Faseregel van Gibbs


Voor een homogene zuivere stof geldt dat de thermodynamische toestand vastligt op het moment dat twee intensieve toestandsgrootheden vastliggen of op een bepaalde waarde worden gehouden. Homogeen wil zeggen dat de stof zich in één fase bevindt, dus of volledig vast, of volledig vloeibaar of volledig gasvormig is. Wanneer er sprake is van meerdere fases is de stof heterogeen. Wanneer bijvoorbeeld de druk en temperatuur van een zuiver gas bekend zijn, ligt ook de dichtheid van dat gas vast.

Wanneer er sprake is van twee fases, bijvoorbeeld een kokende vloeistof, ligt bij een bepaalde druk ook de temperatuur vast. Er is dan nog niet bekend welk deel van de stof gasvormig is en welk deel vloeibaar. De intensieve thermodynamische toestand van een stof in evenwicht ligt vast op het moment dat de temperatuur, druk en de samenstelling van alle fases vastliggen. Het aantal intensieve toestandsgrootheden dat hierbij onafhankelijk van elkaar vastgelegd kan worden, volgt uit de faseregel van Gibbs. Voor niet-reagerende systemen is deze faseregel als volgt:

$$ F = 2 - π + N $$
met:
$F$ = aantal vrijheidsgraden (het aantal intensieve toestandsgrootheden dat onafhankelijk van elkaar vastgelegd kan worden)
$π$ = aantal fases
$N$ = aantal chemische stoffen

Het verband tussen druk, temperatuur en volume van een stof kan worden beschreven door middel van toestandsvergelijkingen en kan worden weergegeven in fasediagrammen.

Laatste wijziging: 08-09-2022
Creative Commons-Licentie
Deze publicatie valt onder een Creative Commons licentie. Zie hiervoor het colofon.