cambios de estado y equilibrio terminco

CAMBIOS DE ESTADO.
Paso de una sustancia de un estado a otro. Los más importantes son:
a) la evaporación
b) la condensación
c) la solidificación
d) la fusión
e) la vaporización
f) la sublimación
En un cambio de estado el cuerpo absorbe o desprende una determinada cantidad de calor por unidad de masa, denominado calor latente (de fusión, de ebullición, etc.), y durante el mismo la temperatura permanece invariable y constante para una presión externa dada.

Evaporación.
Paso de una sustancia del estado líquido al de vapor, a una temperatura inferior a la de ebullición. Tiene lugar sólo en la superficie del líquido y se produce de forma gradual.
Condensación.
Paso de una sustancia de la fase de vapor a la líquida (o la sólida); el proceso inverso es la vaporización (o la sublimación).
Solidificación.
Paso de un cuerpo del estado líquido al sólido; es el fenómeno inverso de la fusión. Para cada cuerpo tiene lugar a una temperatura determinada -punto de solidificación o de fusión- con desprendimiento de calor y, generalmente, acompañada de una disminución del volumen.
Fusión.
Paso de un cuerpo del estado sólido al líquido. Se verifica con absorción de calor, generalmente con aumento de volumen, y a una temperatura constante que depende de la naturaleza de los cuerpos y de la presión externa.
Vaporización.
Paso de una sustancia del estado líquido al gaseoso. Puede ser evaporación o ebullición según afecte sólo a la superficie o a todo el volumen. El calor de vapor es la cantidad de vapor que absorbe la unidad de masa de una sustancia al vaporizarse a una temperatura dada.
Sublimación.
Paso de un cuerpo directamente del estado sólido al de vapor o del de vapor al sólido; este último se llama también condensación. La transición sólido-vapor se produce cuando el sólido está sometido a una presión inferior a su presión de vapor, por lo que en muchos casos la cantidad de vapor en equilibrio con la fase sólida es mínima. Se llama calor de sublimación al absorbido (o desprendido) por la unidad de masa de una sustancia al sublimar.
Estado metastable.
El de un sólido, líquido o gas que permanece en un determinado estado de agregación en unas condiciones en que debería haberse producido un cambio de agregación.
La experiencia empírica indica que los cuerpos materiales adoptan diversas formas según el valor que toman las variables termodinámicas que los caracterizan.
El estado sólido se reconoce por la invariabilidad de forma y volumen; el estado líquido presenta sólo invariancia de volumen y el estado gaseoso carece de ambas. Para una misma sustancia y a presión constante, los estados sólido, líquido y gaseoso corresponden a valores crecientes de la temperatura. A temperaturas bajas, la energía cinética de las moléculas es insuficiente para superar las fuerzas de cohesión que tienden a mantenerlas unidas. Se tienen entonces los sólidos cristalinos. En éstos los movimientos de las moléculas se limitan a vibraciones en torno a determinados puntos que corresponden a los nudos de la red cristalina.
En el otro extremo del espectro, para valores muy superiores de la temperatura, la energía potencial intermolecular es prácticamente despreciable frente a la agitación molecular. El correspondiente estado de agregación es el gaseoso.
El estado intermedio corresponde a los líquidos y al estado amorfo: aunque pequeña, la velocidad de las moléculas es lo suficiente para que éstas no puedan formar un retículo cristalino.
Aumentando todavía la temperatura a partir del estado gaseoso, se llega a un punto en el que las moléculas se han disociado en sus átomos constituyentes y éstos a su vez han desaparecido para dar lugar a núcleos y electrones separados: este nuevo estado, característico de la materia estelar, se conoce con el nombre de plasma

La termodinámica

 proporciona una descripción macroscópica de los sistemas que estudia, sin hacer hipótesis acerca de la estructura microscópica de esos sistemas. Sin embargo, existen otras disciplinas, como la física estadística, que estudian los mismos fenómenos de la Termodinámica, pero desde un enfoque microscópico.
En particular, el concepto de equilibrio térmico está ligado al concepto de temperatura al decir que dos sistemas en equilibrio térmico tienen la misma temperatura. Desde un punto de vista microscópico, la temperatura está asociada a la energía cinética promedio que tienen las partículas que constituyen el sistema, a saber, átomos, moléculas y/o la estructura electrónica de la sustancia que constituye el sistema. Macroscópicamente, esta energía cinética promedio de las partículas de un sistema es lo que en la Termodinámica se llama energía interna, que es una energía que depende casi exclusivamente de la temperatura del sistema. A mayor energía cinética promedio de las partículas que constituyen un sistema, mayor energía interna y, en general, mayor temperatura del sistema.
La situación de dos sistemas en contacto térmico se interpreta microscópicamente como que las partículas de la superficie de interfase de ambos sistemas son capaces de interactuar entre sí. Básicamente se puede ver que, microscópicamente, las partículas del sistema de mayor temperatura (que tienen mayor energía cinética) van a transferir parte de su energía a las partículas del otro sistema. Se encuentra que esta interacción entre los dos sistemas da lugar a que las partículas de los dos sistemas alcancen la misma energía cinética promedio y, por lo tanto, la misma temperatura. Es decir, desde un punto de vista microscópico, se entiende como equilibrio térmico entre dos sistemas que las partículas de los dos sistemas tengan la misma energía cinética promedio.
Desde un punto de vista macroscópico, se dice que los sistemas un estado de equilibrio, bajo las condiciones indicadas en la sección definición termodinámica del equilibrio térmico. En cambio, desde un punto de vista microscópico, el estado de equilibrio se refiere al promedio, ya que los dos sistemas continúan intercambiando energía incluso una vez alcanzado el equilibrio térmico. Sin embargo, la energía cinética individual de una partícula no es estacionaria, sino que es el promedio de la distribución de energías de todas las partículas del sistema lo que no cambia en el tiempo.
De igual manera que para el caso macroscópico, se puede extender el concepto de equilibrio térmico a un único sistema donde, en esa situación de equilibrio, las partículas de dos partes cualesquiera del sistema tienen la misma energía cinética promedio.

Ley Cero de la Termodinámica

Artículo principal: Principio Cero de la Termodinámica

El concepto de equilibrio térmico es la base de la llamada Ley Cero de la Termodinámica. Esta ley proposición fue enunciada por R. H. Fowler en 1931. La ley cero de la termodinámica se enuncia diciendo:

La experiencia indica que si dos sistemas A y B se encuentran, cada uno por separado, en equilibrio térmico con un tercer sistema, que llamaremos C, entonces A y B se encuentran en equilibrio térmico entre sí.

Aplicación del concepto de equilibrio térmico: Termometría

Termómetro: dispositivo capaz de medir su propia temperatura. Su aplicación está basada en el concepto de equilibrio térmico.

Artículo principal: Termometría

Para saber la temperatura de una sustancia o cuerpo, se utiliza un dispositivo que permite determinar su propia temperatura. Tal dispositivo se denomina termómetro. Para determinar la temperatura de un cuerpo, se pone un termómetro en contacto térmico con él hasta que ambos alcanzan el equilibrio térmico. Sabemos que en el equilibrio térmico tanto el cuerpo como el termómetro se encuentran a la misma temperatura. Por tanto, la temperatura que indique el termómetro será también la temperatura del cuerpo en cuestión. Se recalca que, lo que un termómetro indica es su propia temperatura, por esto es importante conocer el concepto de equilibrio térmico.