Transiciones de Fase

Ya sea sólido, líquido o gas, el estado de una sustancia depende del orden y la disposición de sus partículas (átomos, moléculas o iones). Las partículas en el sólido se empaquetan juntas, generalmente en un patrón. Las partículas vibran sobre sus posiciones fijas pero no se mueven ni se desplazan entre sus vecinas. En los líquidos, aunque las partículas están muy espaciadas, están dispuestas aleatoriamente. La posición de las partículas no es fija, es decir, son libres de moverse y desplazarse entre sus vecinas para ocupar diferentes lugares. Debido a que las partículas están juntas en los estados sólido y líquido, éstos se denominan estados condensados o fases condensadas. En estos estados, las sustancias presentan fuerzas intermoleculares relativamente fuertes. En los gases, las fuerzas de atracción intramolecular son débiles. Las partículas de un gas no están restringidas por sus vecinos; las partículas son libres de moverse y, en condiciones normales, están separadas por grandes distancias.

La energía interna de una sustancia—la energía cinética total de todas sus moléculas—depende de la magnitud de las fuerzas intermoleculares en las fases condensadas y de la presión ejercida sobre la sustancia. La energía interna de una sustancia es la más alta en el estado gaseoso, la más baja en el estado sólido e intermedia en un líquido.

Las transiciones de fase son causadas por cambios en las condiciones físicas, como la temperatura y/o la presión, que afectan la magnitud de las fuerzas intermoleculares. Por ejemplo, la adición de calor a una sustancia hace que la energía térmica de sus partículas (o la energía cinética) aumente, superando las fuerzas de atracción intermolecular entre ellas. Un sólido se funde cuando su temperatura sube hasta el punto en el que las partículas vibran lo suficientemente rápido como para salir de sus posiciones fijas. Esta transición de fase se denomina fusión, y el punto en el que se produce es el punto de fusión del sólido. A medida que la temperatura aumenta aún más, las partículas se mueven más rápido hasta que finalmente se escapan al estado gaseoso. Es la vaporización, y el punto en el que se produce es el punto de ebullición del líquido.

El punto de transición de fase y el cambio de energía asociado con la transición dependen de las fuerzas intermoleculares que existen en la sustancia. A una presión determinada, las sustancias con fuerzas intermoleculares más fuertes requieren mayor energía para superarlas y, por lo tanto, experimentan cambios de fase a temperaturas más altas. La energía requerida para causar la transición de fase completa de un mol de una sustancia sin un cambio en la temperatura se llama calor molar o entalpía molar de esa transición. Por ejemplo, la energía requerida para vaporizar un mol de un líquido se llama entalpía molar de la vaporización.

Las transiciones que ocurren al absorber de energía son exotérmicas y sus valores de entalpía son negativos. Por otro lado, las transiciones que ocurren al liberar energía son endotérmicas, y sus valores de entalpía son positivos. Por ejemplo, mientras que la entalpía molar de la vaporización es positiva, la entalpía molar de la condensación es negativa.

Debido a que una sustancia se transforma molécula por molécula de una fase a otra, durante una transición de fase, las dos fases coexisten; y la temperatura de la sustancia permanece constante, a pesar del suministro continuo de calor. Una vez finalizada la transición del volumen, la temperatura de la sustancia aumenta.

Cuando las transiciones de fase se producen en un sistema cerrado, las transiciones opuestas se producen a velocidades iguales, lo que conduce a un estado de equilibrio dinámico.