Le sostanze possono cambiare fase-spesso a causa di un cambiamento di temperatura. A basse temperature, la maggior parte delle sostanze sono solide; all’aumentare della temperatura, diventano liquide; a temperature più elevate ancora, diventano gassosi.

Il processo di un solido che diventa un liquido è chiamato fusione (un termine più vecchio che si può vedere a volte è fusione). Il processo opposto, un liquido che diventa solido, è chiamato solidificazione. Per qualsiasi sostanza pura, la temperatura alla quale avviene la fusione — nota come punto di fusione — è una caratteristica di quella sostanza. Richiede energia perché un solido si sciolga in un liquido. Ogni sostanza pura ha una certa quantità di energia di cui ha bisogno per passare da un solido a un liquido. Questa quantità è chiamata entalpia di fusione (o calore di fusione) della sostanza, rappresentata come ΔHfus. Alcuni valori ΔHfus sono elencati nella Tabella 10.2 “Entalpie di fusione per varie sostanze”; si presume che questi valori siano per il punto di fusione della sostanza. Si noti che l’unità di ΔHfus è kilojoule per mole, quindi dobbiamo conoscere la quantità di materiale per sapere quanta energia è coinvolta. Il ΔHfus è sempre tabulato come un numero positivo. Tuttavia, può essere utilizzato sia per la fusione che per i processi di solidificazione purché si tenga presente che la fusione è sempre endotermica (quindi ΔH sarà positivo), mentre la solidificazione è sempre esotermica (quindi ΔH sarà negativo).

Tabella 10.2 Enthalpies di Fusione per Varie Sostanze

Sostanza (Punto di Fusione)	ΔHfus (kJ/mol)
Acqua (0°C)	6.01
Alluminio (660°C)	10.7
Benzene (5.5°C)	9.95
Etanolo (-114.3°C)	5.02
Mercurio (-38.8°C)	2.29

Durante la fusione, l’energia va esclusivamente a cambiare la fase di una sostanza; non va a cambiare la temperatura di una sostanza. Quindi la fusione è un processo isotermico perché una sostanza rimane alla stessa temperatura. Solo quando tutta una sostanza viene sciolta, qualsiasi energia aggiuntiva va a cambiare la sua temperatura.

Cosa succede quando un solido diventa un liquido? In un solido, le singole particelle sono bloccate in posizione perché le forze intermolecolari non possono essere superate dall’energia delle particelle. Quando viene fornita più energia (ad es., aumentando la temperatura), arriva un punto in cui le particelle hanno abbastanza energia per muoversi ma non abbastanza energia per separarsi. Questa è la fase liquida: le particelle sono ancora in contatto ma sono in grado di muoversi l’una intorno all’altra. Questo spiega perché i liquidi possono assumere la forma dei loro contenitori: le particelle si muovono e, sotto l’influenza della gravità, riempiono il volume più basso possibile (a meno che il liquido non si trovi in un ambiente a gravità zero-vedi Figura 10.16 “Liquidi e gravità”).

Il cambiamento di fase tra un liquido e un gas ha alcune somiglianze con il cambiamento di fase tra un solido e un liquido. Ad una certa temperatura, le particelle in un liquido hanno abbastanza energia per diventare un gas. Il processo di un liquido che diventa un gas è chiamato ebollizione (o vapourizzazione), mentre il processo di un gas che diventa un liquido è chiamato condensazione. Tuttavia, a differenza del processo di conversione solido/liquido, il processo di conversione liquido/gas è notevolmente influenzato dalla pressione circostante sul liquido perché i gas sono fortemente influenzati dalla pressione. Ciò significa che la temperatura alla quale un liquido diventa un gas, il punto di ebollizione, può cambiare con la pressione circostante. Pertanto, definiamo il normale punto di ebollizione come la temperatura alla quale un liquido cambia in un gas quando la pressione circostante è esattamente 1 atm o 760 torr. Se non diversamente specificato, si presume che un punto di ebollizione sia per 1 atm di pressione.

Come il cambiamento di fase solido/liquido, il cambiamento di fase liquido/gas comporta energia. La quantità di energia necessaria per convertire un liquido in un gas è chiamata entalpia di vaporizzazione (o calore di vaporizzazione), rappresentata come ΔHvap. Alcuni valori ΔHvap sono elencati nella Tabella 10.3 “Entalpie di vaporizzazione per varie sostanze”; si presume che questi valori siano per la normale temperatura del punto di ebollizione della sostanza, che è anche riportata nella tabella. L’unità per ΔHvap è anche kilojoule per mole, quindi dobbiamo conoscere la quantità di materiale per sapere quanta energia è coinvolta. Anche il ΔHvap è sempre tabulato come un numero positivo. Può essere utilizzato sia per i processi di ebollizione che per quelli di condensazione purché si tenga presente che l’ebollizione è sempre endotermica (quindi ΔH sarà positivo), mentre la condensazione è sempre esotermica (quindi ΔH sarà negativo).

Tabella 10.3 Enthalpies di Vaporizzazione, per Varie Sostanze

Sostanza (Punto di Ebollizione Normale)	ΔHvap (kJ/mol)
Acqua (100°C)	40.68
Bromo (59.5°C)	15.4
Benzene (80.1°C)	30.8
Etanolo (78.3°C)	38.6
Mercurio (357°C)	59.23

Come con la fusione, l’energia in ebollizione va esclusivamente a cambiare la fase di una sostanza; non va a cambiare la temperatura di una sostanza. Quindi l’ebollizione è anche un processo isotermico. Solo quando tutta una sostanza è bollita, qualsiasi energia aggiuntiva va a cambiare la sua temperatura.

Cosa succede quando un liquido diventa un gas? Abbiamo già stabilito che un liquido è composto da particelle in contatto tra loro. Quando un liquido diventa un gas, le particelle si separano l’una dall’altra, con ogni particella che va per la sua strada nello spazio. Questo è il modo in cui i gas tendono a riempire i loro contenitori. In effetti, nella fase gassosa la maggior parte del volume è spazio vuoto; solo circa un millesimo del volume è effettivamente occupato dalla materia (vedi Figura 10.17 “Liquidi e gas”). È questa proprietà dei gas che spiega perché possono essere compressi, un fatto che è considerato nel Capitolo 6 “Gas”.

In alcune circostanze, la fase solida può passare direttamente alla fase gassosa senza passare attraverso una fase liquida e un gas può diventare direttamente un solido. Il cambiamento da solido a gas è chiamato sublimazione, mentre il processo inverso è chiamato deposizione. La sublimazione è isotermica, come gli altri cambiamenti di fase. C’è un cambiamento di energia misurabile durante la sublimazione; questo cambiamento di energia è chiamato entalpia della sublimazione, rappresentata come ΔHsub. La relazione tra il ΔHsub e gli altri cambiamenti di entalpia è la seguente:

ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap

Come tale, ΔHsub non è sempre tabulato perché può essere semplicemente calcolato da ΔHfus e ΔHvap.

Esistono diversi esempi comuni di sublimazione. Un prodotto ben noto – ghiaccio secco-è in realtà CO2 solido. Il ghiaccio secco è secco perché sublima, con il solido che bypassa la fase liquida e passa direttamente alla fase gassosa. La sublimazione avviene a una temperatura di -77°C, quindi deve essere maneggiata con cautela. Se hai mai notato che i cubetti di ghiaccio in un congelatore tendono a ridursi nel tempo, è perché l’acqua solida sta sublimando molto lentamente. “Freezer burn” non è in realtà una bruciatura; si verifica quando alcuni alimenti, come le carni, perdono lentamente il contenuto di acqua solida a causa della sublimazione. Il cibo è ancora buono ma sembra poco appetitoso. Ridurre la temperatura di un congelatore rallenterà la sublimazione dell’acqua solida.

Le equazioni chimiche possono essere utilizzate per rappresentare un cambiamento di fase. In questi casi, è fondamentale utilizzare etichette di fase sulle sostanze. Ad esempio, l’equazione chimica per lo scioglimento del ghiaccio per rendere l’acqua liquida è la seguente:

H2O(s) → H2O(ℓ)

Nessun cambiamento chimico sta avvenendo; tuttavia, un cambiamento fisico sta avvenendo.

Curve di riscaldamento

Un grafico della temperatura rispetto alla quantità di calore aggiunto è noto come curva di riscaldamento (vedere Figura 10.18). Questi sono comunemente usati per mostrare visivamente la relazione tra i cambiamenti di fase e l’entalpia per una data sostanza.

Nella Figura 10.18, il solido guadagna energia cinetica e di conseguenza aumenta di temperatura con l’aggiunta di calore. Al punto di fusione, il calore aggiunto viene utilizzato per rompere le forze intermolecolari attraenti del solido invece di aumentare l’energia cinetica, e quindi la temperatura rimane costante. Dopo che tutto il solido si è sciolto, ancora una volta, il calore aggiunto va ad aumentare l’energia cinetica (e la temperatura) delle molecole liquide fino al punto di ebollizione. Al punto di ebollizione, ancora una volta, il calore aggiunto viene utilizzato per rompere le forze intermolecolari attraenti invece di fornire energia cinetica, e la temperatura rimane costante fino a quando tutto il liquido è stato trasformato in gas.

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