As três fases (ou estados) comuns da matéria são os gases, líquidos e sólidos. Os gases têm a menor densidade das três, são altamente compressíveis, e enchem completamente qualquer recipiente em que são colocados. Os gases comportam-se desta forma porque as suas forças intermoleculares são relativamente fracas, por isso as suas moléculas estão em constante movimento independentemente das outras moléculas presentes. Os sólidos, pelo contrário, são relativamente densos, rígidos e incompressíveis porque as suas forças intermoleculares são tão fortes que as moléculas estão essencialmente fechadas no lugar. Os líquidos são relativamente densos e incompressíveis, como os sólidos, mas fluem rapidamente para se adaptarem à forma dos seus recipientes, como os gases. Podemos, portanto, concluir que a soma das forças intermoleculares nos líquidos se situa entre as dos gases e as dos sólidos. A Figura 10.1.1 compara os três estados da matéria e ilustra as diferenças a nível molecular.

O estado de uma determinada substância depende fortemente das condições. Por exemplo, o H2O é comumente encontrado nos três estados: gelo sólido, água líquida, e vapor de água (sua forma gasosa). Na maioria das condições, encontramos a água como o líquido essencial para a vida; bebemo-la, cozinhamos com ela e banhamo-nos nela. Quando a temperatura está fria o suficiente para transformar o líquido em gelo, podemos esquiar ou patinar sobre ele, embalá-lo em uma bola de neve ou cone de neve, e até mesmo construir moradias com ele. Vapor de água A distinção entre um gás e um vapor é sutil: o termo vapor refere-se à forma gasosa de uma substância que é um líquido ou um sólido em condições normais (25°C, 1.0 atm). O nitrogênio (N2) e o oxigênio (O2) são assim chamados de gases, mas a água gasosa na atmosfera é chamada vapor de água. é um componente do ar que respiramos, e é produzido sempre que aquecemos água para cozinhar alimentos ou para fazer café ou chá. O vapor de água a temperaturas superiores a 100°C é chamado de vapor. O vapor é usado para acionar grandes máquinas, incluindo turbinas que geram eletricidade. As propriedades dos três estados da água estão resumidas na Tabela 10.1.1

A estrutura geométrica e as propriedades físicas e químicas dos átomos, íons e moléculas geralmente não dependem do seu estado físico; as moléculas individuais de água no gelo, água líquida e vapor, por exemplo, são todas idênticas. Em contraste, as propriedades macroscópicas de uma substância dependem fortemente do seu estado físico, que é determinado por forças e condições intermoleculares como temperatura e pressão.

Figure 10.1.2 mostra os locais na tabela periódica desses elementos que são comumente encontrados nos estados gasoso, líquido e sólido. Com exceção do hidrogênio, os elementos que ocorrem naturalmente como gases estão no lado direito da tabela periódica. Destes, todos os gases nobres (grupo 18) são gases monatômicos, enquanto os outros elementos gasosos são moléculas diatômicas (H2, N2, O2, F2, e Cl2). O oxigênio também pode formar uma segunda alotrópica, a molécula triatômica altamente reativa ozônio (O3), que também é um gás. Em contraste, o bromo (como Br2) e o mercúrio (Hg) são líquidos em condições normais (25°C e 1,0 atm, comumente chamados de “temperatura e pressão ambiente”). O gálio (Ga), que derrete a apenas 29,76°C, pode ser convertido em líquido simplesmente segurando um recipiente com ele na mão ou mantendo-o em uma sala sem ar condicionado em um dia quente de verão. O resto dos elementos são todos sólidos em condições normais.

Muitos dos elementos e compostos que encontramos até agora são tipicamente encontrados como gases; alguns dos mais comuns estão listados na Tabela 10.1.2 . As substâncias gasosas incluem muitos hidretos binários, tais como os halogenetos de hidrogênio (HX); hidretos dos calcogenos; hidretos do grupo 15 elementos N, P e As; hidretos do grupo 14 elementos C, Si e Ge; e diborano (B2H6). Além disso, muitos dos óxidos covalentes simples dos não metais são gases, tais como CO, CO2, NO, NO2, SO2, SO3, e ClO2. Muitos compostos orgânicos de baixa massa molecular também são gases, incluindo todos os hidrocarbonetos com quatro ou menos átomos de carbono e moléculas simples como éter dimetílico, cloreto de metilo (CH3Cl), formaldeído (CH2O) e acetaldeído (CH3CHO). Finalmente, refrigerantes como os clorofluorocarbonos (CFC) e os hidroclorofluorocarbonos (HCFC) são gases que podem ser facilmente liquefeitos por compressão e, por sua vez, os líquidos podem ser transformados em gases, diminuindo a pressão sobre os líquidos. A mudança de fase de líquido para gás em tubos dentro da geladeira esfria, enquanto a compressão em bobinas no fundo ou na parte de trás da geladeira aquece a sala. Amônia e SO2 são outros gases compressíveis que foram utilizados como refrigerantes, mas não podem ser utilizados em casas devido à sua natureza venenosa. A amônia ainda é utilizada como um refrigerante em grandes ambientes comerciais devido à sua eficiência e baixo custo.

Todas as substâncias gasosas mencionadas anteriormente (excepto os gases nobres monatómicos) contêm ligações covalentes ou polares covalentes e são moléculas não polares ou polares. Em contraste, as fortes atrações eletrostáticas em compostos iônicos, como NaBr (ponto de ebulição = 1390°C) ou LiF (ponto de ebulição = 1673°C), os impedem de existir como gases à temperatura e pressão ambiente. Além disso, os membros mais leves de uma determinada família de compostos são provavelmente gases, e os pontos de ebulição dos compostos polares são geralmente maiores do que os dos compostos não polares de massa molecular semelhante. Portanto, em uma determinada série de compostos, os membros mais leves e menos polares são os que têm maior probabilidade de serem gases. Com relativamente poucas exceções, entretanto, compostos com mais de cerca de cinco átomos do período 2 ou abaixo são muito pesados para existir como gases em condições normais.

Embora os gases tenham uma ampla gama de usos, acredita-se que um uso particularmente desagradável de uma substância gasosa tenha sido empregado pelos persas na cidade romana de Dura, no leste da Síria, no terceiro século AD. Os persas cavaram um túnel sob a muralha da cidade para entrar e conquistar a cidade. As evidências arqueológicas sugerem que quando os romanos responderam com contra-túneis para deter o cerco, os persas acenderam betumes e cristais de enxofre para produzir um gás denso e venenoso. É provável que o fole ou as chaminés tenham distribuído os fumos tóxicos. Os restos de cerca de 20 soldados romanos foram descobertos na base da muralha da cidade, na entrada de um túnel com menos de 2 m de altura e 11 m de comprimento. Como é altamente improvável que os persas pudessem ter abatido tantos romanos na entrada de um espaço tão confinado, os arqueólogos especulam que os antigos persas usavam a guerra química para conquistar com sucesso a cidade.