Estado_liquido - Matias Arredondo

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Estado líquido 
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Estado líquido 
 
 En el estado gaseoso existen fuerzas de atracción entre sus partículas, pero cuando las 
distancias entre dichas partículas es grande, estas fuerzas son no significativas y son 
superadas por la energía cinética de las partículas que componen el gas. Cuando disminuye 
la temperatura del gas real y/o aumenta su presión, las fuerzas de atracción pueden superar 
parcialmente a la energía cinética promedio y ocurre el fenómeno de la condensación. Una 
disminución de la temperatura del gas provoca una disminución de la energía cinética de las 
partículas, ya que dicha energía es directamente proporcional a la temperatura absoluta del 
gas: 
𝐸𝑐 ∝ 𝑇 
mientras que un aumento de la presión provoca el acercamiento de las partículas, ya que las 
fuerzas de atracción son inversamente proporcionales al cuadrado de la distancia que las 
separa: 
𝐸𝑎𝑡𝑟𝑎𝑐 ∝
1
𝑑2
 
Ambos efectos por separado o juntos pueden provocar entonces que las fuerzas de atracción 
superen a la energía cinética de las partículas y se produzca el pasaje al estado líquido. 
Figura 1: Partículas al estado líquido 
 
 Se puede ver en la figura 1 que las partículas que se encuentran al estado líquido no 
están tan juntas y estructuradas como en el estado sólido. Por estas razones, los líquidos 
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presentan características que los ubican entre el estado sólido, perfectamente ordenado, y el 
estado gaseoso, totalmente caótico y desordenado. 
Se pueden identificar a las características generales de los líquidos mediante sus 
propiedades, las cuales se enumeran a continuación. Estas propiedades están relacionadas 
con la cercanía de las moléculas y con las fuerzas de atracción (intermoleculares) entre las 
moléculas al estado líquido. 
1. Expansión limitada: Los líquidos no se expanden en forma infinita como los gases, 
ya que, como dijimos, las fuerzas de atracción superan a la energía cinética de las 
partículas. 
2. Forma: Los líquidos no tienen una forma característica y toma la del recipiente que 
los contiene. 
3. Volumen: Los líquidos mantienen su volumen sin importar el tamaño del recipiente 
que las contiene. 
4. Compresibilidad: Los líquidos son sólo ligeramente compresibles cuando ocurre 
algún cambio de temperatura o presión. Esta falta de compresibilidad es debida a que 
el espacio entre partículas es muy pequeño, a diferencia de los gases que es enorme 
comparado con el tamaño molecular, lo que provoca que un aumento de la presión 
sólo produzca cambios muy pequeños en el volumen de un líquido. 
5. Alta densidad: Los líquidos tienen densidades mucho mayores que la de los 
respectivos gases. Por ejemplo, el agua a 100 ºC y 1 atm de presión tiene una densidad 
de 0,958 g/ml, pero al estado gaseoso a la misma temperatura y presión es de 0,598 
g/L, es decir, 0,000598 g/ml. Es decir, la densidad del agua líquida es 
aproximadamente 1600 veces mayor que la del agua en estado vapor, o dicho de otra 
manera, el volumen que ocupa la misma masa de agua en estado líquido es 1600 veces 
menor que al estado gaseoso. La explicación de este fenómeno es nuevamente el 
hecho de que en el estado líquido las moléculas están mucho más juntas que al estado 
gaseoso, lo que provoca que el volumen ocupado sea mucho menor y, 
consecuentemente, su densidad mucho mayor. 
6. Miscibilidad o difusión: Un líquido se mezclará o difundirá en otro líquido en el que 
es soluble, pero esta miscibilidad es mucho más lenta que en los gases, como se pone 
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en evidencia cuando se mezclan agua y miel. Por lo tanto, las moléculas en el estado 
líquido, al igual que en el estado gaseoso, se encuentran en movimiento constante, 
pero una molécula en un líquido sólo puede moverse una corta distancia hasta chocar 
con otra molécula, lo que disminuye su movimiento. La distancia promedio que puede 
recorrer una molécula antes de chocar con otra se conoce como camino o trayectoria 
libre media. En los líquidos, debido a la proximidad de las partículas que lo 
componen, el camino libre medio es mucho menor que en los gases, donde las 
partículas están más separadas. Esto explica la menor velocidad de difusión entre 
líquidos respecto a lo que ocurre en los gases. 
7. Tensión superficial: La tensión superficial es la propiedad que tiene un líquido de 
arrastrar moléculas de su superficie y tratar de dirigirlas hacia dentro de él, de manera 
de reducir la superficie a un mínimo. La tensión superficial puede expresarse en 
términos cuantitativos y es la energía necesaria para incrementar el área superficial 
en una unidad. Por ejemplo, el agua tiene una tensión superficial de 7,20 × 102 J/m2 
a 25 ºC. Esto significa que se necesitan 7,20 × 102 J para aumentar en 1 m2 la 
superficie de una cierta cantidad de agua a 25 ºC. Por ejemplo, como el mercurio tiene 
una tensión superficial muy grande, tiende a formar gotitas sobre el vidrio, mientras 
que el agua, cuya tensión superficial es apreciablemente menor a la del mercurio, 
tiende a derramarse sobre el vidrio. 
Esta propiedad de los líquidos puede explicarse en función de las fuerzas 
intermoleculares. Cualquier molécula que se encuentre en el seno de un líquido, como 
la A en el gráfico, está rodeada por moléculas que la atraen con intensidades 
semejantes en todas direcciones. Pero una molécula que se encuentra en la superficie 
del líquido, como la B en el gráfico, es atraída por otras moléculas que se encuentran 
a los costados, por delante y detrás y por debajo de ella, pero no por arriba de ella. 
Esto da como resultado una fuerza no balanceada y que está dirigida hacia abajo, 
tendiendo a arrastrar las moléculas de la superficie al seno del líquido y con ello la 
superficie se reduce a un mínimo. 
 
 
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Figura 2: Fuerzas intermoleculares que experimentan las partículas en la superficie y en 
el seno de un líquido 
 
 
 
 
 
 
 
 
Algunas sustancias tienen tensiones superficiales mayores que otras porque las 
fuerzas de atracción son mayores en estas sustancias (por ejemplo el mercurio y el 
agua). El alcohol se utiliza a menudo para preparar un área a la que se va a dar 
tratamiento médico debido, entre otras causas, a que posee una baja tensión 
superficial y puede penetrar con facilidad dentro de una herida para limpiar el área. 
De la misma manera una de las razones de la acción limpiadora de una solución 
jabonosa es que disminuye la tensión superficial del agua y por ello permite que la 
solución jabonosa penetre en los pliegues de la piel y elimine la grasa. 
Cuando la temperatura aumenta, la energía cinética promedio de las moléculas se 
incrementa y este aumento de energía tiende a superar las fuerzas de atracción 
intermoleculares y por lo tanto la tensión superficial disminuye. Como sabemos, 
lavarse las manos con agua caliente es más eficiente que con agua fría, en parte debido 
a que con agua caliente disminuye la tensión superficial del agua. 
8. Viscosidad: Se conoce con el término de fluido a un tipo de medio continuo formado 
por alguna sustancia entre cuyas moléculas hay una fuerza de atracción débil. Los 
fluidos se caracterizan por cambiar de forma sin que existan fuerzas restitutivas 
A 
B 
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tendientes a recuperar la forma “original” (la cual constituye la principal diferencia 
con un sólido deformable como el caucho). La resistencia que tiene a fluir un 
determinado fluido se conoce como viscosidad. Algunos líquidos, como la miel, se 
resisten a fluir, mientras que otros, como el agua, fluyen con mucha facilidad. Se dice 
entonces que la miel tiene una viscosidad elevada, mientras que el agua tiene baja 
viscosidad, Que un líquido tenga baja o alta viscosidad puede explicarse en términos 
de las fuerzas intermoleculares: mientras mayores sean las fuerzas de atracción 
intermoleculares, mayor será la viscosidad del líquido. Un aumento en la temperaturaprovoca que la energía cinética de las moléculas superen a las atracciones 
moleculares, de forma que la viscosidad irá disminuyendo. En el caso de los líquidos, 
un aumento de temperatura provoca un aumento de las energías cinéticas de las 
moléculas, lo que provoca una disminución en la viscosidad. 
9. Presión de vapor: Las moléculas al estado líquido no se encuentran en posiciones 
rígidas en una red. Aun cuando carecen de la libertad total de las moléculas al estado 
gaseoso, ellas están en continuo movimiento. A cualquier temperatura dada, cierto 
número de moléculas de un líquido tiene la suficiente energía cinética para escapar 
de la superficie. A este proceso se lo llama evaporación o vaporización. 
Cuando un líquido se evapora, sus moléculas en fase gaseosa ejercen una presión 
sobre la superficie del líquido, conocida como presión de vapor. Supongamos que 
tenemos un líquido contenido en un recipiente cerrado, salvo un pequeño orificio que 
está conectado con un manómetro en forma de U lleno con un segundo líquido. Al 
comienzo del experimento ambas ramas están a la misma altura: 
 
 
 
 
 
 
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Figura 3: Un líquido contenido en un recipiente cerrado conectado a un manómetro y 
a temperatura constante. 
 
El hecho de que ambas ramas se encuentren a la misma altura nos está indicando que 
la presión dentro del recipiente es igual a la presión exterior. 
Aquellas moléculas que se encuentren cercanas a la superficie, y tales que su 
movimiento esté dirigido hacia la superficie y tengan la suficiente energía cinética, 
pueden vencer a las fuerzas de atracción intermolecular y pueden llegar a pasar al 
estado vapor. Este proceso puede ser verificado ya que las ramas del manómetro en 
U van a mostrar ambas ramas a distinta altura: 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 4: Las moléculas experimentan el proceso de evaporación y condensación, 
provocando una presión en el manómetro 
 
 
El proceso de evaporación continua hasta que en determinado momento hay tal 
cantidad de moléculas al estado de vapor que algunas, cuyo movimiento es en sentido 
hacia la superficie, chocan contra ella y quedan retenidas por las moléculas del 
líquido. Comienza el proceso de condensación. Ambos procesos, evaporación 
continúan desarrollándose hasta que la velocidad de ambos se iguala: el número de 
moléculas que pasa del líquido al vapor en la unidad de tiempo es igual al número de 
ellas que quedan retenidas por el líquido: 
𝑣𝑒𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = 𝑣𝑐𝑜𝑛𝑑𝑒𝑛𝑠𝑎𝑐𝑖ó𝑛 
Es necesario recalcar que este es un proceso dinámico: las moléculas pasan 
continuamente de un estado al otro, es decir, no son siempre las mismas que están en 
una fase u otra. Lo que permanece constante, cuando se alcance el equilibrio, es la 
cantidad de las mismas en cada fase. 
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Como el número de moléculas en el estado vapor no cambia más, la presión tampoco. 
Esa presión de equilibrio se conoce como presión de vapor del líquido. 
Es importante recordar que la presión de vapor es la máxima presión de vapor que un 
líquido ejerce a una temperatura dada. Por ejemplo, a 20 C, la presión de vapor del 
agua es de 17,5 Torr. Cuando escuchamos en la radio o en la televisión que la 
temperatura del ambiente es de 20 ºC y que la presión relativa es del 80 %, nos está 
indicando que la presión de vapor es el 80 % del valor máximo, es decir, el 80 % de 
17,5 Torr, o sea 14 Torr, ya que 17,5 Torr es el máximo valor de la presión de vapor 
para el agua a 20 ºC. Además, la presión de vapor es una propiedad intensiva: Por 
ejemplo, a 30 ºC la presión de vapor del agua es 31,8 Torr independientemente de que 
hablemos de una taza con agua a 30 ºC o de una piscina a 30 ºC. 
La presión de vapor cambia con la temperatura. Al aumentar la temperatura aumenta 
la energía cinética de las partículas al estado líquido, y por lo tanto aumenta la 
cantidad de moléculas que tienen la suficiente energía cinética como para vencer las 
fuerzas intermoleculares de las moléculas al estado líquido, de forma que la presión 
de vapor aumenta siempre con la temperatura. 
Figura 5: Variación de la presión de vapor de un líquido (agua) con la temperatura 
 
Distintos líquidos presentarán curvas del cambio de la presión de vapor con la 
temperatura similares. En general, cuanto mayores sean las fuerzas intermoleculares 
en la fase líquida, menos tendencia tendrán de pasar a la fase vapor, y por ende, menor 
su presión de vapor a la misma temperatura. En la figura siguiente se comparan las 
curvas de cambio de la presión de vapor con la temperatura para distintos líquidos. 
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Figura 6: Curvas de presión de vapor para distintos líquidos 
 
 En la figura podemos apreciar que, por ejemplo, a 40 ºC, el éter etílico (CH3OCH3) 
y la acetona (CH3COCH3) tienen los mayores valores de presión de vapor. Ambas 
moléculas son levemente polares, pero no pueden formar uniones puente hidrógeno (No 
tienen átomos de H unidos directamente a átomos de F, O o N), por lo que las fuerzas 
intermoleculares son relativamente débiles, teniendo por tanto los mayores valores de presión 
de vapor. Por otro lado, el etanol (CH3CH2OH) y el agua (H2O), además de ser moléculas 
polares, pueden formar uniones puente hidrógeno, y por lo tanto, presentan los mayores 
valores de presión de vapor. 
Una medida de la fuerza que une a las moléculas en un líquido es el calor molar de 
vaporización (Hvap), definida como la energía que se requiere para evaporar 1 mol de 
líquido a cierta temperatura. Este calor está directamente relacionado con la magnitud de las 
fuerzas intermoleculares que existen en un líquido. Si las fuerzas de atracción moleculares 
son altas, entonces las moléculas de líquido no escapan tan fácilmente a la fase vapor, en 
consecuencia el líquido tendrá una presión de vapor relativamente baja y un calor de 
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vaporización alto, ya que se necesita mucha energía para aumentar el movimiento de las 
moléculas de forma que puedan escapar a la fase líquida. 
La cantidad Hvap se puede relacionar con la presión de la solución mediante la llamada 
ecuación de Clausius-Clapeyron, cuya expresión es: 
𝑑𝑃
𝑑𝑇
=
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝 × 𝑃
𝑅 × 𝑇2
 
donde dP/dT indica cómo cambia el valor dela presión de vapor por cambios en la 
temperatura absoluta T, siendo R la constante general del gas ideal y sus unidades 
dependerán de las de Hvap. La anterior es una ecuación diferencial y se posterga su 
resolución analítica hasta que los alumnos hayan cursado Matemática II, donde justamente 
se estudia la resolución de este tipo de ecuaciones. La solución de la ecuación anterior es: 
𝑙𝑛𝑃 = −
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
𝑅 × 𝑇
+ 𝐶 
donde C se conoce como constante de integración y depende del líquido en cuestión. 
Podemos hacer un cambio a base 10 en el término logarítmico y obtenemos: 
𝑙𝑜𝑔𝑃 = −
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇
+ 𝐶 
donde la constante 2,303 es la constante del cambio de base de logaritmos naturales (ln) a 
logaritmos de base 10 (log). Para poder eliminar a la constante C podemos trabajar a dos 
valores de temperaturas T1 y T2, de forma que a T1 la presión de vapor del líquido será P1, 
y a T2 será P2: 
𝑙𝑜𝑔𝑃1 = −
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇1
+ 𝐶 
𝑙𝑜𝑔𝑃2 = −
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇2
+ 𝐶 
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Restando miembro a mimbro ambas ecuaciones: 
𝑙𝑜𝑔𝑃1 − 𝑙𝑜𝑔𝑃2 = −
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇1
+ 𝐶 − (−
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇2
+ 𝐶) 
En el primer miembro se pueden usar propiedades de los logaritmos: 
𝑙𝑜𝑔
𝑃1
𝑃2
= −
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇1
+ 𝐶 − (−
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇2
+ 𝐶) 
Sacando el paréntesis del segundo miembro: 
𝑙𝑜𝑔
𝑃1
𝑃2
= −
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇1
+ 𝐶 +
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇2
− 𝐶 
Ahora se pueden cancelar las constantes: 
𝑙𝑜𝑔
𝑃1
𝑃2
= −
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇1
+
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅 × 𝑇2
 
Por último, podemos sacra factorcomún entre los dos términos del segundo miembro, y como T1 y 
T2 no están muy alejadas entre sí, podemos suponer que Hvap es constante. 
𝑙𝑜𝑔
𝑃1
𝑃2
=
Δ𝐻𝑣𝑎𝑝
2,303 𝑅
(
1
𝑇2
−
1
𝑇1
) 
 
Expresión que se conoce como ecuación de Clausius-Clapeyron integrada. La misma nos 
permite calcular, conociendo el Hvap, el valor de la presión a una temperatura conociendo 
la presión a otra temperatura. 
 
Evaporación y ebullición 
Hemos visto que un aumento de la temperatura aumenta la presión de vapor. Si se sigue 
aumentando la temperatura, el líquido comienza a hervir. Definimos como punto o 
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temperatura de ebullición a la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido iguala a 
la presión externa. El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura de ebullición 
cuando la presión externa es de 1 atm. 
En el proceso de ebullición se forman burbujas en todo el seno del líquido. Dentro de las 
burbujas hay moléculas de la sustancia al estado vapor, de forma que la presión interna en la 
burbuja es debida sólo a la presión de vapor del líquido. La presión externa a la burbuja es 
debida a la presión atmosférica en la superficie del líquido más algo de presión hidrostática, 
que es despreciable frente a la atmosférica en un recipiente de dimensiones comunes. Cuando 
la presión de vapor iguala a la atmosférica, la burbuja sube hasta la superficie del líquido y 
se revienta. Esto marca una de las diferencias entre la ebullición y la evaporación. En esta 
última, las moléculas que pasan al estado vapor provienen de las cercanías de la superficie, 
mientras que en la ebullición las moléculas de vapor se generan en cualquier punto del 
recipiente. Una segunda diferencia entre evaporación y ebullición es que, 
independientemente de la presión externa, un líquido se evapora a cualquier temperatura, 
mientras que la ebullición ocurre a una única temperatura. 
Figura 7: Diferencias entre evaporación y ebullición 
 
Dado que la ebullición se define en términos de la presión de vapor de un líquido, es de 
esperar que el punto de ebullición (Teb) esté relacionado con el calor molar de vaporización 
(Hvap): A mayor valor de Hvap, mayor será el punto de ebullición. Esto es debido a que 
tanto el punto de ebullición como el Hvap están determinados por las fuerzas de atracción 
intermoleculares. En la siguiente tabla se dan algunos ejemplos: 
 
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Tabla 1: Valores para la temperatura de ebullición (Teb) y calor molar de vaporización 
(Hvap) para algunas sustancias 
Sustancia Teb (ºC) Hvap (kJ/mol) 
Argón (Ar)  186 6,3 
Metano (CH4)  164 9,2 
Dietiléter (CH3CH2OCH2CH3) 34,6 26,0 
Etanol (CH3CH2OH) 78,3 39,3 
Agua (H2O) 100 40,79 
 
Por ejemplo, el Ar y el CH4, que tienen fuerzas de dispersión (London) débiles, tienen punto 
de ebullición y calores de vaporización pequeños. El dietiléter, que es una molécula polar 
(momento dipolar permanente  0), las fuerzas dipolo-dipolo explican su temperatura de 
ebullición y calor de vaporización modernamente alto. Por último, el etanol y el agua forman 
ambos en laces puente hidrógeno, los cuales son los responsables de sus puntos de ebullición 
y calor de vaporización grandes. 
Presión de vapor de un sólido 
 Al igual que sucede en los líquidos, también pueden escaparse de los sólidos algunas 
partículas a la fase gaseosa, determinando con ello cierta presión de vapor. 
 De la misma manera que en los líquidos, no todas las moléculas en el sólido tienen la 
misma energía, sino que existe una distribución de energías: habrá partículas con más energía 
y otras con menos. Aquellas partículas que están dotadas de alta energía, y además se 
encuentren en la superficie, pueden vencer las fuerzas de atracción del sólido y escapar a la 
fase vapor: este proceso se conoce como sublimación;, aunque los nombres de este pasaje y 
el inverso, es decir, de gas a sólido, que aquí también llamaremos como sublimación, no se 
han generalizado, habiendo distintos autores que utilizan otra terminología. Si el sólido se 
encuentra en un recipiente cerrado, irá aumentando el número de partículas que escapan a la 
fase gaseosa. Cuando el número de partículas es suficientemente alto, algunas pueden llegar 
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a chocar contra la superficie del sólido y quedar retenido en él. En cierto momento se igualan 
a las velocidades de pasaje de partículas del estado sólido a la fase vapor y de la fase vapor 
a la fase sólida, alcanzándose un equilibrio dinámico, y la presión ejercida por la fase gaseosa 
será entonces la presión de vapor del sólido a dicha temperatura. De la misma manera que 
sucede en los líquidos, la tendencia de las partículas a escaparse depende de la intensidad de 
las fuerzas intermoleculares. De esta forma, la presión de vapor dependerá de cada sustancia 
en particular: cuando aquellas fuerzas sean débiles, la tendencia a escapar será grande, y la 
misma tendencia tendrá la presión de vapor del sólido. Cuando por el contrario, las 
atracciones sean intensas, la presión de vapor será baja, como por ejemplo en los sólidos 
iónicos. 
 Esta presión de vapor también depende de la temperatura: cuanto más elevada sea 
ésta, mayor será la energía de las partículas, más fácilmente escaparán y mayor será la presión 
de vapor. 
Se puede escribir una ecuación similar a la de Clausius-Clapeyron para el equilibrio 
líquido-gas, que en este caso toma la forma integrada: 
𝑙𝑜𝑔
𝑃1
𝑃2
=
Δ𝐻𝑠𝑢𝑏
2,303 𝑅
(
1
𝑇2
−
1
𝑇1
) 
donde Hsub es el calo de sublimación, es decir, el calor que hay que entregarle a 1 mol de 
la sustancia al estado sólido para llevarla al estado vapor. 
 Si se grafica la presión de vapor de una sustancia dada en función de la temperatura, 
por ejemplo para el hielo, se observan gráficas del siguiente tipo: 
 
 
 
 
 
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Figura 8: Curva de presión de vapor de sólidos (hielo) 
 
A 0 K, la tendencia de las partículas del sólido es cero, y por lo tato será cero su 
presión de vapor. A medida que la temperatura asciende, también aumenta la presión de 
vapor, que raramente es alta. Una vez sobrepasada la temperatura de fusión, la presión de 
vapor corresponde al líquido en cuestión. 
Diagramas de fases 
 Las relaciones existentes entre los estados sólido, líquido y vapor de una sustancia 
dada, en función de la temperatura y presión, se pueden resumir en una sola gráfica 
denominada diagrama de fases. Cada sustancia tiene su diagrama de fases específico obtenido 
de datos experimentales. La figura siguiente muestra el diagrama de fases del agua. 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 9: Diagrama de fases del agua 
 
 Cada una de las porciones que lo forman representan al agua en sus estados sólido, 
líquido y gaseoso en función de la temperatura y presión. Cada una de las tres regiones 
corresponde a un sistema monofásico, esto es, dentro de cada una de las tres regiones la 
sustancia está en el estado allí especificado en equilibrio. Esto significa que si nos 
encontramos a 1 atm depresión y 20 ºC, el estado estable del agua es el líquido, por más que 
intentemos perturbar al sistema (agitar, agregar más agua líquida, etc.). Puede ocurrir que, 
si enfriamos al agua a 1 atm de presión en forma muy lenta y en un dispositivo que no genere 
vibraciones, el agua llegue por debajo de 0ºC en estado líquido. En ese caso, el agua líquida 
por debajo de 0 ºC y a 1 atm de presión se encuentra en un estado metaestable: basta una 
pequeña vibración o el agregado de unos cristales de hielo para que inmediatamente pase al 
estado sólido, que es la fase estable en esas condiciones. Lo mismo ocurre cuando hervimos 
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agua en un microondas: Puede ocurrir, especialmente si el recipiente es nuevo y no presenta 
cortes o marcas internas, que el agua se encuentre a más de 100 ºC al estado líquido. Basta 
un pequeño movimientopara que el agua hierva y pase al estado vapor rápidamente. 
 Las líneas que separan a las regiones son curvas de equilibrio entre dos fases: L-V, S-
L y S-V. Cualquier punto de dichas curvas representa valores de presión y temperatura en 
los cuales pueden coexistir en equilibrio esas dos fases. Por ejemplo, a 1 atm de presión y 0 
ºC pueden coexistir en equilibrio hielo y agua líquida, pero no necesariamente deben estar 
presentes ambas fases: pueden encontrarse en dichas condiciones agua líquida, hielo o ambas 
fases en equilibrio. 
 Las interacciones de las tres curvas en un punto se conoce como punto triple. En dicho 
punto pueden coexistir en equilibrio las tres fases: sólida, líquida y vapor. Lo mismo que 
antes, no es necesario que en el punto triple estén presentes las tres fases: en las condiciones 
de presión y temperatura del punto triple puede encontrarse una fase, dos fases en equilibrio 
o las tres fases en equilibrio. Para cada sustancia, el punto triple toma valores característicos 
de presión y temperatura. Por ejemplo, para el agua, el punto triple tiene un valor de 0,0098 
ºC y 4,58 Torr. Esta temperatura no es exactamente la de fusión normal, que es de 0 ºC. La 
diferencia se debe a que el punto de fusión normal se define como la temperatura de fusión 
a la presión de 1 atm, y ya que la presión del punto triple es distinta de 760 Torr, la 
temperatura será diferente de 0 ºC. 
 En el gráfico se indica también un punto denominado punto crítico: Es el punto tal 
que por encima de él no se puede producir condensación por aumento de la presión. A 
temperaturas menores a las del punto crítico, un aumento de la presión provoca que las 
partículas al estado vapor empiecen a estar más juntas, aumentan las fuerzas de atracción, ya 
que su magnitud es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que separa las 
partículas, y algunas de esas partículas condensan. Por encima de la temperatura crítica, la 
agitación molecular es tan grande que un aumento de la presión no puede lograr un aumento 
der las fuerzas de atracción tal que provoque la condensación. De la misma forma que en el 
caso del punto triple, cada sustancia tiene su valor característico de presión y volumen crítico. 
Para el caso del agua esos valores son 374,15 ºC y 217,7 atm. 
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 En este diagrama de fases de agua hemos se ha mostrado a la fase sólida (hielo) como 
única. En realidad, de acuerdo a las condiciones que se forme el sólido hay varias formas en 
la que el hielo cristaliza, dando lugar a su vez a un diagrama de fases para el hielo: 
Figura 10: Diagrama de fases para el agua teniendo en cuenta las distintas formas de la fase 
sólida (hielo) 
 
 Sin embargo, vamos a considerar de acá en más como una única fase sólida del agua, 
a la que llamaremos simplemente hielo. 
 Volviendo a la figura 9, vemos que la curva de equilibrio sólido-líquido prácticamente 
es una línea recta, y prácticamente vertical. Esto nos está indicando que prácticamente la 
presión no tiene influencia en el equilibrio, o, en otras palabras, que la presión afecta muy 
poco al valor de la temperatura de fusión. En general, al tratar equilibrios en fases 
condensadas (sólido y/o líquido), la influencia de la presión es despreciable. Lo anterior no 
es cierto si está involucrado algún gas en el proceso. 
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 Vamos a ver ahora cómo es el diagrama de fases de otra sustancia, en este caso del 
dióxido de carbono, CO2. 
 
Figura 11: Diagrama de fases del dióxido de carbono 
 
 Lo primero que podemos observar es que aparecen las tres fases, al igual que en el 
agua, pero que el valor del punto triple corresponde a una temperatura de  56,6 ºC y 5,1 atm. 
Esto significa que, a la presión normal de 1 atm, el sólido pasará directamente de ese estado 
al estado vapor sin pasar por el estado líquido, es decir ocurrirá la sublimación. Este proceso 
ocurre a  78 ºC. Por eso, al CO2 sólido se lo conoce como “hielo seco”, y su utilización 
principal es en la refrigeración de alimentos. Si la temperatura ambiente es mayor que  78 
ºC, el sólido sublima y no “moja” al alimento, manteniéndolo refrigerado. 
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Otra diferencia con el diagrama de fases del agua de la figura 9 es que en esta la curva 
de equilibrio sólido-líquido, que prácticamente es una recta, tiene pendiente negativa, 
mientras que en la del dióxido de carbono es positiva. Esta característica del agua es 
prácticamente una excepción en los equilibrios de este tipo. La inmensa mayoría de las 
sustancias presenta un comportamiento tal que la pendiente de dicha curva es positiva, como 
en el CO2. Esto es debido a que el agua tiene la característica, también como excepción, de 
que su fase sólida sea menos densa que el agua líquida (el hielo flota sobre el agua), mientras 
que en la inmensa mayoría del resto de las sustancias el sólido es más denso que su fase 
líquida y se hunde en ella. Esta propiedad del agua es la que permite la vida en lagos 
congelados: cuando la temperatura disminuye, se congela la superficie, manteniéndose la 
parte inferior en estado líquido, permitiendo la vida en esas condiciones. 
Para el dióxido de carbono, la temperatura crítica es de 31,05 ºC y la presión crítica 
de 73,0 atm. 
 
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Bibliografía 
 
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