Le tre fasi (o stati) comuni della materia sono i gas, i liquidi e i solidi. I gas hanno la densità più bassa dei tre, sono altamente comprimibili e riempiono completamente qualsiasi contenitore in cui sono posti. I gas si comportano così perché le loro forze intermolecolari sono relativamente deboli, quindi le loro molecole si muovono costantemente indipendentemente dalle altre molecole presenti. I solidi, al contrario, sono relativamente densi, rigidi e incomprimibili perché le loro forze intermolecolari sono così forti che le molecole sono essenzialmente bloccate in posizione. I liquidi sono relativamente densi e incomprimibili, come i solidi, ma scorrono facilmente per adattarsi alla forma dei loro contenitori, come i gas. Possiamo quindi concludere che la somma delle forze intermolecolari nei liquidi è tra quelle dei gas e dei solidi. La figura 10.1.1 confronta i tre stati della materia e illustra le differenze a livello molecolare.

Lo stato di una data sostanza dipende fortemente dalle condizioni. Per esempio, H2O si trova comunemente in tutti e tre gli stati: ghiaccio solido, acqua liquida e vapore acqueo (la sua forma gassosa). Nella maggior parte delle condizioni, incontriamo l’acqua come liquido essenziale per la vita; la beviamo, cuciniamo con essa e ci facciamo il bagno. Quando la temperatura è abbastanza fredda da trasformare il liquido in ghiaccio, possiamo sciare o pattinare su di esso, impacchettarlo in una palla di neve o in un cono di neve, e persino costruirci abitazioni. Vapore acqueoLa distinzione tra un gas e un vapore è sottile: il termine vapore si riferisce alla forma gassosa di una sostanza che è un liquido o un solido in condizioni normali (25°C, 1,0 atm). L’azoto (N2) e l’ossigeno (O2) sono quindi indicati come gas, ma l’acqua gassosa nell’atmosfera è chiamata vapore acqueo. è un componente dell’aria che respiriamo, ed è prodotto ogni volta che riscaldiamo l’acqua per cucinare il cibo o fare il caffè o il tè. Il vapore acqueo a temperature superiori a 100°C è chiamato vapore. Il vapore è usato per azionare grandi macchinari, comprese le turbine che generano elettricità. Le proprietà dei tre stati dell’acqua sono riassunte nella tabella 10.1.1

La struttura geometrica e le proprietà fisiche e chimiche di atomi, ioni e molecole di solito non dipendono dal loro stato fisico; le singole molecole d’acqua nel ghiaccio, nell’acqua liquida e nel vapore, per esempio, sono tutte identiche. Al contrario, le proprietà macroscopiche di una sostanza dipendono fortemente dal suo stato fisico, che è determinato dalle forze intermolecolari e dalle condizioni come la temperatura e la pressione.

La figura 10.1.2 mostra le posizioni nella tavola periodica di quegli elementi che si trovano comunemente negli stati gassoso, liquido e solido. Eccetto l’idrogeno, gli elementi che si trovano naturalmente come gas sono sul lato destro della tavola periodica. Di questi, tutti i gas nobili (gruppo 18) sono gas monoatomici, mentre gli altri elementi gassosi sono molecole biatomiche (H2, N2, O2, F2 e Cl2). L’ossigeno può anche formare un secondo allotropo, la molecola triatomica altamente reattiva dell’ozono (O3), che è anche un gas. Al contrario, il bromo (come Br2) e il mercurio (Hg) sono liquidi in condizioni normali (25°C e 1,0 atm, comunemente chiamati “temperatura e pressione ambiente”). Il gallio (Ga), che fonde a soli 29,76°C, può essere convertito in un liquido semplicemente tenendone un contenitore in mano o tenendolo in una stanza non climatizzata in una calda giornata estiva. Il resto degli elementi sono tutti solidi in condizioni normali.

Molti degli elementi e dei composti che abbiamo incontrato finora si trovano tipicamente come gas; alcuni dei più comuni sono elencati nella Tabella 10.1.2 . Le sostanze gassose includono molti idruri binari, come gli alogenuri di idrogeno (HX); idruri dei calcogeni; idruri degli elementi del gruppo 15 N, P, e As; idruri degli elementi del gruppo 14 C, Si, e Ge; e diborano (B2H6). Inoltre, molti degli ossidi covalenti semplici dei non metalli sono gas, come CO, CO2, NO, NO2, SO2, SO3, e ClO2. Anche molti composti organici a bassa massa molecolare sono gas, compresi tutti gli idrocarburi con quattro o meno atomi di carbonio e molecole semplici come l’etere dimetilico, il cloruro di metile (CH3Cl), la formaldeide (CH2O) e l’acetaldeide (CH3CHO). Infine, i refrigeranti, come i clorofluorocarburi (CFC) e gli idroclorofluorocarburi (HCFC) sono gas che possono essere facilmente liquefatti per compressione e a loro volta i liquidi possono essere trasformati in gas diminuendo la pressione sui liquidi. Il cambiamento di fase da liquido a gas nei tubi all’interno del frigorifero raffredda, mentre la compressione nelle bobine sul fondo o sul retro del frigorifero riscalda la stanza. L’ammoniaca e la SO2 sono altri gas comprimibili che sono stati usati come refrigeranti ma non possono essere usati nelle case a causa della loro natura velenosa. L’ammoniaca è ancora usata come refrigerante in grandi ambienti commerciali a causa della sua efficienza e del suo basso costo.

Tutte le sostanze gassose menzionate in precedenza (a parte i gas nobili monoatomici) contengono legami covalenti o polari e sono molecole non polari o polari. Al contrario, le forti attrazioni elettrostatiche nei composti ionici, come NaBr (punto di ebollizione = 1390°C) o LiF (punto di ebollizione = 1673°C), impediscono loro di esistere come gas a temperatura e pressione ambiente. Inoltre, i membri più leggeri di qualsiasi famiglia di composti sono molto probabilmente dei gas, e i punti di ebollizione dei composti polari sono generalmente maggiori di quelli dei composti non polari di massa molecolare simile. Pertanto, in una data serie di composti, i membri più leggeri e meno polari sono quelli che più probabilmente sono gas. Con relativamente poche eccezioni, tuttavia, i composti con più di circa cinque atomi del periodo 2 o inferiore sono troppo pesanti per esistere come gas in condizioni normali.

Mentre i gas hanno una vasta gamma di usi, si ritiene che un uso particolarmente truce di una sostanza gassosa sia stato impiegato dai persiani sulla città romana di Dura nella Siria orientale nel terzo secolo d.C. I persiani scavarono un tunnel sotto le mura della città per entrare e conquistare la città. Le prove archeologiche suggeriscono che quando i romani risposero con contro-tunnel per fermare l’assedio, i persiani accesero cristalli di bitume e zolfo per produrre un gas denso e velenoso. È probabile che mantici o camini abbiano distribuito i fumi tossici. I resti di circa 20 soldati romani sono stati scoperti alla base delle mura della città all’ingresso di un tunnel alto meno di 2 m e lungo 11 m. Poiché è altamente improbabile che i persiani abbiano potuto massacrare così tanti romani all’ingresso di uno spazio così ristretto, gli archeologi ipotizzano che gli antichi persiani abbiano usato la guerra chimica per conquistare con successo la città.