Faseovergangen

Of een stof vast, vloeibaar of gasvormig is, hangt af van een wedstrijd tussen twee dingen: de aantrekkingskracht tussen de moleculen en hun bewegingsenergie. Bij lage temperatuur wint de aantrekking en zitten de deeltjes vast in een rooster of kristal. Warm je op, dan trillen ze harder tot ze langs elkaar gaan schuiven (vloeistof) en uiteindelijk helemaal loskomen (gas). Welke soort bindingen tussen moleculen een rol spelen, lees je bij chemische bindingen; hier gaat het om de energie en de temperatuur.

Schema: de zes faseovergangen

Tussen elke twee fasen zijn twee richtingen mogelijk. Dat geeft zes overgangen. Drie ervan kosten energie (de stof neemt warmte op), drie leveren energie (de stof staat warmte af).

Ezelsbruggetje: ga je naar een fase waarin de deeltjes vrijer bewegen (vast → vloeibaar → gas), dan kost het energie. Ga je de andere kant op, dan komt precies dezelfde hoeveelheid energie weer vrij.

Vlaamse en Nederlandse termen. In Nederlandse methodes heet gas → vast meestal rijpen. In Vlaamse leerboeken zie je vaker desublimeren of resublimeren, en soms het Engelse leenwoord depositie. Voor vloeibaar → vast gebruikt men in beide landen stollen, in de omgangstaal ook bevriezen (bij water). Condenseren heet in de volksmond ook ‘neerslaan’ of ‘beslaan’; het begrip condensatie staat ook in de begrippenlijst.

De opwarmkromme van water

Verwarm je ijs van −20 °C met een constante brander en zet je de temperatuur uit tegen de tijd, dan krijg je een trap met twee horizontale stukken. Op de schuine stukken stijgt de temperatuur volgens Q = m · c · ΔT (zie soortelijke warmte). Op de vlakke stukken vindt een faseovergang plaats en blijft de temperatuur constant.

Let op de verhouding: het kookplateau is ruim zes keer zo lang als het smeltplateau, omdat verdampen veel meer energie kost dan smelten. Bij stollen en condenseren doorloop je dezelfde kromme achterstevoren: een afkoelkromme. Bij zuivere stoffen zijn de plateaus scherp; een mengsel zoals kaarsvet of chocolade smelt over een temperatuurtraject. Een vlak plateau is daarom een eenvoudige test of een stof zuiver is.

Smeltwarmte en verdampingswarmte: Q = m · L

De energie die nodig is om 1 kg van een stof op het smelt- of kookpunt van fase te laten veranderen, heet de soortelijke smeltwarmte of soortelijke verdampingswarmte (ook wel latente warmte: ‘verborgen’ warmte, omdat je haar niet op een thermometer ziet).

Water springt eruit: de verdampingswarmte van 2 260 kJ/kg is uitzonderlijk hoog, omdat watermoleculen elkaar via waterstofbruggen sterk vasthouden. Dat is precies waarom zweten zo goed koelt. Verdampt er op een warme dag 0,5 liter zweet van je huid, dan onttrekt dat ongeveer 0,5 × 2 400 kJ ≈ 1,2 MJ aan je lichaam. (Bij huidtemperatuur is L_v iets groter dan bij 100 °C, ongeveer 2 400 kJ/kg.) Om dezelfde reden is een brandwond door stoom van 100 °C erger dan door water van 100 °C: de stoom geeft bij condenseren op je huid eerst nog 2 260 kJ/kg extra af.

Rekenvoorbeeld: van ijs tot stoom

Vraag. Hoeveel energie is nodig om 0,50 kg ijs van −10 °C helemaal om te zetten in stoom van 100 °C? Gebruik c_ijs = 2,1 kJ/(kg·K), c_water = 4,18 kJ/(kg·K), L_s = 334 kJ/kg en L_v = 2 260 kJ/kg.

1. IJs opwarmen van −10 °C tot 0 °C: Q₁ = m · c · ΔT = 0,50 × 2,1 × 10 = 10,5 kJ
2. IJs smelten bij 0 °C: Q₂ = m · L_s = 0,50 × 334 = 167 kJ
3. Water opwarmen van 0 °C tot 100 °C: Q₃ = 0,50 × 4,18 × 100 = 209 kJ
4. Water verdampen bij 100 °C: Q₄ = m · L_v = 0,50 × 2 260 = 1 130 kJ

Totaal: Q = 10,5 + 167 + 209 + 1 130 ≈ 1,52 · 10³ kJ = 1,5 MJ. Driekwart daarvan gaat op aan het verdampen. Met een kookplaat van 2,0 kW (en zonder verliezen) duurt het verdampen alleen al 1 130 000 / 2 000 ≈ 565 s, bijna tien minuten, terwijl het opwarmen van 0 tot 100 °C nog geen twee minuten kost.

Tweede voorbeeld: ijsblokjes in limonade. Je doet 50 g ijs van 0 °C in 0,30 kg limonade van 25 °C (c ≈ 4,2 kJ/(kg·K)). Smelten kost 0,050 × 334 = 16,7 kJ. Die warmte komt uit de limonade: ΔT = 16,7 / (0,30 × 4,2) ≈ 13 K. De limonade is nu 12 °C, en daarna mengt het smeltwater van 0 °C nog mee; de eindtemperatuur wordt ongeveer (0,30 × 12 + 0,050 × 0) / 0,35 ≈ 10 °C. Het smelten doet dus het meeste werk, niet het koude water. Wie zulke opgaven stap voor stap wil oefenen: zie het stappenplan Q = m · c · ΔT.

Koken versus verdampen

Verdampen en koken leveren allebei gas op, maar het zijn verschillende processen:

• Verdampen gebeurt bij elke temperatuur, alleen aan het oppervlak. De snelste moleculen ontsnappen; de achterblijvende vloeistof koelt daardoor af. Verdampen gaat sneller bij hogere temperatuur, groter oppervlak, wind en droge lucht. Zo drogen plassen ook bij 10 °C op, en is verdampen een vast onderdeel van de waterkringloop.
• Koken gebeurt alleen bij het kookpunt, en dan in de hele vloeistof: er vormen zich dampbellen binnenin. Dat kan pas als de dampdruk van de vloeistof gelijk is aan de druk erboven.

Het omgekeerde van verdampen, condenseren, zie je overal: de koude spiegel na het douchen, een koud blikje dat ‘zweet’, dauw op het gras en wolken, waar opstijgende lucht afkoelt tot de waterdamp condenseert op stofdeeltjes.

Invloed van druk op het kookpunt

Omdat koken afhangt van de druk boven de vloeistof, is het kookpunt geen vaste waarde. 100 °C geldt alleen bij 1 atmosfeer (1 013 hPa, zie luchtdruk).

• Op de Mount Everest is de luchtdruk ongeveer een derde van die op zeeniveau en kookt water al bij ongeveer 70 °C. Pasta wordt daar niet gaar in ‘kokend’ water.
• In een snelkookpan loopt de druk op tot ongeveer 2 bar; water kookt dan pas rond 120 °C, zodat eten veel sneller gaar wordt.
• In vacuüm kookt water al bij kamertemperatuur. Dat wordt gebruikt bij vriesdrogen en om bij lage temperatuur suikeroplossingen in te dampen.

Druk beïnvloedt het smeltpunt veel minder. Water is wel een uitzondering: ijs heeft een kleinere dichtheid dan water, waardoor het smeltpunt bij hogere druk iets daalt. Meer over druk in het algemeen lees je bij druk.

Het fasediagram van water

Een fasediagram (p,T-diagram) laat zien welke fase stabiel is bij elke combinatie van druk en temperatuur. Het bestaat uit drie gebieden (vast, vloeibaar, gas) gescheiden door drie lijnen:

• de smeltlijn tussen vast en vloeibaar; bij water helt die licht naar links (de afwijking hierboven);
• de kooklijn (dampspanningslijn) tussen vloeibaar en gas, oplopend tot het kritische punt bij 374 °C en 221 bar, waarboven er geen verschil meer is tussen vloeistof en gas;
• de sublimatielijn tussen vast en gas, bij lage druk.

Waar de drie lijnen samenkomen ligt het tripelpunt: bij 0,01 °C en 611 Pa bestaan ijs, water en waterdamp tegelijk in evenwicht. Dat punt is zo goed reproduceerbaar dat het lange tijd de basis van de kelvinschaal was. Onder 611 Pa kan water niet vloeibaar zijn: ijs sublimeert dan direct. Daarom is er op Mars, met een gemiddelde druk rond 600 Pa, nauwelijks vloeibaar water.

Bij koolstofdioxide ligt het tripelpunt bij 5,1 bar en −57 °C, ruim boven de atmosferische druk. Vast CO₂ (droogijs) kan bij gewone druk dus niet smelten maar sublimeert bij −78 °C: vandaar de ‘rook’ op podia, die eigenlijk uit gecondenseerde waterdruppeltjes in de koude CO₂-damp bestaat.

Wat er met de energie gebeurt

Tijdens een faseovergang verandert de gemiddelde bewegingsenergie van de deeltjes niet; daarom blijft de temperatuur constant. De warmte gaat in potentiële energie: de deeltjes komen verder van elkaar af te staan, tegen hun onderlinge aantrekking in. Volgens de eerste hoofdwet is dat gewoon energiebehoud: de inwendige energie stijgt met Q. Smelten en verdampen verhogen bovendien de wanorde van de stof, dus de entropie. Hoe die warmte de stof bereikt (geleiding, stroming, straling) lees je bij warmtetransport.

Veelgestelde vragen

Verder lezen