Transcript 1_8_Phasen__berg__nge

Aggregatszustand
Aggregation: Anordnung von Teilchen in einem
Gegenstand.
(von lat. aggregare anhäufen, zusammensetzen)
3 Grundprinzipien der Teilchenanordnung: fest, flüssig, gasförmig
Phasenübergänge
1
„fest“
Im Festkörper ist die räumliche Beziehung zwischen den
Teilchen fixiert (näherungsweise harmonische Gitterschwingungen).
• Anordnung „regelmäßig“:
Kristall z.B. würfelförmig, tetragonal,
orthorhombisch, monoklin, triklin,
trigonal, hexagonal (7 Punktgruppen)
charakteristische Größe: Gitterkonstante
•
Anordnung unstrukturiert ohne Translationssymmetrie: amorph
(Glas gilt als „unterkühlte“ Flüssigkeit)
Phasenübergänge
2
„flüssig“
In Flüssigkeiten liegen die Teilchen dicht an dicht, sind aber
gegeneinander beweglich (kaum feste Gleichgewichtslagen der Schwingungen)
-
-
Glas besitzt eine Verteilung von
Gleichgewichtslagen
(„Doppelmuldenpotential“)
Alle Materie ist kompressibel
(„Flüssigkeiten sind inkompressibel“ gilt
nur als Abgrenzung zu den Gasen)
pFl  0  g  h
 0  g  h 
pGas  p0  exp  

-
p0


Flüssigkeiten nehmen jede vorgegebene Form an
3
„gasförmig“
Im idealen Gas sind die Teilchen frei gegeneinander beweglich. Sie
haben nur durch elastische Stöße Kontakt miteinander
(Energieübertrag ändert nur die kinetische Energie, aber keine innere Energie
der Teilchen).
Zwischen den Stößen bewegen sie sich gleichförmig:
v ist ein Maß für die innere
Energie des Gases
λ, die mittlere freie Weglänge,
ein Maß für den Druck im Gas.
Phasenübergänge
4
Sonderformen
„Supraflüssigkeit“:
 Flüssigkeit hat keine innere Reibung zwischen den Teilchen.
(z.B. 4He bei Temperaturen < 2.16 K)
 Supraflüssigkeit dringt durch engste Zwischenräume.
„Plasma“:
 gasförmiges Gemisch von geladenen und ungeladenen Teilchen
(freien Elektronen, Ionen, Molekülen)
 elektrisch leitendes Gas
Phasenübergänge
5
Bindungsformen
Wechselwirkung zwischen den Teilchen in Gasen, Flüssigkeiten und
Festkörpern:
„van der Waals“ Bindung:
fluktuierende Elektronenhülle erzeugt elektr. Dipole zwischen zwei
Gasatomen oder Flüssigkeitsmolekülen. Dipole ziehen sich an
(gebogener Wasserstrahl nahe geladenem Luftballon)
.
Wasserstoffbrückenbindungen:
kovalente Bindung:
Gitteratome mit nicht aufgefüllten äußeren Elektronenschalen teilen sich die
Valenzelektronen; z.B. Kohlenstoff im Diamant
ionische Bindung:
Elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen;
z.B. Salze
Na+Cl-
6
Phasenübergänge
gasförmig
erstarren
fest
flüssig
schmelzen
Phasenübergänge
7
Übergangswärme
T/°C
335s
Wasser + Dampf
Dampf
Eis + Wasser
168s
100
Wasser
Eis
200
2260s
184s
0
-80
420s
Diagrammeichung: 1 g Wassereis wird von -80°C
bei einer Energiezufuhr von 1 J/s erhitzt.
(Die Zahlenwerte entsprechen den
spezifischen Energien in kJ/kg)
Phasenübergänge
8
Diagrammauswertung
T/°C
Dampf
Wasser
Eis + Wasser
100
Eis
200
Wasser + Dampf
0
-80
 

500

1000
1500
2000

2500
3000
t/s
Horizontale Linie: Phasenübergang
 trotz Energiezufuhr kein Temperaturanstieg, weil die Wärmemenge
zum Aufbrechen der Bindungen benötigt wird
 Länge der Horizontalen: Maß für die spezifische PhasenübergangsEnergiezufuhr („latente Wärme“)
Phasenübergänge
9