En las ciencias físicas , una fase es una región de material que es químicamente uniforme, físicamente distinta y (a menudo) mecánicamente separable. En un sistema que consta de hielo y agua en un frasco de vidrio, los cubitos de hielo son una fase, el agua es una segunda fase y el aire húmedo es una tercera fase sobre el hielo y el agua. El vaso del tarro es otra fase aparte. (Ver estado de la materia § Vidrio .)
Más precisamente, una fase es una región del espacio (un sistema termodinámico ), en toda la cual todas las propiedades físicas de un material son esencialmente uniformes. [1] [2] : 86 [3] : 3 Ejemplos de propiedades físicas incluyen densidad , índice de refracción , magnetización y composición química.
El término fase se utiliza a veces como sinónimo de estado de la materia , pero puede haber varias fases inmiscibles del mismo estado de la materia (como cuando el aceite y el agua se separan en fases distintas, ambas en estado líquido). A veces también se utiliza para referirse a los estados de equilibrio mostrados en un diagrama de fases , descritos en términos de variables de estado como presión y temperatura y demarcados por límites de fases . (Los límites de fase se relacionan con cambios en la organización de la materia, incluido, por ejemplo, un cambio sutil dentro del estado sólido de una estructura cristalina a otra, así como cambios de estado, como entre sólido y líquido). Estos dos usos no son proporcionales a la definición formal dada anteriormente y el significado pretendido deben determinarse en parte a partir del contexto en el que se utiliza el término.
Las distintas fases pueden describirse como diferentes estados de la materia, como gas , líquido , sólido , plasma o condensado de Bose-Einstein . Las mesofases útiles entre sólido y líquido forman otros estados de la materia.
También pueden existir fases distintas dentro de un estado determinado de la materia. Como se muestra en el diagrama de las aleaciones de hierro, existen varias fases tanto para el estado sólido como para el líquido. Las fases también se pueden diferenciar según la solubilidad , como en polares (hidrófilas) o no polares (hidrófobas). Una mezcla de agua (un líquido polar) y aceite (un líquido no polar) se separará espontáneamente en dos fases. El agua tiene una solubilidad muy baja (es insoluble) en el aceite y el aceite tiene una solubilidad baja en agua. La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en un disolvente antes de que el soluto deje de disolverse y permanezca en una fase separada. Una mezcla se puede separar en más de dos fases líquidas y el concepto de separación de fases se extiende a los sólidos, es decir, los sólidos pueden formar soluciones sólidas o cristalizar en distintas fases cristalinas. Los pares de metales que son mutuamente solubles pueden formar aleaciones , mientras que los pares de metales que son mutuamente insolubles no pueden formar aleaciones.
Se han observado hasta ocho fases líquidas inmiscibles . [a] Las fases líquidas mutuamente inmiscibles se forman a partir de agua (fase acuosa), disolventes orgánicos hidrófobos, perfluorocarbonos ( fase fluorada ), siliconas, varios metales diferentes y también a partir de fósforo fundido. No todos los disolventes orgánicos son completamente miscibles; por ejemplo, una mezcla de etilenglicol y tolueno puede separarse en dos fases orgánicas distintas. [b]
No es necesario que las fases se separen macroscópicamente de forma espontánea. Las emulsiones y los coloides son ejemplos de combinaciones de pares de fases inmiscibles que no se separan físicamente.
Si se deja en equilibrio, muchas composiciones formarán una fase única uniforme, pero dependiendo de la temperatura y la presión, incluso una sola sustancia puede separarse en dos o más fases distintas. Dentro de cada fase, las propiedades son uniformes, pero entre las dos fases las propiedades difieren.
El agua en un recipiente cerrado con un espacio de aire encima forma un sistema de dos fases. La mayor parte del agua se encuentra en fase líquida, donde se mantiene por la atracción mutua de las moléculas de agua. Incluso en equilibrio, las moléculas están constantemente en movimiento y, de vez en cuando, una molécula en la fase líquida gana suficiente energía cinética para separarse de la fase líquida y entrar en la fase gaseosa. Asimismo, de vez en cuando una molécula de vapor choca con la superficie del líquido y se condensa en el líquido. En el equilibrio, los procesos de evaporación y condensación se equilibran exactamente y no hay cambio neto en el volumen de ninguna de las fases.
A temperatura y presión ambiente, la jarra de agua alcanza el equilibrio cuando el aire sobre el agua tiene una humedad de aproximadamente el 3%. Este porcentaje aumenta a medida que sube la temperatura. A 100 °C y presión atmosférica, el equilibrio no se alcanza hasta que el aire es 100% agua. Si el líquido se calienta un poco más de 100 °C, la transición de líquido a gas se producirá no sólo en la superficie sino en todo el volumen del líquido: el agua hierve.
Para una composición determinada, sólo son posibles determinadas fases a una temperatura y presión determinadas. El número y tipo de fases que se formarán es difícil de predecir y normalmente se determina mediante experimentos. Los resultados de tales experimentos se pueden representar en diagramas de fases .
El diagrama de fases que se muestra aquí es para un sistema de un solo componente. En este sistema simple, las fases posibles dependen únicamente de la presión y la temperatura . Las marcas muestran puntos donde dos o más fases pueden coexistir en equilibrio. A temperaturas y presiones alejadas de las marcas, solo habrá una fase en equilibrio.
En el diagrama, la línea azul que marca el límite entre líquido y gas no continúa indefinidamente, sino que termina en un punto llamado punto crítico . A medida que la temperatura y la presión se acercan al punto crítico, las propiedades del líquido y del gas se vuelven progresivamente más similares. En el punto crítico, el líquido y el gas se vuelven indistinguibles. Por encima del punto crítico, ya no hay fases líquidas y gaseosas separadas: solo hay una fase fluida genérica denominada fluido supercrítico . En el agua, el punto crítico se produce alrededor de 647 K (374 °C o 705 °F) y 22,064 MPa .
Una característica inusual del diagrama de fases del agua es que la línea de fase sólido-líquido (ilustrada por la línea verde punteada) tiene una pendiente negativa. Para la mayoría de las sustancias, la pendiente es positiva, como lo ejemplifica la línea verde oscura. Esta característica inusual del agua está relacionada con que el hielo tiene una densidad menor que el agua líquida. El aumento de la presión hace que el agua pase a la fase de mayor densidad, lo que provoca que se derrita.
Otra característica interesante, aunque no inusual, del diagrama de fases es el punto donde la línea de fase sólido-líquido se encuentra con la línea de fase líquido-gas. La intersección se conoce como punto triple . En el punto triple pueden coexistir las tres fases.
Experimentalmente, las líneas de fase son relativamente fáciles de mapear debido a la interdependencia de temperatura y presión que se desarrolla cuando se forman múltiples fases. La regla de las fases de Gibbs sugiere que las diferentes fases están completamente determinadas por estas variables. Considere un aparato de prueba que consta de un cilindro cerrado y bien aislado equipado con un pistón. Controlando la temperatura y la presión, el sistema puede llevarse a cualquier punto del diagrama de fases. Desde un punto en la región de estabilidad sólida (lado izquierdo del diagrama), aumentar la temperatura del sistema lo llevaría a la región donde un líquido o un gas es la fase de equilibrio (dependiendo de la presión). Si el pistón desciende lentamente, el sistema trazará una curva de temperatura y presión crecientes dentro de la región del gas del diagrama de fases. En el punto donde el gas comienza a condensarse a líquido, la dirección de la curva de temperatura y presión cambiará abruptamente para seguir la línea de fase hasta que toda el agua se haya condensado.
Entre dos fases en equilibrio hay una región estrecha donde las propiedades no son las de ninguna de las fases. Aunque esta región puede ser muy delgada, puede tener efectos significativos y fácilmente observables, como provocar que un líquido presente tensión superficial . En las mezclas, algunos componentes pueden moverse preferentemente hacia la interfaz . En términos de modelar, describir o comprender el comportamiento de un sistema particular, puede resultar eficaz tratar la región interfacial como una fase separada.
Un solo material puede tener varios estados sólidos distintos capaces de formar fases separadas. El agua es un ejemplo bien conocido de tal material. Por ejemplo, el hielo de agua se encuentra normalmente en la forma hexagonal hielo I h , pero también puede existir como hielo cúbico I c , hielo romboédrico II y muchas otras formas. El polimorfismo es la capacidad de un sólido de existir en más de una forma cristalina. Para los elementos químicos puros, el polimorfismo se conoce como alotropía . Por ejemplo, el diamante , el grafito y los fullerenos son alótropos diferentes del carbono .
Cuando una sustancia sufre una transición de fase (cambia de un estado de la materia a otro), normalmente absorbe o libera energía. Por ejemplo, cuando el agua se evapora, el aumento de energía cinética a medida que las moléculas que se evaporan escapan de las fuerzas de atracción del líquido se refleja en una disminución de la temperatura. La energía necesaria para inducir la transición de fase se toma de la energía térmica interna del agua, que enfría el líquido a una temperatura más baja; por tanto, la evaporación es útil para enfriar. Véase Entalpía de vaporización . El proceso inverso, la condensación, libera calor. La energía térmica, o entalpía, asociada con una transición de sólido a líquido es la entalpía de fusión y la asociada con una transición de sólido a gas es la entalpía de sublimación .
Si bien las fases de la materia se definen tradicionalmente para sistemas en equilibrio térmico, el trabajo en sistemas cuánticos localizados de muchos cuerpos (MBL) ha proporcionado un marco para definir fases fuera de equilibrio. Las fases de MBL nunca alcanzan el equilibrio térmico y pueden permitir nuevas formas de orden no permitidas en el equilibrio a través de un fenómeno conocido como orden cuántico protegido por localización. Las transiciones entre diferentes fases de MBL y entre MBL y las fases de termalización son transiciones de fase dinámicas novedosas cuyas propiedades son áreas activas de investigación.
