La temperatura de saturación se define como la temperatura a la que una sustancia pura, digamos agua, cambia de fase, a una presión fija . Entonces, el agua hierve a 100 ⁰C, si la presión externa se mantiene constante en 101,3 kPa (1 atm). A 12,35 kPa, el agua hierve a 50 °C, lo que indica que existe una dependencia entre la presión y la temperatura en los puntos de saturación, pero ¿esta dependencia del pt se debe únicamente a la presión? es decir, ¿podemos mantener la presión fija en 1 atm y seguir hirviendo agua a una temperatura distinta de 100 °C, aumentando el suministro de calor y, por lo tanto, aumentando la temperatura?
Además, ¿es esta dependencia presión-temperatura una consecuencia de la regla de la fase de Gibbs?
Supongo que no puede aumentar la temperatura del fluido mientras mantiene la presión constante cuando está hirviendo. La temperatura se fija una vez que se fija la presión determinada por la curva de presión de vapor del fluido. En la práctica, es más factible, como dices, ajustar la presión. Por ejemplo, en una cocción a alta presión, el peso se usa para ajustar la presión y, por lo tanto, aumenta la temperatura de cocción (ebullición).
No, mientras la presión permanezca igual, el punto de ebullición seguirá siendo el mismo. La presión y la temperatura son proporcionales, por lo que si aumenta la presión, aumenta la temperatura, disminuyendo la cantidad de energía requerida para hervir el líquido, por lo que disminuye el punto de ebullición, por lo que la presión y el punto de ebullición son inversamente proporcionales.
No estoy seguro acerca de la regla de la fase de Gibbs.
Berto Barrois