Aggregatszustand

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

2. „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 • Anordnung unstrukturiert ohne Translationssymmetrie: amorph • (Glas gilt als „unterkühlte“ Flüssigkeit) Phasenübergänge

3. „flüssig“ In Flüssigkeiten liegen die Teilchen dicht an dicht, sind aber gegeneinander beweglich(kaum feste Gleichgewichtslagen der Schwingungen) • Glas besitzt eine Verteilung vonGleichgewichtslagen • („Doppelmuldenpotential“) • Alle Materie ist kompressibel • („Flüssigkeiten sind inkompressibel“ gilt • nur als Abgrenzung zu den Gasen) • Flüssigkeiten nehmen jede vorgegebene Form an

4. „gasförmig“ 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 innereEnergie des Gases λ, die mittlere freie Weglänge, ein Maß für den Druck im Gas. Phasenübergänge

5. Sonderformen „Supraflüssigkeit“: • 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

6. 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-

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

8. Übergangswärme T/°C 200 100 Wasser Eis + Wasser Wasser + Dampf Dampf Eis 0 -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

9. Diagrammauswertung T/°C 200 Wasser Eis + Wasser Eis 100 Wasser + Dampf Dampf 0      -80 500 1000 1500 2000 2500 3000 Horizontale Linie: Phasenübergang t / s • 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