n8 Sistemas Binarios (Equilibrio S-L y L-L)

El equilibrio de fases es el estudio del equilibrio que existe entre o en los diferentes estados de materia;
es decir sólido, líquido y gas.
El equilibrio se define como una etapa cuando el potencial químico de cualquier componente presente
en el sistema permanece estable con el tiempo.

La fase es una región en la que la interacción intermolecular es espacialmente uniforme o en otras palabras las propiedades físicas y
químicas del sistema son iguales en toda la región. Dentro del mismo estado, un componente puede existir en
dos fases diferentes, como los alótropos de un elemento.
Además, dos compuestos inmiscibles en el mismo estado líquido pueden coexistar en dos fases.

El equilibrio de fases tiene una amplia gama de aplicaciones en industrias que incluyen la producción de diferentes
alótropos de carbono, la reducción del punto de congelación del agua mediante la disolución de sal (salmuera),
la purificación de componentes por destilación, el uso de emulsiones en la producción de alimentos, la industria farmacéutica, etc.

El equilibrio sólido-sólido ocupa un lugar especial en la metalurgia y se utiliza para hacer aleaciones de diferentes propiedades físicas y químicas.
Por ejemplo,
el punto de fusión de las aleaciones del cobre y la plata es más bajo que el punto de fusión del cobre o de la plata.

Para sistemas binarios, de dos componentes, las condiciones de presión y temperatura para las cuales están en equilibrio dos fases (líquida y gaseosa) se transforma
en un área. Y cada componente tiene una partición de equilibrio en las fases liquida y gaseosa. Es decir para cada componente existen
n moles en la fase liquida, que están en equilibrio con n moles en la fase gaseosa, a determinada condición de presión y temperatura.

Cuando revisamos el diagrama de fases de un componente puro, como el agua (H2O) o el dióxido de carbono (CO2), se observa que existen lugares
en el grafico de presión vs temperatura donde están en equilibrio dos y hasta tres fases, En el caso de dos fases la zona de equilibrio se restringe
a una simple línea, y en el caso de la tres fases a un solo punto.

Para sistemas binarios, de dos componentes, las condiciones de presión y temperatura para las cuales están en equilibrio dos fases (liquida y gaseosa)
se transforma en un área. Y cada componente tiene una partición de equilibrio en las fases liquida y gaseosa. Es decir para cada componente existen n
moles en la fase liquida, que están en equilibrio con n moles en la fase gaseosa, a determinada condición de presión y temperatura.

A una determinada temperatura el sistema se encuentra en fase 100% liquida por encima de la curva
de presión de burbujeo.
Y se encontrara en fase 100% gas por debajo de la curva de puntos de rocío. Dentro del área formada
por estas dos curvas el sistema se encontrará en equilibrio entre una fase líquida y otra gaseosa.

Solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gr.
de disolvente a una temperatura fija, para formar una disolución saturada
en cierta cantidad de disolvente. Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder
comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad.

La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada.
Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite
más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada. Pues bien, la solubilidad
de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada.

Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a otros. Así a 20 ºC la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6 M
y en alcohol etílico (C2H6O), a esa misma temperatura, es 0,009 M. Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M se suele considerar la sustancia como
soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia.

La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos,
la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura. Se trata de procesos en los que el sistema absorbe calor para apoyar con una cantidad de energía
extra el fenómeno la solvatación. En otros, sin embargo, la disolución va acompañada de una liberación de calor y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.

   Las curvas de enfriamiento,  son una representación gráfica de la temperatura (Tº) de un material frente al tiempo (t) conforme este se enfría.
 La variable independiente es el tiempo (eje X) y la variable dependiente es la temperatura (eje Y). Los datos para dichas curvas se obtienen dejando enfriar
lentamente una mezcla fundida de composición conocida y registrando la temperatura a intervalos regulares. Existen diversos factores que pueden alterar una
curva de enfriamiento, algunos de estos son: 

• La temperatura inicial de la sustancia en enfriamiento. 
• La temperatura ambiente a la que la sustancia comienza a fluir. 
• La presión y volumen de la sustancia que se encuentra en enfriamiento. 

Estas curvas son sumamente importantes ya que son capaces de brindar información sobre el cambio de fase de una sustancia:

• A-B: Corresponde al enfriamiento de la fase líquida, en ella solo existe una fase y la pendiente está determinada por el calor específico
• del fundido y la diferencia de temperaturas entre la masa líquida y su alrededor. Cuando comienza la cristalización del sólido aparece
• un cambio en la pendiente (punto b).
• B-C: Se observa un cambio de la pendiente de la línea b-c. A medida que continúa la cristalización, la masa líquida se hace mayor
• en el otro componente ocasionando un descenso continuo de la temperatura. A lo largo de esta zona existen dos fases: sólido-líquido
• y un grado de libertad, bien sea la composición o la temperatura. Mientras coexisten las dos fases, la temperatura varía y el enfriamiento
• continúa hasta llegar al punto c que corresponde a la temperatura en que aparece el segundo sólido.
• 
  
• C-D: En este tramo, la temperatura de la mezcla es constante como puede ver en la gráfica. A esta temperatura los dos sólidos cristalizan
• a la vez a una razón igual a sus concentraciones molares en el líquido.

• Cuando el sistema se ha solidificado por completo, se vuelve a un sistema de dos fases y la temperatura desciende nuevamente.

• 
  

Ahora bien, los metales puros son aquellos elementos químicos caracterizados por ser buenos conductores de calor y electricidad.
Estos poseen alta densidad y son sólidos en temperaturas normales (excepto el mercurio), y sus sales forman iones electro positivo en disolución.
Estos pueden ser: 

• Isomorfo, es decir que adopta cristales semejantes a las diferentes temperaturas. El metal en fase líquido se solidifica a la temperatura
• de solidificación Ts, permanece un tiempo a dicha temperatura y continua enfriándose en estado sólido hasta la temperatura ambiente

• Alotrópico, es decir que adopta diferentes tipos de cristales a diferentes temperaturas,
• se producen diferentes cambios de fase no sólo a la temperatura de solidificación sino en cada cambio de estructura interna. 

• Aleaciones:

 Un elemento base con un punto de fusión A y un elemento

aleante con un punto de fusión B. En una aleación la curva

de enfriamiento varía, ya que al tener elementos con distinta

temperatura desolidificación primero se solidifica el de mayor

temperatura de fusión Ts1 y a continuación el otro elemento Ts2.

La inmiscibilidad se trata de un concepto que deriva de miscibilidad, tal como se conoce a la particularidad o propiedad de ciertas sustancias
para combinarse o mezclarse en distintas proporciones y formar a partir de ello una solución homogénea. Lo más común es que esta noción
sea aplicada a los líquidos, aunque también puede referirse a materiales sólidos o gases. Cuando dos sustancias tienen la capacidad de constituir
una solución homogénea más allá de las proporciones implicadas, se dice que son miscibles.

En cambio, si no tienen dicha capacidad, se las calificará como inmiscibles. Esto quiere decir que es inmiscible toda sustancia que no consigue
conformar una franja homogénea de ningún modo. Un ejemplo de sustancia inmiscible es el agua. Lo mismo ocurre con el éter etílico. La miscibilidad
de las sustancias orgánicas y de los lípidos con el agua se encuentra determinada por las propiedades de la cadena de hidrocarburos.

Sucede que en algunas sustancias que sienten poca afinidad la una por la otra que, al ir aumentando la cantidad de una en otra, su punto de fusión comienza
a descender. Esto quiere decir que el compuesto es “estable” a temperaturas  cada vez más bajas, pero se vuelve inestable conforme aumenta la temperatura.
Para compensar esta inestabilidad, el sistema compuesto por estas sustancias comienza a aumentar el grado de desorden entre las moléculas, lo que ayuda a
compensar el exceso de energía.

Es equivalente a cuando se caliente el agua a 100 grados a nivel del mar, la energía es tanta que el sistema no puede ser estable en estado líquido, así que el
agua pasará a estado gaseoso, que es mucho más desordenado, para compensar el incremento en la energía.

Los diagramas eutécticos son aquellos que se presentan cuando ambos componentes, en presencia uno del otro, comienzan a disminuir su punto de fusión.
Sin embargo, este punto o temperatura de fusión no puede descender indefinidamente, tiene un punto máximo. Ese punto máximo se llama punto eutéctico y
cuando aparece, se trata entonces de un diagrama eutéctico.

Si se añaden pequeñas cantidades de tolueno a un recipiente que contiene benceno puro, observamos que, con independencia de la cantidad de tolueno
que se ha añadido, la mezcla obtenida permanece como una fase líquida. Los dos líquidos son completamente miscibles.

En contraste con este comportamiento, si se añade agua a nitrobenceno, se forman dos capas líquidas distintas; la capa acuosa contiene sólo un vestigio
de nitrobenceno disuelto, mientras que la capa de nitrobenceno contiene sólo un vestigio de agua disuelta. Tales
líquidos son inmiscibles. Si se añaden pequeñas cantidades de fenol a agua,
al principio el fenol se disuelve para dar una sola fase; sin embargo en algún punto de la adición, el agua se satura y una adición posterior de fenol produce
dos capas líquidas, una rica en agua y la otra rica en fenol.

Estos líquidos son parcialmente miscibles. Cuando dos líquidos se mezclan en diferentes proporciones a ciertas condiciones de temperatura y presión
se producen dos fases líquidas de diferente concentración que están en equilibrio termodinámico, entonces se tiene el fenómeno de Equilibrio Liquido- Liquido (ELL).

Los criterios de equilibrio para ELL son los mismos que para el EVL, es decir, uniformidad de T y P y de la fugacidad fi, para cada una de las especies
químicas a través de ambas fases. La descripción termodinámica de ELL está en función de T, P y fugacidad (f) para cada especie química en ambas fases.
Para el ELL en un sistema de N especies a T y P uniformes, se identifican las fases líquidas por medio de subíndices a y B, y se escriben los criterios de equilibrio como:

fi=fi   i=1,2,…,N