Termodinamica classica/Transizioni e diagrammi di fase

Le transizioni di fase, o passaggi di stato, sono trasformazioni in cui la materia passa da uno stato di aggregazione all'altro. Gli stati in cui si può trovare la materia sono, generalmente, tre:

• solido,
• liquido,
• gassoso.

Da distinguere il caso del vapore, che è diverso dallo stato gassoso di un sistema.

Le transizioni di fase sono caratterizzate dal fatto che la temperatura non varia durante la trasformazione: il calore che viene fornito al sistema, infatti, non va ad alzare la temperatura del sistema bensì viene tutto utilizzato per convertire il sistema da uno stato all'altro. Le transizioni di fase possono essere graficate in un diagramma di fase, che rappresenta il variare dei tre parametri termodinamici e in che stato si presenta il sistema. Qui sotto c'è il diagramma di fase tridimensionale dell'acqua.

In questo diagramma vediamo la presenza di un punto critico e di un punto triplo, quest'ultimo rappresentato come una linea nel piano $(p,V)$. Un piano ottimo per riuscire a distinguere i due punti è il piano $(p,T)$, come vediamo qui sotto.

Vediamo anche la differenza tra vapore e gas; la linea che intercorre tra la fase liquida e la fase di vapore è la curva di transizione (in questo caso dal liquido al gas), la cui espressione la ricaveremo più avanti, nota come equazione di Clausius-Clapeyron. La curva di transizione tra lo stato solido e gassoso, invece, risulta avere pendenza negativa. È una caratteristica dell'acqua, questa: infatti, nella stragrande maggioranza delle sostanze la curva ha pendenza positiva. Qualsiasi trasformazione che, nel piano $(p,T)$, tagli le curve di transizione è una transizione di fase, dove il sistema viene portato da uno stato all'altro.

Il punto triplo è quel particolare stato termodinamico al confine tra i tre stati della materia dove la sostanza è in condizione di miscela dei tre stati: variando leggermente i parametri termodinamici, infatti, la sostanza può diventare solida, liquida o gassosa. Il punto critico, invece, rappresenta i valori critici delle variabili termodinamiche al di là dei quali non vi è più transizione di fase: esiste solo lo stato gassoso oltre il punto critico.

Ponendo attenzione al piano $(p,V)$, invece, osserviamo una caratteristica campana che separa gli stati liquido e gassoso; le curve che passano nella campana mantengono la loro temperatura costante (perché sappiamo che le transizioni avvengono a temperature fisse), ma anche la loro pressione resta costante: sono quindi delle curve isoterme di sistemi reali, in cui il sistema cambia stato di aggregazione variando solo il volume, mentre temperatura e pressione restano costanti lungo tutta la trasformazione. Oltre il punto critico (ben oltre, in realtà) le curve isoterme prendono la forma che conosciamo di iperboli equilatere: è il caso limite dove un gas reale può essere considerato senza problemi un gas perfetto.