Back to chapter

11.6:

Faseovergangen

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

Stoffen bestaan doorgaans in een van de drie fasen:vast, vloeibaar of gasvormig. De overgang van de ene fase naar de andere verandert significant op basis van hoe geordend en stevig vastgehouden de moleculen zijn. Moleculen schakelen tussen verschillende fasen over wanneer hun interne energie het toelaat dat ze in een van beide toestanden zijn.Dit hangt af van factoren zoals de sterkte van de intermoleculaire krachten in de meer gecondenseerde toestand en de druk die op de stof wordt uitgeoefend. Temperatuur is een weerspiegeling van interne energie, dus faseovergangspunten worden vaak beschreven in termen van temperatuur bij een bepaalde druk. Vergelijk bijvoorbeeld water en aceton.Terwijl water sterke waterstofbruggen vertoont, vertonen acetonmoleculen zwakke dipool-dipoolkrachten. Door de sterkere aantrekkingskracht is er meer warmte nodig om water in stoom om te zetten. Dit verklaart waarom bij elke gegeven druk het kookpunt van aceton lager is dan dat van water.Faseovergangen gebeuren molecuul voor molecuul, dus de fasen bestaan naast elkaar tijdens de overgang. Totdat de overgang van de bulk is voltooid, verandert de temperatuur niet, ook al stroomt er warmte van of naar de stof. Een soortgelijke observatie wordt gedaan wanneer warmte aan water wordt geleverd.De temperatuur van water stijgt tot het zijn kookpunt bereikt, waarbij de twee fasen vloeistof en gas naast elkaar bestaan. Bijverwarming verhoogt de temperatuur van het vloeibare water niet boven het kookpunt;in plaats daarvan veroorzaakt het alleen maar sneller koken. De verandering in energie die nodig is voor één mol van een stof om die overgang volledig te ondergaan zonder een verandering in temperatuur, wordt de molaire warmte of molaire enthalpie van die overgang genoemd.Als een stof warmte opneemt om een overgang te ondergaan, is de enthalpie van de overgang positief, waardoor het een endotherm proces wordt. Overgangen waarbij de stof warmte verliest, hebben negatieve enthalpie-waarden, waardoor ze exotherm worden. Als een stof wordt vastgehouden op een overgangspunt in een gesloten systeem, zullen de tegengestelde overgangsprocessen een toestand van dynamisch evenwicht bereiken.

11.6:

Faseovergangen

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.