Phasendiagramme Chemie Mindmap

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Phasendiagramme zeigen, in welchem Aggregatzustand ein Stoff bei gegebener Temperatur und gegebenem Druck vorliegt. Die Landkarte erklärt die Bereiche fest, flüssig und gasförmig, die Grenzkurven zwischen den Phasen sowie besondere Punkte wie Tripelpunkt und kritischen Punkt. Anhand der Stoffe Wasser und Kohlenstoffdioxid werden typische Merkmale wie die negative Steigung der Schmelzkurve beim Wasser und das Fehlen einer flüssigen Phase bei Normaldruck beim CO2 verständlich gemacht.

Aufbau eines Phasendiagramms
Ein Phasendiagramm trägt auf der x-Achse die Temperatur und auf der y-Achse den Druck. Die Fläche wird durch drei Kurven in die Bereiche fest, flüssig und gasförmig unterteilt. Auf jeder Grenzkurve stehen zwei Phasen im Gleichgewicht: Beim Schmelzen und Verdampfen wandert Energie in die Teilchen, ohne die Temperatur zu erhöhen. Der Tripelpunkt liegt dort, wo sich alle drei Kurven treffen; nur hier existieren fest, flüssig und gasförmig nebeneinander. Die Verdampfungskurve endet am kritischen Punkt, oberhalb dessen flüssige und gasförmige Phase nicht mehr unterscheidbar sind. Wer einen Zustandspunkt entlang der Achsen verschiebt, kann so ablesen, welcher Übergang beim Erwärmen, Abkühlen, Verdichten oder Expandieren eintritt.

Wasser und Kohlenstoffdioxid im Vergleich
Wasser zeigt eine Besonderheit: Seine Schmelzkurve steigt nach links, hat also eine negative Steigung. Erhöht man den Druck auf Eis, sinkt der Schmelzpunkt, weil flüssiges Wasser dichter ist als Eis. Diese Anomalie erklärt, warum Eis auf Wasser schwimmt. Kohlenstoffdioxid verhält sich dagegen typisch: Bei Normaldruck von rund 1 bar existiert keine flüssige Phase, festes CO2, bekannt als Trockeneis, sublimiert direkt bei etwa -78 °C. Flüssiges CO2 entsteht erst oberhalb des Tripelpunktdrucks von etwa 5,1 bar. Oberhalb der kritischen Temperatur von etwa 31 °C und des kritischen Drucks von etwa 74 bar wird CO2 überkritisch und wird industriell etwa zur Kaffee-Entkoffeinierung eingesetzt.

Clausius-Clapeyron-Gleichung
Die Steigung der Grenzkurven lässt sich thermodynamisch beschreiben. Die Clausius-Clapeyron-Gleichung verknüpft die Änderung des Gleichgewichtsdrucks mit der Temperatur über die Verdampfungsenthalpie und das Volumen der beteiligten Phasen. Für den Übergang flüssig zu gasförmig gilt eine vereinfachte Form, in der der Dampfdruck exponentiell mit der Temperatur ansteigt. Das erklärt, warum Verdampfungskurven im Diagramm steil nach oben verlaufen. Für die Schmelzkurve braucht man die vollständige Gleichung mit Volumendifferenz, denn nur so wird die negative Steigung beim Wasser verständlich: Das flüssige Wasser hat ein kleineres Molvolumen als das Eis. Die Gleichung erlaubt es, Schmelz- und Siedepunkte bei anderen Drücken zu berechnen, etwa beim Kochen in großen Höhen.

Anwendungen und typische Prüfungsfragen
Phasendiagramme begegnen im Alltag und in der Technik häufig. Beim Kochen in den Bergen sinkt der Siedepunkt, weil der Luftdruck niedriger ist, Wasser kocht dort schon unter 100 °C. Druckkochtopf nutzen das Gegenteil und erhöhen den Siedepunkt. Gefriertrocknung arbeitet unterhalb des Tripelpunktdrucks, sodass Eis direkt sublimiert. Überkritische Fluide verbinden günstige Eigenschaften von Gas und Flüssigkeit und dienen als selektive Lösungsmittel. In Klausuren wird oft verlangt, Zustandsänderungen beim Erwärmen unter konstantem Druck abzulesen, den Tripelpunkt zu identifizieren oder die Anomalie des Wassers zu begründen. Wichtig ist die saubere Unterscheidung von Aggregatzustandsänderungen und chemischen Reaktionen.