Faseovergangen: typen, classificaties, eigenschappen en voorbeelden (met diagram)

Iedereen heeft een herinnering van toen ze een kind waren en ijs onverwacht (en ongewenst) smelten. Misschien was je op het strand en probeerde je de stroom gesmolten ijs langs je vingers bij te houden, maar toen viel de hele schep in het zand. Misschien heb je een ijslolly te lang in de zon laten liggen en kwam je terug bij een lichtgekleurde plas suikerachtig water. Wat je ervaring ook is, de meeste mensen hebben een duidelijke herinnering aan iets in devaste faseovergang naar devloeibare faseen de gevolgen van die verandering.

Natuurlijk hebben natuurkundigen specifieke taal om deze faseveranderingen tussen verschillende toestanden van materie te beschrijven. Het zou geen verrassing moeten zijn dat de verschillende fysieke eigenschappen van materialen bepalen hoe ze zich gedragen, inclusief de temperaturen waarbij ze faseveranderingen ondergaan. Leren hoe je de verbruikte energie in deze faseveranderingen berekent en een beetje over de relevante fysieke eigenschappen zijn cruciaal om alles te begrijpen, van het smelten van ijs tot meer ongebruikelijke processen zoals: sublimatie.

De meeste mensen zijn bekend met de drie hoofdfasen van materie: vast, vloeibaar en gas. Er is echter ook een vierde toestand van materie, plasma genaamd, die verderop in dit artikel kort zal worden beschreven. Vaste stoffen zijn het gemakkelijkst te begrijpen; materie in vaste toestand behoudt zijn vorm en is niet in noemenswaardige mate samendrukbaar.

Als we water als voorbeeld nemen, is ijs de vaste toestand en het is intuïtief duidelijk dat ijs eerder zou breken dan jij waren in staat om het in een kleiner volume te comprimeren, en zelfs dan zou het gebroken ijs nog steeds hetzelfde opnemen volume. Je zou een spons ook kunnen zien als een mogelijk tegenvoorbeeld, maar in dat geval, als je hem "comprimeert", ben je echt gewoon alle luchtgaten verwijderen die het bevat in zijn natuurlijke staat - de echte vaste stof krijgt het niet gecomprimeerd.

Vloeistoffen nemen de vorm aan van de container waarin ze zich bevinden, maar ze zijn niet samendrukbaar op dezelfde manier als vaste stoffen. Nogmaals, vloeibaar water is hier het perfecte voorbeeld van omdat het zo bekend is: je kunt water in elk water doen vorm van de container, maar je kunt hem niet fysiek comprimeren om minder volume in te nemen dan in zijn natuurlijke vorm staat. Gassen zoals waterdamp daarentegen vullen de vorm van de container waarin ze zich bevinden, maar kunnen worden gecomprimeerd.

Het gedrag van elk wordt verklaard door zijn atomaire structuur. In een vaste stof is er een regelmatige roosterrangschikking van atomen, dus het vormt een kristalstructuur of op zijn minst een amorfe massa omdat de atomen op hun plaats zijn gefixeerd. In een vloeistof kunnen de moleculen of atomen vrij bewegen, maar ze zijn gedeeltelijk verbonden door waterstofbruggen, dus het stroomt vrij maar heeft enige viscositeit. In een gas zijn de moleculen volledig gescheiden, zonder intermoleculaire krachten die ze bij elkaar houden. Daarom kan een gas veel vrijer uitzetten en comprimeren dan vaste stoffen of vloeistoffen.

Wanneer je warmte toevoegt aan een vaste stof, verhoogt het de temperatuur totdat het zijn smeltpunt bereikt, in welk stadium dingen veranderen. De warmte-energie die je toevoegt zodra je op het smeltpunt bent, verandert de temperatuur niet; het levert energie voor de faseovergang van de vaste fase naar de vloeibare fase, gewoonlijk smelten genoemd.

De vergelijking die het smeltproces beschrijft is:

WaarL​_f is de latente smeltwarmte voor het materiaal,mis de massa van de stof enVraagis de warmte toegevoegd. Zoals de vergelijking laat zien, zijn de eenheden van latente warmte energie/massa, of joule per kg, g of een andere maat voor massa. De latente smeltwarmte wordt soms de smeltenthalpie genoemd, of soms gewoon de latente smeltwarmte.

Voor elke specifieke stof – bijvoorbeeld als je specifiek kijkt naar het smelten van ijs – is er een specifieke overgangstemperatuur waarbij dit gebeurt. Voor het smelten van ijs in vloeibaar water is de faseovergangstemperatuur 0 graden Celsius of 273,15 Kelvin. Je kunt de latente smeltwarmte voor veel veelvoorkomende materialen online opzoeken (zie bronnen), maar voor ijs is dit 334 kJ/kg.

Hetzelfde proces als bij smelten gebeurt wanneer je een stof verdampt, behalve dat de temperatuur waarbij de faseovergang plaatsvindt het kookpunt van de stof is. Op dezelfde manier gaat de extra energie die je op dit punt aan de stof geeft echter in de faseovergang, in dit geval van de vloeibare fase naar de gasfase. De term die hier wordt gebruikt is de latente warmte van verdamping (of de enthalpie van verdamping), maar het concept is precies hetzelfde als voor de latente warmte van fusie.

De vergelijking heeft ook dezelfde vorm:

WaarL​_v deze keer is de latente verdampingswarmte (zie bronnen voor een tabel met waarden voor veelvoorkomende materialen). Nogmaals, er is een specifieke overgangstemperatuur voor elke stof, waarbij vloeibaar water deze overgang ondergaat bij 100 C of 373,15 Kelvin. Dus als je een bepaalde massa verwarmtmvan water van kamertemperatuur tot kookpunt en vervolgens verdampen, zijn er twee fasen om de berekening: de energie die nodig is om het op 100 C te brengen, en dan de energie die nodig is om te verdampen het.

Hoewel de faseovergang van vast naar vloeibaar (d.w.z. smelten) en die van vloeistof naar gas (verdampen) de meest voorkomende zijn, zijn er veel andere overgangen die kunnen optreden. Vooral,sublimatieis wanneer een stof een faseovergang ondergaat van een vaste fase direct naar een gasfase.

Het meest bekende voorbeeld van dit gedrag is in droogijs, dat eigenlijk vast koolstofdioxide is. Bij kamertemperatuur en atmosferische druk sublimeert het direct in kooldioxidegas, en dit maakt het een veel voorkomende keuze voor theatrale misteffecten.

Het tegenovergestelde van sublimatie isafzetting, waarbij een gas een toestandsverandering direct in een vaste stof ondergaat. Dit is een ander type faseovergang dat minder vaak wordt besproken, maar nog steeds in de natuur voorkomt.

De druk heeft een grote invloed op de temperatuur waarbij faseovergangen optreden. Bij een hogere druk is het verdampingspunt hoger en bij lagere drukken neemt het af. Dit is de reden waarom water bij een lagere temperatuur kookt als je hoger bent, omdat de druk lager is en dus ook het kookpunt. Deze relatie wordt meestal aangetoond in een fasediagram, dat assen heeft voor temperatuur en druk, en lijnen die de vaste, vloeibare en gasfase van de stof in kwestie scheiden.

Als je goed naar een fasediagram kijkt, zul je merken dat er een specifiek punt is waarop de stof zich op het snijpunt bevindt van alle drie de hoofdfasen (d.w.z. de gas-, vloeistof- en vaste fase). Dit heet dedrievoudig punt, of het kritische punt voor de stof, en het komt voor bij een specifieke kritische temperatuur en een kritische druk.

De vierde toestand van materie is plasma. Dit is een beetje anders dan de andere toestanden van materie, omdat het technisch gezien een gas is dat is geïoniseerd (d.w.z. er zijn elektronen verwijderd dus de samenstellende atomen hebben een netto elektrische lading), en dus heeft het geen faseovergang op dezelfde manier als de andere toestanden van er toe doen.

Het gedrag is echter heel anders dan dat van een typisch gas, omdat het weliswaar als elektrisch "quasi-neutraal" kan worden beschouwd (omdat er evenveel protonen en elektronen in deheelplasma), zijn er plekken met geconcentreerde lading en resulterende stromen. Plasma's reageren ook op elektrische en magnetische velden op een manier die een typisch gas niet zou doen.

Een van de meest bekende manieren om overgangen tussen verschillende fasen te beschrijven is het Ehrenfest-classificatiesysteem, die overgangen splitst in eerste-orde en tweede-orde faseovergangen, en het moderne systeem is sterk gebaseerd op dit. De "orde" van de overgang verwijst naar de afgeleide van de laagste orde van de thermodynamische vrije energie die een discontinuïteit vertoont. De overgangen tussen vaste stoffen, vloeistoffen en gassen zijn bijvoorbeeld eerste-orde faseovergangen omdat de latente warmte een discontinuïteit creëert in de vrije-energiederivaat.

Een faseovergang van de tweede orde heeft een discontinuïteit in de tweede afgeleide van de vrije energie, maar er is geen latente warmte bij het proces betrokken, dus ze worden als een continue fase beschouwd overgangen. Voorbeelden zijn de overgang naar supergeleiding (d.w.z. het punt waarop iets een supergeleider wordt) en de ferromagnetische faseovergang (zoals beschreven door het Ising-model).

De Landau-theorie wordt gebruikt om het gedrag van een systeem te beschrijven, vooral rond een kritiek punt. Over het algemeen is er symmetriebreking bij de faseovergangstemperatuur, en dit is vooral handig bij beschrijft overgangen in vloeibare kristallen, waarbij de hoge temperatuur fase meer symmetrieën bevat dan de lage temperatuur fase.

Laten we aannemen dat je een blok ijs van 1 kg hebt van 0 C en dat je het ijs wilt smelten en de temperatuur wilt verhogen tot 20 C, iets boven de standaard kamertemperatuur. Zoals eerder vermeld, zijn er twee delen van een dergelijke berekening: U moet de fase berekenen calculate verander en gebruik vervolgens de gebruikelijke benadering om de energie te berekenen die nodig is om de temperatuur met de gespecificeerde te verhogen bedrag.

De latente smeltwarmte voor waterijs is 334 kJ/kg, dus met de vergelijking van eerder:

Dus smeltend ijs, 1 kg specifiek, kost 334 kilojoule energie. Als u met een grotere of kleinere hoeveelheid ijs werkt, wordt de 1 kg natuurlijk gewoon vervangen door de juiste waarde.

Nu, wanneer deze energie is overgedragen aan het ijs, zal het van fase zijn veranderdmaarnog steeds op 0 C in temperatuur zijn. Om de hoeveelheid warmte te berekenen die je moet toevoegen om de temperatuur te verhogen tot 20 C, hoef je alleen maar de specifieke warmtecapaciteit van water op te zoeken (C= 4.182 J/kg°C) en gebruik de standaarduitdrukking:

WaarTstaat voor de verandering in temperatuur. Dit is gemakkelijk uit te werken met de informatie die we hebben: de verandering in temperatuur die nodig is is 20 C, dus de rest van het proces is simpelweg het invoeren van de waarden en het berekenen van:

Het hele proces (d.w.z. het smelten van het ijs en het verwarmen van het water) vereist daarom:

Dus de meeste energie komt van het smeltproces, in plaats van de verwarming. Merk op dat deze berekening alleen werkte omdat de eenheden overal consistent waren - de massa was altijd in kg, en de energie werd omgezet in kJ voor de laatste toevoeging - en je moet dit altijd controleren voordat je probeert een berekening.

Stel je nu voor dat je de 1 kg water van 20 C uit het laatste voorbeeld neemt en dit wilt omzetten in waterdamp. Probeer dit probleem op te lossen voordat u verder leest, want het proces is in wezen hetzelfde als voorheen. Eerst moet je de hoeveelheid warmte-energie berekenen die nodig is om het water aan het kookpunt te brengen, en dan kun je verder gaan en berekenen hoeveel extra energie er nodig is om het water te verdampen.

De eerste fase is net als de tweede fase van het vorige voorbeeld, behalve nu ∆T= 80 C, aangezien het kookpunt van vloeibaar water 100 C is. Dus het gebruik van dezelfde vergelijking geeft:

Vanaf het punt waar zoveel energie is toegevoegd, gaat de rest van de energie naar het verdampen van de vloeistof, en je moet het berekenen met de andere uitdrukking. Dit is:

WaarL​_v = 2256 kJ/kg voor vloeibaar water. Als u opmerkt dat er in dit voorbeeld 1 kg water is, kunt u het volgende berekenen:

Door beide delen van het proces bij elkaar op te tellen, krijg je de totale benodigde warmte:

Merk nogmaals op dat de overgrote meerderheid van de warmte-energie die in dit proces wordt gebruikt (zoals bij smeltend ijs) zich in de faseovergang bevindt, niet in de gewone verwarmingsfase.