De toestand waarin een stof voorkomt (gas, vloeistof of vast) noemen we de fase of aggregatietoestand. Afhankelijk van temperatuur en druk treden er overgangen op van de ene naar de andere fase. Deze overgangen beschrijven we hier op twee niveaus, op macroscopisch niveau (kun je zien) en op microscopisch niveau (beschouwing op moleculair niveau, verklaarbaar met het deeltjesmodel).
Fase-overgangen: de pijlen symboliseren overgangen tussen fasen (macroscopisch)
en de figuren symboliseren de moleculaire toestand per fase
Fasen
De meeste stoffen kunnen voorkomen in drie fasen of aggregatietoestanden: vast, vloeibaar en gasvormig. De fasen kunnen we op moleculair (microscopisch) niveau beschrijven, waarbij we een stof 'zien' als een onvoorstelbaar grote verzameling moleculen. We kunnen de fasen ook macroscopisch beschrijven. We hebben het dan over waarneembare stof met bepaalde eigenschappen.
Macro- en microscopisch
Macroscopisch waarnemen en microscopisch verklaren
We spreken van het macroscopisch niveau als we de waarneembare stof bedoelen. Macroscopisch gezien is water een kleurloze, heldere vloeistof, met bepaalde eigenschappen.
Op moleculair (of microscopisch)niveau is een hoeveelheid water alleen maar een enorme verzameling moleculen. Dit deeltjesmodel, uitgebreid met al zijn veronderstellingen over de eigenschappen van moleculen, is de huidige molecuultheorie. De molecuultheorie gaat uit van de volgende veronderstellingen:
Elke stof is opgebouwd uit moleculen, die kenmerkend zijn voor die stof.
Moleculen van een stof zijn voortdurend in beweging.
Er is lege ruimte tussen de moleculen.
Moleculen bewegen gemiddeld sneller als de temperatuur stijgt.
Moleculen oefenen krachten op elkaar uit.
In de scheikunde moeten we als het ware 'heen en weer' kunnen denken: enerzijds een stof zien zoals deze zich aan ons voordoet, anderzijds in gedachten de stof kunnen 'zien' als een onvoorstelbaar grote verzameling moleculen.
Zo is een watermolecuul niet nat. En een watermolecuul is ook niet vloeibaar. 'Nat' en 'vloeibaar' zijn begrippen uit de macroscopische wereld. In de moleculaire wereld hebben deze begrippen geen betekenis.
IJs, water en waterdamp: macroscopisch en microscopisch Bron: Petrucci, General Chemistry
Macroscopisch gezien
De drie fasen
Vloeibaar water kan bevriezen tot een vaste stof: ijs. Water kan ook verdampen tot een gasvormige (of dampvormige) stof: waterdamp, soms stoom geheten. In de natuur- en scheikunde zeggen we dat water in verschillende fasen of aggregatietoestanden kan voorkomen. De meeste stoffen kunnen voorkomen in drie fasen: de vaste, de vloeibare en de gasvormige fase.
Wanneer de fase van een stof van belang is, schrijven we deze met de (kleine) letters s, l, g tussen haakjes achter de molecuulformule:
ijs: H2O(s);
vloeibaar water: H2O(l);
waterdamp: H2O(g).
De betekenis van deze notaties is:
(s) = vast (Engels: solid);
(l) = vloeibaar (Engels: liquid);
(g) = gasvormig (Engels: gas).
Voorbeeld van zichtbare fasen van water: vast (ijsberg) en vloeibaar (wolken, nevel, zee) De dampfase is niet zichtbaar.
Stofeigenschap
Afhankelijk van de temperatuur en de druk komt een stof in een bepaalde fase voor. De fase is dus als zodanig geen stofeigenschap. De fase bij kamertemperatuur en normale druk is wel een stofeigenschap.
In Nederland varieert de temperatuur tussen -10 en + 30 oC en de druk van de lucht is constant ongeveer 1 bar is (tussen 980 en 1050 mbar). Daardoor kennen wij H2O het best als H2O(l).
De H2O(g) in de lucht is voor ons onzichtbaar, en H2O(s) zien we alleen bij vorst en in het vriesvak van de koelkast.
Microscopisch gezien
De verschillen tussen de drie fasen van een stof verklaren we met de molecuultheorie.
Vaste fase
De moleculen liggen tegen elkaar aan en zijn regelmatig gerangschikt in een driedimensionale stapeling. We noemen zo’n regelmatige stapeling een kristalrooster. De moleculen hebben een vaste plaats en kunnen alleen een beetje trillen. Door deze trilling heeft ieder molecuul een ruimte nodig die iets groter is dan de afmeting van het molecuul. De onderlinge samenhang (aantrekkingskracht) tussen de moleculen noemen we cohesie.
Vloeibare fase
De moleculen hebben geen vaste plaats. Trillend bewegen de moleculen zich betrekkelijk vrij tussen elkaar door. De cohesie houdt de moleculen wel bij elkaar, maar is niet sterk genoeg om ze op een vaste plaats te houden. De intermoleculaire ruimtes zijn wat groter dan in de vaste fase. Vloeistoffen nemen daarom in het algemeen een groter volume in dan vaste stoffen.
Een belangrijke uitzondering hierop is water: de vloeibare vorm heeft een kleiner volume dan de vaste vorm (bij bevriezen zet water uit; ijs heeft een groter volume dan water). Zie 'Waterstofbrug' in het thema 'Moleculaire stoffen'.
Gasvormige fase
De moleculen hebben evenmin een vaste plaats. Trillend bewegen de moleculen zich ongeordend op relatief grote afstand van elkaar. Grote afstand wil zeggen: groot ten opzichte van hun eigen diameter (de afstand is minstens tien keer zo groot). De cohesie is te zwak om de moleculen bij elkaar te houden.
De vaste fase, vloeibare fase en gasfase in de onderstaande animatie.
Overgangen, macroscopisch
De overgangen tussen de verschillende fasen hebben alle meer of minder bekende namen: smelten, stollen, verdampen, condenseren, sublimeren en rijpen. Smelt- en kookpunt zijn stofeigenschappen.
Fysisch beschreven
Een stof kan van fase veranderen door toevoer of afvoer van warmte. De fase hangt dan ook samen met de temperatuur. Bij lage temperatuur zijn vrijwel alle stoffen vast. Stijgt de temperatuur dan worden veel stoffen vloeibaar. Bij heel hoge temperatuur bestaan alleen maar gassen. Een tweede, minder invloedrijke, factor is de druk.
Faseveranderingen kunnen we samenvatten in een 'fasedriehoek':
Smelten en stollen
De overgang van de vaste fase in de vloeibare fase heet smelten. Het omgekeerde proces heet stollen. Alleen bij water noemen we dit ook wel 'bevriezen'.
Verdampen en condenseren
De overgang van de vloeibare in de gasvormige fase is ook welbekend: verdampen, bij bepaalde omstandigheden ook wel koken genoemd. Het omgekeerde proces heet condenseren. We laten dit proces zien aan de hand van een video en een illustratie:
Illustratie condensatie van waterdamp (foto hieronder met condensstrepen van vliegtuigen). Waterdamp (in dit geval ontstaan als één van de verbrandingsproducten van kerosine) koelt af tot fijn verdeelde waterdruppeltjes bij temperaturen onder nul op grote hoogte.
Sublimeren en rijpen
Minder bekend is dat ook een vaste stof kan verdampen (we zeggen ook wel vervluchtigen). De rechtstreekse overgang van de vaste fase naar de gasvormige fase heet sublimeren. Omgekeerd kan een damp condenseren tot de vaste fase. We spreken dan van rijpen.
Van vaste stof naar gasvorming en weer terug naar vaste stof
Voorbeeld van rijpen:
Waarom zijn takjes van bomen bij vriesweer zo mooi wit?
Bron: schoolTV
Schematische weergave fase-overgangen
Als de molecuulformule van een stof bekend is kunnen we fase-overgangen schematisch weergegeven. Het smelten van ijs wordt dan:
Smeltpunt en kookpunt
Smelt- en kookpunt als stofeigenschappen
Elke stof heeft een eigen smeltpunt en kookpunt. Het zijn stofeigenschappen. Smeltpunt en kookpunt drukken we uit in Kelvin (K), de SI-eenheid van temperatuur. Waarden zijn echter ook vaak uitgedrukt in graad Celsius (oC).
De waarden van smeltpunt en kookpunt bepalen of een stof bij een bepaalde temperatuur vast, vloeibaar of gasvormig is. Smeltpunt en kookpunt van een stof markeren bovengrenzen; boven het smeltpunt kan de vaste fase niet bestaan en boven het kookpunt kan de vloeibare fase niet bestaan.
Omrekenen van ºC naar K: 0°C = 273K . stijgt de temp. 1 °C dan stijgt deze ook 1K. vb. 20°C = 273 + 20K, dus 20°C = 293K. Andersom 380K = 380 - 273 °C, dus 380K = 107 °C
Smeltpunt
Het smeltpunt of het stolpunt is de temperatuur waarbij de vaste fase en de vloeibare fase, blijvend naast elkaar kunnen bestaan. Voor H2O is die temperatuur (bij standaarddruk) 0oC of 273 K.
Boven het smeltpunt kan de vaste fase niet bestaan. Onder het smeltpunt kan de vloeibare fase wel bestaan, maar die toestand is niet stabiel; we spreken van een 'onderkoelde vloeistof'. Als je er maar even tegenaan tikt, treedt onmiddellijk stolling op. Het laatste treedt ook op bij ijzelen (zie 'Smeltpunt en kookpunt' onder het tabblad 'Voorbeelden en toepasssingen' van deze paragraaf).
Kookpunt
Een vloeistof verdampt geleidelijk. Als we een schaaltje water in de kamer laten staan, dan is dit na enkele dagen helemaal verdampt. Het verdampen gaat sneller wanneer we het schaaltje water op de verwarming plaatsen.
Maar pas bij het kookpunt is de verdamping 'totaal': het water verdampt niet alleen aan het oppervlak, maar door de hele vloeistof heen. Dat heet koken en dat gebeurt bij het kookpunt. Als je water kookt in een glazen schaal is dat goed te zien: in de hele vloeistof ontstaan grote bellen waterdamp. Het kookpunt van water (bij standaarddruk) is 100 oC of 373 K.
Boven het kookpunt kan de vloeibare fase niet bestaan. Onder het kookpunt kan de dampfase wel bestaan, bijvoorbeeld waterdamp in lucht. Zelfs onder het smeltpunt kan de dampfase van een stof bestaan; ook bij vorst bevat de lucht nog waterdamp, zij het weinig.
Video: destilleren van wijn
Invloed van drukverandering op kookpunt en smeltpunt
We beschouwen hier kookpunt en smeltpunt bij de standaarddruk van 1 bar; wanneer de druk verandert, veranderen ook kook- en smeltpunt. Bij een hogere druk stijgt het kookpunt; bij een lagere druk daalt het kookpunt (zie tabblad 'Smeltpunt en kookpunt' onder het tabblad 'Voorbeelden en toepasssingen' van deze paragraaf).
De invloed van drukverandering op het smeltpunt is veel geringer dan op het kookpunt.
De proef met de pet-fles is een voorbeeld van de drukverandering die voor de overgang van gas naar vloeistof zorgt.
Smeltcurve en kookcurve
Tijdens het smelten van een stof verandert de temperatuur niet, ondanks de toevoer van warmte. Alle toegevoerde warmte is dan nodig voor het smeltproces. Pas als alles is gesmolten, stijgt de temperatuur van de gevormde vloeistof bij warmtetoevoer.
smeltcurve van ijs
Ook bij het koken van een vloeistof blijft de temperatuur constant tijdens het koken zolang er vloeistof is. Pas als alles in dampvorm is, zal de temperatuur stijgen bij verdere warmtetoevoer.
kookdiagram
Samenvatting
Bron: Mc Murry & Fay, Chemistry
Overgangen, microscopisch
Fase-overgangen verklaren we op moleculair niveau met de grootte van de bewegingsenergie van de moleculen. De bewegingsenergie van de moleculen doet zich op macroscopisch niveau voor als temperatuur.
Temperatuur
Wat is temperatuur?
De molecuultheorie biedt een goede mogelijkheid om te begrijpen wat temperatuur 'is' en wat het verschil is tussen warmte en temperatuur. Wat zich macroscopisch als temperatuur voordoet, is op moleculair niveau gekoppeld aan de grootte van de bewegingsenergie van de moleculen. Dat wil zeggen: als een stof een hoge temperatuur heeft, trillen en/of bewegen de moleculen van die stof heftig. Bij een lagere temperatuur trillen/bewegen de moleculen minder hard. Bij het absolute nulpunt (0 K) is de bewegingsenergie van de moleculen minimaal (alle moleculen staan stil); het is de laagst mogelijke temperatuur.
Warmte is gekoppeld aan transport van energie.
Verwarmenhoudt in dat energie wordt toegevoerd (via geleiding, stroming of straling), waardoor de moleculen harder gaan trillen/bewegen.
Afkoelen komt neer op het verminderen van de bewegingsenergie van de moleculen, die in de vorm van warmte wordt afgevoerd.
Smeltpunt en kookpunt
Bewegingsenergie versus aantrekkingskracht van moleculen
Wanneer hete stoom afkoelt tot 100 °C condenseert de waterdamp tot vloeibaar water. Bij die temperatuur is de bewegingsenergie van de H2O-moleculen zoveel minder geworden dat de moleculen tegen elkaar aan gaan zitten. Kennelijk bestaat er een aantrekkingskracht tussen de H2O-moleculen. Boven 100 °C is die aantrekkingskracht niet sterk genoeg om de bewegende moleculen bij elkaar te houden. Bij 100 °C, en lager, winnen de aantrekkingskrachten tussen de moleculen het van de bewegingen.
De krachten tussen de moleculen onderling, de intermoleculaire krachten, zijn zwak. De aard van deze krachten bespreken we uitvoerig in het thema 'Moleculaire stoffen'. De grootte van de intermoleculaire krachten hangt af van de molecuulsoort. Hoe zou je anders kunnen verklaren waarom kookpunten zo verschillen? Bij het kookpunt overwinnen de de molecuulbewegingen immers de intermoleculaire krachten. Je kunt dus zeggen:
De hoogte van het kookpunt is een maat voor de grootte van de intermoleculaire krachten .
Wanneer een vloeistof stolt ordenen de moleculen zich in het kristalrooster. Je kunt zeggen dat de intermoleculaire krachten de moleculen nu niet alleen bij elkaar, maar ook nog op een vaste plaats houden. Daardoor is de hoogte van het smeltpunt van een stof ook voor een belangrijk deel een maat voor de grootte van de intermoleculaire krachten.
Moleculair beschreven
Nu we weten wat temperatuur op moleculair niveau voorstelt kunnen we ons ook voorstellen wat er bij fase-overgangen op moleculair niveau gebeurt. We nemen een hoeveelheid water als voorbeeld.
Smelten
We beginnen met een ijsblokje van -20 °C. De moleculen van dit H2O(s) zitten in hun kristalrooster en trillen op hun vaste plaatsen. Aan de buitenkant van dit ijsblokje trillen enkele moleculen los uit het kristalrooster, maar veel zijn het er niet: ijs vervluchtigt (verdampt) langzaam.
Als de temperatuur van het ijsblokje stijgt, gaan de moleculen harder trillen, waardoor het vervluchtigen toeneemt. Als de temperatuur 0 °C wordt, begint het ijs te smelten. De bewegingsenergie van de moleculen is nu zodanig, dat alle moleculen los trillen van hun vaste plaatsen in het kristalrooster. Macroscopische notatie:
Tijdens het smelten verandert de temperatuur niet. Pas als al het ijs is gesmolten kan de temperatuur verder stijgen. Alle warmte, die we toevoeren tijdens het smelten, wordt gebruikt voor het losmaken van de moleculen en niet voor het vergroten van de bewegingsenergie van de moleculen.
Als de temperatuur van het vloeibaar geworden water stijgt, gaan de moleculen heftiger door elkaar bewegen. Aan het oppervlak schieten meer moleculen los, ofwel: het verdampen neemt toe.
Bij een bepaalde mate van bewegingsenergie kunnen alle moleculen elkaar loslaten en gaan ze zich ver van elkaar bewegen. De temperatuur is dan 100 °C en het water kookt. Macroscopische notatie:
Tijdens het koken blijft de temperatuur constant: alle toegevoerde warmte is nodig om de watermoleculen geheel los van elkaar te maken. Pas als al het water in gasvorm is overgegaan, kan de temperatuur verder stijgen (zie 'Smelt- en kookcurve' in de paragraaf 'Fase-overgangen, macroscopisch').
Als de temperatuur van het gasvormig geworden water (waterdamp, stoom) verder stijgt, gaan de H2O-moleculen steeds sneller bewegen (daardoor komen ze gemiddeld nog verder van elkaar). In de industrie wordt hete stoom (ook wel 'oververhitte stoom' genoemd) veel gebruikt.
Toets
Toets: Toets
0%
Als je de toets hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/Overzicht' drukken. Je krijgt eerst een overzicht van het aantal goede en foute vragen te zien. Als je verder scrolt, kom je bij een samenvatting. Hier staan de vragen, het antwoord dat jij hebt gegeven en het juiste antwoord op de vraag. Daarnaast krijg je nog een stukje achtergrond informatie bij de foute antwoorden en vaak ook bij de goede antwoorden.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
Het arrangement Sk-03 Fasen en fase-overgangen - kopie 1 is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteur
Ed Kroonen
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding en publicatie onder dezelfde licentie vrij bent om:
het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.
Van dit lesmateriaal is de volgende aanvullende informatie beschikbaar:
Toelichting
Vakinhoudelijk deel van een thema over fasen en fase-overgangen, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU; zie ook de colofon in het arrangement voor toelichting.
Samenvatting: De toestand waarin een stof voorkomt noemen we de fase of aggregatietoestand. Afhankelijk van temperatuur en druk treden er overgangen op van de ene naar de andere fase. Deze overgangen kunnen we beschrijven op twee niveaus, op macroscopisch niveau (waarneembare, fysische verschijnselen) en op microscopisch niveau (beschouwing op moleculair niveau, verklaarbaar met de molecuultheorie).
Vakinhoudelijk deel van een thema over fasen en fase-overgangen, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU; zie ook de colofon in het arrangement voor toelichting.
Samenvatting: De toestand waarin een stof voorkomt noemen we de fase of aggregatietoestand. Afhankelijk van temperatuur en druk treden er overgangen op van de ene naar de andere fase. Deze overgangen kunnen we beschrijven op twee niveaus, op macroscopisch niveau (waarneembare, fysische verschijnselen) en op microscopisch niveau (beschouwing op moleculair niveau, verklaarbaar met de molecuultheorie).
Leeromgevingen die gebruik maken van LTI kunnen Wikiwijs arrangementen en toetsen afspelen en resultaten
terugkoppelen. Hiervoor moet de leeromgeving wel bij Wikiwijs aangemeld zijn. Wil je gebruik maken van de LTI
koppeling? Meld je aan via info@wikiwijs.nl met het verzoek om een LTI
koppeling aan te gaan.
Maak je al gebruik van LTI? Gebruik dan de onderstaande Launch URL’s.
Arrangement
Oefeningen en toetsen
Toets
IMSCC package
Wil je de Launch URL’s niet los kopiëren, maar in één keer downloaden? Download dan de IMSCC package.
Oefeningen en toetsen van dit arrangement kun je ook downloaden als QTI. Dit bestaat uit een ZIP bestand dat
alle
informatie bevat over de specifieke oefening of toets; volgorde van de vragen, afbeeldingen, te behalen
punten,
etc. Omgevingen met een QTI player kunnen QTI afspelen.
Wikiwijs lesmateriaal kan worden gebruikt in een externe leeromgeving. Er kunnen koppelingen worden gemaakt en
het lesmateriaal kan op verschillende manieren worden geëxporteerd. Meer informatie hierover kun je vinden op
onze Developers Wiki.
