Aggregatzustände

Als Aggregatzustände bezeichnet man qualitativ verschiedene, temperatur- und druckabhängige physikalische Zustände von Stoffen. Die Abhängigkeit des Aggregatzustandes beziehungsweise des in der Thermodynamik enger gefassten Begriffs der Phase von diesen Zustandsgrößen wird üblicherweise in einem Phasendiagramm dargestellt.

Inhaltsverzeichnis

Die drei klassischen Aggregatzustände

Temperaturabhängige Häufigkeit der Aggregatzustände der Elemente. (Blau: fest, Rot: flüssig, Grün: gasförmig)

Es gibt drei klassische Aggregatzustände:

  • fest - in diesem Zustand behält ein Stoff im Allgemeinen sowohl Form als auch Volumen bei, siehe Festkörper
  • flüssig - hier wird das Volumen beibehalten, aber die Form ist unbeständig und passt sich dem umgebenden Raum an, siehe Flüssigkeit
  • gasförmig - hier entfällt auch die Volumenbeständigkeit, ein Gas füllt den zur Verfügung stehenden Raum vollständig aus, siehe Gas

Bei Feststoffen unterscheidet man auch nach anderen Merkmalen:

  • kristallin - ein spröder Feststoff, der seine Form nicht verändert. Seine Bausteine, die Kristalle, weisen eine Fernordnung auf.
  • amorph - ein Feststoff, der lediglich durch eine Nahordnung ausgezeichnet ist, siehe amorphes Material

Teilchenmodell der Zustände

Die Eigenschaften der klassischen Aggregatzustände lassen sich mit einem Teilchenmodell erklären. Dabei nimmt man an, dass ein Stoff aus so genannten kleinsten Teilchen besteht. In der Wirklichkeit sind zwar diese kleinsten Teilchen (Atome, Moleküle oder Ionen) von anderer Form, aber für die Erklärung der Aggregatzustände reicht es aus, die Teilchen als kleine, runde Kugeln anzusehen.

Die mittlere kinetische Energie aller Teilchen ist in allen Zuständen ein Maß für die Temperatur. Die Art der Bewegung ist in den drei Aggregatzuständen jedoch völlig unterschiedlich. Im Gas bewegen sich die Teilchen geradlinig wie Billardkugeln, bis sie mit einem anderen oder mit der Gefäßwand zusammen stoßen. In der Flüssigkeit müssen sich die Teilchen durch Lücken zwischen ihren Nachbarn hindurch zwängen (Diffusion, Brownsche Molekularbewegung). Im Festkörper schwingen die Teilchen nur um ihre Ruhelage.

Fest

Hauptartikel: Festkörper

Teilchenmodell eines kristallinen Feststoffes

Bewegung: Die kleinsten Teilchen sind bei einem Feststoff nur wenig in Bewegung. Sie schwingen um eine feste Position, ihren Gitterplatz, und rotieren meist um ihre Achsen. Je höher die Temperatur wird, desto heftiger schwingen/rotieren sie und der Abstand zwischen den Teilchen nimmt (meist) zu. Ausnahme: Dichteanomalie.

  • Die Form des Feststoffes bleibt unverändert.
Hinweis: Betrachtet man die Teilchen mit quantenmechanischen Grundsätzen, so dürfen aufgrund der Heisenbergsche Unschärferelation eigentlich Teilchen nie ruhig stehen. Sie haben kleine Schwingungen, die man auch als Nullpunktsfluktuationen bezeichnet. Das entspricht dem Grundzustand des Harmonischen Oszillators.

Anziehung: Zwischen den kleinsten Teilchen wirken verschiedene Kräfte, nämlich die Van-der-Waals-Kräfte, die elektrostatische Kraft zwischen Ionen, Wasserstoffbrückenbindungen oder kovalente Bindungen. Die Art der Kraft ist durch den atomaren Aufbau der Teilchen (Ionen, Moleküle, Dipole, ...) bestimmt. Bei Stoffen, die auch bei hohen Temperaturen fest sind, ist die Anziehung besonders stark.

Anordnung: Durch die schwache Bewegung und den festen Zusammenhalt sind die Teilchen regelmäßig angeordnet.

Die Teilchenanordnung in einem amorphen Festkörper ist ähnlich ungeordnet wie in der Flüssigkeit, er ist jedoch formstabil, da die Teilchenbewegungen gegeneinander weitgehend eingefroren sind.

Abstand: Durch die starke Anziehung sind die Teilchen eng beieinander (hohe Packungsdichte)

  • Das Volumen eines Feststoffes lässt sich durch Kompression nicht verringern. Lediglich Temperaturänderungen bewirken Veränderung des Volumens durch Wärmeausdehnung.

Flüssig

Hauptartikel: Flüssigkeit

Teilchenmodell einer Flüssigkeit bzw. eines amorphen Festkörpers

Bewegung: Die Teilchen sind nicht wie beim Feststoff ortsfest, sondern können sich gegenseitig verschieben. Bei Erhöhung der Temperatur werden die Teilchenbewegungen immer schneller.

Anziehung: Durch die Erwärmung ist die Bewegung der Teilchen so stark, dass die Wechselwirkungskräfte nicht mehr ausreichend sind, um die Teilchen an ihrem Platz zu halten. Die Teilchen können sich nun frei bewegen.

  • Ein flüssiger Stoff verteilt sich von alleine, wenn er nicht in einem Gefäß festgehalten wird.
  • Ein Farbstoff verteilt sich von alleine in einer Flüssigkeit (Diffusion).

Abstand: Obwohl der Abstand der Teilchen durch die schnellere Bewegung ein wenig größer wird (die meisten festen Stoffe nehmen beim Schmelzen einen größeren Raum ein), hängen die Teilchen weiter aneinander.

  • Das Volumen eines Stoffes lässt sich durch Kompression nur wenig verringern. Ausnahme: Anomalie des Wassers.

Anordnung: Obwohl die Teilchen sich ständig neu anordnen und Zitter-/Rotationsbewegungen durchführen, kann eine Anordnung festgestellt werden. Diese Nahordnung ist ähnlich wie im amorphen Festkörper, die Viskosität ist jedoch sehr viel niedriger, d. h. die Teilchen sind beweglicher.

Siehe auch: Flüssigkristall

Gasförmig

Hauptartikel: Gas

Teilchenmodell eines Gases

Bewegung: Bei Stoffen im gasförmigen Zustand sind die Teilchen schnell in Bewegung.

  • Ein Gas oder gasförmiger Stoff verteilt sich schnell in einem Raum.
  • In einem geschlossenen Raum führt das Stoßen der kleinsten Teilchen gegen die Wände zum Druck des Gases.

Anziehung: Beim gasförmigen Zustand ist die Bewegungsenergie der kleinsten Teilchen so hoch, dass sie nicht mehr zusammen halten.

  • Die kleinsten Teilchen des gasförmigen Stoffes verteilen sich gleichmäßig im gesamten, zur Verfügung stehenden, Raum.

Abstand: Durch die schnelle Bewegung der Teilchen in einem Gas sind sie weit voneinander entfernt. Sie stoßen nur hin und wieder einander an, bleiben aber im Vergleich zur flüssigen Phase auf großer Distanz.

  • Ein gasförmiger Stoff lässt sich komprimieren, d. h. das Volumen lässt sich verringern.

Anordnung: Aufgrund der Bewegung sind die Teilchen ungeordnet

In der physikalischen Chemie unterscheidet man zwischen Dampf und Gas.

Beide sind physikalisch gesehen nichts anderes als der gasförmige Aggregatzustand; die Begriffe haben auch nicht direkt mit realem Gas und idealem Gas zu tun. Was umgangssprachlich als „Dampf“ bezeichnet wird, ist physikalisch gesehen eine Mischung aus flüssigen und gasförmigen Bestandteilen, welche man im Falle des Wassers als Nassdampf bezeichnet.

Bei einem Dampf im engeren Sinn handelt es sich um einen Gleichgewichtszustand zwischen flüssiger und gasförmiger Phase. Er kann ohne Arbeit verrichten zu müssen verflüssigt werden, das heißt beim Verflüssigen erfolgt kein Druckanstieg. Ein solcher Dampf wird in der Technik als Nassdampf bezeichnet im Gegensatz zum so genannten Heißdampf oder überhitzten Dampf, der im eigentlichen Sinn ein reales Gas aus Wassermolekülen darstellt und dessen Temperatur oberhalb der Kondensationstemperatur der flüssigen Phase beim jeweiligen Druck liegt.

Beispielwerte für ausgewählte Stoffe

Reinstoffe werden entsprechend ihrem Aggregatzustand bei einer Temperatur von 20 °C und einem Druck von 1013,25 hPa (Normaldruck) als Feststoff, Flüssigkeit oder Gas bezeichnet. Diese Bezeichnungen werden zwar auch für die jeweiligen Aggregatzustände der Stoffe selbst gebraucht, im engeren Sinne beziehen sie sich jedoch nur auf diese Bedingungen und sind daher allein stoffspezifisch und Druck- wie Temperaturunabhängig.

Beispielwerte
Stoff Schmelztemperatur1 Siedetemperatur1 Aggregatzustand bei Raumtemperatur (25 °C)1 Aggregatzustand im Gefrierschrank (−10 °C)1
Eisen 1535 °C 2750 °C fest fest
Kupfer 1084 °C 2567 °C fest fest
Caesium 28 °C 671 °C fest fest
Sauerstoff −219 °C −183 °C gasförmig gasförmig
Helium −272 °C −269 °C gasförmig gasförmig
Brom −7 °C 59 °C flüssig fest
Chlor −101 °C −35 °C gasförmig gasförmig
Wasser 0 °C 100 °C flüssig fest

1 bei Normaldruck

Änderung des Aggregatzustands

Die Übergänge zwischen den verschiedenen Aggregatzuständen haben spezielle Namen (eoc, omc, eon) und spezielle Übergangsbedingungen, die bei Reinstoffen aus Druck und Temperatur bestehen. Diese Übergangsbedingungen entsprechen dabei Punkten auf den Phasengrenzlinien von Phasendiagrammen. Hierbei ist für jeden Phasenübergang eine bestimmte Wärmemenge notwendig bzw. wird dabei freigesetzt.

von?   \   nach? Feststoff Flüssigkeit Gas
Feststoff - Schmelzen
am Schmelzpunkt (Schmelzwärme)
Sublimation/Sublimieren
am Sublimationspunkt (Sublimationswärme)
Flüssigkeit Erstarren/Gefrieren
am Gefrierpunkt (Erstarrungswärme)
- Verdampfung/Sieden
am Siedepunkt (Verdampfungswärme)
Gas Resublimation/Resublimierung/Solidifikation
am Resublimationspunkt (Resublimationswärme)
Kondensation
am Kondensationspunkt (Kondensationswärme)
-

Die Sublimation und das Verdampfen kommen auch unterhalb der Sublimations- beziehungsweise Siedepunktes vor. Man spricht hier von einer Verdunstung.

Siehe auch: Leidenfrost-Effekt

Alltagsbeispiele

Man kann alle Übergänge im Alltag beobachten, zum Beispiel am Wasser:

  • Schmelzen ... holt man Eis aus dem Kühlschrank, so fängt es an flüssig zu werden, weil außerhalb des Gefrierfaches Temperaturen oberhalb der Schmelztemperatur herrschen.
  • Sublimieren ... wenn man feuchte Wäsche bei Frost draußen aufhängt, gefriert zwar zuerst das Wasser, wenn man aber lange genug wartet, wird die Wäsche trotzdem trocken. Das feste Wasser (Eis) kann auch direkt in den gasförmigen Zustand übergehen.
  • Erstarren ... wird Wasser abgekühlt, so bilden sich erst Eiskristalle, die dann immer größer werden, bis das Wasser zu einer kompakten Masse aus Eis geworden ist.
  • Verdampfen ... wird Wasser über seine Siedetemperatur erhitzt, so wird das Wasser gasförmig. Das blubbernde Kochen kommt dadurch zustande, dass der gasförmige Wasserdampf unter der Wasseroberfläche entsteht.
  • Resublimieren ... das Ergebnis einer Resublimation kann man im Winter zum Beispiel an den Autoscheiben sehen. Wasserdampf in der Luft setzt sich in Form von feinen Kristallen ab.
  • Kondensieren ... Wasserdampf ist eigentlich, wie die meisten gasförmigen Stoffe, unsichtbar. Durch Abkühlen entstehen aus dem gasförmigen Wasserdampf kleine Wassertröpfchen, die sichtbar sind.

Teilchenmodell der Phasenübergänge

Aggregatzustände und Phasenübergänge von Wasser

Schmelzen

Durch Erhöhen der Temperatur (Zufuhr von thermischer Energie) bewegen sich die kleinsten Teilchen immer heftiger, und ihr Abstand voneinander wird (normalerweise) immer größer. Die Van-der-Waals-Kräfte halten sie aber noch in ihrer Position, ihrem Gitterplatz. Erst ab der so genannten Schmelztemperatur wird die Schwingungsamplitude der Teilchen so groß, dass die Gitterstruktur teilweise zusammenbricht. Es entstehen Gruppen von Teilchen die sich frei bewegen können. In ihnen herrscht eine Nahordnung, im Gegensatz zur Fernordnung von Teilchen innerhalb des Kristallgitters fester Stoffe.

Erstarren

Mit Sinken der Temperatur nimmt die Bewegung der Teilchen ab, und ihr Abstand zueinander wird immer geringer. Auch die Rotationsenergie nimmt ab.

Bei der so genannten Erstarrungstemperatur wird der Abstand so klein, dass sich die Teilchen gegenseitig blockieren und miteinander verstärkt anziehend wechselwirken – sie nehmen eine feste Position in einem dreidimensionalen Gitter ein.

Es gibt Flüssigkeiten, die sich bei sinkender Temperatur ausdehnen, z. B. Wasser. Dieses Verhalten wird als Dichteanomalie bezeichnet.

Verdampfen und Sublimation
Aggregatzustände schematisch

Die Geschwindigkeit der kleinsten Teilchen ist nicht gleich. Ein Teil ist schneller, ein Teil ist langsamer als der Durchschnitt. Dabei ändern die Teilchen durch Kollisionen ständig ihre aktuelle Geschwindigkeit.

An der Grenze eines Festkörpers oder einer Flüssigkeit, dem Übergang einer Phase in eine gasförmige, kann es mitunter vorkommen, dass ein Teilchen von seinen Nachbarn zufällig einen so starken Impuls bekommt, dass er aus dem Einflussbereich der Kohäsionskraft entweicht.

Dieses Teilchen tritt dann in den gasförmigen Zustand über, und nimmt etwas Wärmeenergie in Form der Bewegungsenergie mit, das heißt die feste oder flüssige Phase kühlt ein wenig ab.

Ist die Sublimations- oder Siedetemperatur erreicht, geschieht dieser Vorgang kontinuierlich, bis alle kleinsten Teilchen in die gasförmige Phase übergetreten sind.

In diesem Fall bleibt die Temperatur in der verdampfenden Phase in der Regel unverändert, weil alle Teilchen mit einer höheren Temperatur aus dem System verschwinden. Die Wärmezufuhr wird somit in eine Erhöhung der Entropie umgesetzt.

Wenn die Kohäsionskräfte sehr stark sind, beziehungsweise es sich eigentlich um eine viel stärkere Metall- oder Ionenbindung handelt, dann kommt es nicht zur Verdampfung.

Siehe auch: Verdampfen, Sublimation (Physik)

Die durch Verdampfen starke Volumenzunahme eines Stoffes kann, wenn sehr viel Hitze schlagartig zugeführt wird, zu einer Physikalischen Explosion führen.

Kondensation und Resublimation

Der umgekehrte Vorgang ist die Kondensation beziehungsweise Resublimation. Ein kleinstes Teilchen trifft zufällig auf einen festen oder flüssigen Stoff, überträgt seinen Impuls und wird von den Kohäsionskräften festgehalten.

Dadurch erwärmt sich der Körper um die Energie, die das kleinste Teilchen mehr trug, als der Durchschnitt der kleinsten Teilchen in der festen beziehungsweise flüssigen Phase.

Stammt das Teilchen allerdings von einem Stoff, der bei dieser Temperatur gasförmig ist, sind die Kohäsionskräfte zu schwach, es festzuhalten. Selbst wenn es zufällig so viel Energie verloren hat, dass es gebunden wird, schleudert es die nächste Kollision mit benachbarten kleinsten Teilchen wieder in die Gasphase.

Durch Absenken der Temperatur kann man den kleinsten Teilchen ihre Energie entziehen.

Dadurch ballen sie sich beim Unterschreiten der Sublimations- oder Erstarrungstemperatur durch die Wechselwirkungskräfte mit anderen Teilchen zusammen und bilden wieder einen Feststoff oder eine Flüssigkeit.

Phasendiagramme

Hauptartikel: Phasendiagramm

Phasendiagramm eines „gewöhnlichen“ Stoffes und des Wassers (Dichteanomalie)

Das p-T-Phasendiagramm eines Stoffes beschreibt dessen Aggregatzustand beziehungsweise Phase in Abhängigkeit von Druck und Temperatur. Anhand der Linien kann man also erkennen, bei welchem Druck und welcher Temperatur die Stoffe ihren Aggregatzustand verändern. Man kann also sagen, auf den Linien findet der Übergang zwischen den Aggregatzuständen statt, weshalb man diese auch als Phasengrenzlinien bezeichnet. Auf ihnen selbst liegen die jeweiligen Aggregatzustände in Form eines dynamischen Gleichgewichts nebeneinander vor.

Aus einem Phasendiagramm kann man außerdem folgendes erkennen:

  • Bei einem bestimmten Druck und einer bestimmten Temperatur, dem so genannten Tripelpunkt, können alle drei Aggregatzustände gleichzeitig vorliegen. Es handelt sich dabei um den Punkt in der „Mitte“ des Phasendiagramms, an welchem sich alle drei Phasengrenzlinien treffen. Der Tripelpunkt eignet sich daher als ein Ausgangspunkt dieser Linien und für die Festlegung vieler Temperaturskalen.
  • Oberhalb eines bestimmten Druckes und einer bestimmten Temperatur, dem so genannten kritischen Punkt, können Gas und Flüssigkeit aufgrund ihrer identischen Dichte nicht mehr unterschieden werden. In diesem Zustandsraum kann daher keine Phasengrenzlinie festgelegt werden.
  • Für Drücke unterhalb des Tripelpunkt-Druckes kann die Substanz bei einer Senkung der Temperatur nur fest oder bei einer Steigerung der Temperatur nur gasförmig werden. Die Trennlinie zwischen beiden Bereichen nennt man Sublimationskurve. Auf ihr können feste und gasförmige Phasen gleichzeitig existieren. Die Sublimationskurve beginnt theoretisch am absoluten Nullpunkt und endet am Tripelpunkt.
  • Für Drücke oberhalb des Tripelpunkt-Druckes ist die Substanz für Temperaturen unterhalb des Schmelzpunktes fest, zwischen Schmelz- und Siedepunkt flüssig und oberhalb des Siedepunktes gasförmig. Die Trennlinie zwischen fester und flüssiger Phase, also die Kurve der Schmelzpunkte, nennt man Schmelzkurve, die Trennlinie zwischen Flüssigkeit und Gas nennt man Siedepunktskurve. Beide Kurven beginnen ebenfalls am Tripelpunkt, wobei sich die Schmelzkurve theoretisch bis in das Unendliche fortsetzt und die Siedepunktskurve am kritischen Punkt endet.
  • Die Freiheitsgrade innerhalb des Phasendiagramms sind von der betrachteten Ebene abhängig. Am Tripelpunkt und am kritischen Punkt existiert kein Freiheitsgrad, da sowohl Druck als auch Temperatur feste, lediglich stoffabhängige Werte besitzen. An den Phasengrenzlinien sind entweder Druck oder Temperatur frei wählbar und bedingen einander, es existiert folglich ein Freiheitsgrad. Im reinen Zustandsraum, also in den Flächen des Phasendiagramms, sind Druck und Temperatur frei wählbar, was zwei Freiheitsgraden entspricht.
dient der Bilderpositionierung, bitte nicht entfernen geht klar meister xD

Mischungen von Aggregatzuständen

↓ gemischt in → Feststoff Flüssigkeit Gas
Feststoff Legierung, Konglomerat Suspension, Schwebstoffe, Schlamm, Kolloid Rauch, Aerosol
Flüssigkeit Gel, nasser Schwamm Emulsion, Dispersion Nebel, Aerosol
Gas Hartschaum Schaum Gasgemisch

Nichtklassische Aggregatzustände

Neben den drei klassischen Aggregatzuständen gibt es weitere, die zum Teil nur unter extremen Bedingungen auftreten (nach Temperatur, von niedrigen zu hohen, sortiert):

  • Das Bose-Einstein-Kondensat: Hierbei handelt es sich um eine Menge extrem kalter Atome, die den gleichen quantenmechanischen Zustand einnehmen, dadurch ununterscheidbar werden, sich somit vollkommen kohärent verhalten. Quasi ein Atomhaufen, der sich wie ein riesiges Atom verhält.
  • Das Suprafluid: Es ist in gewissem Sinne noch flüssiger als flüssig. Es gibt keinerlei innere Reibung mehr, das heißt interne Strömungen hören nicht mehr im Laufe der Zeit auf.
  • Der mesomorphe Zustand: Er nimmt eine Zwischenposition zwischen den Aggregatzuständen flüssig und fest ein und tritt in verschiedener Ausprägung beispielsweise bei Flüssigkristallen oder plastischen Kristallen auf.
  • Der überkritische Zustand tritt bei Überschreiten des kritischen Punktes auf und ist ein Mischzustand zwischen flüssig und gasförmig.
  • Das Atomgas: In ihm existieren keine Moleküle mehr, da die ständigen Stöße die Bindungen zerstören, allerdings sind die Elektronen noch fest gebunden.
  • Der Plasmazustand: Er tritt beispielsweise im Lichtbogen, in Sternen und in Kernfusionsreaktoren auf. Bei sehr hohen Temperaturen werden die Atome in Atomkern und -hülle zerlegt, freie Elektronen entstehen.

Plasma

Einen gasförmigen Zustand, in dem freie Elektronen und ionisierte Atome vorkommen, bezeichnet man als Plasma.

Dieser Zustand kann bei hohen Temperaturen (thermischer Zerfall) erreicht werden, aber zum Beispiel auch durch starke elektrische Felder (Blitz, Gasentladungslampe). Bei hohen Temperaturen (≈ 5000 K) zerfallen Gase nahezu komplett in ein Plasma, aber auch bei niederen Temperaturen kommen freie Elektronen und ionisierte Atome (auch in Festkörpern oder Flüssigkeiten) nachweislich vor.

Es gibt daher keinen Phasenübergang zum Plasma. Daher ist auch umstritten, ob ein Plasma überhaupt ein eigentlicher Aggregatzustand ist. Das Plasma wird nicht durch einen Phasenübergang aus dem Gas erzeugt wie etwa Wasser aus Eis, sondern durch Reaktion, nämlich durch den Zerfall eines neutralen Atoms in ein Ion und ein Elektron. Es kann sich dann ein Gleichgewicht zwischen neutralen Atomen und Ionen einstellen, das durch die sogenannte Saha-Gleichung beschrieben wird.

Bei noch höheren Temperaturen können die Atomkerne gänzlich freigelegt werden, was für bei der Kernfusion wichtig ist.

Grundsätzlich verhält sich ein Plasma aber wie ein Gas, nur mit Elektronen und Kationen oder Atomkernen als kleinsten Teilchen. Dadurch ist das Plasma ein guter elektrischer Leiter.

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