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Gleichung (3-53) beschreibt die Temperaturabhängigkeit der Freien Enthalpie eines Systems als Funktion der Entropie: (∂G/∂T)_p = – S. Da das chemische Potenzial eines reinen Stoffs seiner molaren Freien Enthalpie entspricht, folgt daraus sofort

(4-2)

Diese Beziehung drückt aus, dass das chemische Potenzial eines reinen Stoffs mit steigender Temperatur sinkt (da immer S_m > 0 gilt, ist die Steigung der Funktion μ(T) stets negativ).

Aus Gl. (4-2) ist ersichtlich, dass die Steigung der Funktion μ(T)für Gase größer ist als für flüssige Phasen – wegen S_m(g) > S_m(l) – und dass diese Funktion fast immer für Flüssigkeiten steiler ansteigt als für Festkörper, da bis auf wenige Ausnahmen S_m(l) > S_m(s) gilt (siehe dazu Abb. 4-12). Die Kurve fällt für μ(l) so steil ab, dass sie bei hinreichend hoher Temperatur schließlich unterhalb von μ(s) verläuft: die Flüssigkeit wird zur stabilen Phase, der Festkörper schmilzt. Das chemische Potenzial der Gasphase fällt – aufgrund ihrer hohen molaren Entropie – mit steigender Temperatur stark ab; von einer bestimmten Temperatur an ist dann der gasförmige Aggregatzustand stabil und die Flüssigkeit verdampft freiwillig.

Abb. 4-12 Schematische Darstellung der Temperaturabhängigkeit des chemischen Potenzials der festen, flüssigen und gasförmigen Phase eines Stoffs (in Wirklichkeit sind die Linien gekrümmt). Die Phase mit dem jeweils niedrigsten chemischen Potenzial ist bei einer gegebenen Temperatur die stabilste. Bei den Übergangstemperaturen (T_Sm und T_S) sind die chemischen Potenziale der beiden betreffenden Phasen gleich groß.