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Eine Phase ist ein in sich homogener, räumlich abgegrenzter Bereich mit charakteristischen physikalischen Eigenschaften. Phasenübergänge beschreiben die Wechsel zwischen den drei Aggregatzuständen – fest, flüssig, gasförmig – und werden durch Temperatur und Druck gesteuert. Die Zustände resultieren aus dem Gleichgewicht zwischen kinetischer Energie und zwischenmolekularen Kräften (Dipol-Kräfte, Dispersionskräfte, Wasserstoffbrückenbindungen). Das Phasendiagramm des Wassers veranschaulicht die Gleichgewichtskurven, den Tripelpunkt und den kritischen Punkt; die Anomalie des Wassers (Dichtemaximum bei 4 °C) führt zu lebenswichtigen Effekten. Die Gibbs-Phasenregel (F = K – P + 2) gibt Auskunft über die Freiheitsgrade eines Systems; Gemische können homogen (eine Phase) oder heterogen (mehrere Phasen) sein. Energieumsätze werden als endotherm bzw. exotherm klassifiziert, die latenten Wärmen sind stoffspezifisch: für Wasser ΔH_Schm = 6,01 kJ/mol, ΔH_Verd = 40,7 kJ/mol.
Materie begegnet uns in der Natur meist in drei klassischen Erscheinungsformen, den sogenannten Aggregatzuständen: fest, flüssig und gasförmig. Welchen Zustand ein Stoff einnimmt, hängt maßgeblich von der Temperatur (ein Maß für die mittlere kinetische Energie der Teilchen) und dem äußeren Druck ab. Man kann sich die Teilchen wie tanzende Personen vorstellen: Je mehr Energie sie haben, desto wilder bewegen sie sich und desto weniger lassen sie sich an einem festen Platz halten.
Eine Phase ist ein räumlich abgegrenzter, in sich homogener Bereich, der sich durch physikalische Zustandsgrößen wie Dichte oder Brechungsindex von angrenzenden Phasen unterscheidet. Ein System kann aus einer oder mehreren Komponenten bestehen. Liegt Wasser gleichzeitig als Eis und flüssiges Wasser vor, handelt es sich um ein Einkomponentensystem mit zwei Phasen. Ein Mehrkomponentensystem kann ebenfalls mehrere Phasen ausbilden – auch innerhalb desselben Aggregatzustands, wie bei nicht mischbaren Flüssigkeiten (z. B. Öl auf Wasser). Entscheidend für den Aggregatzustand ist das Gleichgewicht zwischen der kinetischen Energie der Teilchen, die nach der kinetischen Gastheorie proportional zur absoluten Temperatur ist, und den zwischenmolekularen Anziehungskräften.
Im festen Zustand ist die kinetische Energie der Teilchen gering. Die Kohäsionskräfte (Anziehungskräfte zwischen den Teilchen desselben Stoffes) sind stark genug, um die Teilchen auf festen Gitterplätzen zu fixieren. Sie führen lediglich kleine Schwingungen um ihre Ruhelage aus. Häufig bilden die Teilchen dabei ein regelmäßiges Kristallgitter, dessen kleinste wiederholbare Einheit als Elementarzelle bezeichnet wird. Festkörper haben daher eine definierte Form und ein konstantes Volumen.
Wird einem Festkörper Energie zugeführt, erreichen die Teilchen den flüssigen Zustand. Die kinetische Energie reicht nun aus, um die starre Gitterstruktur aufzubrechen, aber die Kohäsionskräfte halten die Teilchen noch eng beieinander. Flüssigkeiten sind inkompressibel (kaum zusammendrückbar) und besitzen ein festes Volumen, passen ihre äußere Form jedoch dem jeweiligen Gefäß an.
Im gasförmigen Zustand ist die kinetische Energie so hoch, dass die Kohäsionskräfte fast vollständig überwunden werden. Die Teilchen bewegen sich völlig frei und ungeordnet im Raum. Durch die großen Abstände zwischen den Teilchen sind die Anziehungskräfte vernachlässigbar klein; Gase haben weder eine feste Form noch ein festes Volumen; sie füllen den verfügbaren Raum vollständig aus und sind im Gegensatz zu Flüssigkeiten leicht komprimierbar.
Die zwischenmolekularen Kräfte spielen besonders in Flüssigkeiten und Feststoffen eine bedeutende Rolle. Man unterscheidet drei wesentliche Wechselwirkungen: Dipol-Dipol-Kräfte zwischen permanenten Dipolen, Dispersionskräfte (auch London-Kräfte oder Van-der-Waals-Wechselwirkungen), die insbesondere bei unpolaren Molekülen wirken, und Wasserstoffbrückenbindungen, eine starke Form der Dipol-Wechselwirkung, die beispielsweise für den Zusammenhalt der DNA-Doppelhelix verantwortlich ist.
Besteht ein System aus mehreren Reinstoffen, spricht man von einem Gemisch. Homogene Gemische bilden eine einzige Phase (z. B. eine Salzlösung), heterogene Gemische bestehen aus mehreren Phasen (z. B. Sand in Wasser). Kolloide Gemische mit sehr kleinen Partikeln im Nanometer-Bereich stellen eine Zwischenform dar, sind aber für den MedAT nicht prüfungsrelevant.
Um das Zusammenspiel von Druck und Temperatur zu verstehen, nutzt man Phasendiagramme. Für Wasser, ein Einkomponentensystem, ergibt sich ein Diagramm mit der Temperatur auf der x-Achse und dem Druck auf der y-Achse. Drei Kurven grenzen die stabilen Phasenbereiche voneinander ab: Die Dampfdruckkurve beschreibt das Gleichgewicht zwischen Flüssigkeit und Dampf und endet im kritischen Punkt. Die Sublimationskurve zeigt das Gleichgewicht zwischen festem Eis und Wasserdampf – unter einem Druck von etwa 0,006 bar kann Eis direkt sublimieren. Die Schmelzkurve verläuft bei den meisten Stoffen mit positiver Steigung, da die feste Phase meist dichter ist. Bei Wasser ist sie aufgrund der Anomalie nach links geneigt: Eis ist weniger dicht als flüssiges Wasser, erreicht seine höchste Dichte bei 4 °C und schwimmt deshalb. Dieses Phänomen sorgt dafür, dass Seen von oben zufrieren und das Wasser darunter isoliert bleibt. Der Punkt, an dem alle drei Kurven zusammentreffen, ist der Tripelpunkt – hier koexistieren alle drei Phasen im Gleichgewicht.
Der Übergang zwischen diesen Aggregatzuständen wird als Phasenübergang bezeichnet. Prozesse, bei denen Energie in Form von Wärme aus der Umgebung aufgenommen wird, heißen endotherm (positives Vorzeichen): Schmelzen (fest → flüssig), Verdampfen (flüssig → gasförmig) und Sublimieren (fest → gasförmig). Die umgekehrten Vorgänge sind exotherm und geben Wärme ab (negatives Vorzeichen): Gefrieren, Kondensieren und Resublimation (gasförmig → fest). Die benötigte Energie wird latente Wärme genannt und bewirkt, dass während des gesamten Phasenübergangs die Temperatur konstant bleibt, da sie ausschließlich zum Aufbrechen der zwischenmolekularen Kräfte genutzt wird. Für Wasser beträgt die Schmelzwärme ΔH_Schm etwa 6,01 kJ/mol, die Verdampfungswärme ΔH_Verd etwa 40,7 kJ/mol. Die Sublimationswärme ΔH_Subl setzt sich aus beiden zusammen und beträgt rund 47 kJ/mol.
Wie viele Zustandsvariablen in einem System unabhängig variiert werden können, beschreibt die Gibbs-Phasenregel: F = K – P + 2. Dabei steht F für die Zahl der Freiheitsgrade, K für die Anzahl der Komponenten und P für die Anzahl der koexistierenden Phasen. Für reines Wasser (K = 1) ergibt sich im Tripelpunkt (P = 3) kein Freiheitsgrad (F = 0) – Druck und Temperatur sind exakt festgelegt. Auf einer der Gleichgewichtskurven (P = 2) besitzt das System einen Freiheitsgrad, in einem einphasigen Gebiet (P = 1) zwei Freiheitsgrade.
Jenseits des kritischen Punktes verschwinden die Unterschiede zwischen der flüssigen und der gasförmigen Phase. In diesem Bereich spricht man von einem überkritischen Fluid, das Eigenschaften beider Zustände vereint. Für die Medizin ist dieses Verständnis wichtig, da Gase unter hohem Druck (z. B. in Sauerstoffflaschen) oder Phasenwechsel (z. B. bei der Narkosemittelverdampfung) physikalische Grundlagen darstellen.
Das Wissen über Phasendiagramme und Übergänge findet vielfältige Anwendung. Bei der Gefriertrocknung von Lebensmitteln wird das Eis unter Vakuum direkt sublimiert – eine schonende Konservierungsmethode. Im Druckkochtopf erhöht der Überdruck den Siedepunkt des Wassers, in großer Höhe dagegen erniedrigt der verringerte Luftdruck den Siedepunkt, sodass Wasser früher zu kochen beginnt. Auch das Phänomen der Wasserrohrbrüche im Winter erklärt sich durch die Volumenzunahme bei der Eisbildung.
