Back to chapter

11.6:

מעברי פאזה

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Phase Transitions

Languages

Share

חומרים מתקיימים בדרך כלל באחד משלושה מצבים:מוצק, נוזל או גז. מעבר ממצב אחד לשניֿמשנה משמעותית את הסדר והצפיפות בהם מוחזקות המולקולות. מולקולות עוברות בין מצבים שונים כשהאנרגיה הפנימית שלהן מאפשרת להן להיות בשני המצבים.זה תלוי בגורמים כמו עוצמת הכוחות הבין-מולקולריים במצב הדחוס יותר והלחץ המופעל על החומר. טמפרטורה היא השתקפות של אנרגיה פנימית, לכן נקודות מעבר פאזה לעיתים קרובות מתוארות במונחים של טמפרטורה בלחץ מסוים. נשווה, לדוגמה, בין מים לאצטון.בעוד מים מקיימים קשרי מימן חזקים, למולקולות אצטון כוחות דיפול-דיפול חלשים. עקב כוחות המשיכה החזקים יותר, נדרש חום רב יותר כדי להפוך מים לאדים. זה מסביר מדוע בכל לחץ נתון נקודת הרתיחה של האצטון נמוכה מזו של מים.מעברי מצב מתרחשים במולקולה אחר מולקולה, לכן המצבים מתקיימים במקביל במהלך המעבר. עד השלמת המעבר ברוב המולקולות, הטמפרטורה לא משתנה, למרות שהחום זורם לחומר או ממנו. דבר דומה נצפה כשחום מסופק למים.טמפרטורת המים עולים עד שהם מגיעים לנקודת הרתיחה שלהם, שבו שני המצבים נוזל וגז מתקיימים יחד. חימום נוסף לא מעלה את הטמפרטורה של המים הנוזליים מעבר לנקודת הרתיחה שלהם, במקום, הוא רק מגביר את קצב הרתיחה. השינוי באנרגיה הנדרש למול אחד של חומר כדי לשנות לחלוטין מצב צבירה ללא שינוי בטמפרטורה נקרא החום המולרי או האנתלפיה המולרית של אותו מעבר.אם חומר סופג חום כדי לבצע את השינוי, האנתלפיה של השינוי חיובית, מה שהופך אותו לתהליך אנדותרמי. שינויים שבמהלכם החומר מאבד חום הם בעלי ערכי אנתלפיה שליליים, מה שהופך אותם לאקסותרמיים. אם חומר מוחזק בנקודת מעבר בתוך מערכת סגורה, תהליכי המעבר המנוגדים יגיעו למצב של שיווי משקל דינמי.

11.6:

מעברי פאזה

Whether solid, liquid, or gas, a substance's state depends on the order and arrangement of its particles (atoms, molecules, or ions). Particles in the solid pack closely together, generally in a pattern. The particles vibrate about their fixed positions but do not move or squeeze past their neighbors. In liquids, although the particles are closely spaced, they are randomly arranged. The position of the particles are not fixed—that is, they are free to move past their neighbors to occupy different locations. Because the particles are close together in the solid and liquid states, these are referred to as the condensed states or condensed phases. In these states, substances exhibit relatively strong intermolecular forces. In gases, the interparticle forces of attractions are weak. The particles of a gas are not constrained by their neighbors; the particles are free to move and, under normal conditions, are separated by large distances.

The internal energy of a substance—the total kinetic energy of all its molecules—depends on the strength of the intermolecular forces in the condensed phases and the pressure exerted on the substance. The internal energy of a substance is the highest in a gaseous state, the lowest in a solid state, and intermediate in a liquid.

Phase transitions are caused by changes in physical conditions, such as in temperature and/or pressure, which affect the strength of intermolecular forces. For example, the addition of heat to a substance causes its particle's thermal energy (or the energy of motion) to increase, overcoming the attractive intermolecular forces between them. A solid melts when its temperature rises to the point at which the particles vibrate fast enough to move out of their fixed positions. This phase transition is called melting, and the point at which it occurs is the solid's melting point. As the temperature increases further, the particles move faster until they finally escape into the gaseous state. This is vaporization, and the point at which it occurs is the liquid's boiling point.

The phase transition point and the energy change associated with the transition depend on the intermolecular forces that exist in the substance. At a given pressure, substances with stronger intermolecular forces require more energy to overcome them and, therefore, undergo phase changes at higher temperatures. The energy required to cause the complete phase transition of one mole of a substance without a change in temperature is called the molar heat or molar enthalpy of that transition. For example, the energy required to vaporize one mole of a liquid is called the molar enthalpy of vaporization.

Transitions that occur by absorbing energy are exothermic, and their enthalpy values are negative. On the other hand, transitions that occur by releasing energy are endothermic, and their enthalpy values are positive. For example, while the molar enthalpy of vaporization is positive, the molar enthalpy of condensation is negative.

Because a substance transforms from one phase to another molecule by molecule, during a phase transition, the two phases coexist; and the temperature of the substance stays constant, despite the continuous supply of heat. After the transition of the bulk completes, the temperature of the substance rises.

When phase transitions occur in a closed system, the opposing transitions occur at equal rates, leading to a state of dynamic equilibrium.