Las partículas de un sólido se compactan estrechamente a través de fuerzas de atracción y vibran en posiciones fijas sin interrumpir la red. Al agregar de calor hace que la energía térmica de las partículas aumente y vibren más rápido. Las partículas se mueven y se reorganizan superando parcialmente las fuerzas intermoleculares.

Posteriormente, la red se colapsa y el sólido se derrite. Esta transición de sólido a líquido se llama fundición o fusión, y la temperatura a la que ocurre se llama punto de fundición o punto de fusión. El cambio de entalpía que se requiere para fundir por completo 1 mol de un sólido en su punto de fusión se denomina calor de fusión molar o entalpía de fusión molar.

Dado que la fusión casi siempre requiere energía, es un proceso endotérmico con un valor de entalpía positivo, con algunas excepciones. Por ejemplo, cuando un mol de hielo absorbe 6, 02 kilojulios de energía térmica de su entorno, su temperatura aumenta. Cuando la temperatura alcanza los 0 C grados Celsius, comienza a derretirse.

Para cualquier sustancia, el calor de fusión es menor que el calor de vaporización. Por ejemplo, mientras que derretir un mol de hielo requiere solo 6, 02 kilojulios de energía, vaporizar un mol de agua requiere 40, 8 kilojulios de energía. Esto se debe a que la vaporización implica la separación completa de las moléculas, liberándose de casi todas las fuerzas intermoleculares.

En comparación, la fusión implica superar solo parcialmente las fuerzas de atracción mientras las moléculas continúan en estrecho contacto. El proceso inverso de la fusión, es decir, la transición de líquido a sólido, se denomina congelación o solidificación. Cuando las moléculas en fase líquida pierden energía, su movimiento térmico disminuye y las moléculas se compactan lo suficiente como para restablecer las fuerzas intermoleculares.

Finalmente, el líquido se convierte en su forma sólida. La congelación es un proceso exotérmico y su valor de entalpía es negativo, con algunas excepciones. Las sustancias generalmente se congelan aproximadamente a la misma temperatura a la que se derriten.

Aunque la entalpía de congelación es negativa, su magnitud es la misma que la entalpía de fusión. Cuando una sustancia se mantiene en su punto de fusión o congelación, coexisten las fases sólida y líquida.

El calentamiento de un sólido cristalino aumenta la energía promedio de sus átomos, moléculas o iones, y el sólido se calienta más. En algún momento, la energía agregada se vuelve lo suficientemente grande como para superar parcialmente las fuerzas que sostienen las moléculas o iones del sólido en sus posiciones fijas, y el sólido comienza el proceso de transición al estado líquido o de fusión. En este punto, la temperatura del sólido deja de subir, a pesar de la entrada continua de calor, y permanece constante hasta que todo el sólido se funde. Sólo después de que todo el sólido se haya fundido, el calentamiento continuo aumentará la temperatura del líquido.

Si el calentamiento se detiene durante el fundido y la mezcla sólido-líquido se coloca en un recipiente perfectamente aislado para que no pueda entrar ni escapar calor, las fases sólida y líquida permanecerán en equilibrio. Esta es casi la situación con una mezcla de hielo y agua en un termo muy bueno; casi ningún calor entra o sale, y la mezcla de hielo sólido y agua líquida permanece por horas. En una mezcla de sólidos y líquidos en equilibrio, los procesos recíprocos de fusión y congelación se producen a velocidades iguales, y las cantidades de sólidos y líquidos, por lo tanto, permanecen constantes. La temperatura a la que las fases sólida y líquida de una sustancia determinada están en equilibrio se denomina punto de fusión del sólido o punto de congelación del líquido.

El uso de un término o del otro suele estar determinado por la dirección de la transición de fase que se considera, por ejemplo, de sólido a líquido (fusión) o de líquido a sólido (congelación). La entalpía de fusión y el punto de fusión de un sólido cristalino dependen de la magnitud de las fuerzas de atracción entre las unidades presentes en el cristal. Moléculas con fuerzas de atracción débiles forman cristales con puntos de fusión bajos. Los cristales formados por partículas con fuerzas más fuertes se funden a temperaturas más altas.

La cantidad de calor necesaria para cambiar un mol de una sustancia del estado sólido al estado líquido es la entalpía de fusión, ΔH_fus de la sustancia. La entalpía de fusión de hielo es de 6,0 kJ/mol a 0 °C. La fusión (derretimiento) es endotérmica.

Eq1

El proceso recíproco, la congelación, es un proceso exotérmico cuyo cambio de entalpía es −6,0 kJ/mol a 0 °C:

Eq1

Este texto es adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 10,3: Transiciones de Fase.

Tags

PLAYLIST