Elementos de Fìsico-Química. UNEXPO Barquisimeto Octubre 2008.

Transcripción

1 Capítulo 1 LIQUIDOS COMPARACIÓN ENTRE LOS ESTADOS GASEOSO, SÓLIDO Y LÍQUIDO Tabla 1 Propiedades de gases, líquidos y sólidos. Propiedad Gases Líquidos Sólidos Forma Adoptan la forma del Adoptan la forma del recipiente recipiente Forma propia Volumen Depende del recipiente Volumen propio. No que lo contenga depende del recipiente. Volumen propio Compresibilidad Muy compresibles Casi no se pueden comprimir No son compresibles Capacidad de fluir Fluyen muy fácilmente Fluyen No fluyen Alta densidad en Densidad relativa entre los Mayor que los gases, pero Muy baja densidad comparación con gases y estados menor que los sólidos líquidos Fuerzas intermoleculares Separación entre las moléculas Organización de las moléculas Movimiento de las moléculas Casi no existen Muy separadas Moléculas muy desorganizadas Se mueven constantemente en forma aleatoria Mayores que en los gases, pero menores que en los sólidos Más separadas que en los sólidos, mucho menos separadas que en los gases Más organizadas que los gases pero menos que los sólidos Se deslizan unas sobre otras Más fuertes que en gases y líquidos Muy juntas Muy organizadas (en los cristales) No se mueven, sólo vibran alrededor de posiciones fijas PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS FUERZAS INTERMOLECULARES. Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. En un líquido estas fuerzas mantienen unidas a las moléculas tanto en el interior de un líquido, como en la superficie. Algunas propiedades características de sustancias en estado líquido se pueden explicar por la mayor o menor magnitud de las fuerzas intermoleculares. Por ejemplo, la temperatura de ebullición es más alta en aquellos líquidos con fuerzas intermoleculares de mayor magnitud. Otras propiedades como la tensión superficial, la viscosidad y la presión de vapor también dependen de las fuerzas intermoleculares. Prof. Marisela Luzardo 1 Capítulo 1 Líquidos

2 Figura 1 Atracción entre las moléculas de un líquido FUERZAS DE COHESIÓN Y ADHESIÓN. Las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas las moléculas de una sustancia se denominan fuerzas de cohesión. Las fuerzas que unen esas moléculas a una superficie, se denominan fuerzas de adhesión. Un líquido contenido en un recipiente experimenta fuerzas de cohesión entre sus moléculas y fuerzas de adhesión a las paredes internas del recipiente donde se encuentra. Si las fuerzas de adhesión son mayores que las de cohesión, como sucede con el agua cuando está en un recipiente de vidrio, el líquido se pega al recipiente y tiende a subir por las paredes del recipiente, formando una curvatura (en forma de sonrisa) en la superficie del líquido. Por el contrario si las fuerzas de adhesión son menores que las fuerzas de cohesión, el líquido tiende a separarse del recipiente formando una curvatura contraria a la anterior, como sucede con el mercurio y el vidrio. En este caso se dice que el líquido no moja el recipiente. La curvatura que se forma en la superficie del líquido, por efecto de las diferencias de magnitud entre las fuerzas de cohesión y de adhesión, se denomina menisco y se observa con mayor intensidad cuando el líquido se encuentra dentro de un tubo delgado. La figura 2 muestra la forma del menisco del agua y del mercurio, cuando se encuentran en un recipiente de vidrio. Prof. Marisela Luzardo 2 Capítulo 1 Líquidos

3 Figura 2 Meniscos Agua Mercurio Fuerzas de adhesión > Fuerzas de cohesión Fuerzas de adhesión < Fuerzas de cohesión La capilaridad es una consecuencia del desbalance entre las fuerzas de adhesión y las de cohesión. Cuando la fuerza de adhesión es mayor que la de cohesión (agua en un tubo de vidrio) el líquido puede trepar por el interior de un tubo capilar, venciendo la fuerza de gravedad. Mientras más delgado el tubo, mayor altura alcanza el líquido. Esta propiedad permite a las plantas absorber agua y nutrientes por la raíz y llevarlos hasta las ramas y hojas. En el caso del mercurio, el líquido en lugar de trepar, desciende dentro de un tubo capilar que se introduzca en el líquido. Mientras más delgado el tubo más desciende. Figura 3 Capilaridad del agua y del mercurio Agua Mercurio Prof. Marisela Luzardo 3 Capítulo 1 Líquidos

4 TENSIÓN SUPERFICIAL. Es la energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área. Las moléculas de la superficie son atraídas hacia el interior, formando una especie de piel. Los líquidos que presentan valores altos de tensión superficial poseen fuerzas intermoleculares grandes. En el caso del agua, posee fuerzas intermoleculares de considerable magnitud, lo que permite a algunos mosquitos pararse sobre la superficie y permanecer allí sin hundirse. De igual forma es posible colocar una aguja en forma horizontal sobre la superficie del agua, sin que se hunda. Las gotas de lluvia al caer tienen una forma esférica por efecto de las mismas fuerzas intermoleculares. La tensión superficial de los líquidos disminuye a medida que aumenta la temperatura, hasta que se alcanza la temperatura crítica, es a esa temperatura que la tensión superficial se hace cero. Uno de los métodos para determinar la tensión superficial, se basa en el ascenso (o descenso) del líquido dentro de un tubo capilar. Los datos necesarios para realizar la determinación incluyen el radio interno del tubo capilar, la densidad del líquido y la altura que alcanza el nivel dentro del capilar, medido desde la superficie del líquido que se encuentra fuera del tubo capilar. La fórmula a utilizar es la siguiente: γ = r h ρ g 2 γ Tensión superficial (dina/cm) r Radio interno del tubo capilar (cm) h Diferencia de altura del líquido dentro y fuera del capilar (cm) ρ Densidad del líquido (g/cm 3 ) g Aceleración de gravedad (980 cm/s 2 ) En caso de líquidos que no mojan el recipiente, la altura h se mide por debajo de la superficie del líquido externo al capilar. Prof. Marisela Luzardo 4 Capítulo 1 Líquidos

5 Ejercicio 1. Un líquido cuya densidad es 0,800 g/cm 3 asciende dentro de un tubo capilar de vidrio hasta alcanzar una altura de 6,25 cm sobre la superficie del líquido fuera del capilar. Si el diámetro interno del capilar es 0,210 mm, determine la tensión superficial del líquido. Respuesta: 25,7 dina/cm Ejercicio 2 La tensión superficial del mercurio es 480,3 dina/cm y su densidad es 13,595 g/cm 3. Si se desea que la altura dentro del capilar descienda 5,00 cm, Cuál es el diámetro interno del capilar de vidrio que se debe utilizar? Respuesta: 0,0144 cm VISCOSIDAD. Es una medida de la resistencia de un líquido a fluir. Esta propiedad tiene relación con la facilidad con que las moléculas individuales del líquido pueden moverse unas respecto a otras; depende de las fuerzas intermoleculares y de la existencia de características estructurales que pudieran hacer que las moléculas se enreden. La viscosidad disminuye al aumentar la temperatura, ya que al aumentar la energía cinética, las moléculas pueden vencer más fácilmente las fuerzas de cohesión. Si se imagina que el fluido está constituido por capas o planos de moléculas, una capa de fluido ofrece resistencia al movimiento o desplazamiento de las capas vecinas. Es un movimiento de láminas o capas de moléculas (fluido laminar) que están adyacentes. A ν 1 dy Flujo Laminar A ν 2 La fuerza requerida para mantener una diferencia de velocidad estacionaria (dν) entre dos planos paralelos, es directamente proporcional al área del plano (A) y a la diferencia de velocidades (dν) y es inversamente proporcional a la separación entre los planos (dy) Esa fuerza es igual a: f = η A ( dν dy ) Si se despeja η se obtiene : η = ( f A dν dy ) Prof. Marisela Luzardo 5 Capítulo 1 Líquidos

6 Donde: η f A dν dy Constante de proporcionalidad llamada coeficiente de viscosidad del fluido Fuerza por unidad de área, denominada fuerza de corte (F) Velocidad de corte (G) De lo anterior se obtiene que la viscosidad es la relación entre la fuerza de corte y la velocidad de corte: η = Fuerza de corte Velocidad de corte = F G El coeficiente de viscosidad es la fuerza requerida para mover una capa de fluido con una diferencia de velocidad de 1 cm/s respecto a otra capa situada a 1 cm de separación. Este coeficiente es una cantidad física característica de cada fluido y se expresa en poise o centipoise (10 2 poise) para los líquidos y en micropoise (10 6 poise) para los gases. 1 poise (P) equivale a 1 dina s /cm 2 Un fluido newtoniano es aquel en que la viscosidad es independiente de (dν / dy) Para un fluido no newtoniano la viscosidad varía a medida que lo hace (dν / dy) Las fuertes atracciones intermoleculares en un líquido impiden que fluya y hacen que la viscosidad η sea grande. Por lo tanto, los líquidos de elevada viscosidad tienen puntos de ebullición y calores de vaporización elevados. En los gases, la viscosidad se incrementa con la temperatura, mientras que en los líquidos sucede lo contrario: disminuye al aumentar la temperatura. En los líquidos la viscosidad aumenta cuando se aumenta la presión. La viscosidad de los líquidos también depende de la forma de las moléculas: las cadenas largas de los polímeros líquidos se enredan unas con otras dificultando el flujo, por lo tanto son altamente viscosos. Para determinar la viscosidad se puede utilizar la ecuación de Poiseville: η = π P r 4 8 L V t Prof. Marisela Luzardo 6 Capítulo 1 Líquidos

7 En esta ecuación V es el volumen del líquido de viscosidad η que fluye en un tiempo t por un tubo capilar de radio r y longitud L bajo una presión P Si se tiene un líquido de referencia cuya viscosidad se conozca y se usa un mismo tubo capilar, se puede determinar la relación de viscosidades: η1 = π P 1 r 4 t 1 8 L V P 1 t 1 η2 π P 2 r 4 t 2 P 2 t 2 8 L V = P1 y P2 son proporcionales a las densidades ( ρ ) de los líquidos, por lo tanto la ecuación anterior se transforma en: η1 P 1 t 1 = = ρ 1 t 1 η2 P 2 t 2 ρ 2 t 2 Si se conocen las densidades de dos líquidos y la viscosidad de uno de ellos (líquido de referencia) se pueden medir los tiempos y así determinar la viscosidad del otro líquido. El viscosímetro de Oswald permite determinar t1 y t2 Para medir la viscosidad se introduce el líquido de referencia en el viscosímetro y se hace subir el nivel hasta que alcance el punto a, se deja fluir y se mide el tiempo que demora en llegar hasta el punto b. Se lava bien el equipo y se repite la experiencia con el otro líquido que se desea evaluar. Conociendo las densidades de ambos líquidos, el tiempo que demora cada uno en vaciar el volumen especificado y la viscosidad de uno de ellos, se puede determinar la viscosidad del otro. Este procedimiento debe realizarse manteniendo el viscosímetro a temperatura constante en un baño. Prof. Marisela Luzardo 7 Capítulo 1 Líquidos

8 En el laboratorio se puede encontrar un viscosímetro de Oswald modificado, como el que se muestra en la figura 4. Otro de los métodos para determinar la viscosidad está relacionado con la caída libre de los cuerpos a través de un fluido y se basa en la ley de Stokes. El procedimiento consiste en dejar caer una bola de acero de densidad ρ conocida y se mide con un cronómetro el tiempo de caída entre dos marcas. Se repite el procedimiento con un líquido de referencia y se utiliza la siguiente ecuación: η1 = (ρ - ρ 1 ) t 1 η2 (ρ - ρ 2 ) t 2 Prof. Marisela Luzardo 8 Capítulo 1 Líquidos

9 A continuación la tabla 2 muestra las viscosidades de algunos líquidos comunes. Tabla 2 Viscosidad de algunos líquidos Líquido η 10-2 kg/(ms) Aceite de ricino 120 Agua Alcohol etílico Glicerina Mercurio En las industrias donde se utilizan tintas o pinturas, para evaluar la viscosidad se utiliza un equipo muy sencillo, como el que se muestra en la figura 5. La determinación consiste en medir el tiempo que demora un fluido (pintura) en salir de una pequeña copa que tiene un orificio en la base. Se compara con una pintura o tinta de referencia y así se determina si hay diferencia de viscosidades y si es necesario, agregar solvente (para disminuir viscosidad) o pigmento (para aumentarla). Figura 5. Viscosímetro para pinturas y tintas Prof. Marisela Luzardo 9 Capítulo 1 Líquidos

10 PROPIEDADES DEL AGUA En casi todas las sustancias conocidas, el estado líquido presenta una densidad intermedia entre el estado sólido (más denso) y el estado gaseoso (menos denso). Sin embargo, el hielo es menos denso que el agua líquida y por eso flota. Esto se debe a que las moléculas de agua se unen fuertemente entre sí por puentes de hidrógeno. El oxígeno de cada molécula de agua atrae a los hidrógenos de las moléculas vecinas. En estado líquido, los puentes de hidrógeno se forman y se rompen permitiendo el deslizamiento de unas moléculas sobre otras. Cuando la temperatura del agua disminuye y se acerca a 0ºC los puentes de hidrógeno obligan a las moléculas a acomodarse en una estructura tridimensional que permita la mínima repulsión y la máxima atracción; esta estructura ocupa un mayor volumen que el agua líquida, ya que los átomos de oxígeno deben rodearse de hidrógenos (atracción por puentes de hidrógeno) y no deben existir otros átomos de oxígeno cercanos (repulsión). Esta estructura molecular se evidencia en los cristales de nieve vistos al microscopio, que tienen forma hexagonal. Figura 6 Estructura del hielo H H Puentes de hidrógeno H H H H Prof. Marisela Luzardo 10 Capítulo 1 Líquidos

11 CAMBIOS DE FASE Se denomina cambio de fase al paso de una sustancia de un estado físico a otro: sólido, líquido o gas. La figura 7 muestra los cambios de fase que puede experimentar una sustancia y los nombres que reciben esos cambios. Figura 7 Cambios de fase. Gas Sublimación Evaporación Deposición Condensación Solidificación Fusión Sólido Líquido Cada cambio de fase va acompañado de un cambio de energía. El cambio de entalpía (energía) asociado a la fusión de un sólido se denomina calor de fusión ( Hfus). El calor necesario para evaporar un líquido a determinada temperatura, se denomina calor de vaporización ( Hvap). No es necesario que un líquido hierva para que se evapore: cuando la ropa mojada se tiende, el calor suministrado por el ambiente es suficiente para que el agua se evapore y así la ropa se seca. Se puede realizar el siguiente experimento: se toma un trozo de hielo y se le suministra calor, lentamente, en forma constante y se mide su temperatura. Al principio el hielo comienza a aumentar su temperatura hasta que llega a 0ºC. En ese momento comienza a fundirse, pero la temperatura no cambia hasta que todo el hielo se ha fundido. Luego el agua comienza a aumentar su temperatura hasta que alcanza 100 ºC y comienza a hervir; esa temperatura se mantiene constante hasta que toda el agua ha pasado a la fase de vapor. Luego el vapor aumenta su temperatura. Si se elabora un gráfico del experimento se obtendrá algo similar a lo que se muestra en la figura 8 Prof. Marisela Luzardo 11 Capítulo 1 Líquidos

12 Figura 8 Gráfica de calentamiento del agua. Temperatura (ºC) Ebullición Fusión tiempo Durante la fusión todo el calor suministrado se utiliza para vencer las fuerzas intermoleculares del sólido y pasar al estado líquido, por eso no aumenta la temperatura hasta que todo el hielo se ha derretido. Durante la ebullición ocurre algo similar, no hay aumento de temperatura hasta que toda el agua ha logrado vencer las fuerzas intermoleculares que las mantienen en estado líquido, para pasar a la fase de vapor. Esta propiedad permite cocinar en agua a una temperatura constante: la de ebullición del agua. Durante el calentamiento de una fase, el calor suministrado se puede calcular por la siguiente ecuación: q = masa de la sustancia x calor específico x T Durante un cambio de fase, el calor suministrado se puede calcular por la ecuación: q = cantidad de la sustancia (mol) x entalpía del cambio de fase ( Η) La tabla 3 de fase para el agua. muestra los valores (promedio) de calor específico y entalpías asociadas a los cambios Prof. Marisela Luzardo 12 Capítulo 1 Líquidos

13 Tabla 3 Datos de Calor específico y entalpía para el agua Calor específico (promedio) Hielo 2,09 J/g ºC Agua líquida 4,18 J/g ºC Vapor de agua 2,03 J/g ºC H de fusión del hielo 6,01 kj/mol (a 0ºC) H de vaporización del agua líquida 40,67 kj/mol (a 100 ºC) H de solidificación del agua 6,01 kj/mol (a 0ºC) H de condensación vaporización del vapor de agua 40,67 kj/mol (a 100 ºC) Ejemplo: Determine la cantidad de energía (kj) necesaria para calentar 360 g de hielo a 10ºC hasta llevarlo a vapor de agua a 110 ºC. Para resolver el problema hay que dividirlo en varias etapas: Etapa 1: Calentamiento del hielo desde 10ºC hasta 0ºC. q1 = 360 g de hielo x calor específico del hielo x T q1 = 360 g x 2,09 J/g ºC x [0 ºC (-10 ºC)] = 7,52 x 10 3 J = 7,52 kj Etapa 2: Fusión del hielo a 0ºC q2 = mol de hielo x H fusión q2 = 360 g de hielo x 1 mol H2O 18 g H2O x 6,01 kj/mol = 120 kj Etapa 3: Calentamiento del agua desde 0 ºC hasta 100 ºC. q3 = 360 g de agua x calor específico del agua líquida x T q3 = 360 g x 4,18 J/g ºC x (100 ºC 0 ºC) = 150 kj Etapa 4: Ebullición del agua. q4 = mol de agua x H vaporización q2 = 360 g de agua x 1 mol H2O 18 g H 2 O x 40,67 kj/mol = 813 kj Etapa 5: calentamiento del vapor de agua desde 100 hasta 110 ºC q 5 = 360 g de vapor x calor específico del vapor de agua x T q 5 = 360 g x 2,03 J/g ºC x (110 ºC 100 ºC) = 7,31 kj El calor total es la suma de todos ellos: q total = q1 + q2 + q3 + q4 + q5 = 1098 kj Prof. Marisela Luzardo 13 Capítulo 1 Líquidos

14 PRESIÓN DE VAPOR Si se coloca un líquido dentro de un recipiente vacío, se tapa herméticamente y se mantiene constante la temperatura, algunas moléculas de la superficie del líquido pueden vencer las fuerzas intermoleculares y saltar a la fase de vapor. Luego de un cierto tiempo, algunas de las moléculas que están en fase de vapor pueden condensarse y pasar al estado líquido. De esta forma se establece un equilibrio cuando la cantidad de moléculas en fase de vapor permanezca invariable, ya que por cada molécula que se evapora, una molécula se condensa. Las moléculas en fase de vapor ejercen presión dentro del recipiente, denominada presión de vapor. Esta presión es constante siempre que la temperatura permanezca constante. Si la temperatura aumenta, la cantidad de moléculas que se evaporan será mayor que las que se condensan, por lo tanto la presión de vapor aumentará. Existen líquidos que se evaporan muy fácilmente, son los líquidos volátiles (acetona, alcohol, gasolina, colonia). Tienen una presión de vapor alta, al contrario de los líquidos no volátiles cuyos valores de presión de vapor son bajos. líquidos. La figura 9 muestra la variación de la presión de vapor en función de la temperatura para varios Figura 9 Presión de vapor vs temperatura 2000 Pvap (mmhg) mmhg Agua Benceno Metanol Temperatura (ºC) La evaporación de un líquido a temperatura ambiente no es visible. Sin embargo, sí se puede ver cuando un líquido hierve. La evaporación no es lo mismo que la ebullición. La evaporación ocurre en un amplio rango de temperatura (entre el punto de fusión y el de ebullición), mientras la ebullición ocurre sólo cuando se alcanza el punto e ebullición. Prof. Marisela Luzardo 14 Capítulo 1 Líquidos

15 Se denomina punto de ebullición a la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido se hace igual a la presión del ambiente. El punto de ebullición normal es la temperatura a la cual la presión de vapor se hace igual a 1,00 atmósfera. El punto de ebullición normal del agua es 100 ºC. De la figura se pueden obtener los valores para el benceno y el metanol, en el corte de las curvas con el valor de presión de 760 mmhg (1,00 atm). Si la presión del ambiente es menor de 1,00 atm, el agua hervirá a una temperatura menor a 100 ºC. Esto ocurre en lo alto de una montaña. En una olla de presión el agua hierve a más de 100 ºC, ya que la presión del ambiente dentro de la olla tapada, es mayor de 1,00 atm. PRESIÓN DE VAPOR Y TEMPERATURA La relación matemática entre los valores de presión de vapor de un líquido y la temperatura está dada por la ecuación de Clausius-Clapeyron: l n P1 P2 H vap = R 1 T2 1 T1 ó P1 log P2 H vap = 2,303 R 1 T2 1 T1 Donde: P1 y P2 son los valores de presión de vapor a las temperaturas absolutas T1 y T2. R es la constante de los gases, en unidades de energía: 8,314 J / mol K Ejemplo Determine la presión de vapor del etanol a 60 ºC si se sabe que a 34,9 ºC la presión de vapor es 100 mmhg y el H de vaporización del etanol es 39,3 kj/mol. Para resolver este problema se utiliza la ecuación de Clausius-Clapeyron: P1 = 100 mmhg T1 = 34,9 ºC = 307,9 K P2 =? T2 = 60,0 ºC = 333,0 K Hvap = 39,3 kj/mol = 39,3 x 10 3 J/mol l n P1 P2 = Hvap R 1 T2 1 T1 ln 100 mmhg P 2 3 J 39,3 x 10 = mol J 8,314 mol x K 1 333,0 K 1 307,9 = 1,202 K 100 mmhg = e P 2 1,202 = 0,301 P 2 = 100 mmhg 0,301 = 333 mmhg Prof. Marisela Luzardo 15 Capítulo 1 Líquidos

16 DIAGRAMA DE FASES El diagrama de fases de una sustancia describe en forma gráfica las relaciones entre las fases sólida, líquida y gas de una sustancia. La figura 10 muestra el diagrama de fases del agua (no está a escala). La gráfica se divide en tres zonas; cada una representa una fase pura. Cada línea indica las condiciones en que las fases adyacentes están en equilibrio. El punto en que se cruzan las tres líneas se denomina punto triple: única condición (temperatura y presión) en que pueden coexistir en equilibrio las tres fases. Para el agua este punto se encuentra a 0,01 ºC y 0,006 atmósferas. Los diagramas de fases permiten predecir los cambios que experimentan el punto de fusión el de ebullición cuando la presión varía. Para el agua a una presión de 1,00 atm el punto de fusión es 0,00 ºC y el de ebullición 100,0 ºC. Si la presión externa disminuye por debajo de 1,00 atm, el punto de fusión aumenta (ligeramente) y el de ebullición disminuye. Por ejemplo, en una montaña donde la presión atmosférica sea 0,54 atm, el punto de ebullición será 83 ºC y el punto de fusión tendrá un valor entre 0,00 y 0,01 ºC. Figura 10 Diagrama de fases del agua (No está a escala) 1,00 Presión (atm) 0,005 Sólido Líquido Gas 0 0, Temperatura (ºC) La figura 11 muestra el diagrama de fases del CO2. El punto triple se encuentra a 5,2 atm y 57 ºC. Se observa que la línea de equilibrio sólido-líquido se encuentra inclinada hacia la derecha, a diferencia de la del agua que se inclina hacia la izquierda. Este se debe a las propiedades del agua, fundamentalmente al hecho de que el hielo es menos denso que el agua líquida, mientras que en las demás sustancias el sólido es más denso que el líquido. La fase líquida del CO2 se encuentra a presiones mayores de 5,2 atm. Por lo tanto, a la presión de 1,00 atm o menos, el CO2 no puede existir en forma líquida. El hielo seco es CO2 sólido, cambia directamente de sólido a gas sin pasar por el estado líquido, por eso no moja. Prof. Marisela Luzardo 16 Capítulo 1 Líquidos

17 Figura 11 Diagrama de fases del CO2 (No está a escala) Presión (atm) 5,2 Sólido Líquido Gas 1, Temperatura (ºC) TEMPERATURA Y PRESION CRÍTICAS Si se coloca agua en un recipiente COMPLETAMENTE sellado y se aumenta lentamente la temperatura, la presión de vapor va aumentando. Se observa el menisco que separa la fase líquida de la fase de vapor. Al alcanzar determinada temperatura (374º C en el caso del agua) el menisco comienza a hacerse indefinido hasta que desaparece. Bajo estas condiciones, las propiedades del líquido y del vapor se hacen idénticas y no hay distinción entre ambas fases. Un líquido en esta condición se encuentra en su punto crítico. Prof. Marisela Luzardo 17 Capítulo 1 Líquidos

18 Para cada sustancia existe un valor de temperatura y de presión críticas. temperatura crítica, la sustancia no puede existir como líquido a ninguna presión. Por encima de la Por encima de la temperatura crítica la sustancia no es líquido ni es gas, se habla de un fluido super crítico. Estos fluidos tienen propiedades de líquidos y de gases SIMULTANEAMENTE. Pueden disolver sustancias. Una de las aplicaciones del CO2 super crítico es como solvente para extraer la cafeína del café y así obtener café descafeinado, que mantiene características de olor y sabor. Otra aplicación es la extracción de aceite de plantas oleaginosas, con la ventaja que el CO2 super crítico no es tóxico, como sí lo es el solvente que se utiliza normalmente en dicho proceso. Prof. Marisela Luzardo 18 Capítulo 1 Líquidos