Warum bleibt die Temperatur am Siedepunkt der Flüssigkeit konstant? Und was für ein Gleichgewicht kocht?

1) Ich verstehe nicht, ob die gemessene Temperatur die der Flüssigkeit oder des gesamten Systems ist.

Sie haben ein Thermometer in Flüssigkeit. Ich kann nicht sehen, warum es die Systemwerte misst (in Bezug auf das Experiment zur latenten Verdampfungswärme, das wir alle in der 10. Klasse oder so gesehen haben müssen)

2) Bedeutet das Aufbrechen der intermolekularen Bindung nicht automatisch, dass die Teilchen schneller geworden sind?

Ich kann Ihnen da nicht zustimmen (siehe Ende)

Da die Verdunstung einen kühlenden Effekt hat, wird beim Erreichen des Siedepunktes die Geschwindigkeit, mit der die Flüssigkeit aufgrund der Verdunstung abkühlt, gleich der Geschwindigkeit, mit der dem Behälter Wärme zugeführt wird, wodurch die Temperatur der Flüssigkeit konstant gehalten wird.

Nun sehen Sie, Verdampfung ist ein Phasenübergang von Flüssigkeit zu Dampf, während Sieden ein Phasenübergang von Flüssigkeit zu Gas ist. Darüber hinaus. Verdampfung kann auftreten, wenn der Dampfpartialdruck einer Substanz geringer als der Gleichgewichtsdampfdruck ist, während das Sieden im Gegensatz zur Verdampfung unterhalb der Oberfläche auftritt. Sieden tritt auf, wenn der Gleichgewichtsdampfdruck des Stoffes größer oder gleich dem Umgebungsdruck ist. Ich kann nicht sehen, wie Sie sie korrelieren

Wenn während eines Phasenwechsels Wärme in einen Stoff gelangt, wird diese Energie verwendet, um die Bindungen zwischen den Molekülen des Stoffes aufzubrechen. Das Beispiel, das wir hier verwenden, ist Eis, das zu Wasser schmilzt. Unmittelbar nachdem die molekularen Bindungen im Eis gebrochen sind, bewegen (vibrieren) die Moleküle mit der gleichen Durchschnittsgeschwindigkeit wie zuvor, sodass ihre durchschnittliche kinetische Energie gleich bleibt und somit ihre Kelvin-Temperatur gleich bleibt.

Hinweis: Die obige Erklärung ist diesem Link entlehnt

Ich denke, die Beschreibung in Ihrem ersten Absatz ist vollkommen vernünftig, aber ich werde versuchen, eine etwas technischere Erklärung zu geben.

Wenn Sie eine Substanz auf Temperatur halten$T$, die Phase, die es annimmt, wird durch einen Kompromiss zwischen Energie bestimmt$E$, die es zu minimieren versucht, und Entropie $S$, die es zu maximieren versucht. Die eigentliche Phase bei einer gegebenen Temperatur ist diejenige, die die freie Energie minimiert $F = E - TS$.

Die Entropie ist ein Maß für die Unordnung des Systems und ist in der Gasphase hoch, wo sich die Moleküle im Wesentlichen frei und unabhängig voneinander bewegen, und niedriger in der Flüssigkeit, wo die Dichte hoch ist und die Moleküle weniger Bewegungsfreiheit haben Umzug. Aber die Energie ist auch in der Gasphase höher, wo die Moleküle viel kinetische Energie und ungefähr null potentielle Energie haben, als in der flüssigen Phase, wo sie weniger kinetische Energie und negative potentielle Energie haben (aufgrund anziehender Wechselwirkungen zwischen den Molekülen, der „zwischenmolekulare Bindungen“).

Im Höhepunkt$T$, der beste Weg, um zu minimieren$F$ist für die Substanz, ein Gas zu bilden und somit zu maximieren$S$. Bei niedriger$T$, es wird stattdessen minimiert$F$durch Bilden einer Flüssigkeit, die sich reduziert$E$. (Bei noch niedrigerer Temperatur bildet es einen Feststoff, der noch niedrigere Energie und Entropie hat.) Bei einer Zwischentemperatur, die wir Siedepunkt nennen$T_b$, die beiden Effekte gleichen sich aus: Die Energie ist um geringer$\Delta E$in der flüssigen Phase und die Entropie ist um höher$\Delta S$im Gas; Wenn$\Delta E = T_b \Delta S$dann haben die beiden Phasen die gleiche freie Energie, und es gibt nichts, zwischen den beiden zu wählen. ($\Delta E$wird latente Wärme genannt .) Bei dieser Temperatur befinden sich die beiden Phasen im Gleichgewicht.

Stellen Sie sich also vor, Sie beginnen mit einer Flüssigkeit bei$T < T_b$und aufheizen. Wenn Sie Energie einbringen, beginnen sich die Moleküle etwas schneller zu bewegen und sich etwas weiter voneinander zu entfernen, wodurch sowohl ihre kinetische als auch ihre potenzielle Energie erhöht werden. Aber die Substanz ist immer noch eine Flüssigkeit, solange Sie unten bleiben$T_b$. Einmal$T$den Siedepunkt erreicht, geht die zusätzliche Energie in die Umwandlung von Flüssigkeit in Gas, was Energie kostet$\Delta E$, anstatt die Temperatur zu erhöhen. Sowohl Flüssigkeit als auch Gas haben dann die gleiche Temperatur (wie sie sein müssen, um im Gleichgewicht zu sein), aber die Moleküle in der Gasphase haben mehr Energie. Schließlich, wenn die gesamte Substanz zu Gas geworden ist, fließt die zusätzliche Energie wieder in die Erhöhung der Temperatur.