Aggregatszustand Aggregation: Anordnung von Teilchen in einem Gegenstand. (von lat. aggregare anhäufen, zusammensetzen) 3 Grundprinzipien der Teilchenanordnung: fest, flüssig, gasförmig Phasenübergänge

„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 Abb.: Modell eines festen Körpers (vgl. Feuerlein, S.151) Anordnung unstrukturiert ohne Translationssymmetrie: amorph (Glas gilt als „unterkühlte“ Flüssigkeit) Phasenübergänge

„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) Flüssigkeiten nehmen jede vorgegebene Form an Abb.: Teilchenbewegung in einer Flüssigkeit (vgl. Feuerlein, S.151)

„gasförmig“ Zwischen den Stößen bewegen sie sich gleichförmig: 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. Abb.: Teilchenbewegung in einem Gas (vgl. Feuerlein, S.151) Phasenübergänge

Sonderformen „Supraflüssigkeit“: „Plasma“: 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

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-

Phasenübergänge gasförmig sublimieren sieden,verdampfen kondensieren resublimieren fest flüssig erstarren schmelzen Phasenübergänge

Übergangswärme Diagrammeichung: 1 g Wassereis wird von -80°C T/°C 200 100 Wasser Eis + Wasser Wasser + Dampf Dampf Eis -80 168s 335s 420s 2260s 184s 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

Diagrammauswertung      Horizontale Linie: Phasenübergang -80 100 200 T/°C Eis Eis + Wasser Wasser Wasser + Dampf Dampf 500 1000 t / s 1500 2000 2500 3000      Horizontale Linie: Phasenübergang trotz Energiezufuhr kein Temperaturanstieg, weil die Wärmemenge zum Aufbrechen der Bindungen benötigt wird Länge der Horizontalen: Maß für die spezifische Phasenübergangs- Energiezufuhr („latente Wärme“) Phasenübergänge