1. 1
EL ESTADO LÍQUIDO
En este capítulo examinaremos el estado líquido y se procederá a compararlo
con el estado gaseoso, con el fenómeno de la licuefacción, cuando una masa
de gas se comprime, se enfría o experimenta ambas cosas a la vez, pasando al
estado líquido. Ocurre durante este proceso la aglomeración de las moléculas
gaseosas, las cuales se depositan en el fondo del recipiente en forma de
líquido.
El estado líquido, como fase condensada de la materia, es el resultado de las
fuerzas atractivas que se establecen entre las moléculas. El que una sustancia
se encuentre en estado sólido o líquido depende de las fuerzas de atracción; si
los átomos, iones y moléculas no tienen la energía suficiente como para
alejarse de sus vecinos, entonces forman sólidos. Por el contrario, si la energía
es suficiente como para moverse en relación con sus vecinos, forman el estado
líquido, aunque no puedan alejarse por completo entre sí.
La teoría cinética molecular de los líquidos
Las moléculas se atraen entre sí. Las fuerzas de atracción entre moléculas o
estructuras iónicas gobiernan las propiedades físicas de la materia, así como
los enlaces entre átomos las propiedades químicas. En unidad III,
consideramos las propiedades de los gases, en las cuales las fuerzas
intermoleculares son tan débiles que juegan un papel menor. Para entender
mejor este tema, debemos comprender el modelo atómico y molecular de la
materia para entender cómo las propiedades de la materia pueden ser
interpretadas en función de las propiedades de las moléculas en forma
individual, en cuanto a forma, tamaño y polaridad. Comenzaremos este tema
explorando lo que son las fuerzas intermoleculares, distintas a las fuerzas
responsables de las uniones de los átomos por medio de enlaces químicos
(fuerzas intramoleculares).
Fuerzas Intermoleculares

2. 2
Fuerzas ión – dipolo: Esta fuerzas atraen entre si un ión (catión o anión) y
una molécula polar. La intensidad de esta fuerza depende de la carga y el
tamaño del ión así como de la magnitud del momento dipolo y del tamaño de
la molécula. Las cargas en los cationes están más concentradas debido a que
suelen ser más pequeños que los aniones. En consecuencia, con una carga de
igual magnitud, un catión interacciona más fuerte con los dipolos que un anión.
Figura 1. Fuerzas ión - dipolo
Fuerzas dipolo – dipolo: son fuerzas de atracción que actúan entre
moléculas polares, es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolo. En
los líquidos, las moléculas polares no se encuentran unidas de manera tan
rígida como en los sólidos, pero tienden a alinearse de tal manera que las
interacciones atractivas sean máximas.
Figura 2. Fuerzas entre dipolos.
Fuerzas de dispersión: estas son generadas por los dipolos temporales
inducidos en los átomos o moléculas. A temperaturas muy bajas son lo
bastante fuertes como para mantener unidos a los átomos y hacer que el gas

3. 3
se condense. La atracción entre moléculas no polares viene dada por estas
fuerzas. Las fuerzas de dispersión aumentan con la masa molar. Debido a que
las moléculas con mayor masa molar tienen más electrones, estas fuerzas son
mayores, además entre más grande sea el átomo será más fácil alterar su
distribución electrónica ya que los electrones externos están unidos con menos
fuerza por el núcleo.
El enlace de hidrogeno: es un tipo especial de interacción dipolo – dipolo
entre el átomo de hidrogeno de un enlace polar, como N – H, O – H ó F – H,
y un átomo electronegativo de O, N ó F. Esta interacción se escribe como:
A – H ---B ó A – H ---A
A y B representan al O, N ó F; A – H es una molécula o una parte de una
molécula, y B es una parte de otra molécula; la linea punteada representa el
enlace de hidrogeno. Los tres átomos siempre están colocados en línea recta,
pero el ángulo AHB (AHA) puede desviarse de la linealidad hasta 30º. La
energía promedio de un enlace de hidrogeno es demasiado grande para una
interacción dipolo – dipolo (> 40 kJ/mol). Así, los enlaces de hidrogeno tienen
un poderoso efecto en la estructura y propiedades de muchos compuestos.
Figura 3. Puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua.
Fuerza de Van der Waals: Las fuerzas de atracción explican la cohesión de
las moléculas en los estados líquido y sólido de la materia, y se llaman fuerzas
de largo alcance o fuerzas de Van der Waals en honor al físico holandés
Johannes Diderik Van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos
fenómenos físicos y químicos como la adhesión, el rozamiento, la difusión, la
tensión superficial y la viscosidad. Estas fuerzas atractivas son poco intensas,

4. 4
que se ejerce a distancia entre moléculas. Son fuerzas de origen eléctrico que
pueden tener lugar entre dipolos instantáneos o inducidos y entre dipolos
permanentes. Estas fuerzas siguen siendo débiles pero son más intensas que
las fuerzas de dispersión y, aunque éstas siguen existiendo, predominan las de
atracción dipolo-dipolo.
Cuadro 1. Interacciones entre iones y moléculas.
Tipo de Interacción Energía típica
(kJ.mol-1
)
Especies que
interactúan
Ión- ión 250 Iones solamente
Ión- dipolo 15 Iones y moléculas
polares
Dipolo- dipolo 2 Moléculas polares en
reposo
0.3 Moléculas polares en
rotación
Dipolo- dipolo inducido 2 Al menos una molécula
debe ser polar
Van der Waals 2 Todo tipo de moléculas
Puentes de hidrógeno 20 El vínculo es un átomo
de H compartido con
moléculas que tiene N,
O y F.
Fuente: Atkins (2006). Principios de Química. Capítulo 5. Líquidos y Sólidos. Editorial
Panamericana. Pag. 162

5. 5
Estados de la materia
El estado más simple de la materia es el estado gaseoso. Se pueden entender
las propiedades de un gas en función de la teoría cinética molecular, la cual
establece que las moléculas no interactúan entre sí excepto cuando colisionan.
Esta teoría se ajusta muy bien en condiciones ideales, pero como hemos visto,
en condiciones reales las moléculas de los gases se atraen y repelen entre sí.
La diferencia principal entre el estado líquido y el estado gaseoso es la
distancia entre las moléculas. En los líquidos las moléculas se encuentran tan
juntas que existe muy poco espacio vacío, por esta razón son muy difíciles de
comprimir, incluso si la presión llega a ser del orden de los millares de
atmósferas. La teoría cinética explica esto considerando que el espacio libre
intermolecular se ha reducido en los líquidos casi al mínimo, por lo que todo
intento de comprimirlo más choca con una resistencia debido a la repulsión
que las nubes electrónicas de unas moléculas ejercen sobre las de otras
próximas a ellas.
Los líquidos presentan un volumen constante independiente del tamaño del
recipiente que los contiene. Una masa de 20 mL siempre ocupará 20mL, no
importa si se encuentra en un cilindro graduado o en un tobo de plástico,
porque sus moléculas se encuentran tan juntas y sus interacciones intensas
hacen que se aglomeren. Tampoco poseen forma característica, sino la del
recipiente que los contiene. Según la teoría cinética, esta propiedad se debe a
que sus moléculas no ocupan posiciones fijas, sino que gozan de cierta libertad
para deslizarse unas sobre otras y situarse en los puntos de mínima energía
potencial respecto a la tierra.
Los líquidos se difunden con lentitud. Si se agrega una gota de tinta sobre
agua, inicialmente se observa una superficie límite entre ambos líquidos. Pero
pasado el tiempo, el color de la tinta se extiende al líquido restante, pero
nunca con la rapidez que lo hacen dos gases mezclándose. La difusión se debe
a la energía cinética de las moléculas que les permite moverse de un punto a
otro, aunque el desplazamiento no es mucho antes de chocar con alguna
molécula vecina, siendo el recorrido medio libre o espacio cubierto entre dos

6. 6
choques muy corto. En los gases el espacio está vacío casi en su totalidad por
lo que los choques son menores, con menores obstáculos, y las distancias
medias recorridas por las moléculas son mayores. En condiciones normales,
son mucho más densos que los gases.
Si un gas se enfría, sus moléculas se agrupan en la disposición aleatoria que
caracteriza a los líquidos. Si el enfriamiento persiste y se hace más intenso, el
líquido se congela pasando a sólido. El hecho de que los sólidos sean
prácticamente incomprensibles no debe sorprendernos, puesto que si las
moléculas en los líquidos están en contacto mutuo, en los sólidos más. Los
sólidos conservan su volumen y su forma puesto que en ellos existen fuerzas
atractivas suficientemente grandes para mantener reunidas las moléculas. No
fluyen ni se deforman en circunstancias ordinarias. La forma de una masa
líquida puede cambiar porque sus moléculas pueden deslizarse unas sobre
otras y así tomar distintas posiciones. Comparados con los líquidos y los gases,
los sólidos se difunden con extraordinaria lentitud. Esta falta de poder difusivo
se explica admitiendo que en los sólidos las moléculas ocupan posiciones fijas
de las que apenas se separan.
Los sólidos cristalizan, es decir, presentan formas geométricas definidas,
características de cada sustancia. La existencia de los cristales se explica
admitiendo que las moléculas o los átomos constituyentes de un cristal están
distribuidos de forma ordenada para cada sustancia. A diferencia de los
líquidos, cuyos átomos y moléculas se distribuyen desordenadamente, en los
cristales reina el orden en la disposición de las partículas y se repite a través
de toda la estructura.
Otros estados de agregación de la materia, que no estudiamos en esta unidad
curricular, son el plasma y el condensado de Bose- Einstein. El plasma es
un estado que nos rodea, aunque lo experimentamos de forma indirecta. El
plasma es un gas ionizado, una especie de gas donde los átomos o moléculas
que lo componen han perdido parte de sus electrones o todos ellos. Así, el
plasma es un estado parecido al gas, pero compuesto por electrones, cationes
(iones con carga positiva) y neutrones. Ejemplo de ello es el Sol, situado en

7. 7
el centro de nuestro sistema solar está en estado de plasma, no es sólido, y los
conocidos tubos fluorescentes contienen plasma en su interior (vapor de
mercurio). El viento solar, responsable de las deliciosas auroras boreales, es
un plasma también.
Es interesante analizar que los griegos sostenían que el universo estaba
formado por cuatro elementos: aire, agua, tierra y fuego. Haciendo un símil,
podríamos asignar un elemento físico a cada elemento filosófico: Aire-Gas
Agua-Líquido; Tierra-Sólido; Fuego – Plasma.
Es difícil entender intuitivamente qué significa el Condensado de Bose-
Einstein (CBE). En el CBE, todos los átomos se encuentran en el mismo lugar,
aunque esto va en contra de todo lo que vemos a nuestro alrededor. A las
temperaturas increíblemente bajas que se necesitan para alcanzar el estado de
condensado de Bose-Einstein, se observa que los átomos pierden su identidad
individual y se juntan en una masa común que algunos denominan
superátomo. Para conseguir el CBE es necesario enfriar los átomos a una
temperatura muy baja. Normalmente se han usado átomos de rubidio o sodio
y se han debido enfriar a una temperatura de 0,000 000 001 K.
Formación de fases condensadas
Las fases diferentes en las cuales se encuentra la materia son responsabilidad
directa de las fuerzas intermoleculares. Se entiende por fase a la forma de la
materia donde es uniforme tanto su composición química como su estado físico.
Las fases de la materia incluyen los tres estados físicos comunes,, sólido,
líquido y gaseoso (o vapor). Pero muchas sustancias presentan más de una
fase sólida, como el carbono, que tiene varias fases muy conocidas, la forma
de diamante y la de grafito, ambas con diferentes arreglos atómicos y
moleculares. Una fase condensada significa simplemente una fase sólida o
líquida.
De la magnitud de las fuerzas intermoleculares dependerá que un gas se
condense formando un líquido o sólido. La tabla 12.1 presenta en forma
resumida las interacciones y las energías de enlace, comparadas con las

8. 8
típicas de los enlaces iónicos, los cuales son mucho más fuertes que cualquiera
de las interacciones moleculares.
Propiedades de los líquidos.
Tensión Superficial: las moléculas dentro de un líquido son jaladas en todas
direcciones por las fuerzas intermoleculares; no existe una tendencia para una
sola dirección. Las moléculas de la superficie son jaladas hacia abajo y hacia lo
lados por otras moléculas, pero no hacia arriba de la superficie. Las atracciones
intermoleculares tienden a jalar a las moléculas hacia dentro del líquido lo que
ocasiona que la superficie se tense como si fuera una película elástica. La
fuerza elástica que existe en la superficie de un líquido se le conoce como
tensión superficial, esta es la cantidad de energía necesaria para estirar o
aumentar la superficie de un líquido por unidad de área. Un ejemplo de tensión
superficial es la capilaridad la cual es provocada por dos tipos de fuerzas: una
es la atracción intermolecular entre moléculas semejantes denominada
cohesión; la otra fuerza es una atracción entre moléculas distintas y se
conoce como adhesión.
Figura 4. La tensión superficial hace que un mosquito pueda caminar sobre el
agua.
El agua colocada en un tubo de vidrio se adhiere a las paredes por las fuerzas
adhesivas entre el agua y el vidrio, por eso es que el extremo superior curvado
del agua, o menisco, tiene forma de U. Mientras que para el mercurio está

9. 9
curvado hacia abajo, porque las fuerzas cohesivas entre las moléculas del
mercurio son mayores que las adhesivas entre el mercurio y el vidrio.
Figura 5. El fenómeno de la capilaridad.
Viscosidad: No todos los líquidos son iguales. Algunos son aguados y fluyen
fácilmente. Otros son espesos y pegajosos. La miel y el jarabe de maíz fluyen
más lentamente que el agua. La resistencia que ofrece un líquido a fluir se
conoce como viscosidad. A mayor viscosidad más lento es el flujo del líquido.
Esta propiedad por lo general disminuye con el aumento de la temperatura. El
agua tiene mayor viscosidad que muchos otros líquidos por su capacidad de
formar enlaces de hidrogeno. Una manera de probar la viscosidad de un líquido
consiste en echar un objeto dentro del mismo y observar cuánto demora en
hundirse.
Figura 5. Una manera de medir la viscosidad. Mientras más lento
caiga la esfera, más viscoso es el líquido.

10. 10
La estructura y propiedades del agua: el agua es el líquido más vital en
nuestro planeta, es un magnifico solvente para muchos compuestos iónicos,
así como para otras sustancias que son capaces de formar enlaces de
hidrogeno con el agua. El agua posee un calor específico elevado, por ello
puede absorber una gran cantidad de calor mientras que su temperatura sólo
aumenta ligeramente. La propiedad más sobresaliente del agua es que su
forma sólida es menos densa que su forma líquida: el hielo flota en agua
líquida.
Analizando la estructura electrónica de la molécula de agua, observamos que
en el átomo de oxigeno hay dos pares de electrones no enlazantes:
Figura 6. La molécula de agua.
Esto permite que cada átomo de oxigeno pueda formar dos enlaces de
hidrogeno, el mismo numero de los pares libres de electrones del átomo de
oxigeno. De esta manera, las moléculas de agua se enlazan en una extensa
red tridimensional en la que cada átomo de oxigeno forma casi un tetraedro
con cuatro átomos de hidrogeno, dos unidos por enlaces covalentes y dos por
enlaces de hidrogeno.
Densidad: se entiende por densidad como la relación que existe entre la masa
de un cuerpo con el volumen que ocupa. Por ejemplo, la densidad del aluminio
es 2,7 g/ cm3
o, lo que es lo mismo, 2 700 kg/m3
, mientras que la del plomo
es 11.340 kg/m3
. En los líquidos la densidad del agua es la que sirve de
referencia. Su densidad es de 1 g/cm3
o 1.000 kg/m3
mientras que la del
aceite es de 0,9 g/cm3
o 900 kg/m3
.

11. 11
Interpretación de la densidad: Cuando se dice que la densidad del agua es
de 1 g/cm3
eso significa que al tener la masa de 1 g de agua, ésta ocupará el
volumen de 1 cm3
. Si es el aluminio el material que se analiza, para tener el
volumen de 1 cm3
hay que tener una masa de 2,7 g.
V
m
d  Su unidad en el Sistema internacional es el kg/m3
Donde:
d = densidad
m = masa
V= volumen
Cuando se mezclan líquidos, éstos se ordenarán de acuerdo a su densidad: los
más densos abajo y los menos densos arriba. Cuando se coloca un cuerpo en
un líquido, flotará o se hundirá hasta el fondo si su densidad es menor o mayor
que la del líquido.
Los cambios de estado
Los cambios de estado de la materia o de fase ocurren cuando se libera o se
agrega energía (en forma de calor). Estos cambios son físicos y se
caracterizan por sufrir cambios en el orden molecular; las moléculas en la fase
sólida presentan un mayor orden, mientras que en la fase gaseosa están muy
desordenadas.

12. 12
Figura 8. Cambios de estados de la materia.
Todo cambio de estado se acompaña por un cambio de energía. Siempre que
un cambio de estado implique pasar a un estado menos ordenado, se debe
suministrar energía para vencer las fuerzas intermoleculares. Y siempre que un
cambio implique pasar a un estado más ordenado, se debe retirar energía.
Cambios de energía que acompañan los cambios de estado.
Equilibrio Líquido – Vapor: las moléculas en el estado líquido no se
encuentran unidas en un retículo cristalino y aunque no tienen la misma
libertad que las moléculas gaseosas, siempre están en continuo movimiento.
Debido a que los líquidos son más densos que los gases, la velocidad de
colisión entre las moléculas es mayor en la fase líquida que en la gaseosa.
Cuando estas moléculas liquidas tienen suficiente energía para escapar de la
superficie ocurre un cambio de fase. Este proceso en el cual un líquido se
transforma en gas se le conoce como Evaporación.

13. 13
Figura 9. Equilibrio líquido – vapor en la Tierra.
Cuando un líquido se evapora, sus moléculas gaseosas ejercen una presión,
denominada presión de vapor.
Presión de vapor: La presión de vapor o más comúnmente presión de
saturación es la presión a la que a cada temperatura, la fase líquida y la fase
vapor se encuentran en equilibrio; su valor es independiente de las cantidades
de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. En la situación de
equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor
saturado. Esta presión solo es medible cuando existe una suficiente cantidad
de vapor.

14. 14
Figura 10. Evaporación y condensación de las moléculas.
Inicialmente las moléculas se mueven desde el líquido hacia el espacio vacío.
En el momento en que estas moléculas dejan el estado líquido establecen una
fase de vapor, al aumentar la concentración de las moléculas de vapor,
algunas moléculas se condensan, es decir, que regresan a la fase líquida. Este
proceso conocido como condensación ocurre porque una molécula choca en
la superficie del líquido y queda atrapada por las fuerzas intermoleculares que
existen en él.
La velocidad de evaporación es constante a una temperatura dada y la
velocidad de condensación aumenta con el incremento de la concentración de
las moléculas en la fase de vapor. Poco a poco, se llega a un estado de
equilibrio dinámico, es decir, que las velocidades de evaporación y
condensación se igualan. Por tanto, la presión de vapor de un líquido es la
presión ejercida por su vapor cuando el estado líquido y el gaseoso se
encuentran en equilibrio dinámico.
Calor molar de Vaporización (Hvap): es una medida de la intensidad de las
fuerzas intermoleculares que se ejercen en un líquido y es definida como la
energía (Kilo Joules) necesaria para vaporizar un mol de un determinado
líquido. Si este valor es alto nos indica que es necesario aplicar mucha energía
para que las moléculas de la fase liquida pasen a la fase gaseosa. Por tal
motivo, el líquido tiene una presión de vapor relativamente baja y un alto calor
molar de vaporización.
Una ecuación que relaciona la presión de vapor de un líquido con la
temperatura absoluta es la de Clausius – Clapeyron:
c
T
R
H
P
vap




*
ln

15. 15
Donde R es la constante de los gases (8,314 J/K*mol), y C es una constante.
La ecuación de Clausius – Clapeyron se puede utilizar para calcular la presión
de vapor de un líquido a temperaturas distintas. Si se conocen los valores de
Hvap y P de un líquido a una temperatura dada, se puede calcular la presión
de vapor del líquido a otra temperatura como sigue. A temperaturas T1 y T2 las
presiones de vapor son P1 y P2, entonces la ecuación se puede escribir:
c
T
R
H
P
vap




1
1
*
ln
c
T
R
H
P
vap




2
2
*
ln
(1)
Al restar estas ecuaciones se obtiene:

















1
2
2
1
2
1
1
1
*
*
*
ln
ln
T
T
R
H
T
R
H
T
R
H
P
P
vap
vap
vap
(2)
Por lo tanto:







 













2
1
2
1
1
2
2
1
*
*
1
1
*
ln
T
T
T
T
R
H
T
T
R
H
P
P vap
vap
(3)
Ejemplo: el éter etílico es un líquido muy inflamable utilizado como solvente.
La presión de vapor del éter etílico es de 401 mmHg a 18 ºC. Calcule su
presión de vapor a 40 ºC, si se conoce que el calor molar se vaporización es
289J/mol
Aplicando la ecuación (3) se tiene:
  

 K
K
mol
J
mol
J
P
P
313
*
291
40
18
*
314
.
8
298
ln
2
1
0087
.
0
401
ln
2

P
mmHg
0087
.
0
401
ln
2
e
e p


16. 16
760
Temperatura (ºC)
Presión
de
vapor
(mmHg)
36.4ºC 78.3ºC 100ºC
Eter dietílico Etanol
Agua
Etilenglicol
0087
.
1
401
2

P
 mmHg
P 54
.
397
0087
.
1
401
2 

Volatilidad, presión de vapor y temperatura.
Las sustancias con presión de vapor elevada (como la gasolina) se evaporan
más rápidamente que las sustancias con presión de vapor baja (como aceites
para motor). Se dice que los líquidos que se evaporan fácilmente son volátiles.
El agua caliente se evapora más rápido que el agua fría, porque la presión de
vapor se eleva con la temperatura. La siguiente figura muestra la variación de
la presión de vapor con la temperatura. Observe que en todos los casos la
presión de vapor no aumenta en forma lineal con el aumento de la
temperatura.
Figura 11. Presión de vapor de cuatro líquidos comunes mostrados como
función de la temperatura. A 760 mmHg, se muestran los puntos se ebullición
normal.
Presión de vapor y punto de ebullición: Un líquido hierve cuando su
presión de vapor iguala a la presión externa que actúa sobre la superficie del
líquido. En este punto las burbujas del vapor se forman en el seno del líquido.
La temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión

17. 17
externa se denomina temperatura de ebullición, el cual se incrementa al
aumentar la presión externa.
El punto de ebullición de un líquido a 760 mmHg de presión se llama punto de
ebullición normal. De la figura 11, se puede apreciar que el punto de ebullición
normal del agua es 100ºC.
Temperatura y Presión Crítica: toda sustancia tiene una temperatura critica
(Tc), por arriba de la cual la fase gaseosa no se puede licuar,
independientemente de la magnitud de la presión que se le aplique. Esta
temperatura es la más alta a la cual una sustancia puede existir en forma
liquida y la presión critica (Pc) es la mínima presión que se debe aplicar para
llevar a cabo la licuefacción a la temperatura critica.
Equilibrio Líquido – Sólido: el proceso donde ocurre la transformación de un
líquido a sólido se conoce como congelación, y el proceso inverso se le llama
fusión. El punto de fusión de un sólido o el punto de congelación de líquido es
la temperatura a la cual las fases sólida y líquida están en equilibrio. Si
medimos esta temperatura a 1 atm de presión se le denomina punto de
fusión normal.
Figura 12. En la naturaleza se puede
observar el equilibrio sólido-líquido.

18. 18
Calor molar de fusión (Hfus): es la energía necesaria para fundir un mol de
un sólido. Los valores de Hfus son siempre menores que los Hvap. Esto se
debe a que las moléculas de un líquido todavía están bastantes juntas, de
manera que se requiere de cierta energía para lograr el reordenamiento del
sólido al líquido, y además cuando un líquido se evapora sus moléculas se
separan por completo y se necesita una cantidad considerable de energía para
vencer las fuerzas de atracción.
Un líquido se puede enfriar temporalmente por debajo de su punto de
congelación, a este proceso se le conoce como sobreenfriamiento y ocurre
cuando las moléculas no tienen tiempo de acomodarse en la estructura
ordenada de un sólido debido a que el calor del líquido se elimina rápidamente.
Este proceso es muy inestable; con solo adicionar un pequeño cristal de la
misma sustancia o una agitación leve hará que se congele con rapidez.
Equilibrio Sólido – Vapor: el proceso en el cual las moléculas sólidas pasan
directamente a la fase de vapor se conoce como sublimación, mientras que el
proceso inverso como deposición.
Figura 13. El sólido pasa directamente a vapor. Un ejemplo
de este proceso es la sublimación de las pelotitas de naftalina
que colocaban las abuelas en los armarios.
Calor molar de sublimación (Hsub): como las moléculas están unidas con
más fuerzas en los sólidos, su presión de vapor es mucho menor que la del
líquido correspondiente. Esta energía necesaria para sublimar un mol de un
sólido recibe el nombre de calor molar de sublimación, y es igual a la suma
de los calores molares de fusión y de evaporación:
Hsub = Hfus + Hvap

19. 19
Esta ecuación es una demostración de la Ley de Hess. La entalpía, para todo
proceso es la misma si la sustancia pasa directamente de sólido a vapor, o si
pasa de sólido a líquido y luego a vapor.
Diagramas de Fase
Los estados de equilibrio antes mencionados se pueden representar
gráficamente en un diagrama de fase. Son representaciones gráficas de las
fases que están presentes en un sistema de materiales a varias temperaturas,
presiones y composiciones. La mayoría de los diagramas de fase han sido
construidos según condiciones de equilibrio (condiciones de enfriamiento lento),
siendo utilizadas por ingenieros y científicos para entender y predecir muchos
aspectos del comportamiento de los materiales.
Figura 14. Forma general de un diagrama de fase de un sistema que muestra
las tres fases: sólido, líquido y gas y sus procesos de cambio.
Diagrama de fases de sustancias puras: Una sustancia pura como el agua
puede existir en la fase sólida, líquida y gas, dependiendo de las condiciones
de temperatura y presión. Un ejemplo familiar para todos de dos fases de una
sustancia pura en equilibrio es un vaso de agua con cubos de hielo. En este
caso el agua, sólida y líquida, da lugar a dos fases distintas separadas por una

20. 20
fase límite, la superficie de los cubos de hielo. Durante la ebullición del agua, el
agua líquida y el agua vapor son dos fases en equilibrio.
En la figura 15, se muestra el diagrama de fases del agua. La grafica se
divide en tres regiones y cada una representa una fase pura. La línea que
separa dos regiones indica las condiciones en las que dos fases están en
equilibrio. La línea E – A es el equilibrio sólido – vapor; la línea A – B es el
equilibrio sólido – liquido; y la línea A – C es el equilibrio líquido – vapor. El
punto en que las tres curvas se unen se denomina punto triple (A), el cual es
la única condición para en la que las tres fases están en equilibrio reciproco.
El punto D representa las condiciones críticas. Estos diagramas permiten
predecir los cambios en los puntos de fusión y de ebullición de una sustancia
debido a los cambios de la presión externa.
Figura 15. Diagrama de fases del agua. Se muestran las condiciones de
temperatura yn presión en diversos puntos importantes.
Para las otras sustancias el diagrama de fases es semejante al del agua, con
una excepción y es que la pendiente de la curva entre las fases sólida y líquida
es positiva. El agua tiene otro comportamiento debido a que el hielo es menos
denso que el agua liquida.

21. 21
Ejercicio: Refiriéndose a la figura 16, describa los cambios de fase que
suceden cuando el agua se conserva a:
a) a 0ºC mientras la presión aumenta a partir del punto 1 al punto 5.
b) a 1 atm mientras la temperatura se incrementa desde el punto 6 hasta el
9.
Figura 16. Diagrama de fase del agua.