DIAGRAMA DE FASES

En termodinámica y ciencia de materiales se denomina diagrama de fase o

diagrama de estados de la materia, a la representación entre diferentes estados

de la materia, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo.

Cuando en una de estas representaciones todas las fases corresponden a estados

de agregación diferentes se suele denominar diagrama de cambio de estado.

Los diagramas de equilibrio pueden tener diferentes concentraciones de

materiales que forma una aleación a distintas temperaturas. Dichas temperaturas

van desde la temperatura por encima de la cual un material está en fase líquida

hasta la temperatura ambiente y en que generalmente los materiales están en

estado sólido.

La línea de puntos muestra el comportamiento anómalo del agua. La línea verde marca el punto de

congelación y la línea azul, el punto de ebullición. Se muestra cómo varían con la presión.

1.1. DEFINICIONES

Los diagramas de fase son representaciones gráficas de cuales

fases están presentes en un sistema material en función de la temperatura,

la presión y la composición. Son representaciones gráficas de las

condiciones termodinámicas de equilibrio. El estado de equilibrio de un

sistema es aquel en el cual sus propiedades no cambian con el tiempo, a

menos que se ejerza una alteración de la temperatura, la presión o la

composición, o la aplicación de fuerzas externas de tipo eléctrico,

magnético, etc.

La base de todo el trabajo sobre los diagramas de equilibrio es la

regla de fases de Willard Gibbs. El diagrama, también conocido como

diagrama de fase o diagrama de equilibrio es esencialmente una expresión

gráfica de la regla de fases. La ecuación siguiente presenta la regla de

fases en la forma matemática usual:

F + L = C + 2

Donde:

C: Número de componentes del sistema.

F: Número de fases presentes en el equilibrio.

L: Varianza del sistema (grados de libertad).

Los términos usados en la expresión anterior así como otros

necesarios para entender los diagramas de fase se definen a continuación.

a. Sistema: cualquier porción del universo material que pueda aislarse

completa y arbitrariamente del resto, para considerar los cambios que

puedan ocurrir en su interior y bajo condiciones variantes.

b. Fase: cualquier porción del sistema físicamente homogénea y separada por

una superficie mecánicamente separable de otras porciones. Por ejemplo,

un vaso de agua con cubos de hielo constituye dos fases distintas de una

misma sustancia (agua). Los cubos de hielo son una fase sólida y el agua

líquida es una fase líquida.

c. Componentes: el menor número de variables individuales independientes

(vapor, líquido o sólido) por medio de los cuales la composición del sistema

puede expresarse cuantitativamente. Normalmente un componente es un

elemento, compuesto o solución del sistema. Así por ejemplo, el vaso de

agua con cubos de hielo, es un sistema en el que hay dos fases pero una

sola componente.

d. Varianza Del Sistema (Grados De Libertad): Es el número de variables

(presión, temperatura y composición) que se pueden cambiar

independientemente sin alterar el estado de la fase o de las fases en

equilibrio del sistema elegido.

Es la aplicación de la regla de las fases al tipo de sistemas bajo

consideración. El número de las variables, las cuales se fijan de manera

arbitraria para definir completamente el sistema, se llama varianza o grados

de libertad del sistema.

Fig:1

Si se aplica la regla de las fases de Gibbs al denominado punto triple

del diagrama, teniendo en cuenta que en este punto coexisten tres fases en

equilibrio y que hay un solo componente en el sistema (agua), se puede

calcular el número de grados de libertad, así:

F + L = C + 2

3 + L = 1 + 2

L = 0

Esto quiere decir que en este punto, ninguna de las variables (presión,

temperatura o composición) se puede cambiar sin alterar el estado de las fases en

equilibrio. Si se considera cualquier punto de la línea de solidificación sólido-

líquido, en cualquier punto de esta línea habrá dos fases que coexisten. Al aplicar

la regla de las fases, tenemos:

F + L = C + 2

2 + L = 1 + 2

L = 1

Esto quiere decir que sobre esta línea hay un grado de libertad, y por lo

tanto, al especificar por ejemplo una presión, solo hay una temperatura a la que

pueden coexistir las dos fases (sólido y líquido).

Si se considera un punto sobre el diagrama de la figura 1 dentro de una

única fase, por ejemplo en la fase vapor, al aplicar la regla de las fases de Gibss,

tenemos:

F + L = C + 2

1 + L = 1 + 2

L = 2

Este resultado indica que pueden cambiarse independientemente la

temperatura y la presión y el sistema aun permanecerá en una única fase. La

mayoría de los diagramas de fase binarios que se usan en Ciencia de los

Materiales son diagramas temperatura - composición en los que la presión se

mantiene constante, normalmente a 1 atm.

En este caso se utiliza la regla de fases condensada, que viene dada por:

F + L = C + 1

1.2. INTERPRETACION DE LOS DIAGRAMAS DE FASE.

1.2.1. Sistemas De Un Componente.

Las variables independientes en sistemas de un componente están

limitadas a la temperatura y la presión ya que la composición es fija. En un

diagrama de fases de un sistema de un componente se pueden distinguir:

a. Zonas bivariantes: es decir, zonas del diagrama donde sólo está presente

una fase, a diferentes presiones y temperaturas, tales como las zonas de

líquido, sólido o vapor del diagrama de la figura 1.

b. Líneas univariantes: en las que hay dos fases presentes. Es el caso de

las líneas solidificación, vaporización y sublimación del diagrama de la

figura 1. En estas líneas coexisten dos fases y para cada temperatura

existe una presión determinada.

c. Puntos invariantes: en los que coexisten tres fases.

1.3. DIFERENTES DIAGRAMAS DE EQUILIBRIO.

Los diagramas de equilibrio más sencillos son los de presión -

temperatura de una sustancia pura, como puede ser el del agua. En el eje

de ordenadas se coloca la presión y en el de abscisas la temperatura.

Generalmente, para una presión y temperatura dadas, el cuerpo presenta

una única fase excepto en las siguientes zonas:

a. Punto triple: En este punto del diagrama coexisten los estados sólido,

líquido y gaseoso. Estos puntos tienen cierto interés, ya que representan un

invariante y por lo tanto se pueden utilizar para calibrar termómetros. Dos

metales (A, B) a temperaturas superiores a sus respectivos puntos de

fusión (TA, TB) se encuentran en estado líquido pudiéndose disolver y

conformar así una fase única líquida. Esto quiere decir que no podemos

establecer diferencias de comportamiento u observación entre las distintas

partes del líquido y que los metales en las proporciones mezcladas tienen la

propiedad de miscibilidad. Si la mezcla líquida, XA + XB, la sometemos a

un proceso de solidificación, mediante enfriamiento, llegamos a obtener el

producto que se denomina aleación de los metales A y B.

Es conocido que las aleaciones mejoran las características de los

metales puros. Realmente debería decirse que introducen variables que

diferencian el comportamiento de los metales puros que las componen,

porque en algunas circunstancias pueden perjudicar sus propiedades.

Obviamente, conformar una aleación es uno de los medios más

primitivos que la ingeniería ha dispuesto para actuar sobre las propiedades

de los metales puros, incluso históricamente la aleación es predecesora

como lo justifica el bronce, Edad del bronce.

En ciencia de materiales se utilizan ampliamente los diagramas de

fase binarios, mientras que en termodinámica se emplean sobre todo los

diagramas de fase de una sustancia pura.

b. Punto crítico: Aquí se produce el final de la división entre líquido y gas y se

pasa a tener un fluido supercrítico. Esto viene a ser que una vez superado

este punto ya no tendremos ni un líquido ni gas, sino algo que es la “suma”

de ambos, pues ambas fases conviven unidas y provocan que la muestra

tenga unas propiedades físicas intermedias.

La existencia de una temperatura por encima de la cual los gases

que condensaban a presión dejaban de hacerlo (punto crítico) fue descrita

primeramente por Cagniard de la Tour en 1822, descrita en más detalle por

D. Mendekeyev en 1860, y estudiada en profundidad por T. Andrews en

1869 usando dióxido de carbono, cuya temperatura crítica es muy accesible

(TCR =30,8 ºC); J.D. van der Waals (premio Nobel de 1910) propuso en su

tesis doctoral (1873) su famoso modelo teórico que explicaba muy bien este

fenómeno.

1.3.1. Diagrama De Fase De Una Sustancia Pura.

Existen diferentes diagramas según los materiales sean totalmente

solubles en estado sólido y líquido o sean miscibles a que sean insolubles.

También pueden darse casos particulares. Uno de los diagramas de

equilibrio más clásico es el de los aceros que tiene particularidades y donde

afecta claramente la concentración y las diferentes cristalizaciones que

puede darse en el hierro estando en estado sólido y a diferentes

temperaturas.

Los pares (presión, temperatura) que corresponden a una transición de

fase entre:

- Dos fases sólidas: Cambio alotrópico.

- Entre una fase sólida y una fase líquida: fusión - solidificación.

- Entre una fase sólida y una fase vapor (gas): sublimación -

deposición (o sublimación inversa).

- Entre una fase líquida y una fase vapor: vaporización -

condensación (o licuefacción).

Es importante señalar que la curva que separa las fases vapor-

líquido se detiene en un punto llamado punto crítico (La densidad del líquido

y vapor son iguales). Más allá de este punto, la materia se presenta como

un fluido supercrítico que tiene propiedades tanto de los líquidos como de

los gases. Modificando la presión y temperatura en valores alrededor del

punto crítico se producen reacciones que pueden tener interés industrial,

como por ejemplo las utilizadas para obtener café descafeinado.

Es preciso anotar que, en el diagrama P-T del agua, la línea que separa los estados líquido y

sólido tiene pendiente negativa, lo cual es algo bastante inusual. Esto quiere decir que

aumentando la presión el hielo se funde, y también que la fase sólida tiene menor densidad que la

fase líquida.

a. Estado sólido: El estado sólido tiende a mantener la forma cuando se

aplican pequeñas fuerzas durante tiempos razonables. Todas las

sustancias a temperaturas muy bajas son siempre sólidas (sólo parece que

hay una excepción: el helio cuántico). Además, si el estado sólido fuese de

equilibrio perfecto, la estructura del sólido sería monocristalina (por el

segundo principio), aunque en la realidad sólo aparecen en la naturaleza

estructuras policristalinas de distinto tamaño de grano (de región

monocristalina) formadas en procesos geológicos lentos (casi todos los

metales y algunos cerámicos), y sólidos amorfos (la mayoría de los

cerámicos y prácticamente todos los polímeros). En algunos casos, al ir

aumentando la temperatura (o la presión), la sustancia sufre cambios de

fase en estado sólido (si se deja un tiempo suficiente), que se llaman

cambios alotrópicos (el hielo normal de agua, llamado hielo-Ih, pasa a hielo-

Ic al enfriarlo a 200 ºC; el grafito pasa a diamante a muy alta presión).

b. Estado líquido: El estado líquido tiende a mantener su volumen al aplicarle

pequeñas fuerzas, aunque fluya. el estado líquido es algo excepcional en la

naturaleza, donde casi todo el universo es un gas enrarecido (espacio

interestelar), con algunos cuerpos sólidos, o gaseosos muy comprimidos

por la gravedad (estrellas y demás astros). El estado sólido cristalino y el

estado gaseoso son fácilmente modelizables (orden total y desorden total,

respectivamente), pero el estado líquido es difícil de explicar. También es

difícil modelizar los sólidos amorfos y los gases densos; una masa pastosa,

si al ponerla en una taza y tratar de verter mancha la mesa antes de 100 s,

se dice que es un líquido; una masa fluida densa, se dice que es un gas si

no forma interfase con otro gas como el aire (debido a la baja difusividad, si

se vierte un gas más pesado que el aire, en una jarra, todo a presión y

temperatura ambiente, el gas pesado ocupará la parte de abajo como si

fuese un líquido, desplazando el aire, pudiendo luego verterse sobre otro

recipiente, como los líquidos).

Diagrama de fases del agua (H2O). Nótese la gran diferencia de aspecto que aparece al usar

escala logarítmica para la presión.

Nótese que la curva de equilibrio sólido-líquido es casi vertical

(ligeramente inclinada a la derecha para la mayoría de las sustancias, y

ligeramente inclinada a la izquierda para las pocas sustancias que contraen

al fundir (como el agua, el silicio.). Si se representa lnp en función de 1/T,

las curvas de presión de vapor son casi rectas.

c. Estado gaseoso: El estado gaseoso tiende a ocupar todo el volumen

disponible, sin interfases, pero con densidad dependiente del campo de

fuerzas existente (por eso los astros pueden retener atmósferas gaseosas).

El estado gaseoso (gas, Gr, chaos, atmosphere) es el más común en el

universo, mayoritariamente compuesto de átomos y pequeñas moléculas en

expansión libre. El campo gravitatorio en la Tierra es suficiente para retener

la atmósfera que conocemos, pero el de la Luna no ha sido suficiente.

La atmósfera terrestre es muy delgada (en menos de 6 km está más del

50% de toda su masa), con una densidad decreciente con la altura (según

la presión fluido-estática), y una composición muy uniforme; el aire seco

tiene 78% de N2 molar, 21% de O2, 0,9% de Ar, 0,04% de CO2 , y trazas

de otros gases, y la aire ambiente es una mezcla de aire seco y algo de

vapor de agua disuelto (entre el 0,1% y el 3% de H2O), más una serie de

partículas en suspensión (gotitas y cristalitos de agua, polvo y

microorganismos). Hay otros gases 'naturales' que se encuentran en el

subsuelo (gas natural), o disueltos en el océano, y muchos otros que se

generan en procesos naturales o artificiales (gases de fermentación, gases

de combustión, gases de síntesis, etc.).

Se notará que la práctica totalidad de los gases son mezclas gaseosas,

debido a su gran difusividad; en una primera aproximación (lo que se

conoce como ley de Dalton), cada componente se comporta como si

estuviera sólo a su presión parcial (producto de la presión por su fracción

molar), pero en este capítulo sólo consideraremos sustancias puras. Los

gases industriales pueden estar disponibles en varias formas (además de

libremente como el aire ambiente):

- Gas canalizado: Sólo el gas natural se comercializa canalizado

globalmente, ya que el coste en infraestructuras es muy grande.

- Gas licuado: Todos los gases cuya temperatura crítica sea superior

a la ambiente, se comercializa licuados en botellas y depósitos

presurizados (en equilibrio líquido-vapor, pues nunca se debe

trabajar con depósitos totalmente llenos de líquido por el efecto

piezotérmico).

- Gas comprimido: Los gases no licuables a temperatura ambiente

(N2, O2) se comercializa en botellas y depósitos a alta presión; aun

así, el transporte es muy ineficiente.

- Líquido criogénico: Los gases no licuables a temperatura ambiente

pueden licuarse a temperaturas criogénicas (el gas natural,

prácticamente CH4 puro, se transporta en barcos LNG en estado

líquido a 112 K).

- Gas disuelto o combinado: El caso típico es el acetileno, C2H2,

que se comercializa disuelto en acetona líquida, CH3COCH3, en

botellas rellenas de un sólido poroso, pues el acetileno puro a

presión se descompone explosivamente. La combinación del gas con

el agente aglutinante puede ser más o menos fuerte, desde la

disolución, a la adsorción en sólidos porosos (como el hidrógeno

adsorbido en hidruros metálicos), o a los clatratos (inclusiones de

moléculas pequeñas en una red cristalina).

Todos los gases condensan al disminuir suficientemente la temperatura,

normalmente a un estado líquido. Pero a presiones bajas lo hacen

directamente al estado sólido (se llama deposición).

Aunque todo gas cambia de fase al disminuir la temperatura, no todos

los gases cambian de fase al aumentar la presión, pues esto sólo ocurre si

están a temperatura inferior a la del punto crítico, en cuyo caso el estado

gaseoso suele llamarse estado de 'vapor'. El término 'presión de vapor' se

refiere a la presión de equilibrio bifásico líquido-vapor (o sólido-vapor) de

una sustancia pura a una cierta temperatura (la presión de vapor del agua a

15 ºC es de 1,7 kPa).

1.3.2. Diagrama de fase binario.

Cuando aparecen varias sustancias, la representación de los

cambios de fase puede ser más compleja. Un caso particular, el más

sencillo, corresponde a los diagramas de fase binarios. Ahora las variables

a tener en cuenta son la temperatura y la concentración, normalmente en

masa.

Hay punto y líneas en estos diagramas importantes para su caracterización:

- Sólido puro o disolución sólida: Mezcla de disoluciones sólidas

(eutéctica, eutectoide, peritéctica, peritectoide).

- Mezcla sólido – líquido: Únicamente líquido, ya sea mezcla de

líquidos inmiscibles (emulsión)o un líquido completamente

homogéneo.

- Mezcla líquido – gas: Gas (lo consideraremos siempre homogéneo,

trabajando con pocas variaciones da altitud).

En un diagrama binario pueden aparecer las siguientes regiones:

- Línea de liquidus: por encima de la cual solo existen fases líquidas.

- Línea de solidus: por debajo de la cual solo existen fases sólidas.

- Línea eutéctica y eutectoide: Son líneas horizontales (isotermas)

en las que tienen lugar transformaciones eutécticas y eutectoides,

respectivamente.

- Línea de solvus: que indica las temperaturas para las cuales una

disolución sólida (a) de A y B deja de ser soluble para transformarse

en (a)+ sustancia pura (A ó B).

Concentraciones definidas, en las que tienen lugar transformaciones a

temperatura constante:

- Eutéctica.

- Eutectoide.

- Peritéctica.

- Peritectoide.

- Monotéctica.

- Monotectoide.

- Sintéctica.

- Catatéctica.

Diagrama de fases de sistemas isomorfos

2. DIAGRAMA DE FASE DEL AGUA.

Realmente llamativo eso de que pueda existir hielo a más de 100ºC.

Probablemente sea conocido por muchos de nosotros un fenómeno llamado

supercalentamiento y su opuesto el superenfriamiento.

- Supercalentamiento: se produce cuando un líquido sobrepasa su

temperatura de ebullición sin pasar a estado gaseoso.

- Superenfriamiento: es lo mismo pero la fusión, es decir, un líquido

sobrepasa su temperatura de fusión sin congelarse.

Comencemos con el diagrama de fases.

En la Tierra a nivel del mar estamos habituados a ver que el agua se congela

a 0ºC y que se evapora a 100ºC. Esto se puede apreciar en la línea roja de la

gráfica, que indica la presión de una atmósfera.

a. El punto triple: (aquel en el que las tres fases conviven al mismo tiempo).

Para el caso del agua, este punto se encuentra a 0,01ºC y 0,006

atmósferas; es decir, está prácticamente a 0ºC y a una presión unas 165

veces más pequeña que la atmosférica. se define como 1 atmósfera una

presión equivalente a la presión de la atmósfera terrestre a nivel del mar.

Así pues, con las condiciones anteriores el agua líquida, el vapor de agua y

el hielo se encuentran presentes en la muestra simultáneamente.

b. Punto crítico: punto crítico se encuentra a unos 374ºC y a unas 218

atmósferas de presión. La Tierra tiene lugar en los volcanes submarinos,

donde la presión supera las 300 atmósferas y la lava emerge a una

temperatura superior a los 374ºC necesarios para tener un fluido

supercrítico. Fuera de nuestro planeta es bastante común en planetas

gaseosos gigantes, pero llamativamente también ocurre en nuestro vecino

Venus. Allí, su atmósfera se encuentra en un estado de líquido supercrítico

ya que tanto el dióxido de carbono como el metano, que suman casi el

100% del total, se encuentran en condiciones que superan ampliamente

sus límites de temperatura y presión críticos. Esto quiere decir que

realmente  ¡la atmósfera de Venus no es gaseosa!.

2.1. Propiedades del agua, el vapor y el hielo.

La sustancia pura más importante en termodinámica, y en cualquier

otra ciencia, es sin duda el agua, medio soporte de toda actividad vital, lo

que justifica sobradamente este análisis detallado de sus propiedades. No

hay que olvidar nunca que el agua natural siempre es una mezcla de agua

pura con sólidos, líquidos y gases disueltos (y a veces en suspensión). De

hecho, una de las propiedades básicas del agua es su gran poder

disolvente para los compuestos iónicos y para los covalentes polares (pero

baja solubilidad para moléculas no polares).

En condiciones ambientes, el agua pura es un líquido, y, si ya

sabemos que el estado líquido es el más raro en el universo, debería

sorprender que en nuestro planeta haya 1,5·1021 kg de agua líquida,

cubriendo un 71% de la superficie terrestre (de los elementos químicos,

sólo el Hg y el Br2 son líquidos a 15 ºC y 100 kPa). Pero lo que es aún más

sorprendente es que la molécula de agua, H2O, se comporta de manera

muy diferente a las demás de su misma forma; e.g. si se considera la serie

de compuestos binarios de

hidrógeno a lo largo del 2º periodo de la tabla de elementos, la serie

es (CH4, NH3O, y HF) y sus puntos de ebullición normal (112, 240, 373, y

293) kelvin, respectivamente (nótese el cambio en la tendencia), mientras

que a lo largo del grupo 16 de la tabla de elementos, la serie es (H2Se, y

H2Te) y sus puntos de ebullición normal son (373, 213, 232, y 269) kelvin,

respectivamente. Tanto en estado sólido, líquido como gaseoso, el agua

presenta siempre una ordenación a nivel microscópico en grupos

triatómicos (dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno) con una estructura

espacial concreta (Tabla 1). La molécula de agua es eléctricamente polar,

debido a su estructura no alineada, y si no fuera por el enlace de hidrógeno

(intermolecular) el agua sería un gas en condiciones ambientes, como todas

las moléculas pequeñas. A nivel macroscópico, las propiedades del agua se

resumen en la Tabla 2.

http://static.naukas.com/media/2012/01/diagrama-de-fases.png

2.2. Aplicaciones del diagrama de fase del agua.

a. Síntesis hidrotérmica: En síntesis hidrotérmica los mecanismos de

reacción se modifican por el hecho de presentarse las reacciones en

presencia de agua y condiciones de presión y temperatura cercanas al

punto crítico.

b. Conversión hidrotérmica: (de la biomasa) subcrítica de la biomasa se

desarrolla por un mecanismo de reacción de iones y radicales libres donde

se produce mayoritariamente reacciones de pirólisis, hidrólisis y

polimerización. Mediante este proceso se remueve oxígeno de la biomasa,

de esta forma aumenta el poder calorífico de los productos que muestran

propiedades semejantes a los hidrocarburos. Los principales productos de

la conversión hidrotérmica subcrítica de la biomasa y residuos de biomasa

son los furfurales y los ácidos carboxílicos. Los compuestos obtenidos

por conversión hidrotérmica de biomasa tienen un valor añadido que

supera al valor de la materia prima, pero es evidentemente fascinante la

idea de obtener estos productos a partir de residuos orgánicos y residuos

de biomasa, dada su generalidad y su bajo o nulo precio de compra.

c. Síntesis de catalizadores de tres vías: Usando agua supercrítica como

medio de reacción permite obtener materiales de tamaño nanométrico en

grandes cantidades en muy poco tiempo. Mediante esta técnica

medioambientalmente sostenible obtenemos productos con mejores

propiedades que los obtenidos por métodos convencionales.

d. Oxidación con agua supercrítica: La mezcla de la disolución

contaminante y oxígeno (aire) en condiciones supercríticas (374 °C y 221

bar) forma una única fase con lo que desaparecen las resistencias a la

transferencia de materia. Además como la tensión superficial es nula, el

O2 penetra en los poros más pequeños y puede oxidar a cualquier

sustancia. La velocidad de reacción de oxidación es muy elevada debido a:

- La elevada temperatura.

- Ausencia de resistencia difusional.

- Generación de radicales hidroxilo (·OH), de gran poder oxidante.

En estas condiciones los contaminantes orgánicos se destruyen con

una eficiencia de oxidación mayor que 99,99% en tiempos de contacto muy

breves que no requieren ningún tratamiento adicional de los productos

gaseosos. Los productos de la oxidación son dióxido de carbono y agua, a

excepción de los heteroátomos cloro y azufre que se transforman en los

correspondientes ácidos o sales.

Los inconvenientes de esta técnica son:

- La presencia en el residuo a tratar de grandes cantidades de sales

inorgánicas presentes o que durante el proceso se forman, ya que el

agua tiene un producto iónico muy bajo y las sales son insolubles en

ella.

- La alta corrosión ala que son sometidos los materiales de

construcción de los reactores debido a las severas condiciones de

reacción.

Los residuos tóxicos y peligrosos a los que se puede aplicar esta

técnica son: efluentes de la industria química o farmacéutica, agentes de

guerra química, propulsores de misiles, explosivos, lodos de depuración

y plaguicidas.

e. Oxidación de compuestos orgánicos peligrosos: El agua supercrítica es

miscible tanto con oxígeno como con compuestos orgánicos, con lo que se

puede lograr altos coeficientes de destrucción en un tiempo de residencia

en el reactor muy corto. En las condiciones de reacción (500-600 °C) la

producción de óxidos de nitrógeno, óxidos de azufre y dioxinas se reduce

notablemente comparando con otros métodos tradicionales de eliminación

de residuos tales como la incineración. Los principales productos de

oxidación son: ácido acético, alcoholes, óxidos de carbono y residuos

orgánicos. Para lograr una oxidación completa es necesario el uso de

catalizadores específicos. Una ventaja de este proceso es la ausencia de

formación de coque y de la inhibición del catalizador.

f. Tratamiento de aguas residuales procedentes de la destrucción de

envases de productos fitosanitarios: En este procedimiento se llevan a

cabo las reacciones de hidrólisis y oxidación de tres compuestos

representativos de herbicidas, insecticidas, fungicidas.

Se introducen innovaciones y mejoras en el tratamiento de envases

de productos fitosanitarios.

Consiste en un tratamiento de lavado de los envases que permiten

su reciclaje y, después el proceso de tratamiento de las aguas de lavado,

mediante oxidación con agua supercrítica, así se eliminan con una gran

eficiencia en tiempos de contacto muy breves los restos de los productos.

g. Como disolventes en reacciones orgánicas: El agua supercrítica sirve

como medio de síntesis selectivo ya que cada una de las rutas por las que

puede transcurrir la reacción se ve favorecida por unas condiciones de

presión y temperatura diferentes. Este fluido supercrítico no cambia el

mecanismo por efecto del cambio de disolvente, sino que el incremento de

la velocidad de reacción se debe a la homogeneización de los reactivos y

del catalizador en el medio supercrítico.

Las ventajas a destacar de usar agua supercrítica como disolvente

en reacciones orgánicas son:

- Reacciones de hidrólisis de un modo sencillo (Reciclado de

PET).

- Reacciones de catálisis básica sin base: Knoevenagel, Dieckman,

aldólica.

- Reacciones en catálisis básica sin ácidos: Friedel-Crafts, evitando

el empleo de AlCl3 que provoca corrosión en el equipo, la formación

de sales como subproductos, además de una separación de los

productos más sencilla.

- Se evita la presencia de un disolvente orgánico, lo cual factor muy

favorable para la industria de las fragancias.

h. Otras aplicaciones:

- Regeneración con agua supercrítica de carbones activados

agotados.

- Preparación de materiales carbonosos adsorbentes con agua

supercrítica.

2.3. Aplicación en la industria.

a. El agua supercrítica (374 °C y 221 bar):

- Baja tensión superficial por lo que puede penetrar fácilmente en

materiales sólidos poco porosos y disolver dentro de la matriz

insoluble los materiales que interesan extraer.

- Alta difusividad, le permite penetrar en las matrices sólidas mejor que

los disolventes convencionales.

- Baja viscosidad que le proporciona propiedades de flujo muy

favorables.

- Densidad elevada, muy adecuado para disolver sustancias. Además

la densidad se modifica de manera muy acusada con cambios de

temperatura y de presión.

- Tiene una constante dieléctrica similar a la de los disolventes

orgánicos.

- El producto iónico disminuye alcanzando un valor límite de 10-11.

- Tiene una polaridad similar a la acetona.

- Disuelve compuestos orgánicos.

- Disuelve sales.

- Los procesos transcurren en fase homogénea.

- Se facilita la separación del soluto (por enfriamiento).

- Cataliza reacciones ácido-base.

- Es capaz de eliminar residuos.

b. Recuperación del motor de agua través del hidrogeno.

Por más de un siglo el hidrógeno se ha considerado como un

combustible conveniente y limpio.

Puesto que puede obtenerse de una diversa gama de fuentes

domésticas, el hidrógeno podría reducir los costos económicos, políticos y

ambientales de los sistemas de energía. Por otra parte, en áreas urbanas, a

causa de la contaminación del aire, los costos relacionados con la

preservación de la salud son un problema creciente, tanto para las

sociedades desarrolladas como las que se encuentran en vías de

desarrollo.

El medio ambiente es en la actualidad no sólo una preocupación

social sino también un factor importante en la gestión empresarial. La

atención a los aspectos medioambientales en la empresa es una actitud

nueva, surgida en la última década y que crece lentamente.

En el largo plazo, el hidrógeno obtenido de fuentes renovables ofrece

un potencial de energía que sería sostenible en todos sentidos.

Con lo expuesto anteriormente, este proyecto busca fomentar el

conocimiento de energías renovables, la optimización de recursos, así

como el funcionamiento de los procesos químicos industriales y

tecnológicos

- Electrolisis del agua: Tomando de partida la consideración de que

la molécula de agua se disocia muy débilmente.

La electrólisis del agua consiste en su descomposición en hidrógeno

y oxígeno cuando la corriente eléctrica para a través de ella.

Para ello hay que hacer al agua conductora, a la que añadiremos un

electrolito NaOH (sosa cáustica). se disociará debido a sus propiedades

eléctricas.

Entonces tendrás un ión sodio unido al polo negativo de las

moléculas de agua, por una unión muy débil, un ión hidróxido de la misma

forma, agua y en proporciones muy pero muy pequeñas, otro ion, llamado

ion hidrónio, que no se conoce porqué se produce pero está presente en

este tipo de soluciones.

- Etapas y diagramas: