Las sustancias pueden cambiar de fase, a menudo debido a un cambio de temperatura. A bajas temperaturas, la mayoría de las sustancias son sólidas; a medida que aumenta la temperatura, se vuelven líquidas; a temperaturas aún más altas, se vuelven gaseosas.

El proceso de un sólido que se convierte en líquido se llama fusión (un término más antiguo que puede ver a veces es fusión). El proceso opuesto, un líquido que se convierte en sólido, se llama solidificación. Para cualquier sustancia pura, la temperatura a la que se produce la fusión, conocida como el punto de fusión, es una característica de esa sustancia. Requiere energía para que un sólido se derrita en un líquido. Cada sustancia pura tiene una cierta cantidad de energía que necesita para cambiar de sólido a líquido. Esta cantidad se denomina entalpía de fusión (o calor de fusión) de la sustancia, representada como ΔHfus. Algunos valores ΔHfus se enumeran en el Cuadro 10.2″ Entalpías de fusión para Diversas Sustancias»; se supone que estos valores corresponden al punto de fusión de la sustancia. Tenga en cuenta que la unidad de ΔHfus es kilojulios por mol, por lo que necesitamos saber la cantidad de material para saber cuánta energía está involucrada. El ΔHfus siempre se tabula como un número positivo. Sin embargo, se puede usar tanto para el proceso de fusión como para el de solidificación, siempre que tenga en cuenta que la fusión siempre es endotérmica (por lo que ΔH será positiva), mientras que la solidificación siempre es exotérmica (por lo que ΔH será negativa).

Tabla 10.2 Entalpías de Fusión de Diversas Sustancias

Sustancia (Punto de Fusión)	ΔHfus (kJ/mol)
Agua (0°C)	6.01
de Aluminio (660°C)	10.7
El Benceno (5,5°C)	9.95
el Etanol (-114.3°C)	5.02
Mercurio (-38.8°C)	2.29

Durante la fusión, la energía va exclusivamente para cambiar la fase de una sustancia; no va a cambiar la temperatura de una sustancia. Por lo tanto, la fusión es un proceso isotérmico porque una sustancia permanece a la misma temperatura. Solo cuando toda una sustancia se derrite, cualquier energía adicional se destina a cambiar su temperatura.

¿Qué sucede cuando un sólido se convierte en líquido? En un sólido, las partículas individuales se atascan en su lugar porque las fuerzas intermoleculares no pueden ser superadas por la energía de las partículas. Cuando se suministra más energía (p. ej., aumentando la temperatura), llega un punto en el que las partículas tienen suficiente energía para moverse, pero no suficiente energía para separarse. Esta es la fase líquida: las partículas todavía están en contacto, pero son capaces de moverse unas a otras. Esto explica por qué los líquidos pueden adoptar la forma de sus recipientes: las partículas se mueven y, bajo la influencia de la gravedad, llenan el volumen más bajo posible (a menos que el líquido se encuentre en un entorno de gravedad cero-véase la Figura 10.16 «Líquidos y gravedad»).

El cambio de fase entre un líquido y un gas tiene algunas similitudes con el cambio de fase entre un sólido y un líquido. A cierta temperatura, las partículas en un líquido tienen suficiente energía para convertirse en gas. El proceso de un líquido que se convierte en gas se llama ebullición (o vaporización), mientras que el proceso de un gas que se convierte en líquido se llama condensación. Sin embargo, a diferencia del proceso de conversión sólido/líquido, el proceso de conversión líquido/gas se ve notablemente afectado por la presión circundante sobre el líquido porque los gases se ven fuertemente afectados por la presión. Esto significa que la temperatura a la que un líquido se convierte en gas, el punto de ebullición, puede cambiar con la presión circundante. Por lo tanto, definimos el punto de ebullición normal como la temperatura a la que un líquido cambia a un gas cuando la presión circundante es exactamente 1 atm, o 760 torr. A menos que se especifique lo contrario, se supone que un punto de ebullición es para 1 atm de presión.

Al igual que el cambio de fase sólido/líquido, el cambio de fase líquido/gas implica energía. La cantidad de energía requerida para convertir un líquido en gas se denomina entalpía de vaporización (o calor de vaporización), representada como ΔHvap. Algunos valores ΔHvap se enumeran en la Tabla 10.3 «Entalpías de Vaporización para Diversas Sustancias»; se supone que estos valores corresponden a la temperatura normal del punto de ebullición de la sustancia, que también se indica en el cuadro. La unidad para ΔHvap también es kilojulios por mol, por lo que necesitamos saber la cantidad de material para saber cuánta energía está involucrada. El ΔHvap también se tabula siempre como un número positivo. Se puede usar tanto para el proceso de ebullición como para el de condensación, siempre que tenga en cuenta que la ebullición siempre es endotérmica (por lo que ΔH será positiva), mientras que la condensación siempre es exotérmica (por lo que ΔH será negativa).

Cuadro 10.3 Entalpías de Vaporización para Diversas Sustancias

Sustancia (Punto de ebullición normal)	ΔHvap (kJ / mol)
Agua (100 ° C)	40.68
Bromo (59,5 ° C)	15.4
Benceno (80,1 ° C)	30.8
Etanol (78,3 ° C)	38.6
Mercurio (357 ° C)	59.23

Como con la fusión, la energía en ebullición va exclusivamente para cambiar la fase de una sustancia; no va a cambiar la temperatura de una sustancia. Por lo tanto, la ebullición también es un proceso isotérmico. Solo cuando toda una sustancia se ha hervido, cualquier energía adicional se destina a cambiar su temperatura.

¿Qué sucede cuando un líquido se convierte en gas? Ya hemos establecido que un líquido está compuesto de partículas en contacto entre sí. Cuando un líquido se convierte en gas, las partículas se separan unas de otras, y cada partícula va por su propio camino en el espacio. Así es como los gases tienden a llenar sus recipientes. De hecho, en la fase gaseosa, la mayor parte del volumen es espacio vacío; solo aproximadamente una milésima parte del volumen es absorbida por la materia (véase la Figura 10.17 «Líquidos y gases»). Es esta propiedad de los gases la que explica por qué pueden comprimirse, un hecho que se considera en el Capítulo 6 «Gases».

En algunas circunstancias, la fase sólida puede pasar directamente a la fase gaseosa sin pasar por una fase líquida, y un gas puede convertirse directamente en sólido. El cambio de sólido a gas se denomina sublimación, mientras que el proceso inverso se denomina deposición. La sublimación es isotérmica, como los otros cambios de fase. Hay un cambio de energía medible durante la sublimación; este cambio de energía se llama entalpía de sublimación, representada como ΔHsub. La relación entre el ΔHsub y los otros cambios de entalpía es la siguiente:

ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap

Como tal, ΔHsub no siempre se tabula porque puede calcularse simplemente a partir de ΔHfus y ΔHvap.

Hay varios ejemplos comunes de sublimación. Un producto bien conocido, el hielo seco, es en realidad CO2 sólido. El hielo seco es seco porque se sublima, con el sólido sin pasar por la fase líquida y yendo directamente a la fase gaseosa. La sublimación se produce a una temperatura de -77 ° C, por lo que debe manipularse con precaución. Si alguna vez ha notado que los cubitos de hielo en un congelador tienden a hacerse más pequeños con el tiempo, es porque el agua sólida se sublima muy lentamente. La «quemadura por congelador» en realidad no es una quemadura; ocurre cuando ciertos alimentos, como las carnes, pierden lentamente el contenido de agua sólida debido a la sublimación. La comida sigue siendo buena, pero parece poco apetecible. Reducir la temperatura de un congelador ralentizará la sublimación del agua sólida.

Se pueden utilizar ecuaciones químicas para representar un cambio de fase. En tales casos, es crucial utilizar etiquetas de fase en las sustancias. Por ejemplo, la ecuación química para la fusión del hielo para hacer agua líquida es la siguiente:

H2O (s) → H2O(H)

No se está produciendo ningún cambio químico; sin embargo, se está produciendo un cambio físico.

Curvas de calentamiento

Una gráfica de la temperatura frente a la cantidad de calor añadido se conoce como curva de calentamiento (véase la Figura 10.18). Estos se usan comúnmente para mostrar visualmente la relación entre los cambios de fase y la entalpía para una sustancia dada.

En la Figura 10.18, el sólido gana energía cinética y, en consecuencia, aumenta la temperatura a medida que se agrega calor. En el punto de fusión, el calor añadido se utiliza para romper las atractivas fuerzas intermoleculares del sólido en lugar de aumentar la energía cinética, y por lo tanto la temperatura permanece constante. Después de que todo el sólido se haya derretido, una vez más, el calor agregado aumenta la energía cinética (y la temperatura) de las moléculas líquidas hasta el punto de ebullición. En el punto de ebullición, una vez más, el calor agregado se utiliza para romper las atractivas fuerzas intermoleculares en lugar de suministrar energía cinética, y la temperatura permanece constante hasta que todo el líquido se convierte en gas.

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