I concetti di punto critico e punto triplo si riferiscono a specifiche condizioni delle sostanze in relazione ai loro stati di fase. Temperature, pressioni e volumi speciali caratterizzano il punto critico, noti rispettivamente come temperatura critica, pressione critica e volume critico.
Punto critico e fase gassosa
Indice Articolo
Il punto critico di una sostanza, identificato dal fisico e ingegnere francese Charles Cagniard de la Tour nel 1822, rappresenta la temperatura e la pressione massime alle quali una sostanza può coesistere in fase gassosa e liquida. In tale punto, l’applicazione di ulteriore pressione o calore non provoca alcun cambiamento di stato.
Questo punto critico è considerato unico e distintivo all’interno del diagramma di fase, insieme al punto triplo. Quest’ultimo definisce la condizione in cui, a un preciso valore di pressione e temperatura, coesistono le fasi solida, liquida e gassosa.
Diagrammi di fase e loro significato
Le sostanze pure possono manifestarsi in tre fasi: solido, liquido e gassoso, a specifiche temperature e pressioni. Le variazioni in temperatura o pressione possono far sì che una sostanza cambi fase. I diagrammi di fase illustrano queste transizioni e l’equilibrio delle sostanze pure.
Questi diagrammi evidenziano le aree monofase per le tre condizioni – solido, liquido e vapore – e le regioni bifase, dove due stati coesistono in equilibrio. Ad esempio, se una sostanza si trova in equilibrio liquido-vapore, ciò indica che le fasi di vapore e liquido esistono contemporaneamente. Se i parametri della sostanza non si trovano lungo le linee del diagramma, questa sarà in uno stato monofasico, potendo apparire come solido, liquido oppure gas.
Le curve che uniscono le diverse fasi bifase sono denominate: curva di vaporizzazione (tra liquido e gas), curva di fusione (tra solido e liquido) e curva di sublimazione (tra solido e gas). All’interno del diagramma, entrambi i punti critici e tripli sono situati all’inizio e alla fine della curva di vaporizzazione. Con l’aumento della temperatura, si giunge a un punto in cui le fasi liquida e gassosa non possono più essere distinte; a questo punto si parla di temperatura critica e pressione critica, individuando così il punto critico stesso.
Nel contesto del punto critico, non si richiede l’aggiunta di energia per trasformare un liquido in gas, poiché entrambe le fasi hanno indicativamente la stessa densità. Qualsiasi combinazione di pressione e temperatura oltre questo punto genera un fluido supercritico.
Curve di Andrews e gas reali
Le curve di Andrews forniscono una rappresentazione nel piano pressione-volume del comportamento di una sostanza nella transizione tra liquidità e gas. La legge di Boyle, che stabilisce la relazione inversa tra volume e pressione di un gas a temperatura costante, è nota come legge isoterma.
Matematicamente, la legge di Boyle si esprime come pV = costante. In un diagramma pV, questa relazione si traduce in un’iperbole equilatera, derivata da osservazioni sperimentali. Tuttavia, con i gas reali, il comportamento tende a deviare dai principi ideali, avvicinandosi a tale idealità solo a temperature elevate e basse pressioni.
Nel 1877, il fisico Andrews identificò temperature critiche per ciascun gas, condizione al di sopra della quale non è possibile liquefare il gas, indipendentemente dalla pressione applicata. Le isoterme di 21.5 °C mostrano che la liquefazione inizia in un punto iniziale e termina in un punto finale, con un tratto orizzontale che diminuisce per temperature più elevate, restringendosi fino a raggiungere il punto critico.
Transizione di fase in miscela di liquidi
Utilizzando una miscela di due liquidi parzialmente miscibili, è possibile osservare il passaggio da un sistema monofase a uno bifase e viceversa. Questi liquidi A e B non si mescolano completamente in tutte le proporzioni a tutte le temperature, risultando in due fasi distinte, oppure in una fase unica, a seconda della temperatura.
Questi due liquidi possono rimanere immiscibili su un’ampia gamma di composizioni fino a una certa temperatura. Una volta riscaldata la miscela, il volume di una fase tende ad aumentare a scapito dell’altra. Allorché si raggiunge la temperatura di transizione per una specifica composizione, le due fasi diventano indistinguibili.
Il punto critico di questo fenomeno si determina attraverso un diagramma temperatura-composizione, dove la distinzione tra fasi coesistenti scompare. Connettendo i punti di inizio e fine della liquefazione, si forma la curva campana di Andrews che indica il comportamento della miscela.
A livello molecolare, il comportamento osservato corrisponde a molecole che si avvicinano, la cui energia cinetica supera le interazioni collegiali. Esempi di tali sistemi includono la miscela di cicloesano e anilina, mentre un sistema con un punto critico inferiore mostra miscibilità totale sotto la temperatura critica, come nella miscela di acqua e trietilammina.
