Fase (stof)

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken

Fase is in de scheikunde en de natuurkunde een begrip waarmee een verschijningsvorm van een stof wordt aangeduid met macroscopisch gezien homogene chemische en fysische eigenschappen. Deze eigenschappen hebben het karakter van een statistisch gemiddelde. Bijgevolg is het begrip fase enkel gedefinieerd voor een hoeveelheid materie van voldoende grootte. Twee fasen worden doorgaans van elkaar gescheiden door een scheidingsvlak of meniscus.

Klassiek onderkende men als fasen de aggregatietoestanden vast, vloeibaar en gasvormig. Later werden daaraan nog toegevoegd de vormen plasma en Bose-Einsteincondensaat. Binnen deze verschijningsvormen bestaan echter nog verschillen, zoals tussen grafiet en diamant, twee fasen van vaste koolstof.

De chemische thermodynamica houdt zich bezig met de studie van verschillende fasen en de overgangen daartussen, de faseovergangen, zoals smeltpunt en kookpunt.

De eenvoudigste faseovergangen zijn die tussen vaste stof, vloeistof en gasfase. Onder vaste stof verstaat men meestal een kristallijne vaste stof, maar daarnaast bestaan ook nog amorfe vaste stoffen, glazen, rubbers en gels. Onder vloeistof verstaat men meestal een isotrope vloeistof, maar daarnaast bestaan er ook nog anisotrope vloeistoffen (vloeibare kristallen).

Veel stoffen vertonen verschillende vloeistoffasen en/of verschillende vaste fasen: ijs komt bijvoorbeeld in ten minste 9 verschillende fasen voor. De verschillende fasen kunnen stabiel zijn bij verschillende temperaturen en/of drukken. Ook kunnen ze, zoals diamant (dat alleen kan ontstaan onder enorm hoge druk en bij hoge temperatuur), als metastabiele toestand blijven bestaan wanneer de condities ongunstiger worden.

Bij extreem lage temperaturen zijn nog andere aggregatietoestanden mogelijk:

Daarnaast zijn er stoffen met een ferromagnetische fase en een paramagnetische fasen. Een andere bekende fase is de glasfase. Bij zeer hoge temperaturen treedt een plasmafase op.

Echt interessant wordt de faseleer wanneer mengsels worden bestudeerd. Sommige vloeistoffen zoals water en alcohol zijn altijd in elke verhouding mengbaar, anderen zoals water en olie zijn altijd slecht mengbaar. Andere mengsels kunnen bij verschillende temperaturen verschillend gedrag vertonen. Mengsels kunnen ontmenging vertonen. Ook bij mengsels van vaste stoffen kunnen soortgelijke effecten optreden, die een dramatisch verschil kunnen uitmaken in de eigenschappen van materialen. Zo is wit uitgeslagen chocolade het gevolg van een faseovergang, en zo ook tinpest.

De stabiliteit van fasen en de gerelateerde mengbaarheid van stoffen wordt vaak weergegeven in een fasediagram dat in een grafiek de compositie van een 2-componentensysteem tegen een externe variabele als de temperatuur uitzet, of de compositie van een 3-componentensysteem bij vaste omstandigheden.

Verschil tussen fase en aggregatietoestand[bewerken]

Een materiaal in een bepaalde aggregatietoestand kan verschillende fasen hebben.

Diamant en grafiet zijn twee verschillende vaste fasen van koolstof, maar die twee verschillen in veel eigenschappen als dag en nacht.
Voor vast water of ijs zijn wel zeven verschillende manieren bekend waarop de watermoleculen gerangschikt kunnen zijn. Dit zijn zeven vaste fasen van water.

Notatie[bewerken]

We noteren de fasen bij bijvoorbeeld zuurstof (O2) als volgt:

voorbeeld fase afkorting
O2(s) vast s solid is Engels voor 'vast'
O2(l) vloeibaar l liquid is Engels voor 'vloeibaar'
O2(g) gas g gaseous is Engels voor 'gasvormig'
O2(aq) opgelost in water aq aqua is Latijn voor 'water'

Vast, vloeibaar en gasvormig[bewerken]

Veel stoffen komen in drie aggregatietoestanden voor. Bij een lage temperatuur vormen ze een vaste stof, bij wat hogere temperatuur een vloeistof en bij een nog hogere temperatuur een gas.

Bij deze veranderingen is het niet nodig dat de chemische bindingen in de moleculen van de stof worden veranderd. Bijvoorbeeld de vloeistof water, kan bij lagere temperatuur overgaan in ijs, en bij hogere temperatuur in waterdamp, onder bepaalde omstandigheden stoom genaamd. Deze drie fasen zijn allemaal opgebouwd uit hetzelfde H2O-molecuul.

De faseovergang van vast naar vloeibaar, en die van vloeibaar naar gas kosten energie: de smeltwarmte en de verdampingswarmte die per stof voor die stof karakteristieke constanten zijn.

De overgang van de vaste stof in een vloeistof noemt men smelten, die van vloeistof in een gas verdampen. Andersom wordt de overgang van gas naar vloeistof condenseren genoemd, en van vloeistof naar vaste stof stollen.

Het is voor sommige stoffen onder bepaalde condities mogelijk om de vloeistoffase over te slaan. Voor de overgang tussen vast en gas spreekt men van sublimeren, bij overgang van gas direct naar vaste stof spreekt men van desublimeren of van verrijpen.

Vaste stoffen[bewerken]

In een vaste stof zitten atomen strak aan elkaar geplakt. Zij liggen vaak zij aan zij heel dicht op elkaar. Daardoor is de stof vast. Soms vormen de atomen groepsgewijs herkenbare moleculen. In dat geval is de wisselwerking tussen de moleculen beduidend zwakker dan de chemische binding tussen de atomen in een molecuul. In veel gevallen is er echter geen sprake van een moleculaire opbouw.

Hoewel er wat uitzonderingen op deze regel zijn, kunnen atomen (respectievelijk moleculen) zich vrijwel niet door de stof heen en weer bewegen; ze wiebelen meestal maar wat rond rondom een vaste plek. Meestal vertoont de stapeling van de deeltjes een strakke regelmaat en vormt een rooster. In dat geval spreken we van een kristallijne vaste stof. Bij een glas echter ontbreekt deze orde.

Kristallijne vaste stoffen hebben een structuur die in veel gevallen anisotroop is. Dat wil zeggen dat de eigenschappen afhangen van de richting in het kristal. De anisotropie hangt nauw samen met de symmetrie van het rooster. De ene kristallijne fase kan vaak van de andere aan de hand van het type rooster en zijn symmetrie onderscheiden worden. Kristallijne fasen kunnen uit moleculen zijn opgebouwd, maar dat is zeker niet altijd het geval.

Een glas heeft geen regelmatig rooster en de eigenschappen zijn in de regel isotroop.

Vaste stoffen zijn vaak niet erg in elkaar oplosbaar. Volledige oplosbaarheid is alleen mogelijk als de symmetrieën gelijk zijn of zeer nauw verwant zijn. Een goed voorbeeld van volledige oplosbaarheid zijn de metalen zilver en goud. Zij hebben dezelfde kristalstructuur en zijn in iedere verhouding oplosbaar. Deze vaste oplossing (legering) van zilver en goud wordt elektrum genoemd.

Legeringen[bewerken]

Metaallegeringen bestaan overwegend niet uit één vaste fase, maar kennen - afhankelijk van hun precieze samenstelling en temperatuur - meerdere vaste fasen. Elke fase kenmerkt zich door een eigen manier waarop de atomen een kristalrooster vormen. Van al deze fasen is een fasediagram te tekenen.

Vloeistoffen[bewerken]

In een vloeistof bestaan ook sterke aantrekkende krachten tussen de moleculen, maar de moleculen zitten niet erg lang aan elkaar vast. Anders dan in een vaste stof vinden er voortdurend verschuivingen plaats. Moleculen bewegen door elkaar heen, maar trekken wel voortdurend aan elkaar. De stof vloeit, maar er is niet veel lege ruimte tussen de moleculen.

Vloeistoffen vertonen een sterkere neiging tot wederzijdse oplosbaarheid dan vaste stoffen, maar oplosbaarheid is zeker niet gegarandeerd. Olie en water zijn een goed voorbeeld daarvan.

De meeste vloeistoffen zijn isotroop, maar er zijn uitzonderingen die vloeibare kristallen genoemd worden.

Gassen[bewerken]

In een gas zijn de aantrekkende krachten te klein om de snel bewegende moleculen aan elkaar te plakken. Het grootste deel van de tijd bewegen de moleculen van een gas vrijwel zonder last te hebben van andere moleculen. Er is lege ruimte om de moleculen.

Gassen zijn altijd volledig mengbaar. Men zou kunnen zeggen dat er eigenlijk maar een gasfase bestaat.

Overgangen[bewerken]

Nuvola single chevron right.svg Zie Faseovergang voor het hoofdartikel over dit onderwerp.

De faseovergangen tussen de hierboven genoemde fasen vinden plaats omdat de krachten tussen de moleculen boven een zekere temperatuur niet meer groot genoeg zijn om de moleculen op hun plaats te houden. Het is dus niet zo dat bij hogere temperaturen de krachten tussen de moleculen kleiner worden. De overgang van de ene naar de andere fase verloopt meestal geleidelijk, middels het proces van nucleatie en groei.

Dat een faseovergang onder bepaalde condities reversibel optreedt betekent dat de twee fasen onder die condities een gelijke vrije energie hebben. Er kan bij zo'n faseovergang enthalpie vrijkomen terwijl de entropie van het systeem afneemt, of andersom.

Wanneer aan een systeem dat geen faseovergang vertoont warmte wordt toegevoerd, neemt daardoor de temperatuur continu toe. Tijdens een faseovergang echter wordt (een gedeelte van) de toegevoerde energie gebruikt om de faseovergang te laten plaatsvinden, en kan een plotselinge verandering worden waargenomen in de snelheid waarmee de temperatuur toeneemt. Hierop berusten technieken om faseovergangen te kunnen waarnemen (micro-calorimetrie).

Een voorbeeld uit de dagelijkse praktijk is een pan water op een vuur: De temperatuur van het water neemt snel toe totdat de faseovergang vloeistof naar damp begint. Op dat moment blijft de temperatuur stabiel op het kookpunt van 100 °C totdat al het water in dampvorm is overgegaan. Terwijl deze faseovergang erg duidelijk is en ook kan worden waargenomen zonder de temperatuur in de tijd te volgen, kunnen andere faseovergangen zo subtiel zijn dat er geen enkele andere manier is om ze betrouwbaar waar te nemen.

Een faseovergang in een kristallijn materiaal kan ook worden gevolgd door het maken van kristallografische metingen. Hieruit kan vaak in detail worden vastgesteld wat er in de stof verandert tijdens de overgang.

Bose-Einsteincondensaat[bewerken]

De Bose-Einsteincondensaat toestand is een laag energetische toestand (lager dan de vaste toestand), waarbij de atomen als het ware samensmelten tot één groot atoom. Omdat ze bij zeer lage temperaturen zeer langzaam bewegen, raakt hun positie volgens de kwantummechanica meer verspreid en gaat overlappen. Het condensaat hangt nauw samen met het fermionisch condensaat; het verschil tussen beiden ligt in het soort deeltjes dat versmelt.

Plasma[bewerken]

De plasmatoestand is een hoog-energetische toestand (hoger dan de gastoestand) waarbij de elektronen loskomen van de kernen (geïoniseerd gas).

Amorfe fase[bewerken]

Als een vloeistof zo snel afkoelt dat zij geen kristallen kan vormen, zal zij niet de vaste fase aannemen. Zij zal daarentegen de amorfe fase (glasfase) aannemen. De temperatuur waarbij een vloeistof omgezet wordt in de glasfase, noemt men het glaspunt.

Meerdere vaste fasen[bewerken]

Wanneer men een stof nauwkeurig bestudeert kunnen er vaak meerdere vaste aggregatietoestanden worden gevonden. Zo zijn er voor vast water of ijs wel zeven verschillende manieren bekend waarop de watermoleculen gerangschikt kunnen zijn. Dit zijn zeven vaste fasen van water.

Deze verschillende vaste fasen van een stof kunnen voorkomen bij verschillende drukken en temperaturen. Ook kan het veranderen van de afkoelsnelheid bij stollen een andere vaste fase opleveren.

De verschillen tussen zulke fasen kunnen verschrikkelijk groot zijn: zo zijn diamant en grafiet twee verschillende vaste fasen van koolstof, maar die twee verschillen in veel eigenschappen als dag en nacht.

Voor geneesmiddelen die in vaste vorm worden toegediend is het van groot belang om alle mogelijke vaste fasen te verkennen alvorens het product op de markt te brengen. Een onbekende fase of polymorf kan anders later de werking van het medicijn op gevaarlijke manieren veranderen.

Vloeibare kristallen[bewerken]

Sommige verbindingen kennen verschillende vloeistoffasen. De normale vloeistoffase die bijna alle verbindingen kennen wordt de isotrope vloeistoffase genoemd, dat wil zeggen dat er geen richting in kan worden herkend. De eigenschappen zijn hetzelfde in welke richting men ook kijkt. Naast de isotrope vloeistoffase bestaan er ook anisotrope vloeistoffasen, ook wel vloeibaar kristallijne fasen genoemd. In zo'n fase is er een zekere mate van richting en ordening; de moleculen kunnen bijvoorbeeld allemaal ongeveer dezelfde kant op wijzen, of in kolommen samenpakken.