Stati della materia: solido, liquido e gas a confronto

Una stessa sostanza può presentarsi come solido, liquido o gas senza cambiare la propria natura chimica: l’acqua resta H₂O che sia ghiaccio, acqua liquida o vapore. Ciò che cambia è il modo in cui le sue molecole sono disposte e quanta energia di movimento possiedono. Capire le differenze tra i tre stati — a livello molecolare, non solo descrittivo — è il punto di partenza di tutta la chimica fisica degli stati di aggregazione.

Vediamo le proprrietà macroscopiche di solidi, liquidi e gas, la spiegazione molecolare di ordine ed energia, il ruolo della comprimibilità e qualche cenno al plasma, il quarto stato.

Le tre fasi viste dall’esterno

A livello macroscopico le differenze sono immediate. Un solido ha forma e volume propri: non si adatta al recipiente e quasi non si comprime. Un liquido ha volume proprio ma non forma propria: assume la forma del contenitore mantenendo il volume, e si comprime pochissimo. Un gas non ha né forma né volume propri: occupa tutto lo spazio disponibile ed è molto comprimibile.

solido: forma e volume propri · liquido: volume proprio, forma del recipiente · gas: né forma né volume propri

Ordine ed energia: la spiegazione molecolare

La chiave per capire i tre stati è il bilancio tra due cose: le forze di attrazione che tengono unite le molecole e l’energia cinetica del loro continuo movimento, che le tende a disperdere. La temperatura misura proprio questa energia di movimento. Nel solido le forze vincono: le particelle sono bloccate in posizioni fisse, ordinate, e possono solo vibrare attorno a un punto. Nel liquido l’energia cinetica è cresciuta abbastanza da permettere alle molecole di scorrere le une sulle altre pur restando a contatto: niente posizioni fisse, ma ancora vicinanza. Nel gas l’energia di movimento è talmente alta che le molecole si liberano quasi del tutto dalle attrazioni e si muovono indipendenti, separate da grandi distanze vuote.

Densità e distanze tra le particelle

Da questa diversa disposizione discendono le densità. Solidi e liquidi hanno densità simili e relativamente alte, perché in entrambi le molecole sono a contatto (sono detti fasi condensate). Il gas, con le sue molecole lontanissime, ha densità tipicamente mille volte minore. È per questo che un liquido che evapora occupa un volume enormemente maggiore: l’acqua che diventa vapore aumenta il proprio volume di oltre mille volte a pressione ordinaria. Curiosità importante: per quasi tutte le sostanze il solido è più denso del liquido, ma l’acqua fa eccezione, e il ghiaccio galleggia.

La comprimibilità e il gas ideale

La grande comprimibilità del gas si descrive con la legge dei gas ideali, che lega pressione, volume, quantità di sostanza e temperatura:

PV = nRT

Questa relazione funziona bene proprio perché nel gas le molecole sono così lontane che le forze tra loro sono quasi trascurabili e il volume proprio delle particelle è minimo rispetto al volume totale. Sono esattamente le condizioni opposte a quelle dei liquidi e dei solidi, dove le molecole sono ammassate e le interazioni dominano: per questo non esiste una legge altrettanto semplice per le fasi condensate.

Il plasma, il quarto stato

Oltre il gas c’è un quarto stato della materia, il plasma. Se si scalda un gas a temperature elevatissime (o lo si sottopone a campi intensi), gli urti diventano così violenti da strappare elettroni agli atomi: si forma una miscela di ioni positivi ed elettroni liberi, elettricamente conduttiva e sensibile ai campi magnetici. Il plasma è in realtà lo stato più diffuso nell’Universo: le stelle, compreso il Sole, ne sono fatte. Sulla Terra lo incontriamo nei fulmini, nelle insegne al neon e negli schermi al plasma. Non è un argomento di tutti i giorni in laboratorio, ma completa il quadro: gli stati della materia non si fermano ai tre classici.

Le tre fasi a confronto

La tabella riassume le proprietà dei tre stati classici e la loro lettura a livello molecolare:

Letta da sinistra a destra, la tabella mostra un’unica tendenza: salendo di energia cinetica le particelle passano da ordinate e ferme a libere e disperse. È questo passaggio graduale che spiega anche i cambiamenti di stato, che sono semplicemente il modo in cui una sostanza si sposta da una colonna all’altra quando le si fornisce o le si toglie energia.

Domande frequenti

Quali sono gli stati della materia?

I tre stati classici sono solido, liquido e gas, distinti dal modo in cui le molecole sono disposte e si muovono. Esiste anche un quarto stato, il plasma, che si forma a temperature elevatissime quando gli atomi perdono elettroni e diventano un insieme conduttivo di ioni ed elettroni liberi. È lo stato più diffuso nell’Universo, presente nelle stelle e nei fulmini.

Perché i gas si comprimono e i liquidi no?

Perché in un gas le molecole sono lontanissime e tra loro c’è quasi solo spazio vuoto: comprimere significa avvicinarle, ed è facile. Nei liquidi e nei solidi le molecole sono già a contatto, quindi non c’è spazio da ridurre e la comprimibilità è trascurabile. È il motivo per cui i gas si stoccano in bombole compresse mentre i liquidi no.

Che differenza c’è tra un liquido e un gas a livello molecolare?

In un liquido le molecole sono ancora a contatto e si attraggono, ma hanno energia sufficiente per scorrere le une sulle altre: per questo il liquido ha volume proprio ma prende la forma del recipiente. In un gas l’energia cinetica è talmente alta che le molecole vincono quasi del tutto le attrazioni e si muovono indipendenti e distanti, occupando tutto lo spazio.

Che cos’è una fase condensata?

Sono fasi condensate i solidi e i liquidi, cioè gli stati in cui le molecole sono a contatto e la densità è alta. Si contrappongono ai gas, in cui le molecole sono disperse e la densità è molto più bassa. Il termine sottolinea che in questi stati la materia è «condensata», cioè addensata, rispetto allo stato gassoso.

Perché il ghiaccio galleggia sull’acqua?

Perché l’acqua è un’eccezione: per quasi tutte le sostanze il solido è più denso del liquido, ma il ghiaccio è meno denso dell’acqua liquida. Questo accade perché i legami a idrogeno costringono le molecole d’acqua, congelando, in una struttura aperta ed espansa. La densità minore fa galleggiare il ghiaccio, un fatto fondamentale per la vita acquatica.