2.2: Los Estados de la Materia

Como se describe en la Sección 2.1, una molécula de agua está compuesta por dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno (H ₂ O). Todas las moléculas de agua son exactamente iguales (misma proporción de elementos, mismo patrón de unión geométrica), pero encontramos agua en tres formas diferentes en el mundo que nos rodea. A baja temperatura, el agua existe como un sólido (hielo). A medida que aumenta la temperatura, el agua existe como líquido, y a alta temperatura, como vapor de agua, un gas. Estas tres formas de agua representan los tres estados de la materia: sólidos, líquidos y gases. Los estados de la materia son ejemplos de propiedades físicas de una sustancia. Otras propiedades físicas incluyen apariencia (brillante, opaca, lisa, rugosa), olor, conductividad eléctrica, conductividad térmica, dureza y densidad, por nombrar solo algunas. Discutiremos la densidad con más detalle en la siguiente sección, pero primero examinemos los estados de la materia y en qué se diferencian a nivel atómico.

Si el hielo, el agua líquida y el vapor de agua consisten en moléculas idénticas, entonces ¿qué explica la diferencia en sus propiedades? Hasta el momento, hemos hablado de moléculas como si estuvieran quietas, pero de hecho, siempre se mueven. En química, a menudo explicamos los estados de la materia en términos de la teoría molecular cinética (KMT). La palabra cinética se refiere al movimiento y la teoría molecular cinética sugiere que los átomos y las moléculas están siempre en movimiento. La energía asociada con este movimiento se denomina energía cinética. La cantidad de energía cinética que tiene una partícula es una función directa de la temperatura, y es la energía cinética de las moléculas de agua bajo diferentes condiciones la que determina las diferentes propiedades de los tres estados del agua.

Los átomos y las moléculas se mueven de diferentes maneras bajo diferentes condiciones debido a las fuerzas que los atraen entre sí, llamadas fuerzas intermoleculares. Fuerzas intermoleculares es un término general que describe el hecho de que todos los átomos y moléculas comparten una cierta atracción inherente entre sí. Estas fuerzas atractivas son mucho más débiles que los enlaces que mantienen unidas a las moléculas, pero en un gran cúmulo de átomos o moléculas la suma de todas estas fuerzas atractivas puede ser bastante significativa.

Ahora, consideremos un grupo de moléculas o átomos agrupados y mantenidos en su lugar por estas atractivas fuerzas. A baja temperatura, las moléculas o átomos permanecerán pegados en un bulto de forma y estructura definidas, como el agua en forma de cubo de hielo. Esto se conoce como la fase sólida. A nivel atómico, las moléculas o átomos en un sólido están estrechamente empaquetados, y aunque todavía se mueven rápidamente, sus movimientos son tan pequeños que se puede pensar que vibran alrededor de una posición fija. Como analogía aquí, piense en un puñado de pequeños imanes pegados en una masa sólida. Los sólidos y líquidos son los estados de materia más apretados. Debido a las fuerzas intermoleculares, los sólidos tienen una forma definida, que es independiente del contenedor en el que se colocan. A medida que se agrega energía al sistema, generalmente en forma de calor, las moléculas o átomos individuales adquieren energía suficiente para superar algunas de las atractivas fuerzas intermoleculares entre ellos de manera que las partículas vecinas sean libres de pasar o deslizarse unas sobre otras. A este estado de la materia se le llama fase líquida. Al igual que en un sólido, en un líquido, las fuerzas de atracción son lo suficientemente fuertes como para mantener las moléculas o átomos muy cerca entre sí de manera que no se comprimen fácilmente y tengan un volumen definido. A diferencia de un sólido, sin embargo, las partículas fluirán (se deslizarán unas sobre otras) para que puedan asumir la forma de su contenedor.

Finalmente, si se pone suficiente energía en el sistema, las moléculas o átomos individuales adquieren suficiente energía para romper totalmente todas las fuerzas atractivas entre ellos y son libres de separarse y moverse rápidamente a lo largo de todo el volumen de su contenedor. A esto se le llama la fase gaseosa y los átomos o moléculas en la fase gaseosa llenarán totalmente cualquier recipiente que ocupen, tomando la forma y el volumen de su contenedor. Debido a que hay tanto espacio entre las partículas en un gas, un gas es altamente compresible, lo que significa que las moléculas se pueden forzar más juntas para encajar en un espacio mucho más pequeño. Todos estamos familiarizados con los cilindros de gas comprimido, donde se explota la compresibilidad de los gases para permitir que una gran cantidad de gas sea transportada en un espacio muy pequeño.

Volviendo a nuestro ejemplo del agua, a baja temperatura, el agua existe como el sólido, el hielo. A medida que el sólido se calienta, las moléculas de agua adquieren suficiente energía para superar la fuerza más fuerte de las fuerzas atractivas entre ellas y el hielo se derrite para formar agua líquida. Esta transición de la fase sólida a la fase líquida ocurre a una temperatura fija para cada sustancia llamada punto de fusión. El punto de fusión de un sólido es una de las propiedades físicas de ese sólido. Si eliminamos energía de las moléculas líquidas se ralentizarán lo suficiente para que las fuerzas atractivas vuelvan a afianzarse y se forme un sólido. La temperatura que esto sucede se llama punto de congelación y es la misma temperatura que el punto de fusión.

A medida que se pone más energía en el sistema, el agua se calienta, las moléculas comienzan a moverse cada vez más rápido hasta que finalmente hay suficiente energía en el sistema para superar totalmente las fuerzas atractivas. Cuando esto sucede, las moléculas de agua son libres de volar lejos unas de otras, llenar cualquier recipiente que estén ocupando y convertirse en un gas. La transición de la fase líquida a la fase gaseosa ocurre a una temperatura fija para cada sustancia y se denomina punto de ebullición. Al igual que el punto de fusión, el punto de ebullición es otra propiedad física de un líquido.

Las transiciones de fase para una sustancia típica se pueden mostrar usando un diagrama simple que muestra los estados físicos, separados por transiciones para puntos de fusión y ebullición. Por ejemplo, si te dicen que una sustancia pura está 15˚ C por encima de su punto de ebullición, puedes usar el diagrama para trazar la temperatura relativa al punto de ebullición. Debido a que estás por encima del punto de ebullición, la sustancia existirá en la fase gaseosa.

Hay, sin embargo, algunas excepciones a las reglas para los cambios de estado que acabamos de establecer,. Por ejemplo, el hielo es un sólido y las moléculas en el interior se mantienen unidas fuertemente por fuerzas intermoleculares. Las moléculas superficiales, sin embargo, están expuestas y tienen la oportunidad de absorber energía del ambiente (piense en un parche de nieve en un día soleado y brillante). Si algunas de estas moléculas superficiales absorben suficiente energía, pueden romper las fuerzas atractivas que las están sujetando y escapar como un gas (vapor de agua) sin pasar nunca por la fase líquida. La transición de un sólido directamente a un gas se llama sublimación. El proceso inverso, una transición directa de un gas a un sólido, se llama deposición. Quizás el ejemplo más común de un sólido que no se derrite, sino que solo sublima, es el hielo seco (dióxido de carbono sólido; CO ₂). Esta propiedad del hielo seco es lo que lo convierte en un buen refrigerante para el envío de productos perecederos. Hace bastante frío, manteniendo las cosas bien congeladas, pero no se funde en un líquido desordenado ya que se calienta durante el envío.

Al igual que las moléculas superficiales en los sólidos pueden moverse directamente a la fase gaseosa, las moléculas superficiales en los líquidos también absorben energía del ambiente y se mueven hacia la fase gaseosa, aunque el líquido en sí esté por debajo del punto de ebullición. Este es el proceso de vaporización (evaporación). El proceso inverso, una transición de un gas a un líquido, se llama condensación. Las sustancias líquidas se someten a vaporización y el espacio por encima de cualquier líquido tiene moléculas de esa sustancia en estado gaseoso. Esto se llama la presión de vapor del líquido, y la presión de vapor (a una temperatura dada) es otra de las propiedades físicas de las sustancias líquidas.

Resumiendo lo que sabemos sobre los diferentes estados de la materia:

En un gas:

• las moléculas o átomos están muy separados, haciendo que un gas sea altamente compresible,
• las fuerzas de atracción entre las partículas son mínimas, lo que permite que el gas tome la forma y el volumen de su contenedor.

En un líquido:

• las moléculas o átomos están estrechamente espaciados, lo que hace que un líquido sea mucho menos compresible que un gas,
• las fuerzas de atracción entre las partículas son intermedias, permitiendo que las moléculas o átomos pasen, o se deslicen entre sí,
• los líquidos tienen un volumen definido, pero tomarán la forma de su contenedor.

En un sólido:

• las fuerzas de atracción son fuertes, manteniendo los átomos o moléculas en posiciones relativamente fijas,
• los átomos o moléculas vecinas están muy juntos, haciendo que el sólido no sea compresible y dándole una forma definida que es independiente de la forma y tamaño de su contenedor.