Es gibt drei klassische Aggregatzustände:

• fest - in diesem Zustand behält ein Stoff in dem Allgemeinen sowohl Form als auch Volumen bei (Festkörper).
• flüssig - hier wird das Volumen beibehalten, aber die Form ist unbeständig und passt sich dem umgebenden Raum an (Flüssigkeit).
• gasförmig - hier entfällt auch die Volumenbeständigkeit, ein Gas füllt den zur Verfügung stehenden Raum vollständig aus (Gas).

Nach neueren Überlegungen unterscheidet man:

• kristallin - ein spröder Stoff, der seine Form nicht verändert
• amorph - ein Stoff, der je nach Viskosität fest erscheint, oder sogar flüssig ist
• gasförmig - analog zur klassischen Nennung

Ein typisches Phasendiagramm sieht folgendermaßen aus:

• Bei einem bestimmten Druck und einer bestimmten Temperatur (dem so genannten Tripelpunkt) können alle drei Aggregatszustände gleichzeitig vorliegen.
• Für Drücke unterhalb des Tripelpunkt-Druckes kann die Substanz ca. fest (niedrige Temperatur) oder gasförmig (hohe Temperatur) sein. Die Trennlinie zwischen beiden Bereichen bezeichnet man Sublimationskurve. Auf ihr können feste und gasförmige Phasen gleichzeitig existieren. Die Sublimationskurve endet am Tripelpunkt.
• Für Drücke oberhalb des Tripelpunkt-Druckes ist die Substanz für Temperaturen unterhalb des temperaturabhängigen Schmelzpunktes fest, zwischen Schmelz- und ebenfalls temperaturabhängigem Siedepunkt flüssig, und oberhalb des Siedepunktes gasförmig. Die Trennlinie zwischen fester und flüssiger Phase, also die Kurve der Schmelzpunkte, bezeichnet man Schmelzkurve, die Trennlinie zwischen Flüssigkeit und Gas bezeichnet man Siedepunktskurve. Beide Kurven enden ebenfalls am Tripelpunkt.
• Die Siedepunktskurve verläuft vom Tripelpunkt bis zu dem so genannten kritischen Punkt. Für Temperaturen oder Drücke jenseits des kritischen Punktes verschwindet der Unterschied zwischen Flüssigkeit und Gas.

Einen Stoff in dem festen Aggregatzustand bezeichnet man Festkörper, einen Stoff in dem flüssigen Aggregatzustand bezeichnet man Flüssigkeit und einen Stoff in dem gasförmigen Aggregatzustand bezeichnet man Gas.

Die Übergänge zwischen den verschiedenen Aggregatzuständen haben spezielle Namen:

• fest → flüssig Schmelzen
• fest → gasförmig Sublimieren
• flüssig → fest Erstarren, bei Wasser auch Gefrieren
• flüssig → gasförmig Verdampfen, Sieden, bei Wasser auch Kochen
• gasförmig → fest Resublimieren
• gasförmig → flüssig Kondensieren

Das Schmelzen und Erstarren findet bei einer spezifischen, druckabhängigen Temperatur statt, der Schmelz- beziehungsweise Erstarrungstemperatur. Sublimation und Verdampfen kommt hingegen auch unterhalb der Sublimations- beziehungsweise Siedetemperatur vor. Man spricht hier von der so genannten Verdunstung.

Neben den drei klassischen Aggregatzuständen gibt es weitere, die ca. unter extremen Bedinungen auftreten (nach Temperatur, von niedrigen zu hohen, sortiert):

• Das Bose-Einstein-Kondensat: Hierbei handelt es sich um eine Menge extrem kalter Atome, die den gleichen quantenmechanischen Zustand einnehmen und dadurch ununterscheidbar werden, quasi ein Atomhaufen, der sich wie ein riesiges Atom verhält.
• Superfluid: Ist in gewissem Sinne noch flüssiger als flüssig. Es gibt keinerlei innere Reibung mehr, das heißt interne Strömungen hören nicht mehr in dem Laufe der Zeit auf.
• Atomgas : In ihm existieren keine Moleküle mehr, da die ständigen Stöße die Bindungen zerstören, allerdings sind die Elektronen noch fest gebunden.
• Der Plasmazustand: Er tritt in Sonnen oder in Fusionsreaktoren auf. Bei sehr hohen Temperaturen werden die Atome in Atom-Kern und -Hülle zerlegt, freie Elektronen entstehen.
• Das Vakuum wird ab und zu als Aggregatzustand genannt.

Zu beachten ist, dass Plasma und Vakuum keine eigentlichen Aggregatzustände sind. Grund dafür ist, dass es keine Phasenübergänge gibt, die diese Zustände abgrenzen.

Die Merkmale der klassischen Aggregatzustände lässt sich mit einem Teilchenmodell erklären. Dabei nimmt man an, dass ein Stoff aus so genannten kleinsten Teilchen besteht.

In der Wirklichkeit sind diese kleinsten Teilchen Atome, Moleküle oder Ionen.

Die kleinsten Teilchen schwingen bei Temperaturen über 0 K in einer festen Position. Je höher die Temperatur, desto heftiger schwingen sie, und der Abstand zwischen den Teilchen nimmt zu.

Das Mittel der so genannten brownschen Molekularbewegung, das heißt die mittlere Geschwindigkeit aller Teilchen stellt die Temperatur dar.

Zwischen den kleinsten Teilchen wirkt eine Kraft, die sie zusammenhält, die Van-Der-Waalschen Kräfte, oder einfach Kohäsionskraft.

Die kleinsten Teilchen haben sich so weit voneinander entfernt, dass sie sich frei bewegen können. Die Van-Der-Waalschen Kräfte sind nicht mehr stark genug, die Teilchen an ihrem Platz zu halten, aber sie hängen weiter aneinander.

Beim gasförmigen Zustand unterliegt die Kohäsionskraft der Energie der kleinsten Teilchen: sie halten nicht mehr zusammen; stoßen stets wieder zusammen, und halten sich auf Distanz.

In einem Vakuum würden sich die kleinsten Teilchen nun gleichmäßig in dem gesamten zur Verfügung stehenden Raum verteilen.

In einem geschlossenen Raum führt das Aneinanderstoßen der kleinsten Teilchen zu dem Druck des Gases.

In der physikalischen Chemie unterscheidet man zwischen einem so genannten Dampf, und einem so genannten Gas.

Beide sind physikalisch gesehen nichts anderes, als der gasförmige Aggregatzustand; die Begriffe haben auch nicht direkt mit realem Gas und idealem Gas zu tun. Und das, was umgangssprachlich als "Dampf" genannt wird, ist physikalisch gesehen ein Aerosol aus flüssigen und gasförmigen Bestandteilen.

Ein physikalisch-chemischer Dampf kann durch Kompression verflüssigt werden. Verkleinert man den Raum um dieses Gas, steigt der Druck. Die kleinsten Teilchen kommen dadurch stets enger aneinander.

Irgendwann bringt die äußere Kraft die kleinsten Teilchen so nahe aneinander, dass die Van-Der-Waalschen Kräfte wieder wirken, und der Stoff wird flüssig.

Ab einer bestimmten Temperatur ist die Energie der kleinsten Teilchen viel zu groß, um sie durch Erhöhen des Drucks wieder flüssig zu bekommen.

In Sonnen beispielsweise sind sich die kleinsten Teilchen zwar so nahe und näher, wie in einer Flüssigkeit, aber es wirkt keinerlei Anziehungskraft, durch die die kleinsten Teilchen wechselwirken.

Man hat es also in dem Prinzip stets noch mit einem Gas zu tun.

Einen gasförmigen Zustand im freie Elektronen und ionisierte Atome vorkommen, bezeichnet man als Plasma.

Dieser Zustand kann bei hohen Temperaturen (thermischer Zerfall) erreicht werden, aber zu dem Beispiel auch durch starke elektrische Felder (Blitz, Halogenlampe). Bei hohen Temperaturen (~ 5 Tausend K) zerfallen Gase nahezu komplett in ein Plasma, aber auch bei niederen Temperaturen kommen freie Elektronen und ionisierte Atome (auch in Festkörpern oder Flüssigkeiten) nachweislich vor.

Es gibt daher keinen Phasenübergang zu dem Plasma. Daher ist auch umstritten ob ein Plasma überhaupt ein eigentlicher Aggregatzustand ist.

Bei stets höheren Temperaturen können sogar die Atomkerne gänzlich freigelegt werden, was für die Kernfusion interessant ist.

Grundsätzlich verhält sich ein Plasma aber wie ein Gas, ca. mit Elektronen und Kationen oder Atomkernen als kleinsten Teilchen. Dadurch ist das Plasma ein guter elektrischer Leiter.

Ein Vakuum gilt dann als erreicht, wenn die Teilchen des Gases eine mittlere freie Weglänge aufweisen welche größer ist als die Abmessungen des zur Verfügung stehenden Raumes.

Dadurch, dass die Teilchen ca. noch sehr selten durch Stöße miteinander wechselwirken unterscheidet sich das Vakuum in Folgendem von einem Gas:

• In dem Vakuum finden keine Strömungsphänomene wie Verwirbelungen oder Söge auf.
• Es gibt keinen Schall in dem Vakuum.
• Es gibt keine Reibung/"Luftwiderstand" zwischen Vakuum und Objekten in dem Vakuum.
• Wärmeleitung funktioniert in dem Vakuum nur durch Strahlung.

Es ist außerdem umstritten, ob makroskopische Größen wie Druck und Temperatur zur Beschreibung eines Vakuums sinnvoll sind.

Durch Erhöhen der Temperatur bewegen sich die kleinsten Teilchen stets heftiger, und ihr Abstand voneinander wird stets größer.

Die Van-Der-Waalschen Kräfte halten sie aber in ihrer Position.

Erst ab der so genannten Schmelztemperatur wird der Abstand so groß, dass die kleinsten Teilchen aneinander vorbeikommen, und dadurch verliert der Feststoff seine Form.

Mit sinkender Temperatur nimmt die Bewegung der kleinsten Teilchen ab und ihr Abstand zueinander wird stets kleiner.

Bei der so genannten Erstarrungstemperatur wird der Abstand so klein, dass sich die kleinsten Teilchen gegenseitig blockieren - sie nehmen eine feste Position in einem dreidimensionalen Gitter ein.

Die Geschwindigkeit der kleinsten Teilchen ist nicht gleich. Ein Teil ist schneller, ein Teil ist langsamer als der Durchschnitt. Dabei ändern die Teilchen durch Kollisionen ständig ihre aktuelle Geschwindigkeit.

An der Grenze eines Festkörpers oder einer Flüssigkeit, dem Übergang einer Phase in eine gasförmige, kann es mitunter vorkommen, dass ein Teilchen von seinen Nachbarn zufällig einen so starken Impuls bekommt, dass er aus dem Einflussbereich der Kohäsionskraft entweicht.

Dieses Teilchen tritt dann in den gasförmigen Zustand über, und nimmt etwas Wärmeenergie in Form des Impulses mit, das heißt die feste oder flüssige Phase kühlt ein wenig ab.

Ist die Sublimations- oder Siedetemperatur erreicht, geschieht dieser Ablauf kontinuierlich, bis alle kleinsten Teilchen in die gasförmige Phase übergetreten sind.

In diesem Fall bleibt die Temperatur in der verdampfenden Phase in der Regel unverändert, weil alle Teilchen mit einer höheren Temperatur aus dem System verschwinden.

Wenn Teilchen von einem Aggregatzustand in einen anderen übergehen, nehmen sie mehr Energie auf, als beim normalen Erhöhen der Temperatur (siehe Verdampfen). Daher wird zwischen Verdunstung und Sieden unterschieden.

Wenn die Kohäsionskräfte sehr stark sind, beziehungsweise es sich eigentlich um eine viel stärkere Metall- oder Ionenbindung handelt, dann kommt es nicht zur Verdampfung.

Der umgekehrte Ablauf ist die Kondensation beziehungsweise Resublimation. Ein kleinstes Teilchen trifft zufällig auf einen festen oder flüssigen Stoff, überträgt seinen Impuls und wird von den Kohäsionskräften festgehalten.

Dadurch erwärmt sich der Körper um die Energie, die das kleinste Teilchen mehr trug, als der Durchschnitt der kleinsten Teilchen in der festen beziehungsweise flüssigen Phase.

Stammt das Teilchen allerdings von einem Stoff, der bei dieser Temperatur gasförmig ist, sind die Kohäsionskräfte zu schwach, es festzuhalten. Selbst wenn es zufällig so viel Energie verloren hat, dass es gebunden wird, schleudert es die nächste Kollision mit benachbarten kleinsten Teilchen wieder in die Gasphase.

Durch Absenken der Temperatur kann man den kleinsten Teilchen ihre Energie entziehen.

Dadurch ballen sie sich beim Unterschreiten der Sublimations- oder Erstarrungstemperatur durch die Van-Der-Waalschen Kräfte mit anderen Teilchen zusammen und bilden wieder einen Feststoff oder eine Flüssigkeit.

Siehe auch: Teilchenmodell, Phase (Chemie), Suprafluidität, Flüssigkristall, Leidenfrost-Effekt