tot nu toe hebben we het gedrag van ideale gassen overwogen. Echte gassen zijn als ideale gassen bij hoge temperaturen. Bij lagere temperaturen kunnen de interacties tussen de moleculen en hun volumes echter niet worden genegeerd. De moleculen zijn zeer dicht (condensatie optreedt) en er is een dramatische afname in volume, zoals te zien in Figuur 1. De stof verandert van een gas in een vloeistof. Wanneer een vloeistof wordt afgekoeld tot nog lagere temperaturen, wordt het een vaste stof. Het volume bereikt nooit nul vanwege het eindige volume van de moleculen.

figuur 1. Een schets van volume versus temperatuur voor een echt gas bij constante druk. Het lineaire (rechte) deel van de grafiek geeft het ideale gasgedrag weer—volume en temperatuur zijn direct en positief gerelateerd en de lijn extrapoleert naar nul volume bij -273,15 ºC, of absoluut NUL. Wanneer het gas vloeibaar wordt, neemt het volume echter snel af op het vloeibaarheidspunt. Het volume neemt iets af zodra de stof vast is, maar het wordt nooit nul.

hoge druk kan er ook toe leiden dat een gas van fase verandert in een vloeistof. Kooldioxide is bijvoorbeeld een gas bij kamertemperatuur en atmosferische druk, maar wordt een vloeistof onder voldoende hoge druk. Als de druk wordt verlaagd, daalt de temperatuur en de vloeibare koolstofdioxide stolt tot een sneeuwachtige stof bij de temperatuur-78ºC. Vaste CO2 wordt “droogijs” genoemd.”Een ander voorbeeld van een gas dat in een vloeibare fase kan zijn, is vloeibare stikstof (LN2). LN2 wordt gemaakt door vloeibaarmaking van atmosferische lucht (door compressie en koeling). Het kookt bij 77 K (- 196ºC) bij atmosferische druk. LN2 is nuttig als koelmiddel en staat voor het behoud van bloed, sperma, en andere biologische materialen toe. Het wordt ook gebruikt om ruis in elektronische sensoren en apparatuur te verminderen, en om te helpen afkoelen hun stroomdragende draden. In de dermatologie wordt LN2 gebruikt om wratten en andere gezwellen van de huid te bevriezen en pijnloos te verwijderen.

PV-diagrammen

We kunnen aspecten van het gedrag van een stof onderzoeken door een grafiek van druk versus volume uit te zetten, een PV-diagram genaamd. Wanneer de stof zich gedraagt als een ideaal gas, beschrijft de ideale gaswet de relatie tussen de druk en het volume. Dat wil zeggen, PV = NKT (ideaal gas).

nu, uitgaande van het aantal moleculen en de temperatuur zijn vast, PV = constant (ideaal gas, constante temperatuur).

bijvoorbeeld, het volume van het gas zal afnemen naarmate de druk toeneemt. Als je de relatie PV = constant plot op een PV diagram, vind je een hyperbool. Figuur 2 toont een grafiek van druk versus volume. De hyperbolen vertegenwoordigen ideaal-gas gedrag bij verschillende vaste temperaturen, en worden isothermen genoemd. Bij lagere temperaturen beginnen de krommen minder op hyperbolen te lijken—het gas gedraagt zich niet ideaal en kan zelfs vloeistof bevatten. Er is een kritiek punt—dat wil zeggen, een kritische temperatuur—waarboven vloeistof niet kan bestaan. Bij voldoende hoge druk boven het kritieke punt zal het gas de dichtheid van een vloeistof hebben, maar niet condenseren. Kooldioxide kan bijvoorbeeld niet vloeibaar worden gemaakt bij een temperatuur boven 31,0 ºC. Kritische druk is de minimale druk die nodig is voor vloeistof om te bestaan bij de kritische temperatuur. Tabel 1 bevat representatieve kritische temperaturen en drukken.

Figuur 2. Fotovoltaïsche schema ‘ s. (a) elke kromme (isotherm) vertegenwoordigt de relatie tussen P en V bij een vaste temperatuur; de bovenste krommen zijn bij hogere temperaturen. De lagere krommen zijn geen hyperbolen, omdat het gas niet langer een ideaal gas is. b) een uitgebreid gedeelte van het diagram voor lage temperaturen, waarbij de fase van een gas in een vloeistof kan veranderen. De term “damp” verwijst naar de gasfase wanneer deze bestaat bij een temperatuur onder de kooktemperatuur.

Fasediagrammen

de grafieken van druk versus temperaturen geven een aanzienlijk inzicht in de thermische eigenschappen van stoffen. Er zijn goed gedefinieerde gebieden op deze grafieken die overeenkomen met verschillende fasen van materie, dus worden PT-grafieken fasediagrammen genoemd. Figuur 3 toont het faseschema voor water. Met behulp van de grafiek, Als u de druk en temperatuur Weet kunt u de fase van het water te bepalen. De vaste lijnen-grenzen tussen fasen-geven temperaturen en drukken aan waarbij de fasen naast elkaar bestaan (dat wil zeggen, ze bestaan samen in verhoudingen, afhankelijk van druk en temperatuur). Bijvoorbeeld, het kookpunt van water is 100ºC bij 1,00 atm. Naarmate de druk toeneemt, stijgt de kooktemperatuur gestaag tot 374ºC bij een druk van 218 atm. Een snelkookpan (of zelfs een overdekte pot) zal voedsel sneller koken omdat het water als vloeistof kan bestaan bij temperaturen hoger dan 100ºC zonder dat alles wegkokt. De kromme eindigt op een punt dat het kritieke punt wordt genoemd, omdat bij hogere temperaturen de vloeibare fase bij geen enkele druk bestaat. Het kritieke punt treedt op bij de kritieke temperatuur, zoals je kunt zien voor water uit Tabel 1. De kritische temperatuur voor zuurstof is-118ºC, dus zuurstof kan niet vloeibaar worden gemaakt boven deze temperatuur.

Figuur 3. Het fasediagram (PT-grafiek) voor water. Merk op dat de assen niet-lineair zijn en de grafiek niet op schaal is. Deze grafiek is vereenvoudigd – er zijn verschillende andere exotische fasen van ijs bij hogere druk.

evenzo geeft de kromme tussen de vaste en vloeibare gebieden in Figuur 3 de smelttemperatuur bij verschillende drukken. Bijvoorbeeld, het smeltpunt is 0ºC bij 1,00 atm, zoals verwacht. Merk op dat u bij een vaste temperatuur de fase kunt veranderen van vast (ijs) naar vloeibaar (water) door de druk te verhogen. Ijs smelt van druk in de handen van een sneeuwbal maker. Uit het fasediagram kunnen we ook zeggen dat de smelttemperatuur van ijs stijgt met verhoogde druk. Wanneer een auto over sneeuw wordt gereden, smelt de verhoogde druk van de banden de sneeuwvlokken; daarna bevriest het water opnieuw en vormt een ijslaag.

bij voldoende lage druk is er geen vloeibare fase, maar de stof kan bestaan als gas of vaste stof. Voor water is er geen vloeibare fase bij druk onder 0,00600 atm. De faseverandering van vast naar gas wordt sublimatie genoemd. Het is goed voor grote verliezen van sneeuw pack die nooit in een rivier, de routine automatische ontdooiing van een vriezer, en het vriesdrogen proces toegepast op veel voedsel. Koolstofdioxide daarentegen sublimeert bij een standaard atmosferische druk van 1 atm. (De vaste vorm van CO2 staat bekend als droogijs omdat het niet smelt. In plaats daarvan gaat het direct van de vaste stof naar de gastoestand.)

alle drie de curven van het fasediagram ontmoeten elkaar op een enkel punt, het drievoudige punt, waar alle drie de fasen in evenwicht bestaan. Voor water komt het drievoudige punt voor bij 273,16 K (0.01ºC), en is een nauwkeurigere kalibratietemperatuur dan het smeltpunt van water bij 1,00 atm, of 273,15 K (0,0 ºC). Zie Tabel 2 voor de drievoudige waarden van andere stoffen.

evenwicht

vloeistof-en gasfasen zijn in evenwicht bij de kooktemperatuur. (Zie Figuur 4.) Als een stof zich op het kookpunt in een gesloten recipiënt bevindt, kookt de vloeistof en condenseert het gas met dezelfde snelheid zonder nettoverandering in hun relatieve hoeveelheid. Moleculen in de vloeistof ontsnappen als een gas met dezelfde snelheid waarbij gasmoleculen vasthouden aan de vloeistof, of vormen druppels en deel uitmaken van de vloeibare fase. De combinatie van temperatuur en druk moet “precies goed” zijn; als de temperatuur en druk worden verhoogd, wordt het evenwicht gehandhaafd door dezelfde toename van kook-en condensatiesnelheden.

Figuur 4. Evenwicht tussen vloeistof en gas op twee verschillende kookpunten in een gesloten container. (A) De snelheid van koken en condensatie zijn gelijk bij deze combinatie van temperatuur en druk, zodat de vloeistof-en gasfasen in evenwicht zijn. b) bij een hogere temperatuur is de kooksnelheid sneller en de snelheid waarmee moleculen de vloeistof verlaten en in het gas terechtkomen is ook sneller. Omdat er meer moleculen in het gas zitten, is de gasdruk hoger en is de snelheid waarmee gasmoleculen condenseren en de vloeistof binnendringen sneller. Hierdoor zijn het gas en de vloeistof in evenwicht bij deze hogere temperatuur.

One example of equilibrium between liquid and gas is that of water and steam at 100ºC and 1.00 atm. Deze temperatuur is het kookpunt bij die druk, dus ze zouden in evenwicht moeten zijn. Waarom kookt een open pot water bij 100ºC helemaal weg? Het gas rond een open pot is geen zuiver water: het wordt gemengd met lucht. Als zuiver water en stoom in een gesloten container bij 100ºC en 1.00 atm, zouden ze naast elkaar bestaan—maar met lucht over de pot, zijn er minder watermoleculen te condenseren, en water kookt. Hoe zit het met water bij 20,0 ºC en 1,00 atm? Deze temperatuur en druk komen overeen met het vloeibare gebied, maar een open glas water bij deze temperatuur zal volledig verdampen. Nogmaals, het gas eromheen is lucht en geen zuivere waterdamp, zodat de verminderde Verdampingssnelheid groter is dan de condensatiesnelheid van water uit droge lucht. Als het glas is verzegeld, dan blijft de vloeibare fase. We noemen de gasfase een damp wanneer deze bestaat, zoals het doet voor water bij 20,0 ºC, bij een temperatuur onder de kooktemperatuur.

Dampdruk, partiële druk en Dalton ‘ s Law

Dampdruk wordt gedefinieerd als de druk waarbij een gas coëxisteert met zijn vaste of vloeibare fase. Dampdruk wordt gecreëerd door snellere moleculen die van de vloeistof of vaste stof breken en de gasfase ingaan. De dampdruk van een stof hangt af van zowel de stof als de temperatuur—een temperatuurstijging verhoogt de dampdruk.

partiële druk wordt gedefinieerd als de druk die een gas zou veroorzaken als het het totale beschikbare volume zou innemen. In een mengsel van gassen is de totale druk de som van partiële drukken van de samenstellende gassen, uitgaande van een ideaal gasgedrag en geen chemische reacties tussen de componenten. Deze wet staat bekend als Dalton ‘ s law of partial pressures, naar de Engelse wetenschapper John Dalton (1766-1844), die de wet voorstelde. Dalton ‘ s wet is gebaseerd op kinetische theorie, waar elk gas zijn druk creëert door moleculaire botsingen, onafhankelijk van andere aanwezige gassen. Het is in overeenstemming met het feit dat de druk toe te voegen volgens het principe van Pascal. Zo verdampt water en ijs sublimeert wanneer hun dampdruk groter is dan de gedeeltelijke druk van waterdamp in het omringende gasmengsel. Als hun dampdruk lager is dan de gedeeltelijke druk van waterdamp in het omringende gas, vormen vloeibare druppels of ijskristallen (vorst).

PhET-Verkenningen: Toestanden van materie—Basics

verwarmen, koelen en comprimeren atomen en moleculen en kijken hoe ze veranderen tussen vaste, vloeibare en gas fasen.

Klik om de simulatie te downloaden. Uitvoeren met behulp van Java.

samenvatting van de sectie

• De meeste stoffen hebben drie verschillende fasen: gas, vloeistof en vaste stof.
• faseveranderingen tussen de verschillende fasen van de materie zijn afhankelijk van temperatuur en druk.
• het bestaan van de drie fasen met betrekking tot druk en temperatuur kan worden beschreven in een fasediagram.
• twee fasen bestaan naast elkaar (d.w.z. ze zijn in thermisch evenwicht) bij een reeks drukken en temperaturen. Deze worden beschreven als een lijn op een fasediagram.
• de drie fasen bestaan naast elkaar bij één druk en één temperatuur. Dit staat bekend als het drievoudige punt en wordt beschreven door een enkel punt op een fasediagram.
• een gas bij een temperatuur onder het kookpunt wordt een damp genoemd.
• Dampdruk is de druk waarbij een gas coëxisteert met zijn vaste of vloeibare fase.
• partiële druk is de druk die een gas zou veroorzaken als het alleen zou bestaan.volgens de wet van Dalton is de totale druk de som van de partiële druk van alle aanwezige gassen.

Woordenlijst

PV-diagram: een grafiek van de druk vs. volume

kritisch punt: de temperatuur waarboven een vloeistof bestaat niet

de kritische temperatuur: de temperatuur waarboven een vloeistof bestaat niet

kritische druk: de minimale druk die nodig is om een vloeistof te bestaan op het kritieke temperatuur

damp: een gas bij een temperatuur onder de kooktemperatuur

dampspanning: de druk die een gas bestaat naast de vaste of vloeibare fase

– fase diagram: een grafiek van de druk vs. de temperatuur van een bepaalde stof, die bij druk en temperaturen worden de drie fasen van de stof optreden

triple punt: de druk en de temperatuur waarbij een stof aanwezig is in evenwicht als vaste stof, vloeistof en gas

sublimatie: de fase wijzigen van vast naar gas

de partiële druk van: de druk van een gas zou maken als het bezet de totale hoeveelheid beschikbare ruimte

Dalton de wet van de gedeeltelijke druk: de natuurkundige wet die stelt dat de totale druk van een gas is de som van de partiële drukken van de component gassen