stoffen kunnen van fase veranderen-vaak door een temperatuurverandering. Bij lage temperaturen zijn de meeste stoffen vast; naarmate de temperatuur stijgt, worden ze vloeibaar; bij hogere temperaturen worden ze nog steeds gasvormig.

het proces waarbij een vaste stof een vloeistof wordt, heet smelten (een oudere term die u soms ziet is fusie). Het tegenovergestelde proces, een vloeistof die een vaste stof wordt, heet stolling. Voor elke zuivere stof is de temperatuur waarbij het smelten plaatsvindt — het smeltpunt genoemd — een kenmerk van die stof. Het heeft energie nodig om een vaste stof te laten smelten tot een vloeistof. Elke zuivere stof heeft een bepaalde hoeveelheid energie die het nodig heeft om van een vaste stof in een vloeistof te veranderen. Deze hoeveelheid wordt de enthalpie van fusie (of fusiewarmte) van de stof genoemd, vertegenwoordigd als ΔHfus. Enkele ΔHfus-waarden zijn vermeld in Tabel 10.2 “Enthalpieën van fusie voor verschillende stoffen”; aangenomen wordt dat deze waarden betrekking hebben op het smeltpunt van de stof. Merk op dat de eenheid van ΔHfus kilojoules per mol is, dus we moeten de hoeveelheid materiaal weten om te weten hoeveel energie er bij betrokken is. De ΔHfus wordt altijd getabelleerd als een positief getal. Het kan echter zowel voor het smelten als voor het stollen worden gebruikt, zolang u er rekening mee houdt dat het smelten altijd endotherm is (dus ΔH zal positief zijn), terwijl het stollen altijd exotherm is (dus ΔH zal negatief zijn).

Tabel 10.2 Enthalpies van de Fusie voor de Verschillende Stoffen

Stof (Smeltpunt)	ΔHfus (kJ/mol)
Water (0°C)	6.01
Aluminium (660°C)	10.7
Benzeen (5.5°C)	9.95
Ethanol (-114.3°C)	5.02
Kwik (-38.8°C)	2.29

tijdens het smelten gaat energie uitsluitend naar het veranderen van de fase van een stof; het gaat niet naar het veranderen van de temperatuur van een stof. Daarom is smelten een isothermisch proces omdat een stof op dezelfde temperatuur blijft. Alleen wanneer alle van een stof is gesmolten gaat enige extra energie naar het veranderen van de temperatuur.

Wat gebeurt er als een vaste stof een vloeistof wordt? In een vaste stof zitten individuele deeltjes vast omdat de intermoleculaire krachten niet kunnen worden overwonnen door de energie van de deeltjes. Wanneer er meer energie wordt geleverd (bijv., door de temperatuur te verhogen), komt er een punt waarop de deeltjes genoeg energie hebben om rond te bewegen, maar niet genoeg energie om te scheiden. Dit is de vloeibare fase: deeltjes zijn nog steeds in contact, maar kunnen zich om elkaar heen bewegen. Dit verklaart waarom vloeistoffen de vorm van hun containers kunnen aannemen: de deeltjes bewegen rond en vullen, onder invloed van de zwaartekracht, het laagst mogelijke volume (tenzij de vloeistof zich in een zwaartekrachtloze omgeving bevindt-zie figuur 10.16 “vloeistoffen en zwaartekracht”).

de faseverandering tussen een vloeistof en een gas heeft enige overeenkomsten met de faseverandering tussen een vaste stof en een vloeistof. Bij een bepaalde temperatuur hebben de deeltjes in een vloeistof genoeg energie om een gas te worden. Het proces van een vloeistof die een gas wordt heet koken (of verdamping), terwijl het proces van een gas dat een vloeistof wordt heet condensatie. In tegenstelling tot het vaste/vloeibare conversieproces wordt het vloeibaar/gas conversieproces echter merkbaar beïnvloed door de omringende druk op de vloeistof, omdat gassen sterk worden beïnvloed door druk. Dit betekent dat de temperatuur waarbij een vloeistof een gas wordt, het kookpunt, kan veranderen met de omringende druk. Daarom definiëren we het normale kookpunt als de temperatuur waarbij een vloeistof verandert in een gas wanneer de omgevingsdruk precies 1 atm is, of 760 torr. Tenzij anders vermeld, wordt aangenomen dat een kookpunt voor 1 atm druk is.

net als de verandering in de vaste/vloeibare fase omvat de verandering in de vloeibare/gasfase energie. De hoeveelheid energie die nodig is om een vloeistof om te zetten in een gas wordt de enthalpie van verdamping (of warmte van verdamping) genoemd, vertegenwoordigd als ΔHvap. Enkele ΔHvap-waarden staan vermeld in Tabel 10.3 “Verdampingsthalpieën voor verschillende stoffen”.; aangenomen wordt dat deze waarden betrekking hebben op de normale kookpunttemperatuur van de stof, die ook in de tabel wordt vermeld. De eenheid voor ΔHvap is ook kilojoules per mol, dus we moeten de hoeveelheid materiaal weten om te weten hoeveel energie er mee gemoeid is. De ΔHvap wordt ook altijd getabelleerd als een positief getal. Het kan gebruikt worden voor zowel het koken als de condensatieprocessen zolang je in gedachten houdt dat koken altijd endotherm is (dus ΔH zal positief zijn), terwijl condensatie altijd exotherm is (dus ΔH zal negatief zijn).

Tabel 10.3 Enthalpies van de Verdamping voor Verschillende Stoffen

Stof (Normaal Kookpunt)	ΔHvap (kJ/mol)
Water (100°C)	40.68
Broom (59.5°C)	15.4
Benzeen (80.1°C)	30.8
Ethanol (Van 78,3°C)	38.6
Kwik (357°C)	59.23

net als bij het smelten gaat de energie bij het koken uitsluitend naar het veranderen van de fase van een stof; het gaat niet naar het veranderen van de temperatuur van een stof. Koken is dus ook een isothermisch proces. Slechts wanneer alle substantie kookte gaat elk extra energie naar het veranderen van zijn temperatuur.

Wat gebeurt er als een vloeistof een gas wordt? We hebben al vastgesteld dat een vloeistof bestaat uit deeltjes die met elkaar in contact komen. Wanneer een vloeistof een gas wordt, scheiden de deeltjes zich van elkaar, waarbij elk deeltje zijn eigen weg in de ruimte gaat. Dit is hoe gassen de neiging hebben om hun containers te vullen. Inderdaad, in de gasfase is het grootste deel van het volume lege ruimte; slechts ongeveer een duizendste van het volume wordt daadwerkelijk opgenomen door materie (zie figuur 10.17 “vloeistoffen en gassen”). Het is deze eigenschap van gassen die verklaart waarom ze kunnen worden gecomprimeerd, een feit dat wordt behandeld in hoofdstuk 6 “gassen”.

onder bepaalde omstandigheden kan de vaste fase direct overgaan naar de gasfase zonder door een vloeibare fase te gaan, en kan een gas direct een vaste fase worden. De verandering van vaste stof naar gas wordt sublimatie genoemd, terwijl het omgekeerde proces depositie wordt genoemd. Sublimatie is isothermisch, net als de andere faseveranderingen. Er is een meetbare energieverandering tijdens sublimatie; deze energieverandering wordt de enthalpie van sublimatie genoemd, vertegenwoordigd als ΔHsub. De relatie tussen de ΔHsub en de andere enthalpie veranderingen is als volgt:

ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap

als zodanig wordt ΔHsub niet altijd in tabelvorm weergegeven omdat het eenvoudig uit ΔHfus en ΔHvap kan worden berekend.

er zijn verschillende veel voorkomende voorbeelden van sublimatie. Een bekend product — droogijs-is eigenlijk vast CO2. Droogijs is droog omdat het sublimeert, waarbij de vaste stof de vloeibare fase omzeilt en rechtstreeks naar de gasfase gaat. De sublimatie vindt plaats bij een temperatuur van -77°C, dus het moet voorzichtig worden behandeld. Als je ooit hebt gemerkt dat ijsblokjes in een vriezer de neiging om kleiner te worden na verloop van tijd, is het omdat het vaste water is zeer langzaam sublimeren. “Freezer burn” is niet echt een brandwond; het treedt op wanneer bepaalde voedingsmiddelen, zoals vlees, langzaam vast watergehalte verliezen als gevolg van sublimatie. Het eten is nog steeds goed, maar ziet er niet smakelijk uit. Het verlagen van de temperatuur van een vriezer zal de Sublimatie van vast water vertragen.

chemische vergelijkingen kunnen worden gebruikt om een faseverandering weer te geven. In dergelijke gevallen is het van cruciaal belang om faseetiketten op de stoffen te gebruiken. De chemische vergelijking voor het smelten van ijs om vloeibaar water te maken is bijvoorbeeld als volgt:

H2O(s) → H2o(J)

er vindt geen chemische verandering plaats, maar er vindt wel een fysische verandering plaats.

Verwarmingscurves

een grafiek van de temperatuur versus de hoeveelheid toegevoegde warmte wordt een verwarmingscurve genoemd (zie figuur 10.18). Deze worden vaak gebruikt om visueel de relatie tussen faseveranderingen en enthalpie voor een bepaalde stof te tonen.

in Figuur 10.18 wint de vaste stof kinetische energie en stijgt bijgevolg in temperatuur als warmte wordt toegevoegd. Bij het smeltpunt wordt de toegevoegde warmte gebruikt om de aantrekkelijke intermoleculaire krachten van de vaste stof te breken in plaats van de kinetische energie te verhogen, waardoor de temperatuur constant blijft. Nadat alle vaste stof is gesmolten, gaat de toegevoegde warmte opnieuw naar het verhogen van de kinetische energie (en temperatuur) van de vloeibare moleculen tot het kookpunt. Op het kookpunt wordt de toegevoegde warmte opnieuw gebruikt om de aantrekkelijke intermoleculaire krachten te breken in plaats van kinetische energie te leveren, en de temperatuur blijft constant totdat alle vloeistof in gas is omgezet.

Media-Attributies