.
La estructura de los cúmulos es idéntica a la estructura del hielo cristalino. Conectando cada uno con cuatro vecinos, las moléculas de agua construyen una estructura cristalina calada con una base en forma de hexágono. A diferencia del agua líquida, donde los microcristales -cúmulos- son inestables y móviles debido al movimiento térmico de las moléculas, cuando se forma hielo, se reorganizan de manera estable y regular. Los enlaces de hidrógeno fijan la disposición mutua de los sitios de la red cristalina y, como resultado, la distancia entre las moléculas se vuelve algo mayor que en la fase líquida. Esta circunstancia explica el s alto en la densidad del agua durante su cristalización - la densidad cae de casi 1 g/cm3 a aproximadamente 0,92 g/cm3.
Acerca del calor latente
Las características de la estructura molecular del agua se reflejan muy seriamente en sus propiedades. Esto se puede ver, en particular, por el alto calor específico de cristalización del agua. Se debe precisamente a la presencia de enlaces de protones, lo que distingue al agua de otros compuestos que forman cristales moleculares. Se ha establecido que la energía del enlace de hidrógeno en el agua es de aproximadamente 20 kJ por mol, es decir, para 18 g. Una parte importante de estos enlaces se establecen "en masa" cuando el agua se congela, aquí es donde se produce un gran retorno de energía. viene de.
Hagamos un cálculo simple. Deje que se liberen 1650 kJ de energía durante la cristalización del agua. Esto es mucho: se puede obtener energía equivalente, por ejemplo, de la explosión de seis granadas de limón F-1. Calculemos la masa de agua que ha sufrido cristalización. Fórmula que relaciona la cantidad de calor latente Q, la masa m y el calor específico de cristalizaciónλ es muy simple: Q=– λm. El signo menos simplemente significa que el sistema físico emite calor. Sustituyendo los valores conocidos, obtenemos: m=1650/330=5 (kg). ¡Solo se necesitan 5 litros para liberar hasta 1650 kJ de energía durante la cristalización del agua! Por supuesto, la energía no se pierde instantáneamente: el proceso dura lo suficiente y el calor se disipa.
Muchas aves, por ejemplo, son muy conscientes de esta propiedad del agua y la utilizan para tomar el sol cerca del agua helada de lagos y ríos, en esos lugares la temperatura del aire es varios grados más alta.
Cristalización de soluciones
El agua es un solvente maravilloso. Las sustancias disueltas en él desplazan el punto de cristalización, por regla general, hacia abajo. Cuanto mayor sea la concentración de la solución, menor será la temperatura de congelación. Un ejemplo sorprendente es el agua de mar, en la que se disuelven muchas sales diferentes. Su concentración en el agua del océano es de 35 ppm y dicha agua cristaliza a -1,9 °C. La salinidad del agua en diferentes mares es muy diferente, por lo que el punto de congelación es diferente. Así, el agua del Báltico tiene una salinidad no superior a 8 ppm, y su temperatura de cristalización es cercana a los 0 °C. El agua subterránea mineralizada también se congela a temperaturas bajo cero. Hay que tener en cuenta que siempre estamos hablando únicamente de la cristalización del agua: el hielo marino es casi siempre fresco, en casos extremos, ligeramente salado.
Las soluciones acuosas de varios alcoholes también difieren enpunto de congelación, y su cristalización no procede bruscamente, sino con un cierto rango de temperatura. Por ejemplo, el alcohol al 40 % comienza a congelarse a -22,5 °C y finalmente cristaliza a -29,5 °C.
Pero una solución de un álcali como la soda cáustica NaOH o cáustica es una excepción interesante: se caracteriza por una temperatura de cristalización aumentada.
¿Cómo se congela el agua pura?
En el agua destilada, la estructura del grupo se rompe debido a la evaporación durante la destilación, y el número de enlaces de hidrógeno entre las moléculas de dicha agua es muy pequeño. Además, dicha agua no contiene impurezas tales como partículas de polvo microscópicas suspendidas, burbujas, etc., que son centros adicionales de formación de cristales. Por esta razón, el punto de cristalización del agua destilada se reduce a -42 °C.
Es posible sobreenfriar el agua destilada incluso hasta -70 °C. En este estado, el agua sobreenfriada puede cristalizar casi instantáneamente en todo el volumen con la más mínima agitación o la entrada de una impureza insignificante.
Agua caliente paradójica
Un hecho sorprendente: el agua caliente se convierte en un estado cristalino más rápido que el agua fría, se denominó "efecto Mpemba" en honor al escolar tanzano que descubrió esta paradoja. Más precisamente, lo sabían en la antigüedad, sin embargo, al no encontrar una explicación, los filósofos naturales y los científicos naturales finalmente dejaron de prestar atención al misterioso fenómeno.
En 1963, Erasto Mpemba se sorprendió de queLa mezcla de helado tibio se solidifica más rápido que la mezcla de helado frío. Y en 1969, ya se confirmó un fenómeno intrigante en un experimento físico (por cierto, con la participación del propio Mpemba). El efecto se explica por una amplia gama de razones:
- más centros de cristalización como burbujas de aire;
- alta disipación de calor del agua caliente;
- alta tasa de evaporación, lo que resulta en una disminución del volumen del líquido.
La presión como factor de cristalización
La relación entre la presión y la temperatura como cantidades clave que afectan el proceso de cristalización del agua se refleja claramente en el diagrama de fase. De él se puede ver que con el aumento de la presión, la temperatura de la transición de fase del agua de un estado líquido a un estado sólido disminuye extremadamente lentamente. Naturalmente, lo contrario también es cierto: cuanto menor es la presión, mayor es la temperatura requerida para la formación de hielo, y crece con la misma lentitud. Para lograr las condiciones en las que el agua (¡no destilada!) pueda cristalizar en hielo ordinario Ih a la temperatura más baja posible de -22 °C, la presión debe aumentarse a 2085 atmósferas.
La temperatura máxima de cristalización corresponde a la siguiente combinación de condiciones, denominada punto triple del agua: 0,006 atmósferas y 0,01 °C. Con tales parámetros, los puntos de cristalización-fusión y condensación-ebullición coinciden, y los tres estados de agregación del agua coexisten en equilibrio (en ausencia de otras sustancias).
Muchos tipos de hielo
Actualmente se conocen unas 20 modificacionesestado sólido del agua - de amorfa a hielo XVII. Todos ellos, excepto el hielo Ih ordinario, requieren condiciones de cristalización exóticas para la Tierra, y no todos son estables. Solo hielo Ic se encuentra muy raramente en las capas superiores de la atmósfera terrestre, pero su formación no está asociada con la congelación del agua, ya que se forma a partir de vapor de agua a temperaturas extremadamente bajas. El hielo XI se encontró en la Antártida, pero esta modificación es un derivado del hielo ordinario.
Mediante la cristalización del agua a presiones extremadamente altas, es posible obtener modificaciones de hielo como III, V, VI, y con un aumento simultáneo de la temperatura: hielo VII. Es probable que algunos de ellos puedan formarse en condiciones inusuales para nuestro planeta en otros cuerpos del sistema solar: en Urano, Neptuno o grandes satélites de los planetas gigantes. Hay que pensar que futuros experimentos y estudios teóricos de las propiedades aún poco estudiadas de estos hielos, así como de las características de sus procesos de cristalización, aclararán esta cuestión y abrirán muchas más cosas nuevas.
