Transizioni di fase

Che si tratti di solido, liquido o gas, lo stato di una sostanza dipende dall’ordine e dalla disposizione delle sue particelle (atomi, molecole o ioni). Particelle nella confezione solida strettamente insieme, generalmente in uno schema. Le particelle vibrano sulle loro posizioni fisse ma non si muovono o si stringono oltre i loro vicini. Nei liquidi, sebbene le particelle siano strettamente distanziate, sono disposte casualmente. La posizione delle particelle non è fissa, cioè sono libere di spostarsi oltre i loro vicini per occupare posizioni diverse. Poiché le particelle sono vicine tra loro negli stati solido e liquido, queste sono indicate come stati condensati o fasi condensate. In questi stati, le sostanze mostrano forze intermolecolari relativamente forti. Nei gas, le forze interpartitiche delle attrazioni sono deboli. Le particelle di un gas non sono vincolate dai loro vicini; le particelle sono libere di muoversi e, in condizioni normali, sono separate da grandi distanze.

L’energia interna di una sostanza — l’energia cinetica totale di tutte le sue molecole — dipende dalla forza delle forze intermolecolari nelle fasi condensate e dalla pressione esercitata sulla sostanza. L’energia interna di una sostanza è la più alta in uno stato gassoso, la più bassa in uno stato solido e intermedia in un liquido.

Le transizioni di fase sono causate da cambiamenti nelle condizioni fisiche, come nella temperatura e/o nella pressione, che influenzano la forza delle forze intermolecolari. Ad esempio, l’aggiunta di calore a una sostanza fa aumentare l’energia termica della sua particella (o l’energia del moto), superando le attraenti forze intermolecolari tra di loro. Un solido si scioglie quando la sua temperatura sale al punto in cui le particelle vibrano abbastanza velocemente da spostarsi fuori dalle loro posizioni fisse. Questa transizione di fase è chiamata fusione, e il punto in cui si verifica è il punto di fusione del solido. Man mano che la temperatura aumenta ulteriormente, le particelle si muovono più velocemente fino a quando non fuorievengono finalmente allo stato gassoso. Questa è vaporizzazione, e il punto in cui si verifica è il punto di ebollizione del liquido.

Il punto di transizione di fase e il cambiamento di energia associato alla transizione dipendono dalle forze intermolecolari che esistono nella sostanza. Ad una data pressione, le sostanze con forze intermolecolari più forti richiedono più energia per superarle e, quindi, subiscono cambiamenti di fase a temperature più elevate. L’energia necessaria per causare la transizione di fase completa di una talpa di una sostanza senza un cambiamento di temperatura è chiamata calore molare o entalpia molare di quella transizione. Ad esempio, l’energia necessaria per vaporizzare una talpa di un liquido è chiamata entalpia molare di vaporizzazione.

Le transizioni che si verificano assorbendo energia sono esotermiche e i loro valori di entalpia sono negativi. D’altra parte, le transizioni che si verificano rilasciando energia sono endotermiche e i loro valori di entalpia sono positivi. Ad esempio, mentre l’entalpia molare della vaporizzazione è positiva, l’entalpia molare della condensa è negativa.

Poiché una sostanza si trasforma da una fase all’altra molecola per molecola, durante una transizione di fase, le due fasi convivono; e la temperatura della sostanza rimane costante, nonostante il continuo apporto di calore. Dopo il completamento della transizione della massa, la temperatura della sostanza aumenta.

Quando le transizioni di fase avvengono in un sistema chiuso, le transizioni opposte avvengono a velocità uguali, portando ad uno stato di equilibrio dinamico.