Wenn das Kochen von Wasser eine Änderung der inneren Energie beinhaltet, warum bleibt dann die Temperatur konstant?

Die Temperatur charakterisiert die durchschnittliche Energie von Atomen/Molekülen gemäß der Boltzmann-Verteilung:

$$w(\mathbf{p},\mathbf{q})\propto e^{-\frac{H(\mathbf{p},\mathbf{q})}{k_B T}},$$ wo die potentielle Energie Wechselwirkungen enthalten kann, dh es ist nicht einfach eine Summe von potentiellen Energien von separaten Atomen/Molekülen im externen Feld. Weiterhin kann man dann mit dem Gleichverteilungssatz beweisen , dass die durchschnittliche Energie pro Freiheitsgrad ist$k_B T/2$.

In diesen Aussagen steht jedoch nichts darüber, dass die Temperatur die kinetische Energie ist. Dies ist der Fall, wenn wir ein ideales Gas betrachten, bei dem (per Definition) die Wechselwirkungen zwischen den Atomen/Molekülen vernachlässigt werden und die gesamte Energie die kinetische ist.

Der Grund, warum das kochende Wasser seine Temperatur nicht erhöht, liegt darin, dass die Energie in die Überwindung des Potentials fließt, das die Moleküle in der flüssigen Phase nahe beieinander hält.

Update (Korrektur einiger der oben gemachten irreführenden Aussagen.)
Betrachten wir einen Flüssig-Gas-Phasenübergang für ein System von$N$Teilchen beschrieben von Hamiltonian

$$H(\mathbf{p}_1, \mathbf{r}_1;...,\mathbf{p}_N, \mathbf{r}_N)=\sum_{i=1}^N\frac{\mathbf{p}_i^2}{2m} + \sum_{i=1}^N\sum_{j=1}^{i-1}U\left(|\mathbf{r}_i-\mathbf{r}_j|\right)=\sum_{i=1}^NK(\mathbf{p}_i) + V(\mathbf{r}_1;..., \mathbf{r}_N)$$ Die Boltzmann-Verteilung ist dann $$w(\mathbf{p}_1, \mathbf{r}_1;...,\mathbf{p}_N, \mathbf{r}_N)= Z^{-1}e^{-\frac{H(\mathbf{p}_1, \mathbf{r}_1;...,\mathbf{p}_N, \mathbf{r}_N)}{k_BT}}= Z^{-1} \left(\prod_{i=1}^Ne^{-\frac{\mathbf{p}_i^2}{2mk_BT}}\right)\times e^{-\frac{V(\mathbf{r}_1;..., \mathbf{r}_N)}{k_BT}}$$ Die Partitionsfunktion ist gegeben durch $$Z = \left(\prod_{i=1}^N\int d^3\mathbf{p}_ie^{-\frac{\mathbf{p}_i^2}{2mk_BT}}\right)\int_{\Omega^N}\prod_{i=1}^N d^3\mathbf{r}_i e^{-\frac{V(\mathbf{r}_1;..., \mathbf{r}_N)}{k_BT}}= \left(4\pi mk_BT\right)^{3N}Z_1$$ Wenn wir die durchschnittliche kinetische Energie eines einzelnen Moleküls berechnen, hebt sich das Konfigurationsintegral über den Raum auf und reduziert sich auf eine einfache Gaußsche Integration: $$\left \langle\frac{\mathbf{p}_i^2}{2m} \right\rangle= \frac{\int d^3\mathbf{p}_i \frac{\mathbf{p}_i^2}{2m} e^{-\frac{\mathbf{p}_i^2}{2mk_BT}}}{\int d^3\mathbf{p}_ie^{-\frac{\mathbf{p}_i^2}{2mk_BT}}}= 3\left\langle\frac{p_{ix}^2}{2m}\right\rangle= \frac{3\langle p_{ix}^2\rangle}{2m}= \frac{3mk_BT}{2m}=\frac{3 k_BT}{2}$$ Mit anderen Worten, die durchschnittliche kinetische Energie der Moleküle ist proportional zur Temperatur .

Das Obige gilt auch bei der Temperatur, bei der das System einen Phasenübergang erfährt, da das obige Ergebnis im Konfigurationsintegral unabhängig ist$Z_1$. Es ist dieses Konfigurationsintegral, das beim Phasenübergang eine Änderung erfährt: In der Gasphase ist das mit Gas gefüllte Volumen das des enthaltenden Reservoirs,$\Omega_g$, während es in der flüssigen Phase nur das mit Flüssigkeit gefüllte Volumen ist,$\Omega_l$(Beachten Sie, dass sich dieses Volumen in verschiedenen Teilen des Behälters befinden oder sogar aus vielen getrennten Volumen bestehen kann.) Daher ist die innere Energie in zwei Phasen unterschiedlich, je nachdem, über welches Volumen wir integrieren:

$$\left\langle H(\mathbf{p}_1, \mathbf{r}_1;...,\mathbf{p}_N, \mathbf{r}_N)\right\rangle= \int\prod_{i=1}^N d^3\mathbf{r}_i\int_{\Omega^N}\prod_{i=1}^N d^3\mathbf{r}_i H(\mathbf{p}_1, \mathbf{r}_1;...,\mathbf{p}_N, \mathbf{r}_N) Z^{-1}e^{-\frac{H(\mathbf{p}_1, \mathbf{r}_1;...,\mathbf{p}_N, \mathbf{r}_N)}{k_BT}}= \frac{3Nk_BT}{2} + Z_1^{-1}\int_{\Omega^N}\prod_{i=1}^N d^3\mathbf{r}_i V(\mathbf{p}_1, \mathbf{r}_1;...,\mathbf{p}_N, \mathbf{r}_N) Z^{-1}e^{-\frac{V(\mathbf{p}_1, \mathbf{r}_1;...,\mathbf{p}_N, \mathbf{r}_N)}{k_BT}}.$$ Somit erfährt die innere Energie über den Phasenübergang hinweg eine Diskontinuität (siehe auch Warum ist die innere Energie bei einem Phasenübergang erster Ordnung diskontinuierlich? , beachten Sie, dass wir es hier mit einem Phasenübergang erster Ordnung zu tun haben.) Diese Diskontinuität entspricht der latenten während des Phasenübergangs aufgenommene oder erzeugte Wärme.

Natürlich ändert sich die Energie in der Praxis nicht diskontinuierlich, sondern allmählich, wenn Wärme von der Substanz übertragen oder ihr entzogen wird. Allerdings befindet sich die Substanz dabei nicht im thermischen Gleichgewicht und muss mit den Methoden der statistischen Nichtgleichgewichtsphysik behandelt werden, siehe z. B. Phasenübergang in der Boltzmann-Vlasov-Gleichung .

Verwandte Frage (in den Kommentaren von @GiorgioP aufgeworfen): Warum genau bleibt die Temperatur während einer Änderung des Materiezustands konstant?

Es gibt auch einen Variationsansatz für die Temperatur. Ihr System ist offen, da es Energie austauschen kann. Unter der Annahme, dass das Volumen fest ist, geht es beim zweiten Hauptsatz nicht um die Maximierung der Entropie,$S$, nicht mehr, sondern Minimierung der freien Energie,$F$:

$$F = U-TS$$ In dieser Definition$T$misst den Kompromiss zwischen Energieminimierung und Entropiemaximierung. Bei hoher Temperatur siegt die Entropie, bei niedriger Temperatur siegt die Energie. So können Sie den Phasenübergang interpretieren, der von einem Zustand mit niedriger Energie zu einem Zustand mit hoher Entropie geht.

Selbst von einem mikroskopischen Ursprung aus kann dieser Ansatz das kanonische Ensemble definieren. Aus dieser Perspektive ist die Temperatur ein Maß für den Kompromiss, den die Verteilung zwischen der gleichmäßigen (maximale Entropie) und der bei den Mikrozuständen niedriger Energie konzentrierten (minimale Energie) eingeht.

Das kann dein Problem auch erklären. Entsprechend muss ich erklären, warum, während die Temperatur gehalten wird,$U$Kann erhöhen. Wenn$U$kann zunimmt, es nimmt zu$F$, was sofort durch eine Erhöhung von kompensiert wird$S$. Tatsächlich, bei Phasenkoexistenz,$F$konstant ist, also kann man sagen, dass Energie genau in Entropie "umgewandelt" wird. Dieser Ansatz ist nicht nur nützlich, um Intuition zu schmieden, sondern kann auch verwendet werden, um quantitative Ergebnisse wie die Clausius-Clapeyron-Beziehung zu erhalten.

Übrigens kann das System in einer realistischeren Umgebung Lautstärke mit der Umgebung austauschen. Dies führt eher zur Betrachtung der freien Enthalpie$G = F+pV$das sollte vertrauter sein, wenn Sie Chemie oder Thermodynamik gemacht haben. Die Diskussion ist jedoch im Wesentlichen dieselbe.

Hoffe das hilft.

Antwort auf Kommentar

Das Ergebnis ist ein allgemeines für die Phasenkoexistenz. Schauen Sie sich zum Beispiel Shroeder's Thermal Physics an . Die Idee ist, dass jede Phase ihre eigene freie Energie hat. Auch hier wird diese Art der Betrachtung eher mit freier Enthalpie (chemisches Potential) durchgeführt, aber in unserem Fall reicht dies aus. ich werde schreiben$F_l,F_g$die jeweiligen freien Energien der flüssigen Phase der Gasphase. Wenn$F_l>F_g$das System gewinnt dadurch, dass es sich vollständig in der Gasphase befindet. Auch die Umkehrung gilt. Sie haben also Phasenkoexistenz, wenn die freien Energien gleich sind$F_l=F_g$.

Beachten Sie, dass ich davon ausgehe$F_g$(bzw.$F_l$) ist noch unterhalb (bzw. oberhalb) des Siedepunktes definiert. Es macht tatsächlich Sinn. Tatsächlich ist unterhalb (bzw. oberhalb) des Siedepunktes der gasförmige (bzw. flüssige) Zustand metastabil, was zu unterkühltem Dampf (bzw. Überhitzung) führt.

Beim Siedepunkt hat man noch einen Freiheitsgrad, der den relativen Anteil von Wasser und Dampf bestimmt$F$. Wenn Sie Energie hinzufügen, um zu halten$F$konstant, die Entropie steigt. Das bedeutet, dass Sie etwas Wasser in Dampf umwandeln, und diese Zustandsänderung absorbiert die überschüssige Energie. Beachten Sie, dass dies funktioniert, solange Sie noch Phasenkoexistenz haben. Wenn Sie zu viel Energie hinzufügen, verdampfen Sie alles und die Temperatur beginnt wieder zu steigen.

Mathematisch:

$$\Delta U=T\Delta S$$ Deshalb habe ich gesagt, dass Energie bildlich in Entropie umgewandelt wird. Tatsächlich sind diese Schwankungen proportional zur Wassermenge, die ihren Zustand ändert. Deshalb glaube ich nicht, dass Sie das Phänomen nur mit Energie erklären können, an einem Punkt müssen Sie Entropie verwenden (obwohl es mit mikroskopischen Argumenten verschleiert werden kann).

Ich würde es wirklich schätzen, wenn jemand eine Definition geben würde, was Temperatur wirklich bedeutet, denn soweit ich es verstehe, sollte die Temperatur auch steigen, wenn die innere Energie zunimmt (wenn wir uns an die Definition halten, dass Temperatur die Manifestation des Durchschnitts ist Energie von Molekülen).

Die Temperatur ist immer proportional zur durchschnittlichen kinetischen Energie von Molekülen, ob gasförmig, flüssig oder fest.

Innere Energie ist kinetische Energie plus potentielle Energie. Potenzielle Energie hat keine einfache Beziehung zur Temperatur.

Beim Kochen von Wasser erhöht die Zufuhr von Wärme nicht die Temperatur der Flüssigkeit und erhöht somit nicht die durchschnittliche kinetische Energie eines Moleküls. Die hinzugefügte Energie erhöht die potenzielle Energie des Systems Flüssigkeit+Dampf, da sich Dampfmoleküle weiter von den Flüssigkeitsmolekülen entfernen. Innere Energie steigt, potentielle Energie steigt, kinetische Energie bleibt gleich.

Die durchschnittliche kinetische Energie eines Moleküls ist tatsächlich proportional zur Temperatur:

$${1\over 2}m\langle v^2\rangle={3\over 2}k_BT$$ In einer Flüssigkeit trägt auch die potentielle Energie aufgrund der Wechselwirkungen zwischen Molekülen zur durchschnittlichen Energie bei. Die Wechselwirkung zwischen Molekülen ist anziehend (normalerweise durch ein Lenard-Jones-Potential modelliert), sodass die potentielle Energie negativ und die durchschnittliche Energie in der flüssigen Phase niedriger ist.

Beim Erhitzen einer Flüssigkeit führt die dem System zugeführte thermische Energie zunächst zu einer Erhöhung der mittleren Geschwindigkeit. Bei$100^\circ{\rm C}$, die freie Energie$F=E-TS$der Gasphase gleich der freien Energie der flüssigen Phase wird. Einige Moleküle beginnen, die Flüssigkeit zu verlassen. Allerdings ist in der Gasphase die durchschnittliche Gesamtenergie der Moleküle höher als in der flüssigen Phase. Moleküle können die Flüssigkeit also nur verlassen, wenn die Energiedifferenz in Form von Wärmeenergie dem System zugeführt wird. Diese Energie wird verwendet, um der Anziehungskraft anderer Moleküle zu entkommen. Wenn das System noch erhitzt wird, wird der Anteil der Moleküle in der Gasphase stetig zunehmen (und daher der Anteil in der flüssigen Phase abnehmen). Die kinetische Energie bleibt gleich, aber immer weniger Moleküle haben eine (negative) potentielle Energie. Als Folge steigt die Gesamtenergie des Systems an, obwohl sich die Temperatur nicht ändert.

Während des Flüssigkeits-Gas-Phasenübergangs wird die freie Energie$F=E-TS$Kontinuierlich ist aber die Energie$E$ist eine unstetige Funktion der Temperatur.

Hier ist eine thermodynamische (Makro-)Antwort, die hilfreich sein kann. Andere haben eine statistische Mechanik (Mikro) Antwort gegeben. Ich habe eine kurze Diskussion über Verdunstung im Allgemeinen und zwei spezifische Arten der Verdunstung hinzugefügt: Kochen und Flashen.

Ihre erste Gesetzesbeziehung gilt nur für ein geschlossenes System, eines ohne Massentransfer in / aus dem System. Für ein offenes System$\Delta U = \Delta Q - \Delta W + \Delta H$Wo$\Delta H$ist die Eingangsenthalpie minus der Ausgangsenthalpie aufgrund des Stoffübergangs.

Betrachten Sie das Kochen von Wasser auf einem Herd; Wasser, das zur Atmosphäre hin offen ist, wobei dem Wasser Wärme zugeführt wird. Im stationären Zustand ist die Temperatur des Wassers konstant, wie Sie sagen. Betrachten Sie das System als das Wasser allein; dies ist ein offenes System mit Masseverlust aufgrund von Verdunstung. Wenn die Verdampfung bei konstantem Druck (unendliche Umgebung) stattfindet, bleibt die Temperatur des Wassers bei diesem Druck auf der Sättigungstemperatur, einer konstanten Temperatur. Die innere Energie des Wassers nimmt aufgrund des Wasserverlusts als Dampf ab, und diese Abnahme der inneren Energie des Wassers ist auf den Verlust der Wassermasse zurückzuführen, nicht auf eine Abnahme der Temperatur. (Die spezifische innere Energie, innere Energie pro Masseneinheit, ändert sich nicht, aber die gesamte innere Energie der Wassermasse nimmt ab.)

Ein Schnellkochtopf ist eine andere Situation. Zugeführte Wärme erhöht sowohl den Druck als auch die Temperatur. Dieser Fall kann als geschlossenes System (Wasser und Luft/Dampf im Behälter) bewertet werden, bis das Druckentlastungsventil öffnet, dann muss der Massenverlust aus dem Ventil berücksichtigt werden, indem das System als offenes System behandelt wird.

Weitere Informationen

Verdampfung (und Kondensation) sind Stoffaustauschprozesse, die durch Druckunterschiede zwischen dem Sättigungsdruck der Flüssigkeit bei ihrer Temperatur und dem Partialdruck des Flüssigkeitsdampfes in der Umgebung (Luftfeuchtigkeit) angetrieben werden. Es kann auch eine Wärmeübertragung zwischen der Flüssigkeit und ihrer Umgebung stattfinden, die durch Temperaturunterschiede angetrieben wird.

Verdampfung ist der Prozess der Umwandlung von Flüssigkeit in Dampf. (Kondensation ist der Vorgang, bei dem Dampf in Flüssigkeit umgewandelt wird.)

Typischerweise werden Verdampfung und Sieden mit Luft in der Umgebung bewertet, und der Umgebungsdruck ist der Luftdruck plus der Dampfdruck.

Verdampfung wird als Sieden bezeichnet, wenn die Flüssigkeitstemperatur die Sättigungstemperatur für den Umgebungsdruck erreicht und der Dampfdruck in der Umgebung geringer ist als der Sättigungsdruck der Flüssigkeit.

Bei einer Flüssigkeitstemperatur, die niedriger als die Sättigungstemperatur beim Umgebungsdruck ist, tritt immer noch Verdampfung auf, jedoch mit einer viel geringeren Rate.

Wenn eine Flüssigkeit plötzlich einem Druck ausgesetzt wird, der niedriger als der Sättigungsdruck bei der Temperatur der Flüssigkeit ist, ohne dass Luft vorhanden ist, wird die sehr schnelle ("sofortige") Verdampfung als Blitzen bezeichnet. Dies tritt in einem Kältekreislauf einer Wärmepumpe auf, wenn die Flüssigkeit durch das Expansionsventil (Drosselventil) in den Verdampfer strömt.

Ein weiterer interessanter Prozess ist die adiabatische Sättigung, die in Sumpfkühlern in trockenen Landesteilen wie New Mexico verwendet wird. Auch das Schlingenpsychrometer ist ein interessantes Verfahren.

Temperatur ist die Manifestation der kinetischen Energie von Molekülen.

Hier sind vier Klarstellungen, die Sie haben müssen.

1. Die Temperatur ist direkt proportional zur kinetischen Energie der Moleküle einer Flüssigkeit.
2. Innere Energie = kinetische Energie + potentielle Energie.
3. Potenzielle Energie hat sehr, sehr wenig mit der Temperatur zu tun und hängt vom Abstand zwischen den Molekülen ab.
4. Moleküle in einem Gas sind weiter voneinander entfernt als in Flüssigkeiten.

Um eine Flüssigkeit zu sieden, d. h. von flüssig in gasförmig umzuwandeln, vergrößert die zugeführte Wärme den Abstand zwischen den Molekülen und damit ihre potentielle Energie. Da sich die potentielle Energie ändert, ändert sich auch die innere Energie. Da die kinetische Energie jedoch konstant bleibt, gibt es keine Temperaturänderung.

Denken Sie daran, dass Wärmeenergie für zwei Dinge verwendet wird - um eine Flüssigkeit heißer zu machen (dh die Temperatur / kinetische Energie zu erhöhen) + um den Zustand einer Flüssigkeit am Siedepunkt zu ändern (dh um die potenzielle Energie zu erhöhen, nicht die Temperatur). Die Energie, die zugeführt wird, um den Zustand eines Systems zu ändern (dh potentielle Energie), wird als latente Wärme bezeichnet . Die Zufuhr von Wärmeenergie ändert also immer die innere Energie, muss aber nicht die Temperatur ändern.

Vielleicht ist der Grund für diese Verwirrung, dass in einem idealen Gas alle innere Energie kinetisch ist (potentielle Energie = 0). Obwohl diese Annahme gemacht wird, um bestimmte Ideen in der Physik zu vereinfachen, können wir die potentielle Energie hier nicht ignorieren.

Die Wassermoleküle haben einen mittleren Abstand als Funktion der Temperatur. Aus$4^{\circ}$C zu$100^{\circ}$C, die Wirkung von Wärme besteht darin, diesen Abstand zu vergrößern. Die Energie von Molekülen, wie in einem System Masse-Feder, ist eine Summe aus einem Potential- und einem kinetischen Term. Sie vibrieren um die durchschnittliche Entfernung. Die Temperaturerhöhung bewirkt also nicht nur eine Erhöhung der kinetischen Energie.

Am Siedepunkt werden die molekularen Bindungen aufgebrochen, und die gesamte Energie ist kinetisch in der Gasphase. Aber es ist Energie erforderlich, um diese Bindungen zu lösen, und die Wärmezufuhr ist die Quelle dieser Energie.

Das Gegenteil passiert, wenn Wasserdampf zu Flüssigkeit kondensiert. Dabei wird beim Knüpfen der molekularen Bindungen Energie vom System an die Umgebung abgegeben.

Die Wärme, die entsprechend der Richtung der Phasenänderung in das System ein- und ausgeht, ist also die Variation seiner inneren Energie.

Im Gegensatz zur Prämisse der Frage und im Gegensatz zu mehreren vorhandenen Antworten ist die Beziehung zwischen Temperatur und molekularer kinetischer Energie ein Ergebnis , kein Axiom oder eine Annahme. Grundsätzlich ist die Temperatur eine Beziehung zwischen innerer Energie und Entropie:

$$\begin{align} \mathrm dU &= T\,\mathrm dS + \cdots \\ \frac{\partial S}{\partial U} &= \frac 1T \end{align}$$

Um nicht zu rechnen: Stellen Sie sich zwei Systeme vor, in denen die gleiche innere Energie zunimmt,$\mathrm dU$, führt zu unterschiedlichen Zunahmen der Entropie,$\mathrm dS$. Wenn sich eine feste Energiemenge aus dem System mit kleinen bewegt${\partial S_1}/{\partial U}$zum System mit groß${\partial S_2}/{\partial U}$, wird die kleine Abnahme der ersten Entropie durch eine größere Zunahme der zweiten Entropie ausgeglichen. Der entropieerhöhende Energieaustausch findet spontan statt, sodass das erste System dazu neigt, dem zweiten Energie zuzuführen, aber nicht umgekehrt. Wir nennen das großzügige System „heiß“ und das gierige System „kalt“.

In der statistischen Mechanik gibt es vier nützliche Variationen der „inneren Energie“.

1. Die traditionelle innere Energie$U$hängt nur von den intrinsischen Eigenschaften des Materials ab. In der Regel Änderungen$\mathrm dU$sind beobachtbar, aber der „Gesamtenergiegehalt“$U$ist nicht.

2. Änderungen in der „Helmholtz-freien Energie“,$\mathrm dA=\mathrm dU-T\mathrm dS$, messen Sie die reversible Arbeit, die bei konstanter Temperatur entzogen werden kann.

3. Eine Änderung der „Enthalpie“,$\mathrm dH=\mathrm dU+p\mathrm dV$, berücksichtigt sowohl die Änderung der inneren Energie als auch die Arbeit, die durch eine Volumenänderung an der Umgebung geleistet wird$\mathrm dV$, die vom Druck abhängt$p$.

4. Eine Änderung der „Gibbs-freien Energie“,$\mathrm dG=\mathrm dU+p\mathrm dV-T\mathrm dS$, ist die maximale Nicht-Erweiterungsarbeit, die aus einem System extrahiert werden kann.

Sie fragen nach dem Kochen. Damit flüssiges Wasser in einer offenen Pfanne verdampft, ist die benötigte Energie die Verdampfungsenthalpie . Die Verdampfungsenthalpie variiert mit der Temperatur und hat dieselbe Größe, unabhängig davon, ob Sie sieden oder verdampfen.

Der Kern deiner Frage ist hier:

Mir wurde beigebracht, dass die Temperatur die kinetische Energie der Moleküle des Systems darstellt, das innere Energie ist. In diesem Fall nimmt die innere Energie eindeutig zu, da wir von der flüssigen in die Dampfphase übergehen, warum ändert sich dann die Temperatur nicht?

Das Problem ist, dass das, was Sie gelernt haben, falsch war – richtig genug, um unter vielen Umständen nützlich zu sein, aber falsch genug, um Sie hier zu Fall zu bringen. Anstatt an Temperatur als Energieinhalt zu denken , denken Sie an Temperatur als Energiegroßzügigkeit . Zum größten Teil ist die Energiefreizügigkeit proportional zum Energiegehalt innerhalb einer bestimmten Phase; Phasenänderungen sind jedoch kompliziert.

Sie haben bereits eine Antwort, in der Phasenänderungen als Mechanismus für ein System zur Reduzierung seiner freien Energie (Helmholtz oder Gibbs) erörtert werden. Kurz gesagt, Sie erhalten Verdampfung, wenn eine „bestimmte“ Menge Ihres Materials seine Entropie durch Phasenwechsel erhöhen kann – solange die für den Phasenübergang erforderliche Enthalpie verfügbar ist. Beim Sieden und Sublimieren, insbesondere bei niedrigen Drücken, finde ich es sinnvoller, in Dampfdrücken zu denken; siehe diese verwandte Frage und die darin enthaltenen Links.

Wenn der Kern Ihrer Frage darin besteht, ob die Temperatur während eines Phasenübergangs wirklich konstant ist, können Sie sich den Phasenübergang als einen äußerst effizienten Mechanismus vorstellen, um ein überhitztes oder unterkühltes System wieder auf seine Phasengleichgewichtstemperatur für den Umgebungsdruck zu bringen. Stellen Sie sich vor, Sie kochen auf einem Herd bei schwacher Hitze und verschütten ein wenig Wasser auf Ihrem heißen Herdelement, wo das Wasser wie Gangbuster kocht – vielleicht sogar den Leidenfrost-Effekt zeigt, bei dem das Sieden durch eine ständig nachgefüllte Dampfschicht zwischen der Flüssigkeit verlangsamt wird und einige überhitzte Oberfläche. Sie könnten auch an diese unterkühlten Natriumacetat- Heizkissen denken, die sich plötzlich auf etwa 50 ° C erwärmen, wenn Sie sie zum Erstarren bringen.

Vielleicht eine andere Möglichkeit, Ihre Frage zu beantworten und zur Definition oben zurückzukehren: Dampf erzeugt mehr Entropie pro Einheit innerer Energie als flüssiges Wasser. Wenn Sie versuchen würden, flüssiges Wasser über seinen Siedepunkt zu heben, würde es mehr Entropie erzeugen, um das Wasser in Dampf umzuwandeln und stattdessen die Energie im Dampf zu speichern. Der Phasenwechsel ist also das, was passiert. Da der Phasenwechsel Wärme effizienter aus der Flüssigkeit entfernt als Ihre Wärmequelle Wärme hinzufügt, wird die Temperatur des flüssigen Wassers am Siedepunkt „gespeichert“.

Was passiert, wenn Wasser kocht und warum bleibt die Temperatur konstant, obwohl der Flüssigkeit zusätzliche Wärme zugeführt wird?

Zwischenmolekulare Kräfte sorgen für die Kohäsion, die eine Flüssigkeit von einem Dampf trennt. Die Energie, die erforderlich ist, um diese Kräfte zu überwinden und die Flüssigkeit in Dampf umzuwandeln, ist die innere Energie U. Während die kinetische Energie der Flüssigkeitsmoleküle geringer ist als die Bindungsenergie (U), steigt die Temperatur in der Flüssigkeit, wenn seitdem Wärme zugeführt wird all diese Wärme wird in Arbeit gehen, die die kinetische Energie der flüssigen Moleküle erhöht. Dieser Vorgang findet bis zum Erreichen des Siedepunktes statt. Am Siedepunkt haben die Moleküle in der Flüssigkeit ihre maximale kinetische Energie erreicht. Jede zusätzliche Wärme schwächt die interatomaren Kräfte, bis sie verschwinden, wodurch das Molekül ohne Änderung der kinetischen Energie aus der Flüssigkeit in das Gas freigesetzt wird.

Außerdem wird durch die bereitgestellte Wärme bei der Expansion des Dampfes gegen den Umgebungsdruck Arbeit verrichtet. Da das Kochen ein isobarer Prozess ist, ist die Arbeit aufgrund der Expansion einfach$P\Delta V$

All dies ermöglicht einen Ausdruck für die zur Verdampfung erforderliche Wärme.

$Q_v = U + P\Delta V$

Beachten Sie, dass dieser Ausdruck nicht die Wärme beinhaltet, die erforderlich ist, um die Temperatur der Flüssigkeit auf ihren Siedepunkt zu erhöhen. Es wird nur die Wärme benötigt, um die zwischenmolekularen Kräfte zu überwinden und eine Gasausdehnung zu ermöglichen. Bis das Wasser vollständig verdampft ist, erhöht keine Wärme die kinetische Energie des Dampfes, sodass die Temperatur konstant bleibt, bis die gesamte Flüssigkeit verschwunden ist.