Reacties
Dag Axel,
Tussen de verschillende fasen bestaat er altijd een evenwicht.
Moleculen bewegen bij temperaturen boven 0 kelvin. Ze trillen op hun plaats, of in een vloeistof trillen ze én bewegen ze door elkaar heen, daarbij oefenen ze dus steeds wisselende krachten op elkaar uitwaarmee ze dus ook (bewegings)energie op elkaar kunnen overdragen. Een mooi geanimeerd plaatje van de mogelijke manieren voor een watermolecuul om inwendig te bewegen:
De moleculen in vaste stoffen en vloeistoffen hebben een gemiddelde snelheid (en hoe hoger de temperatuur, hoe hoger die gemiddelde snelheid). Maar "gemiddeld" betekent dat er snellere en tragere zijn. Moleculen in een vloeistof oefenen aantrekkende krachten op elkaar uit, en blijven daarom bij elkaar. Maar krijgt zo'n snellere nog een extra duwtje van een buurmolecuul in de goeie richting dan kan het zomaar zijn dat hij uit het vloeistofoppervlak losslaat en in de gasfase terechtkomt.
Andersom, in de gasfase vliegen die moleculen (met ook weer een gemiddelde snelheid) alle kanten op, botsen met elkaar, en in dat driedimensionale wildgeworden biljart vliegt er dus regelmatig een molecuul richting het vloeistofoppervlak. Als dat met lagere snelheid gebeurt, en de klap wordt opgevangen door meerdere moleculen, dan blijft dat molecuul in de vloeistoffase. Maar er is ook een kans dat dát molecuul wel in de vloeistof blijft, maar bij zijn botsing een ander molecuul de gasfase incaramboleert.
Zie je het voor je?
Dat is dus allemaal een kwestie van kansen. Verhoogde temperatuur betekent een verhoogde gemiddelde snelheid, en dus een verhoogde kans dat een zeker molecuul de gasfase zal ingaan, en een verlaagde kans dat hij bij latere terugkeer in de vloeistoffase blijft én geen anderen bij die botsing de gasfase ingaan. Per saldo gaan er dan dus meer moleculen de gasfase in dan uit. Alleen, die gasfase komt op een gegeven moment zó vol te zitten dat ook het aantal moleculen dat per seconde per ongeluk terug die vloeistoffase terug indondert even hoog wordt als het aantal moleculen dat per seconde de gasfase wordt ingeschopt.
Oók dan treedt er dus verdamping op. Maar er zal dan evenveel water ook weer condenseren. Netto verandert er niks, behalve als je moleculen zou kunnen merken. Stel je voor dat je watermoleculen met een rood etiketje in je vloeistof stopt, en watermoleculen met een blauw etiketje in de gasfase erboven. Ga na verloop van tijd kijken, en je zult bemerken dat in beide fasen beide etiketjes te vinden zijn, in gelijke verhoudingen bovendien. Het is een evenwichtsproces.
Nieuw evenwicht bij hogere temperatuur is ontstaan. Dan is de lucht zogezegd "verzadigd" met waterdamp.
Het kookpunt wil niks anders zeggen als dat bij die temperatuur de gemiddelde snelheid van de moleculen zó hoog is geworden dat ze elkaar nooit lang kunnen vasthouden, en dus geen vloeistof meer kunnen vormen, tenzij je de druk verhoogt (en ze zo dwingt om dichter bij elkaar te blijven). Dan nóg komt er een temperatuur waar je de druk kunt verhogen zoveel je wilt, er zal geen vloeistof meer gevormd worden. Dat heet dan de kritische temperatuur.
Het hele evenwichtsgebeuren treedt ook op tussen vloeistof en vaste stof, zelfs tussen vaste stof en gas. Daarom kan ijs ook direct sublimeren tot waterdamp, en waterdamp direct "rijpen" tot ijs.
Beetje duidelijk zo?
Groet, Jan
Tussen de verschillende fasen bestaat er altijd een evenwicht.
Moleculen bewegen bij temperaturen boven 0 kelvin. Ze trillen op hun plaats, of in een vloeistof trillen ze én bewegen ze door elkaar heen, daarbij oefenen ze dus steeds wisselende krachten op elkaar uitwaarmee ze dus ook (bewegings)energie op elkaar kunnen overdragen. Een mooi geanimeerd plaatje van de mogelijke manieren voor een watermolecuul om inwendig te bewegen:
De moleculen in vaste stoffen en vloeistoffen hebben een gemiddelde snelheid (en hoe hoger de temperatuur, hoe hoger die gemiddelde snelheid). Maar "gemiddeld" betekent dat er snellere en tragere zijn. Moleculen in een vloeistof oefenen aantrekkende krachten op elkaar uit, en blijven daarom bij elkaar. Maar krijgt zo'n snellere nog een extra duwtje van een buurmolecuul in de goeie richting dan kan het zomaar zijn dat hij uit het vloeistofoppervlak losslaat en in de gasfase terechtkomt.
Andersom, in de gasfase vliegen die moleculen (met ook weer een gemiddelde snelheid) alle kanten op, botsen met elkaar, en in dat driedimensionale wildgeworden biljart vliegt er dus regelmatig een molecuul richting het vloeistofoppervlak. Als dat met lagere snelheid gebeurt, en de klap wordt opgevangen door meerdere moleculen, dan blijft dat molecuul in de vloeistoffase. Maar er is ook een kans dat dát molecuul wel in de vloeistof blijft, maar bij zijn botsing een ander molecuul de gasfase incaramboleert.
Zie je het voor je?
Dat is dus allemaal een kwestie van kansen. Verhoogde temperatuur betekent een verhoogde gemiddelde snelheid, en dus een verhoogde kans dat een zeker molecuul de gasfase zal ingaan, en een verlaagde kans dat hij bij latere terugkeer in de vloeistoffase blijft én geen anderen bij die botsing de gasfase ingaan. Per saldo gaan er dan dus meer moleculen de gasfase in dan uit. Alleen, die gasfase komt op een gegeven moment zó vol te zitten dat ook het aantal moleculen dat per seconde per ongeluk terug die vloeistoffase terug indondert even hoog wordt als het aantal moleculen dat per seconde de gasfase wordt ingeschopt.
Oók dan treedt er dus verdamping op. Maar er zal dan evenveel water ook weer condenseren. Netto verandert er niks, behalve als je moleculen zou kunnen merken. Stel je voor dat je watermoleculen met een rood etiketje in je vloeistof stopt, en watermoleculen met een blauw etiketje in de gasfase erboven. Ga na verloop van tijd kijken, en je zult bemerken dat in beide fasen beide etiketjes te vinden zijn, in gelijke verhoudingen bovendien. Het is een evenwichtsproces.
Nieuw evenwicht bij hogere temperatuur is ontstaan. Dan is de lucht zogezegd "verzadigd" met waterdamp.
Het kookpunt wil niks anders zeggen als dat bij die temperatuur de gemiddelde snelheid van de moleculen zó hoog is geworden dat ze elkaar nooit lang kunnen vasthouden, en dus geen vloeistof meer kunnen vormen, tenzij je de druk verhoogt (en ze zo dwingt om dichter bij elkaar te blijven). Dan nóg komt er een temperatuur waar je de druk kunt verhogen zoveel je wilt, er zal geen vloeistof meer gevormd worden. Dat heet dan de kritische temperatuur.
Het hele evenwichtsgebeuren treedt ook op tussen vloeistof en vaste stof, zelfs tussen vaste stof en gas. Daarom kan ijs ook direct sublimeren tot waterdamp, en waterdamp direct "rijpen" tot ijs.
Beetje duidelijk zo?
Groet, Jan
