1. ESTADOS DE LA MATERIA
La teoría cinética molecular se utiliza para explicar el comportamiento de sólidos,
líquidos y gases en función del movimiento constante y aleatorio de sus moléculas. La
distancia entre las moléculas gaseosas son tan grandes (comparadas con su tamaño) que
a las temperaturas y presión ordinarias no hay interacción entre ellas. Debido a que en
los gases hay mucho espacio vacío, los gases se comprimen con facilidad. Las fuerzas
débiles que operan entre los gases le permiten llenar el volumen del recipiente que lo
contiene.
Los líquidos , en cambio, tienen las moléculas más juntas, hay poco espacio vacío entre
ellas y por ello son más difíciles de comprimir y son más densos que los gases. En los
líquidos como existen fuerzas de atracción tienen un volumen definido, sin embargo
como tienen libertad de moverse, el líquido puede fluir, derramarse y adaptarse a la
forma del recipiente.
En un sólido, las moléculas ocupan una posición rígida y prácticamente no tienen
libertad para moverse. En un sólido hay menos espacio entre las moléculas por eso no
son compresibles y tienen forma y volumen definidos. Con algunas excepciones (como
la del agua) la densidad de la forma sólida es mayor que la del líquido para una
sustancia dada.
Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Estas fuerzas
suelen ser más débiles que las intramoleculares y son las responsables del
comportamiento de los líquidos y sólidos fundamentalmente.
En general, los puntos de ebullición de las sustancias reflejan la magnitud de las fuerzas
intermoleculares, ya que se debe suministrar suficiente energía para vencer las fuerzas
de atracción entre las moléculas para que entren a la fase vapor.
El mismo principio se aplica para el punto de fusión de las sustancias. En general los
puntos de fusión de la sustancia aumentan con la intensidad de las fuerzas
intermoleculares.
Fuerzas dipolo-dipolo: Son las fuerzas de atracción entre moléculas polares, es decir,
entre moléculas que poseen momentos bipolares. Son parte de lo que se llaman fuerzas
de van der Waals. Su origen es electrostático y a mayor momento bipolar, mayor será
la fuerza.
Fuerzas ion-dipolo: Se producen entre un ion (ya sea catión o anión) y una molécula
polar. La intensidad depende de la carga y tamaño del ión, así como del momento
bipolar de la molécula. La hidratación, es un ejemplo de interacción ión-dipolo en el
cual cada ión está rodeado por varias moléculas de agua.
Fuerzas de dispersión: Son las fuerzas que se producen entre moléculas no polares
cuando se le acerca un ión o molécula polar. La proximidad de iones o moléculas
polares distorsionan la distribución electrónica generando un dipolo inducido. La
probabilidad de generar un dipolo inducido depende no solo de la carga del ióno de la

2. fuerza del dipolo sino también del carácter polarizable de la molécula, o sea de la
facilidad de distorsionarse la distribución electrónica.
El carácter polarizable de los gases con átomos o moléculas no polares es lo que permite
condensarse. La distorsión de la nube electrónica genera dipolos instantáneos que duran
solo una fracción de segundo. A temperaturas bajas las fuerzas de dispersión son lo
suficientemente fuertes para mantener las partículas del gas juntas y hacer que se
condense. Estas fuerzas de dispersión aumentan con la masa molar, ya que los átomos
más grandes tienen más electrones y es más fácil alterar su distribución electrónica.
Se le llaman fuerzas de dispersión de London.
Puentes de Hidrógeno: Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo
de hidrógeno de un enlace polar, como el H-N; H-O ó H-F y un átomo electronegativo
de N, O ó F.
Estos puentes de hidrógeno tienen un fuerte efecto en la estructura y propiedades de
muchos compuestos.
Estas fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción. Sin embargo, entre las
moléculas hay fuerzas de repulsión. La magnitud de estas fuerzas de repulsión aumenta
muy rápido a medida que disminuye la distancia que separa las moléculas. Por ello, los
líquidos y sólidos son muy difíciles de comprimir. En estas fases las moléculas están
juntas y se resisten a que se las comprima más.
Propiedades de los líquidos
Las fuerzas intermoleculares determinan varias de las características estructurales y
propiedades de los líquidos.
Tensión superficial: Las moléculas que se encuentran en un líquido son atraídas en
todas direcciones por las fuerzas intermoleculares. Sin embargo, las moléculas de la
superficie son atraídas hacia abajo y hacia los lados pero no hacia arriba, lo que
ocasiona que la superficie se tense como si fuera una película elástica. La tensión
superficial es la medida de la fuerza elástica que existe en la superficie de un líquido.
Cuando las fuerzas intermoleculares son grandes también las tensiones superficiales son
altas.
La acción capilar es un ejemplo de tensión superficial. La capilaridad es el resultado de
dos tipos distintos de fuerzas. Una es la cohesión o atracción intermolecular entre
moléculas semejantes, la otra fuerza es la adhesión, que es la atracción entre moléculas
diferentes como las del agua y el vidrio. Si la adhesión es más fuerte que la cohesión, el
contenido será impulsado hacia arriba. Este proceso continúa hasta que la fuerza
adhesiva se contrarresta con el peso del agua en el tubo.
Viscosidad: Es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir. Cuanto más viscoso
es un líquido, más lento es su flujo. La viscosidad disminuye con el aumento de la
temperatura. Los líquidos con fuerzas intermoleculares fuertes son más viscosos que los
que tienen fuerzas intermoleculares débiles.

3. Estado sólido
Los sólidos se dividen en 2 categorías: cristalinos y amorfos.
Los sólidos cristalinos poseen un ordenamiento regular, sus átomos, moléculas o iones
ocupan posiciones específicas. Debido a esto las fuerzas intermoleculares son máximas.
Las fuerzas que mantienen la estabilidad de un cristal pueden ser iónicas, covalentes, de
van der Waals, de puentes de Hidrógeno o una combinación de ellas.
Un sólido amorfo, carece de un ordenamiento bien definido y de un orden molecular
repetido.
Los tipos de fuerzas que mantienen unidas las partículas determinan el tipo de cristal,
que puede ser: iónico, covalente, molecular o metálico.
Cristales Iónicos: Están formados por especies cargadas, iones positivos y negativos
unidos por fuerzas del tipo electrostático.
En general tienen puntos de fusión y ebullición elevados, debido a que las fuerzas de
cohesión son fuertes. Estos sólidos no conducen la electricidad debido a que los iones
están en posiciones fijas y no permiten el movimiento de electrones. Sin embargo
fundidos o en solución los iones se mueven y el líquido conduce la electricidad. Son
densos, quebradizos. Se forman generalmente entre un metal y un no metal.
Cristales Covalentes: Los átomos de los cristales covalentes se mantienen unidos por
enlaces covalentes. Por ello son duros, con puntos de fusión altos, malos conductores de
la electricidad y el calor, a excepción del carbono grafito que debido a su estructura
laminar permite el movimiento de electrones y por eso es buen conductor de la
electricidad. Los alótropos del carbono, diamante y grafito son los ejemplos más
conocidos. El cuarzo, SiO2, es otro tipo de cristal covalente.
Cristales Moleculares: En un cristal molecular, las moléculas se mantienen unidas por
fuerzas de Var der Waals y de puentes de hidrógeno. El SO2 sólido es un ejemplo de
cristal molecular donde la fuerza predominante es dipolo-dipolo. Los puentes de
hidrógeno mantienen la red tridimensional en el hielo (agua sólida).
Debido a que las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno son más débiles
que los enlaces iónicos y covalentes los cristales moleculares son más quebradizos y
con bajos puntos de fusión, son malos conductores de la electricidad y del calor. Son
ejemplos de este tipo de sólidos CO2, I2, C12H22O11 (sacarosa).
Cristales Metálicos: Los metales presentan una estructura simple porque cada punto de
la red cristalina está ocupado por átomos iguales, del mismo metal y presentan
empaquetamiento compacto por ello los elementos metálicos suelen ser muy densos.
Los enlaces en los metales son diferentes a los otros tipos de cristales. En un metal, los
electrones están deslocalizados en todo el cristal. Se puede imaginar el metal como una
distribución de iones positivos en medio de una nube electrónica. La gran fuerza de
cohesión le confiere gran resistencia al metal. La movilidad de los electrones hace que
los metales sean buenos conductores de calor y electricidad. También debido a la
movilidad de los electrones entre las capas de iones positivos hace que sean dúctiles y

4. maleables o sea que se puedan hacer láminas y cables bien finos sin que se rompa la
estructura del metal.
Sólidos amorfos.
Si un sólido se forma con rapidez, sus átomos o moléculas no tienen tiempo de alinearse
y quedan fijos en posiciones distintas a las de un cristal ordenado. El sólido así formado
se llama amorfo.
Los sólidos amorfos carecen de una distribución tridimensional regular de átomos.
El vidrio por ejemplo es un producto de fusión de materiales inorgánicos óptimamente
transparente que se ha enfriado a un estado rígido sin cristalizar. En algunos aspectos el vidrio se
comporta más como un líquido que como sólido.
Actualmente existen alrededor de 800 tipos diferentes de vidrios de uso común. El color del
vidrio por ejemplo se debe a la presencia de metales de transición, se usan materiales diferentes
para darle características distintas sobre una base común de arena, soda solvay y óxidos.
Cambios de fase
Los cambios de fase, o las transformaciones de una fase en otra se presentan cuando se agrega o
se quita energía (casi siempre en forma de calor). Son cambios físicos que se distinguen porque
cambia el orden molecular.
Equilibrio líquido-vapor:
Las moléculas del líquido no están fijas en un retículo rígido, sino que están en continuo
movimiento. Cuando las moléculas del líquido tienen suficiente energía para escapar de la
superficie, sucede un cambio de fase. La vaporización es el proceso en el cual el líquido se
transforma en gas. Cuanto mayor es la temperatura, mayor es la energía cinética y por lo tanto
más moléculas dejan la fase líquida.
Presión de vapor:
Cuando un líquido se evapora, sus moléculas gaseosas ejercen una presión de vapor sobre la
superficie. La presión de vapor es medible solo cuando hay suficiente cantidad de vapor, pero
cuando aumenta la concentración de vapor se produce la condensación de algunas moléculas que
regresan a la fase líquida, eso ocurre cuando una molécula choca contra la superficie y queda
atrapada por las fuerzas intermoleculares del líquido. Se llega en este momento a un equilibrio
entre el líquido y el vapor.
La presión de vapor es la presión del vapor medido cuando hay un equilibrio dinámico entre la
condensación y la evaporación. Esta presión de vapor depende de la temperatura, a mayor
temperatura mayor presión de vapor.
El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la
presión externa. El Punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual hierve
cuando la presión externa es de 1 atm.
Equilibrio líquido-sólido:
La transformación de un líquido en sólido se conoce como congelación; el proceso inverso se
denomina fusión. El punto de fusión de un sólido o el punto de congelación de un líquido es la
temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en equilibrio.

5. Como las moléculas en la fase sólida están unidas con más fuerza que en la fase líquida, se
necesita calor para producir la transición de fase sólido-líquido.
Como es de esperar el enfriamiento tiene el efecto contrario al calentamiento. Si se elimina calor
de una muestra de gas, su temperatura disminuye. A medida que se forma el líquido, se libera
calor porque su energía disminuye, por eso durante la condensación la temperatura permanece
Un líquido se puede enfriar por debajo de su punto de congelación, en un proceso llamado
constante. Al continuar el enfriamiento se produce la congelación.sobreenfriamiento y se
presenta cuando el líquido se enfría rápidamente y las moléculas no tienen tiempo de acomodarse
a la estructura ordenada de un sólido. Un líquido sobreenfriado es inestable, la agitación leve o la
adición de una pequeña “semilla” de un cristal hará que se solidifique con rapidez.
Equilibrio sólido-vapor:
El proceso en el cual las moléculas pasan directamente del sólido a vapor se conoce como
sublimación. El proceso inverso se llama deposición, o sea que pasan directamente de vapor a
sólido.
Por ejemplo la naftalina y el yodo sólido subliman a temperatura ambiente.
Diagramas de fase
Un diagrama de fase resume las condiciones en las cuales una sustancia existe como sólido,
líquido o gas.
Agua
En la figura se representa el diagrama de fases para el agua. La gráfica se divide en tres regiones
y cada una de ellas representa una fase pura. La línea que separa cada zona indica las
condiciones de presión y temperatura para las cuales las dos fases coexisten en equilibrio. El
punto en el que se unen las tres curvas se denomina punto triple y corresponde a la única
condición en la que las tres fases pueden estar en equilibrio. Para el agua ese punto está en
0,01ºC y 0,006 atm. Los diagramas de fases permiten predecir los cambios en el punto de
ebullición y en el punto de fusión de una sustancia debido a los cambios de la presión externa.
Dióxido de carbono
El diagrama de fases para el dióxido de carbono tiene mucha semejanza con el del agua, con una
excepción importante: la pendiente de la curva entre las fases sólida y líquida es positiva. El agua
se comporta diferente porque el hielo es menos denso que el agua líquida. El punto triple para el
dióxido de carbono está en -57ºC y 5,2 atm.
Como se ve , toda la fase líquida está muy por arriba de la presión atmosférica, por consiguiente
es imposible que el dióxido de carbono sólido se funda a la presión de 1 atm. Por ello, cuando el
CO2 sólido se calienta por encima de -78ºC sublima. Es lo que se conoce como hielo seco porque
parece hielo y no se funde y por esta propiedad se utiliza como refrigerante.