1.-CLASIFICACIÓN DE LA REACCIONES QUÍMICAS

A- SEGÚN LA COMPLEJIDAD:a) SIMPLES.- Cuando existe una sola ecuación o reacción estequiométrica entre reactivos

y productos.

De la forma: A +B R

Ejemplo: 2H2 (g) + O2(g) --------> 2H2O (l)

b) COMPLEJAS O MÚLTIPLES.- Una reacción química compleja es aquella que está compuesta por varias etapas de reacciones elementales. Una reacción compleja debe ser descrita a través de un mecanismo de reacción, que explica paso a paso las reacciones elementales que la componen. Si una reacción química tiene al menos un compuesto intermedio, y dos etapas, ya podemos decir que es una reacción compleja.De la forma: A B , BC

Ejemplo: Rx global:

Mecanismo de Reacción:

REACCIONES QUIMICAS

COMLEJIDAD

SIMPLES

COMPLEJOAS

ISOTERMICO

ISOTERMICO NO ISOTERMICO

EXOTERMICA

ENDOTERMICA

AGENTES

CATALITICO

NO CATALITICO

DOMINIO

ORGANICA INORGANICA

SINTESIS

DESCOMPOSICION

DESPLAZAMIENTO

DOBLE DESPLAZAMI

ENTO

NATURALEZA

NUCLEAR

FISION

FUSION

QUIMICA

BIOLOGICA

ENZIMATICA

MICROORGANISMOS

EQUILIBRIO

IRREVERSIBLE

REVERSIBLE

B- ISOTÉRMICO a) ISOTÉRMICO.-Es aquella reacción que no necesita energía , por lo que su reacción es

espontánea. Se deduce una energía de gibbs G≤0

b) NO ISOTÉRMICO:1) EXOTÉRMICO.-Aquella reacción que disipa calor debido a que diferencia de

entalpias total es :  ΔH<0 Ejemplo: Fe2O3 + 2Al --> 2 Al2O3 + 2Fe + calor

2) ENDOTÉRMICO.-Aquella reacción que absorbe calor para lograr reaccionar, por lo que su ΔH>0.Ejemplo: 2NaHCO3 + energía (calor) -> Na2CO3 + H2O + CO2

C- AGENTES

a) CATALÍTICO.- Es aquella reacción en la cual interviene un catalizador. Los catalizadores generalmente reaccionan con uno o más de los reactivos para formar productos intermedios que, posteriormente, conducen al producto final de reacción. En el proceso se regenera el catalizador. El siguiente esquema es típico de una reacción catalítica, donde C representa el catalizador, X e Y son los reactivos, y Z es el producto de la reacción de X e Y:

X + C → XC (1)

Y + XC → XYC (2)

XYC → CZ (3)

CZ → C + Z (4)

Los catalizadores funcionan proporcionando un mecanismo (alternativo) que involucra un estado de transición diferente y una menor energía de activación, es decir, aceleran la reacción química (reduciendo el tiempo de reacción).

Ejemplo:

D- DOMINIO:a) ORGÁNICA.- Las reacciones orgánicas son reacciones químicas que involucran al

menos un compuesto orgánico como reactivo. Los tipos básicos de reacciones químicas orgánicas son reacciones de adición, reacciones de eliminación, reacciones de sustitución, y reacciones orgánicas redox.Se clasifican de la siguiente manera:1) Reacciones de sustitución.- Son aquella en las que un átomo o grupo de átomos se

sustituyen por otro grupo o átomo similar. Normalmente se producen en alcanas sustituidos por un halógeno:Ejemplo:

2) Reacciones de adición.- Son aquellas en la que un alqueno, que posee un doble enlace, rompe dicho enlace y en su lugar añade un átomo o grupo de átomos. En algunas ocasiones también pueden realizar estas reacciones los alquinos, en cuyo caso se destruye el triple enlace y se pasa a un doble enlace.Ejemplo:

 

3) Reacciones de eliminación.- Son las reacciones opuestas a la adición, en estas reacciones se elimina un átomo o grupo de átomos y se forma en ese lugar un doble enlace. Estas reacciones las sufren entonces alcanos sustituidos con un halógeno, un OH- que se eliminarán para formar un alqueno. Este tipo de reacciones se dan en medio básico.Ejemplo:

4) Reacciones de Condensación.- Son las que se dan cuando dos moléculas se unen para formar un nuevo compuesto liberando un átomo o grupo de átomos. La reacción de condensación más importante es la que se produce entre un ácido y un alcohol para producir un éster y liberar agua.Ejemplo:

b) INORGANICA.- 1) REACCIÓN DE SÍNTESIS.- Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo.

De la forma: A+B AB

Ejemplo : Na2O(s) + H2Ol) 2Na(OH)(ac)

2) REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN.-En estos tipos de reacción un solo reactivo se convierte en productos; generalmente debido a un intercambio de calor.

De la forma: AB A+B

Ejemplo: 2Li(OH) (ac) Li2O(s) + H2O(v)

3) REACCIÓN DE DESPLAZAMIENTO O SIMPLE SUSTITUCIÓN.- Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.

De la forma: A+ BCAC+BEjemplo:

4) REAC4) REACCIÓN DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O DOBLE SUSTITUCIÓN.- Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de

otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.De la forma: AB+ CD AD + BCEjemplo:

E- POR SU NATURALEZA:

a) REACCIONES NUCLEARES.-

1) Fisión Nuclear.-

2) Fusion Nuclear.-

b) Reacciones Químicas.- Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos.

Ejemplo: CH4(g) + 2O2(g)  →    CO2 (g) + 2 H2O (g)

F- BIOLÓGICA:

a) ENZIMÁTICA.- En esta reacción interviene una enzima que hace la vez de un catalizador de origen natural. La enzima interviene en el proceso de reacción facilitando el proceso, ya que aumenta el número de choques en la orientación adecuada, y que los sustratos se mantengan juntos más tiempo, además de intervenir facilitando la transformación. De esta manera, las enzimas consiguen incrementar las velocidades de reacción en millones de veces. La velocidad de reacción puede aumentarse de manera muy importante por la acción de los enzimas. Los enzimas intervienen en el proceso aumentando la velocidad de reacción debido a que:

Los choques entre el agua y la sacarosa se facilitan porque la enzima es muy grande comparado con los sustratos, sacarosa y agua.

El enzima establece interacciones con los sustratos, en forma de fuerzas intermoleculares, dirigiendo de esta manera los choques de los sustratos entre si y la enzima.

Al establecerse fuerzas de atracción entre la enzima y los sustratos éstos se mantienen juntos y durante más tiempo, con lo que se aumenta la velocidad de reacción.

Además la reacción se facilita, ya que la enzima interviene en el proceso de transformación.

b) DONDE INTERVIENEN MICROORGANISMOS.-Los microorganismos actúan en medio acuoso por lo que la reacción es heterogénea.

2) EQUILIBRIO QUÍMICO:

Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

ley de acción de masas. Constante de equilibrio (Kc)

Para una reacción cualquiera (a A + b B + .... ⇌ c C + d D + ...) se define la constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:

siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y productos).Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto.En la reacción anterior: H2 (g)+ I2 (g) ⇌2 HI (g)

El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H2 (g) + ½ I2(g) ⇌HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior.La constante KC cambia con la temperatura.

¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.Ejemplo:En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de H2(g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC.

En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B ⇌ c C + d D, se observa la constancia de Kp viene definida por:

En la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)

De la ecuación general de los gases: se obtiene:

Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases

donde Dn = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)

Ejemplo:

Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (KC = 1,996 ·10–2 M–2)

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Dn = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2

KP = Kc x (RT)Dn =1,996 x 10-2 mol-2·l2 (0,082 atmxl x·mol-1xK-1 x1000 K)-2

COCIENTE DE REACCIÓN (Q)

En una reacción cualquiera: a A + b B ⇌ c C + d D se llama cociente de reacción a:

Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.

· Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.

· Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con KC.

· Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con KC.

Ejemplo:En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2  a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) ⇌H2(g) I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?

a)   Como Q > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda.

Principio de Le Chatelier. Variaciones en el equilibrio.

“Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”.

      D[reactivos] > 0                

      D[reactivos] < 0                

      D[productos] > 0                

      D[productos] < 0                

      DT > 0 (exotérmicas)        

      DT > 0 (endotérmicas)      

      DT < 0 (exotérmicas)        

      DT < 0 (endotérmicas)      

      Dp > 0 Hacia donde menos nº moles de gases.

      Dp < 0 Hacia donde más nº moles de gases.

3.- EQUILIBRIO DE FASES

Recordemos que cualquier sistema evoluciona de forma espontánea hasta alcanzar el equilibrio, y que es posible determinar si un sistema está en equilibrio con su entorno si la Suniverso o si las funciones de estado del sistema U, H, A y G permanecen constantes con el tiempo. En caso contrario analizando como variarían estas funciones de estado se puede determinar en que sentido evolucionará el sistema, para lo cual se emplean las ecuaciones de Gibbs.

Así, la condición de equilibrio material en un sistema compuesto por varias fases y especies

es , condición que se cumple cuando no hay cambios macroscópicos en la composición del sistema, ni transporte de materia de una fase a otra del sistema.

¿Como se alcanza el equilibrio material entre fases?

Supongamos que tenemos dos fases en equilibrio térmico y mecánico, y que ambas fases contienen el componente i. Si una cantidad dni moles de sustancia fluyen espontáneamente de la fase α a la fase β, debe ser porque con ese flujo G se

minimiza:

Lo que aplicado a un sistema en equilibrio térmico y mecánico constituido por dos

fases: . Como por otra parte, el flujo de ni moles entre las fases implica

que , se tiene que:

Como dni se ha definido como un valor positivo, (cantidad de moles de sustancia i que llegan a la

fase β, el flujo de materia se debe a que , alcanzándose el equilibrio material cuando los

potenciales químicos de la sustancia son iguales en las dos fases:

Luego podemos decir: En un sistema cerrado en equilibrio termodinámico, el potencial químico de un componente dado es el mismo en todas las fases en las que el componente está presente.

Para describir el estado de equilibrio de un sistema de varias fases y diversas especies químicas deberemos conocer el número de variables intensivas independientes que definen el sistema. Para conocer este número se aplica la regla de las fases : L=C-F+2; donde L es número de variables intensivas independientes (grados de libertad), C el número de componentes químicos del sistema, y F el número de fases presentes en el sistema

Cuando en el sistema pueden ocurrir una o varias reacciones químicas (r), entonces el número de variables intensivas independientes se reduce en el número de reacciones que ocurren y la regla de las fases se transforma en: L=C-F+2-r

Pero además si en el sistema existen relaciones debidas a la estequiometría o de conservación de la electroneutralidad del sistema, el número de variables intensivas independientes se reduce en un número correspondiente a estas relaciones que llamaremos a. La regla de las fases con todas estas restricciones queda definida por la siguiente ecuación: L=C-F+2-r-a

Ejemplos de la aplicación de la regla de las fases.

Calcular el número de grados de libertad que definen un sistema compuesto por sacarosa sólida en equilibrio con una disolución acuosa de sacarosa.

El número de componentes = número de especies químicas diferentes, en este caso será 2, la sacarosa y el agua. Por lo tanto C = 2

El número de fases = tendremos dos fases, la disolución de sacarosa que será una fase líquida y la sacarosa sólida. Por lo tanto F = 2

No existen ni reacciones ni relaciones entre los componentes por lo tanto el número de grados de libertad será: L=2-2+2=2

Es decir con dos variables independientes podremos definir el sistema, estas dos variables pueden ser por ejemplo la presión y la temperatura, ya que a una (P,T) dada la solubilidad de la sacarosa sólo tiene un valor posible, y es el que determina la concentración de sacarosa en agua.

Calcular el número de grados de libertad para una mezcla gaseosa de N2, H2 y NH3 que no reaccionan entre si.

C = 3, las tres especies químicas diferentes.

F = 1 una única fase gaseosa

No existen relaciones entre los componentes del sistema, luego L=3-1+2=4

DIAGRAMA DE FASES PARA SISTEMAS DE UN COMPONENTE.

Vamos a centrarnos en el estudio del equilibrio de fases en sistemas formados por un solo componente. Para especificar el estado termodinámico de un sistema formado por una sustancia pura el número variables intensivas independientes que hay conocer (grados de libertad) es:

Si hay presente una fase, L=1componente-1fase+2=2 variables, es necesario especificar por ejemplo la P y la T

Si hay presente dos fases, L=1componente-2fases+2=1 variable, es necesario especificar sólo P o T

Si hay presente tres fases, L=1componente-3fases+2=0 variables

Por tanto podemos representar cualquier estado de equilibrio del sistema formado por una sustancia pura mediante un punto en un diagrama bidimensional de presión-temperatura. Este

diagrama se denomina diagrama de fases. Un ejemplo del diagrama de fases de una sustancia pura se muestra en la figura

En el diagrama de la figura las líneas AB, BD y BC corresponden a valores (P,T) en las que coexisten dos fases:

En AB coexisten en equilibrio sólido y gas. La curva AB es la curva de presión de vapor del sólido

En BD coexisten en equilibrio sólido y líquido.

En BC coexisten en equilibrio líquido y gas.

El punto B marca los valores de P y T en los que coexisten tres fases, sólido, líquido y gas, y se denomina Punto Triple. Este punto, que indica la temperatura mínima a la que el líquido puede existir, es característico de cada sustancia, y puede emplearse como referencia para calibrar termómetros.

El punto C indica el valor máximo (PC,TC) en el que pueden coexistir en equilibrio dos fases, y se denomina Punto Crítico. Representa la temperatura máxima a la cual se puede licuar el gas simplemente aumentando la presión. Fluidos con T y P mayores que TC y PC se denominan fluidos supercríticos

EQUILIBRIO DE FASES EN SISTEMAS MULTICOMPONENTES.

Vamos a tratar brevemente las propiedades y el equilibrio de fases de sistemas con varios componentes, dado el interés que estos tienen en química, biología, ciencia de materiales etc., si bien por sencillez analizaremos sólo sistemas formados por dos componentes.

Equilibrio líquido-líquido en mezclas binarias.

Si consideramos la mezcla a P y T constante de dos líquidos A y B, en cantidades nA y nB, esta se producirá cuando G disminuya, es decir cuando la energía libre de la mezcla sea menor que la energía libre de los dos componentes puros. Así si definimos la energía libre de mezcla ΔGmezcla como el cambio en la energía libre del sistema al llevar a cabo el proceso de

mezclar ambos líquidos: , y por mol de

mezcla: , que debe ser < 0 para que el proceso tenga lugar.

La ΔGmezcla, a T y P constantes, puede variar con la composición del sistema (con la fracción molar de sus componentes), según se representa esquemáticamente en la figura:

En (a) la ΔGmezcla es negativa en todo el rango de composición, por lo que ambos líquidos son totalmente miscibles a la presión y temperatura implicadas.

En (b) ΔGmezcla >0, por lo que ambos líquidos son inmiscibles, a la P y T de trabajo En (c) se representa una situación más compleja. ΔGmezcla <0, luego ambos líquidos son

miscibles. Sin embargo, si la mezcla tiene una composición entre χ1 y χ2, ΔGmezcla es menor si el sistema se separa en dos fases, de composición χ1 y χ2 respectivamente. Se habla en este caso de que a la P y T de trabajo los líquidos son parcialmente miscibles. Los líquidos son miscibles en composición χ<χ1 y χ>χ2, pero no en composiciones intermedias.

Equilibrio líquido-gas de mezclas binarias.

Hemos visto que a una T y P dadas, en un sistema constituido por dos fases (ej. líquido y gas) de una sustancia pura, el equilibrio termodinámico se produce cuando los potenciales químicos de la

sustancia son iguales en ambas fases: . En el caso de una mezcla homogénea de varias sustancias, disolución, el equilibrio material se produce igualmente cuando los potenciales químicos de cada una de las sustancias son iguales en ambas fases.

Por sencillez, vamos a considerar que las sustancias que forman la mezcla binaria en fase gaseosa se comportan como gases ideales, y que en fase líquida constituyen una disolución ideal (los dos componentes líquidos son estructuralmente y químicamente muy similares, de forma que las interacciones moleculares soluto-disolvente, soluto-soluto y disolvente-disolvente son iguales).

Una característica de las disoluciones ideales es que a una temperatura dada, cada componente de la disolución ejerce una presión de vapor que es proporcional a su fracción molar en la fase líquida (χi) y a la presión de vapor del componente puro a esa temperatura (Pi

*), (Ley de

Raoult):

o Relaciones presión-composición y temperatura-composición en disoluciones ideales

Si la disolución es ideal, ambos componentes obedecen la ley de Raoult, luego la presión total es una función lineal de la fracción molar de cualquiera de los dos componentes en la fase líquida (χi):

Para conocer la relación entre la presión total del sistema y la composición del vapor, basta suponer el comportamiento ideal del gas: la presión parcial de cada gas (P i) será igual a la presión total (P) por su fracción molar (yi), es decir, se cumple la ley de

Dalton , por tanto la composición del gas se relaciona con la composición del

líquido por la expresión: . Por lo que la relación entre la presión del gas y su composición vendrá dada por:

El conocimiento de la relación entre la P del sistema y la composición de las dos fases, líquida y gas, permite dibujar el diagrama de fases a T constante:

o Por encima de la línea de vaporización, ej. en el punto A, sólo existe fase líquida.

o Por debajo de la línea de condensación, baja presión, sólo existe fase gas.

o La región entre las dos curvas es bifásica, coexisten en equilibrio líquido y vapor.

En el punto B la mezcla se separa en una fase líquida y otra gaseosa, cuya composición se determina trazando la llamada línea de equilibrio, que representa la presión del sistema y pasa por el punto B. La línea de equilibrio corta la línea de vaporización en el punto L, cuya abcisa determina la composición de la fase líquida x2. La línea de equilibrio corta la línea de condensación en el punto V, cuya abcisa determina la composición de la fase gas y2.

Relaciones presión-composición y temperatura-composición en disoluciones no-ideales

Muy pocos sistemas forman disoluciones ideales en todo el rango de composición, aunque todas se aproximan al comportamiento ideal cuando están suficientemente diluidas. De hecho se habla de disoluciones diluidas ideales (o idealmente diluidas) cuando la fracción molar del disolvente se aproxima a la unidad, de forma que las moléculas de soluto sólo interaccionan con el disolvente dada su dilución.

En el diagrama anterior se observa como en el caso de una disolución ideal el vapor se enriquece en el componente más volátil (P*

2>P*1 luego a una T y P dada, y2>

x2).

Si representamos a P constante, el diagrama de fases temperatura-composición, se observa como la línea de vaporización no es una recta, y que la curvatura de la línea de condensación está invertida respecto al diagrama de fase isotérmico, ya que si P*

2>P*1, T*

V2<T*V1

El modelo de disolución ideal implica que las interacciones entre los componentes de la disolución son idénticas, sin embargo en la mayor parte de los casos, las interacciones intermoleculares en la disolución son más débiles que en los líquidos puros, lo que implica que "las moléculas pueden pasar a la fase gaseosa con mayor facilidad". En estos casos, Pi> Piideal, o lo que es lo mismo γi>1. El sistema presenta una desviación positiva de la Ley de Raoult.

EQUILIBRIO DE FASES ENTRE SOLIDOS Y LÍQUIDOS

Sean A y B dos sustancias totalmente miscibles en fase líquida y completamente inmiscibles en fase sólida. La mezcla de cantidades arbitrarias de los líquidos A y B origina un sistema monofásico que es una disolución de A y B. Como los sólidos A y B son completamente insolubles entre sí, el enfriamiento de la disolución líquida de A y B ocasiona que A o B se congelen, abandonando la disolución.

Para un sistema de dos componentes, el número máximo de grados de libertad es 3. Este resultado nos indica que sería necesario construir una gráfica de tres dimensiones para hacer una representación completa de las condiciones de equilibrio (T, P, x i), donde xi es la composición de uno de los componentes. Pero en este caso la presión no hace mucho efecto sobre el sistema (además la presión se mantiene constante en la fusión) por lo que los grados de libertad disminuyen y la regla de fases queda:

F=C−P+1

Para construir un diagrama de fases se tiene que construir primero curvas de enfriamiento de sistemas de diferente composición.

La Fig. 1 representa la curva de enfriamiento de una mezcla simple. (a) La solución líquida comienza a enfriarse, disminuyendo así su temperatura a cierta velocidad. (b) A cierta temperatura comienza a separarse un sólido formado por alguno de los componentes puros. El congelamiento es exotérmico disminuyendo la velocidad de enfriamiento. A medida que el sólido se separa, la composición del líquido se hace más rica en el otro componente disminuyendo su temperatura de fusión. Cuando la solución alcanza una cierta composición (la composición eutéctica) el sistema se solidifica como si se tratase de una sustancia pura y la temperatura se mantiene constante (c-d).

Figura 2. Diagrama de fase sólido-líquido cuando existe miscibilidad total en fase líquida e inmiscibilidad total en fase sólida

En la figura 2 se muestra que en el límite de baja temperatura existe una mezcla bifásica del sólido puro A y del sólido puro B, ya que los sólidos son inmiscibles. En el límite de temperatura alta, existe una sola fase formada por la disolución líquida de A y B, ya que ambos son miscibles. Viendo el enfriamiento de una disolución de A y B, cuya concentración XA, 1 sea cercana a 1 (lado derecho del diagrama). Se alcanza una temperatura a la que el disolvente A comienza a congelarse, originando una región de dos fases con el sólido A en equilibrio con una disolución liquida de A y B Esta curva es la CFGE, en la que se ve el descenso de la temperatura de congelación de B por la presencia de A. La curva DE, de la misma manera, muestra el descenso del punto de congelación de A por la presencia del soluto B. Si se enfría una disolución líquida con XB, 1 cercano a 1, (lado izquierdo de la figura) provocará que la sustancia pura B se congele. Las dos curvas del punto de congelación se interceptan en el punto E. Este punto es llamado punto eutéctico. (Que funde fácilmente).

Para conseguir una idea aproximada de la forma de las curvas DE y CFGE, se asume la idealidad de las mezclas y se desprecia la dependencia de la temperatura de la entalpía de fusión de A y de B. La ecuación que incluye las aproximaciones para las curvas es la siguiente, deducida a partir de la ecuación de Clapeyron:

lnx=¿

Donde:

T f∗¿ = temperatura de fusión del sólido puro

T c∗¿ = temperatura de congelación del sólido puro

X = fracción molar del sólido

∆ H fus¿ = entalpía de fusión del sólido puro

R = constante de los gases ideales

DIAGRAMAS TERNARIOS