Bisher haben wir das Verhalten idealer Gase betrachtet. Echte Gase sind wie ideale Gase bei hohen Temperaturen. Bei niedrigeren Temperaturen können jedoch die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen und ihren Volumina nicht ignoriert werden. Die Moleküle stehen sich sehr nahe (Kondensation tritt auf) und das Volumen nimmt dramatisch ab, wie in Abbildung 1 zu sehen ist. Die Substanz wechselt von einem Gas zu einer Flüssigkeit. Wenn eine Flüssigkeit auf noch niedrigere Temperaturen abgekühlt wird, wird sie zu einem Feststoff. Das Volumen erreicht aufgrund des endlichen Volumens der Moleküle nie Null.

Abbildung 1. Eine Skizze des Volumens gegenüber der Temperatur für ein echtes Gas bei konstantem Druck. Der lineare (gerade) Teil des Diagramms stellt das ideale Gasverhalten dar – Volumen und Temperatur stehen in direktem und positivem Zusammenhang und die Linie extrapoliert auf das Nullvolumen bei -273,15 ºC oder den absoluten Nullpunkt. Wenn das Gas jedoch flüssig wird, nimmt das Volumen am Verflüssigungspunkt tatsächlich steil ab. Das Volumen nimmt leicht ab, sobald die Substanz fest ist, aber es wird nie Null.

Hoher Druck kann auch dazu führen, dass ein Gas seine Phase in eine Flüssigkeit ändert. Kohlendioxid ist beispielsweise ein Gas bei Raumtemperatur und Atmosphärendruck, wird jedoch unter ausreichend hohem Druck zu einer Flüssigkeit. Wenn der Druck reduziert wird, sinkt die Temperatur und das flüssige Kohlendioxid verfestigt sich zu einer schneeähnlichen Substanz bei der Temperatur -78ºC. Festes CO2 wird „Trockeneis“ genannt.“ Ein weiteres Beispiel für ein Gas, das sich in einer flüssigen Phase befinden kann, ist flüssiger Stickstoff (LN2). LN2 wird durch Verflüssigung atmosphärischer Luft (durch Kompression und Kühlung) hergestellt. Es siedet bei 77 K (–196ºC) bei Atmosphärendruck. LN2 ist als Kältemittel nützlich und ermöglicht die Konservierung von Blut, Sperma und anderen biologischen Materialien. Es wird auch verwendet, um Rauschen in elektronischen Sensoren und Geräten zu reduzieren und die stromführenden Drähte abzukühlen. In der Dermatologie wird LN2 verwendet, um Warzen und andere Wucherungen von der Haut einzufrieren und schmerzlos zu entfernen.

PV-Diagramme

Wir können Aspekte des Verhaltens einer Substanz untersuchen, indem wir ein Diagramm von Druck und Volumen zeichnen, das als PV-Diagramm bezeichnet wird. Wenn sich die Substanz wie ein ideales Gas verhält, beschreibt das ideale Gasgesetz die Beziehung zwischen Druck und Volumen. Das heißt, PV = NkT (ideales Gas).Angenommen, die Anzahl der Moleküle und die Temperatur sind fest, PV = konstant (ideales Gas, konstante Temperatur).

Zum Beispiel nimmt das Volumen des Gases mit zunehmendem Druck ab. Wenn Sie die Beziehung PV = Konstante in einem PV-Diagramm darstellen, finden Sie eine Hyperbel. Abbildung 2 zeigt ein Diagramm von Druck gegen Volumen. Die Hyperbeln repräsentieren das Idealgasverhalten bei verschiedenen festen Temperaturen und werden als Isothermen bezeichnet. Bei niedrigeren Temperaturen sehen die Kurven weniger wie Hyperbeln aus – das Gas verhält sich nicht ideal und kann sogar Flüssigkeit enthalten. Es gibt einen kritischen Punkt – d. h. Eine kritische Temperatur —, oberhalb dessen keine Flüssigkeit existieren kann. Bei ausreichend hohem Druck über dem kritischen Punkt hat das Gas die Dichte einer Flüssigkeit, kondensiert jedoch nicht. Kohlendioxid kann beispielsweise bei einer Temperatur über 31,0 ºC nicht verflüssigt werden. Kritischer Druck ist der minimale Druck, der benötigt wird, damit Flüssigkeit bei der kritischen Temperatur existiert. In Tabelle 1 sind repräsentative kritische Temperaturen und Drücke aufgeführt.

Abbildung 2. PV-Diagramme. (a) Jede Kurve (Isotherme) repräsentiert die Beziehung zwischen P und V bei einer festen Temperatur; Die oberen Kurven sind bei höheren Temperaturen. Die unteren Kurven sind keine Hyperbeln, da das Gas kein ideales Gas mehr ist. (b) Ein erweiterter Teil des Diagramms für niedrige Temperaturen, wo die Phase von einem Gas zu einer Flüssigkeit wechseln kann. Der Begriff „Dampf“ bezieht sich auf die Gasphase, wenn sie bei einer Temperatur unterhalb der Siedetemperatur vorliegt.

Phasendiagramme

Die Diagramme von Druck und Temperatur liefern einen beträchtlichen Einblick in die thermischen Eigenschaften von Substanzen. Auf diesen Graphen gibt es genau definierte Regionen, die verschiedenen Phasen der Materie entsprechen, daher werden PT-Graphen Phasendiagramme genannt. Abbildung 3 zeigt das Phasendiagramm für Wasser. Wenn Sie den Druck und die Temperatur kennen, können Sie anhand der Grafik die Wasserphase bestimmen. Die durchgezogenen Linien – Grenzen zwischen Phasen — geben Temperaturen und Drücke an, bei denen die Phasen nebeneinander existieren (dh sie existieren in Abhängigkeit von Druck und Temperatur in Verhältnissen zusammen). Zum Beispiel beträgt der Siedepunkt von Wasser 100ºC bei 1,00 atm. Mit zunehmendem Druck steigt die Siedetemperatur stetig auf 374ºC bei einem Druck von 218 atm. Ein Schnellkochtopf (oder sogar ein abgedeckter Topf) kocht Lebensmittel schneller, da das Wasser bei Temperaturen über 100ºC flüssig sein kann, ohne dass alles wegkocht. Die Kurve endet an einem Punkt, der als kritischer Punkt bezeichnet wird, da bei höheren Temperaturen die flüssige Phase bei keinem Druck vorhanden ist. Der kritische Punkt tritt bei der kritischen Temperatur auf, wie Sie für Wasser aus Tabelle 1 sehen können. Die kritische Temperatur für Sauerstoff beträgt –118ºC, daher kann Sauerstoff oberhalb dieser Temperatur nicht verflüssigt werden.

Abbildung 3. Das Phasendiagramm (PT-Diagramm) für Wasser. Beachten Sie, dass die Achsen nichtlinear sind und das Diagramm nicht skaliert werden kann. Diese Grafik ist vereinfacht — es gibt mehrere andere exotische Eisphasen bei höheren Drücken.

In ähnlicher Weise gibt die Kurve zwischen den festen und flüssigen Bereichen in Abbildung 3 die Schmelztemperatur bei verschiedenen Drücken an. Zum Beispiel ist der Schmelzpunkt 0ºC bei 1,00 atm, wie erwartet. Beachten Sie, dass Sie bei einer festen Temperatur die Phase von fest (Eis) zu flüssig (Wasser) ändern können, indem Sie den Druck erhöhen. Eis schmilzt durch Druck in den Händen eines Schneeballherstellers. Aus dem Phasendiagramm können wir auch sagen, dass die Schmelztemperatur von Eis mit erhöhtem Druck ansteigt. Wenn ein Auto über Schnee gefahren wird, schmilzt der erhöhte Reifendruck die Schneeflocken; Danach gefriert das Wasser wieder und bildet eine Eisschicht.

Bei ausreichend niedrigen Drücken gibt es keine flüssige Phase, aber die Substanz kann entweder als Gas oder als Feststoff vorliegen. Für Wasser gibt es keine flüssige Phase bei Drücken unter 0,00600 atm. Der Phasenwechsel von Feststoff zu Gas wird als Sublimation bezeichnet. Es macht große Verluste an Schneepackungen aus, die es nie in einen Fluss schaffen, das routinemäßige automatische Auftauen eines Gefrierschranks und den Gefriertrocknungsprozess, der auf viele Lebensmittel angewendet wird. Kohlendioxid hingegen sublimiert bei normalem Atmosphärendruck von 1 atm. (Die feste Form von CO2 wird als Trockeneis bezeichnet, da es nicht schmilzt. Stattdessen bewegt es sich direkt vom festen in den gasförmigen Zustand.)

Alle drei Kurven im Phasendiagramm treffen sich an einem einzigen Punkt, dem Tripelpunkt, an dem alle drei Phasen im Gleichgewicht sind. Für Wasser liegt der Tripelpunkt bei 273,16 K (0.01ºC) und ist eine genauere Kalibrierungstemperatur als der Schmelzpunkt von Wasser bei 1,00 atm oder 273,15 K (0,0 ºC). Die Tripelpunktwerte anderer Stoffe siehe Tabelle 2.

Gleichgewicht

Flüssig- und Gasphasen sind bei der Siedetemperatur im Gleichgewicht. (Siehe Abbildung 4.) Wenn sich eine Substanz in einem geschlossenen Behälter am Siedepunkt befindet, kocht die Flüssigkeit und das Gas kondensiert mit der gleichen Geschwindigkeit, ohne dass sich ihre relative Menge ändert. Moleküle in der Flüssigkeit entweichen als Gas mit der gleichen Geschwindigkeit, mit der Gasmoleküle an der Flüssigkeit haften bleiben oder Tröpfchen bilden und Teil der flüssigen Phase werden. Die Kombination von Temperatur und Druck muss „genau richtig“ sein; Wenn Temperatur und Druck erhöht werden, wird das Gleichgewicht durch die gleiche Erhöhung der Siede- und Kondensationsraten aufrechterhalten.

Abbildung 4. Gleichgewicht zwischen Flüssigkeit und Gas bei zwei verschiedenen Siedepunkten in einem geschlossenen Behälter. (a) Die Siede- und Kondensationsraten sind bei dieser Kombination von Temperatur und Druck gleich, so dass die Flüssigkeits- und Gasphase im Gleichgewicht sind. (b) Bei einer höheren Temperatur ist die Siedegeschwindigkeit schneller und die Geschwindigkeiten, mit denen Moleküle die Flüssigkeit verlassen und in das Gas eintreten, sind ebenfalls schneller. Da sich mehr Moleküle im Gas befinden, ist der Gasdruck höher und die Geschwindigkeit, mit der Gasmoleküle kondensieren und in die Flüssigkeit gelangen, ist schneller. Dadurch befinden sich Gas und Flüssigkeit bei dieser höheren Temperatur im Gleichgewicht.

One example of equilibrium between liquid and gas is that of water and steam at 100ºC and 1.00 atm. Diese Temperatur ist der Siedepunkt bei diesem Druck, daher sollten sie im Gleichgewicht existieren. Warum kocht ein offener Topf mit Wasser bei 100ºC vollständig weg? Das Gas, das einen offenen Topf umgibt, ist kein reines Wasser: Es wird mit Luft gemischt. Wenn reines Wasser und Dampf in einem geschlossenen Behälter bei 100ºC und 1,00 atm sind, würden sie koexistieren — aber mit Luft über dem Topf, gibt es weniger Wassermoleküle zu kondensieren, und Wasser kocht. Was ist mit Wasser bei 20,0 ºC und 1,00 atm? Diese Temperatur und dieser Druck entsprechen dem flüssigen Bereich, jedoch verdampft ein offenes Glas Wasser bei dieser Temperatur vollständig. Wiederum ist das Gas um ihn herum Luft und kein reiner Wasserdampf, so dass die reduzierte Verdampfungsrate größer ist als die Kondensationsrate von Wasser aus trockener Luft. Wenn das Glas versiegelt ist, verbleibt die flüssige Phase. Wir nennen die Gasphase einen Dampf, wenn sie existiert, wie es für Wasser bei 20,0 ºC bei einer Temperatur unterhalb der Siedetemperatur der Fall ist.

Dampfdruck, Partialdruck und Daltonsches Gesetz

Dampfdruck ist definiert als der Druck, bei dem ein Gas mit seiner festen oder flüssigen Phase koexistiert. Dampfdruck wird durch schnellere Moleküle erzeugt, die sich von der Flüssigkeit oder dem Feststoff lösen und in die Gasphase eintreten. Der Dampfdruck einer Substanz hängt sowohl von der Substanz als auch von ihrer Temperatur ab — eine Temperaturerhöhung erhöht den Dampfdruck.

Partialdruck ist definiert als der Druck, den ein Gas erzeugen würde, wenn es das verfügbare Gesamtvolumen einnehmen würde. In einem Gasgemisch ist der Gesamtdruck die Summe der Partialdrücke der Komponentengase unter der Annahme eines idealen Gasverhaltens und ohne chemische Reaktionen zwischen den Komponenten. Dieses Gesetz ist bekannt als Daltons Partialdruckgesetz, nach dem englischen Wissenschaftler John Dalton (1766-1844), der es vorgeschlagen hat. Daltons Gesetz basiert auf der kinetischen Theorie, bei der jedes Gas seinen Druck durch molekulare Kollisionen erzeugt, unabhängig von anderen vorhandenen Gasen. Es stimmt mit der Tatsache überein, dass sich Drücke nach dem Pascalschen Prinzip addieren. So verdampft Wasser und sublimiert Eis, wenn ihr Dampfdruck den Partialdruck von Wasserdampf in dem umgebenden Gasgemisch übersteigt. Wenn ihre Dampfdrücke kleiner sind als der Partialdruck von Wasserdampf im umgebenden Gas, bilden sich Flüssigkeitströpfchen oder Eiskristalle (Frost).

PhET-Erkundungen: Materiezustände-Grundlagen

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Zusammenfassung des Abschnitts

• Die meisten Substanzen haben drei verschiedene Phasen: Gas, Flüssigkeit und Feststoff.
• Phasenänderungen zwischen den verschiedenen Phasen der Materie hängen von Temperatur und Druck ab.
• Die Existenz der drei Phasen in Bezug auf Druck und Temperatur kann in einem Phasendiagramm beschrieben werden.
• Zwei Phasen koexistieren (d. h. Sie befinden sich im thermischen Gleichgewicht) bei einer Reihe von Drücken und Temperaturen. Diese werden als Linie in einem Phasendiagramm beschrieben.
• Die drei Phasen koexistieren bei einem einzigen Druck und einer Temperatur. Dies wird als Tripelpunkt bezeichnet und durch einen einzelnen Punkt in einem Phasendiagramm beschrieben.
• Ein Gas mit einer Temperatur unterhalb seines Siedepunktes wird Dampf genannt.
• Der Dampfdruck ist der Druck, bei dem ein Gas mit seiner festen oder flüssigen Phase koexistiert.
• Partialdruck ist der Druck, den ein Gas erzeugen würde, wenn es alleine existieren würde.Das Daltonsche Gesetz besagt, dass der Gesamtdruck die Summe der Partialdrücke aller vorhandenen Gase ist.

Glossar

PV-Diagramm: ein Diagramm von Druck und Volumen

kritischer Punkt: die Temperatur, über der eine Flüssigkeit nicht existieren kann

kritische Temperatur: die Temperatur, über der eine Flüssigkeit nicht existieren kann

kritischer Druck: Der Mindestdruck, der benötigt wird, damit eine Flüssigkeit bei der kritischen Temperatur existiert

Dampf: ein Gas bei einer Temperatur unterhalb der Siedetemperatur

Dampfdruck: der Druck welches ein Gas mit seiner festen oder flüssigen Phase koexistiert

Phasendiagramm: ein Diagramm von Druck vs. temperatur einer bestimmten Substanz, die zeigt, bei welchen Drücken und Temperaturen die drei Phasen der Substanz auftreten

Tripelpunkt: Der Druck und die Temperatur, bei denen eine Substanz im Gleichgewicht als Feststoff, Flüssigkeit und Gas existiert

Sublimation: der Phasenwechsel von Feststoff zu Gas

Partialdruck: Der Druck, den ein Gas erzeugen würde, wenn es das Gesamtvolumen des verfügbaren Raums einnehmen würde

Daltonsches Gesetz der Partialdrücke: Das physikalische Gesetz, das besagt, dass der Gesamtdruck eines Gases die Summe der Partialdrücke der