11.6: Phasenübergänge

Ob fest, flüssig oder gasförmig, der Zustand eines Stoffes hängt von der Ordnung und Anordnung seiner Teilchen (Atome, Moleküle oder Ionen) ab. Die Partikel im Feststoff lagern sich eng aneinander, im Allgemeinen in einem Muster. Die Teilchen schwingen um ihre festen Positionen, bewegen sich aber nicht an ihren Nachbarn vorbei oder drängen sich nicht an ihnen vorbei. In Flüssigkeiten sind die Partikel zwar eng beieinander, aber zufällig angeordnet. Die Position der Partikel ist nicht festgelegt – das heißt, sie können sich frei an ihren Nachbarn vorbeibewegen, um andere Orte einzunehmen. Da die Teilchen im festen und flüssigen Zustand nahe beieinander liegen, spricht man von kondensierten Zuständen oder kondensierten Phasen. In diesen Zuständen weisen Stoffe relativ starke intermolekulare Kräfte auf. In Gasen sind die Anziehungskräfte zwischen den Teilchen schwach. Die Teilchen eines Gases werden nicht durch ihre Nachbarn eingeschränkt; Die Partikel sind frei beweglich und haben unter normalen Bedingungen große Abstände voneinander.

Die innere Energie eines Stoffes – die gesamte kinetische Energie aller seiner Moleküle – hängt von der Stärke der intermolekularen Kräfte in den kondensierten Phasen und dem auf den Stoff ausgeübten Druck ab. Die innere Energie einer Substanz ist im gasförmigen Zustand am höchsten, im festen Zustand am niedrigsten und in einer Flüssigkeit im mittleren Bereich.

Phasenübergänge werden durch Änderungen physikalischer Bedingungen wie Temperatur und/oder Druck verursacht, die sich auf die Stärke zwischenmolekularer Kräfte auswirken. Beispielsweise führt die Zugabe von Wärme zu einer Substanz dazu, dass die Wärmeenergie (oder die Bewegungsenergie) ihrer Teilchen zunimmt und die anziehenden intermolekularen Kräfte zwischen ihnen überwunden werden. Ein Feststoff schmilzt, wenn seine Temperatur so weit ansteigt, dass die Partikel schnell genug vibrieren, um sich aus ihrer festen Position zu bewegen. Dieser Phasenübergang wird Schmelzen genannt und der Punkt, an dem er auftritt, ist der Schmelzpunkt des Feststoffs. Mit zunehmender Temperatur bewegen sich die Partikel schneller, bis sie schließlich in den gasförmigen Zustand entweichen. Dies ist Verdampfung, und der Punkt, an dem sie auftritt, ist der Siedepunkt der Flüssigkeit.

Der Phasenübergangspunkt und die mit dem Übergang verbundene Energieänderung hängen von den in der Substanz vorhandenen intermolekularen Kräften ab. Bei einem gegebenen Druck benötigen Substanzen mit stärkeren intermolekularen Kräften mehr Energie, um diese zu überwinden, und unterliegen daher bei höheren Temperaturen Phasenänderungen. Die Energie, die erforderlich ist, um den vollständigen Phasenübergang eines Mols einer Substanz ohne Temperaturänderung herbeizuführen, wird als molare Wärme oder molare Enthalpie dieses Übergangs bezeichnet. Beispielsweise wird die Energie, die zum Verdampfen eines Mols einer Flüssigkeit benötigt wird, als molare Verdampfungsenthalpie bezeichnet.

Übergänge, die durch Energieabsorption entstehen, sind exotherm und ihre Enthalpiewerte sind negativ. Andererseits sind Übergänge, die durch Energiefreisetzung erfolgen, endotherm und ihre Enthalpiewerte sind positiv. Während beispielsweise die molare Verdampfungsenthalpie positiv ist, ist die molare Kondensationsenthalpie negativ.

Da sich eine Substanz während eines Phasenübergangs Molekül für Molekül von einer Phase in eine andere umwandelt, existieren die beiden Phasen nebeneinander; und die Temperatur des Stoffes bleibt trotz kontinuierlicher Wärmezufuhr konstant. Nachdem der Übergang der Masse abgeschlossen ist, steigt die Temperatur der Substanz.

Wenn in einem geschlossenen System Phasenübergänge auftreten, erfolgen die gegenläufigen Übergänge mit gleicher Geschwindigkeit, was zu einem Zustand dynamischen Gleichgewichts führt.

Substanzen liegen in der Regel in einer von drei Phasen vor: fest, flüssig oder gasförmig. Der Übergang von einer Phase in eine andere verändert erheblich, wie geordnet und fest gehalten die Moleküle sind.

Moleküle wechseln zwischen verschiedenen Phasen, wenn ihre innere Energie es ihnen erlaubt, sich in einem der beiden Zustände zu befinden. Dies hängt von Faktoren wie der Stärke der intermolekularen Kräfte im stärker verdichteten Zustand und dem Druck ab, der auf die Substanz ausgeübt wird.

Die Temperatur ist eine Reflexion der inneren Energie, daher werden Phasenübergangspunkte oft in Bezug auf die Temperatur bei einem bestimmten Druck beschrieben.

Vergleichen Sie zum Beispiel Wasser und Aceton. Während Wasser starke Wasserstoffbrückenbindungen aufweist, weisen Acetonmoleküle schwache Dipol-Dipol-Kräfte auf.

Durch die stärkeren Anziehungskräfte wird mehr Wärme benötigt, um Wasser in Dampf umzuwandeln. Dies erklärt, warum der Siedepunkt von Aceton bei einem bestimmten Druck niedriger ist als der von Wasser.

Phasenübergänge erfolgen Molekül für Molekül, so dass die Phasen während des Übergangs nebeneinander existieren.

Bis der Übergang des Volumens abgeschlossen ist, ändert sich die Temperatur nicht, obwohl Wärme zum oder vom Stoff fließt.

Eine ähnliche Beobachtung wird gemacht, wenn dem Wasser Wärme zugeführt wird. Die Temperatur des Wassers steigt an, bis es seinen Siedepunkt erreicht, an dem die beiden Phasen - flüssig und gasförmig - nebeneinander existieren. Durch zusätzliches Erhitzen wird die Temperatur des flüssigen Wassers nicht über den Siedepunkt hinaus erhöht. Stattdessen bewirkt es nur ein schnelleres Sieden.

Die Energieänderung, die erforderlich ist, damit ein Mol einer Substanz diesen Übergang vollständig durchläuft, ohne dass sich die Temperatur ändert, wird als molare Wärme oder molare Enthalpie dieses Übergangs bezeichnet.

Wenn eine Substanz Wärme absorbiert, um einen Übergang zu durchlaufen, ist die Enthalpie des Übergangs positiv, was ihn zu einem endothermen Prozess macht. Übergänge, bei denen der Stoff Wärme verliert, haben negative Enthalpiewerte und sind damit exotherm.

Wird eine Substanz in einem geschlossenen System an einem Übergangspunkt gehalten, erreichen die gegensätzlichen Übergangsprozesse einen Zustand des dynamischen Gleichgewichts.