Ich werde versuchen, diese Fragen aus verschiedenen Ansichten zu beantworten.

Makroskopische Ansicht

Der "quantitative" und nicht der qualitative Unterschied in einem Flüssig-Gas-Phasenübergang beruht auf der Tatsache, dass sich die Anordnung der Moleküle nicht so stark ändert (es gibt keinen qualitativen Unterschied), aber der Wert der Kompressibilität sich stark ändert (quantitativ) Unterschied). Dies ist in den Van-der-Waals-Isothermen unterhalb der kritischen Temperatur

Der Phasenübergang erfolgt an der gestrichelten Linie $ AD $. Bei Volumina kleiner als $ V_D $ bedeutet die hohe Steigung der Kurve, dass man einen großen Druck benötigt, um eine kleine Menge Volumen zu verringern. Dies kennzeichnet eine flüssige Phase, die eine sehr geringe Kompressibilität aufweist. Denn die Steigung ist viel geringer und die Kompressibilität hoch, was ein Gas auszeichnet. Zwischen $ V_D $ und $ V_A $ gibt es eine gemischte Phase, die durch eine divergierende Kompressibilität gekennzeichnet ist, d. H. Das Volumen ändert sich bei konstantem Druck.

Oberhalb der kritischen Temperatur ändert sich die Kompressibilität nicht mehr so ​​radikal. Die Van-der-Waals-Isotherme ist die folgende

Wie Sie bereits erwähnt haben, nimmt die Dichte mit dem Druck kontinuierlich zu. Sie können auch aus der Van der Waals-Gleichung ersehen, wenn geschrieben als $$ p = \ frac {NkT} {V-Nb} -a \ frac {N ^ 2} {V ^ 2}, $$ dass es sich bei sehr hohen Temperaturen so verhält $$ p \ rightarrow \ frac {NkT} {V-Nb}, $$ was sich qualitativ nicht von einer idealen Gasisotherme unterscheidet. Es gibt keine flüssige Phase.

Mikroskopische Ansicht

Betrachten wir einen Stoff unterhalb seiner kritischen Temperatur.Nach einem Phasenübergang von Gas zu Flüssigkeit erscheint ein Meniskus (Grenzfläche) zwischen dem Flüssigkeitsabschnitt und einem Dampfabschnitt (Gasabschnitt), der aufgrund der kinetischen Verteilung der Geschwindigkeiten vorhanden ist.Der Dampf hat eine viel geringere Dichte, so dass ein Molekül in der Masse der Flüssigkeit mehr Bindungen aufweist als ein Molekül in der Oberfläche (Grenzfläche).Jede Bindung hat eine negative Bindungsenergie (Bindungszustände), so dass die Moleküle in der Oberfläche einen Energieüberschuss aufweisen.

Dies führt zu einer (positiven) Oberflächenenergiedichte, die nichts anderes als die Oberflächenspannung der Grenzfläche ist.Wenn wir die Temperatur erhöhen, steigt die Dampfdichte und irgendwann entspricht sie der Flüssigkeitsdichte.Zu diesem Zeitpunkt ist die Anzahl der Bindungen für die Moleküle in der Masse und in der Oberfläche gleich, so dass keine Oberflächenspannung vorliegt.Dies bedeutet, dass es keinen Meniskus und keinen Phasenübergang gibt.Es muss daher einen kritischen Punkt geben.

Für eine reine Substanz, die im festen, flüssigen und dampfförmigen Zustand vorliegen kann (d. h. Holz gehört nicht zu dieser Kategorie), nehmen wir an, dass ein geschlossener Behälter zur Hälfte mit Flüssigkeit und zur Hälfte mit Dampf gefüllt ist.Mit steigender Temperatur dehnt sich die Flüssigkeit aus und die Flüssigkeitsdichte sinkt.Wenn die Temperatur steigt, steigt auch der Druck im Behälter aufgrund des Dampfdrucks dieses Materials, so dass die Dampfdichte steigt.Irgendwann wird die Dampfdichte gleich der Flüssigkeitsdichte und es kann nur eine Phase existieren.Dies tritt bei der kritischen Temperatur und dem kritischen Druck auf

Das häufigste Beispiel für ein Material oberhalb seiner kritischen Temperatur ist Luft.Unabhängig davon, wie stark Sie Luft komprimieren, kondensiert sie bei Raumtemperatur nicht.Dies mag nur eine persönliche Präferenz sein, aber ich würde Luft bei Raumtemperatur als Gas (im Gegensatz zu Dampf) bezeichnen.

Gute Frage. Ich habe meine Widom nicht in der Nähe, aber ich werde versuchen, aus dem Gedächtnis zu antworten.

1. Ich denke, der Konsens ist zu sagen, dass sich eine Substanz in ihrem Gaszustand befindet, wenn sie eine Flüssigkeit bei derselben Temperatur sein könnte. Dies steht im Gegensatz zu gleichem Druck, gleichem Volumen usw. Wenn die Temperatur überkritisch ist, gibt es keinen Übergang zwischen Flüssigkeit und Gas, und der Oberbegriff "Flüssigkeit" sollte verwendet werden.

2. Sie können sich vorstellen, dass sich die Flüssigkeit bei sehr hohen Temperaturen in einem sehr ungeordneten Zustand befinden sollte. Wenn Sie mit einem verdünnten Gas beginnen und es unter Druck setzen, sollten Sie es so dicht wie gewünscht machen können. Daher sollte bei hohen Temperaturen kein Flüssig-Gas-Übergang stattfinden. Wenn man also bei niedrigen Temperaturen existiert, muss es enden. Beachten Sie, dass ein Flüssiggasübergang durch einen Festgasübergang verhindert werden kann und überhaupt nicht existiert. Außerdem gibt es immer einen Festgasübergang, da dieser auf die harten Kerne des Moleküls (letztendlich quantenbedingten Ursprungs) zurückzuführen ist und von der Temperatur weitgehend unberührt bleibt.

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Versuch, die "Warum" -Frage intuitiv zu beantworten:

In einer Flüssigkeit erfahren die Moleküle eine signifikante intermolekulare Kraft - so sehr, dass die durchschnittliche Energie der Moleküle nicht ausreicht, um der Anziehungskraft der umgebenden Materialien zu entkommen.Das Ergebnis ist, dass es energetisch günstig für sie ist, nahe beieinander zu bleiben, auch wenn dies bedeutet, dass sie nicht den gesamten verfügbaren Raum (Raum über der Flüssigkeit) ausfüllen.

Mit steigender Temperatur steigt der Dampfdruck der Flüssigkeit, wenn eine größere Anzahl von Molekülen die "Fluchtgeschwindigkeit" erreicht.Dabei entfernen sie Energie aus der Flüssigkeit (mehr als die durchschnittliche Geschwindigkeit, die zum Entweichen benötigt wird).Wenn Sie jedoch die Temperatur weiter erhöhen, erreichen Sie schließlich einen Punkt, an dem die Zunahme der Entropie den Energieverlust aufgrund der Verdampfung ausgleicht - mit anderen Worten, es gibt keine "Strafe" mehr für ein Molekül, aus einem Zustand zu gelangenzum anderen, und die Unterscheidung zwischen den beiden Phasen verschwindet.

Warum gibt es überhaupt einen kritischen Punkt?

Ich denke, diese Frage ist gleich dieser:

"Warum ist die Breite des Zweiphasenbereichs bei niedrigeren Temperaturen und Drücken größer?" Das spezifische Volumen von Flüssigkeiten hängt im Vergleich zu ihrem Druck hauptsächlich von ihrer Temperatur ab. Dies bedeutet, dass wir für eine genau definierte Erhöhung des Drucks dessen Auswirkung auf das spezifische Volumen der Flüssigkeit in Bezug auf die Erhöhung der Temperatur der Flüssigkeit vernachlässigen können. Durch Erhöhen der Temperatur erhöht sich also das spezifische Volumen der gesättigten Flüssigkeit

Andererseits hängt das spezifische Volumen der Gase im Vergleich zu ihrer Temperatur hauptsächlich vom Druck ab. Bei einem genau definierten Temperaturinkrement ist der Einfluss des Druckinkrements größer als die Temperatur. Durch Erhöhen der Temperatur nimmt also das spezifische Volumen des gesättigten Dampfes ab

Somit wird durch Erhöhen der Temperatur die Breite des Zweiphasenbereichs verringert und aufgrund der Kontinuität der Eigenschaften der Substanzen wird diese Breite schließlich beseitigt. Das heißt, Ein kritischer Punkt wird sicherlich existieren.