Map of where matter lives.
1성분계 상태도, (T, P) 위의 고체·액체·기체 영역
1-component phase diagram — solid, liquid, and gas regions on a (T, P) map
얼음이 녹고, 물이 끓고, 드라이아이스가 연기처럼 사라지는 이 모든 일은 사실 하나의 질문으로 묶입니다.
"지금 이 물질은 어떤 상태로 있어야 가장 편안할까?" 라는 질문입니다. 온도를 올리거나 압력을 바꾸면 물질은
고체에서 액체로, 액체에서 기체로 옷을 갈아입습니다. 그런데 그 갈아입는 시점이 아무렇게나 정해지는 것이 아니라,
온도와 압력이라는 단 두 숫자만 알면 정확히 예측할 수 있다는 점이 놀랍습니다.
Ice melting, water boiling, dry ice disappearing like smoke — all of these phenomena converge on a single question: "What state would this substance most prefer to be in right now?" When temperature rises or pressure changes, matter changes its outfit from solid to liquid, or liquid to gas. What is remarkable is that these transitions are not arbitrary: knowing just two numbers — temperature and pressure — lets you predict them exactly.
이 예측을 그림 한 장으로 정리한 것이 바로 상태도 (phase diagram) 입니다.
가로축에 온도, 세로축에 압력을 두면 평면이 여러 구역으로 나뉘는데, 각 구역은 "여기서는 고체", "여기서는 액체",
"여기서는 기체" 라고 알려 줍니다. 구역과 구역을 가르는 경계선 위에서는 두 상태가 사이좋게 공존하고,
세 경계선이 만나는 단 하나의 점에서는 고체와 액체와 기체가 동시에 함께 존재합니다. 이 특별한 점을
삼중점 (triple point) 이라고 부릅니다.
The map that captures all of these predictions in a single figure is the phase diagram. With temperature on the horizontal axis and pressure on the vertical axis, the plane divides into distinct regions: "solid here," "liquid here," "gas here." On the boundary lines separating those regions, two phases coexist in equilibrium. At the single point where all three boundaries meet, solid, liquid, and gas coexist simultaneously. That unique point is called the triple point.
아래 시뮬레이션에서 물, CO₂, 철의 상태도를 직접 클릭해 보세요. 온도와 압력을 고르면 그 물질이 지금 어떤 상태인지
바로 알려 줍니다. 특히 물은 우주에서 손꼽히게 이상한 물질이어서, 고체와 액체의 경계선이 다른 물질과 반대 방향으로
기울어져 있습니다. 압력을 세게 누르면 오히려 얼음이 녹아 버리는 것이지요. 이 모든 선이 왜 거기에 그려지는지는
Ch.08 에서 배울 깁스 자유에너지 (Gibbs free energy) 가 결정합니다.
Use the simulation below to click on the phase diagrams of water, CO₂, and iron. Choose any temperature and pressure and it instantly tells you the phase of that substance. Water is particularly unusual: its solid-liquid boundary slopes in the opposite direction from almost every other substance. Pressing harder actually melts the ice. Why all these lines fall exactly where they do is governed by Gibbs free energy, which you will study in Ch.08.
Principles · 4개
Principles · 4
한 장의 지도
One map, all answers.
Triple point, critical point, and water's strange line
왜 어떤 물질은 같은 온도인데도 고체였다 기체였다 할까요?
높은 산에 오르면 물이 100도가 되기도 전에 끓어 버립니다. 라면이 설익는 이유이지요. 반대로 압력밥솥 안에서는
물이 100도를 훌쩍 넘겨도 끓지 않고 펄펄 뜨거운 액체로 남아 밥을 빠르게 익힙니다. 같은 물인데 끓는 온도가
이렇게 달라지는 까닭은, 물질의 상태가 온도 하나만으로 정해지지 않고 온도와 압력 두 가지가
함께 결정하기 때문입니다.
이 두 변수의 모든 조합을 한눈에 정리한 지도가 상태도입니다. 19세기의 미국 물리학자 조사이아 깁스 (Josiah
Willard Gibbs) 는 1876년에 이 지도를 지배하는 규칙을 수학적으로 세웠습니다. 그는 평형 상태에 있는
물질이라면, 자유롭게 바꿀 수 있는 변수의 개수 (자유도) 가 성분 수와 상의 개수에 의해 딱 정해진다는 것을
보였습니다. 이것이 바로 깁스 상률 (Gibbs phase rule) 입니다. 덕분에 우리는 왜 삼중점이
선이 아니라 점일 수밖에 없는지, 왜 두 상의 경계가 면이 아니라 선인지를 명쾌하게 이해하게 됩니다.
Why can the same substance be solid at one moment and gas at another, even at the same temperature?
High on a mountain, water boils before it even reaches 100 °C — that is why instant noodles come out undercooked. In a pressure cooker the opposite happens: water stays liquid well above 100 °C and cooks food faster. The same water behaves so differently because the state of a substance is not set by temperature alone; it requires both temperature and pressure.
The map that displays every combination of these two variables at a glance is the phase diagram. In 1876, American physicist Josiah Willard Gibbs established the mathematical rules governing that map. He showed that for any substance in equilibrium, the number of variables that can be freely varied — the degrees of freedom — is fixed by the number of components and the number of phases present. This is the Gibbs phase rule. It explains precisely why the triple point must be a point and not a line, and why two-phase boundaries are lines rather than areas.
Q1 끓는 동안에는 왜 온도가 더 올라가지 않을까요?Why does the temperature stop rising while water is boiling?
냄비 속 물이 100도에서 보글보글 끓기 시작하면, 불을 아무리 세게 올려도 물의 온도는 100도에서 멈춰 있습니다.
넣어 준 열이 온도를 올리는 데 쓰이지 않고, 액체 분자를 기체로 떼어 내는 데 (잠열) 모조리 쓰이기 때문입니다.
깁스 상률로 보면 더 분명합니다. 액체와 기체가 함께 있는 상태에서는 자유도가 1뿐이라, 압력이 1기압으로 고정되어
있는 한 온도도 100도로 묶여 버립니다. 물이 다 증발하고 나서야 비로소 온도가 다시 오를 수 있습니다.
Once water in a pot starts bubbling at 100 °C, turning the heat up higher does nothing to raise the temperature further. All the added energy goes into ripping liquid molecules free into the gas phase (latent heat) rather than into raising the temperature. The Gibbs phase rule makes this precise: with liquid and gas coexisting, the degrees of freedom equals 1, so at a fixed pressure of 1 atm the temperature is pinned at 100 °C. Only after all the liquid has evaporated can the temperature rise again.
Q2 드라이아이스는 왜 물처럼 녹지 않고 곧장 연기가 될까요?Why does dry ice turn straight to smoke rather than melting like water?
드라이아이스는 고체 CO₂ 입니다. 그런데 책상 위에 두면 물웅덩이를 남기지 않고 흰 연기처럼 사라집니다.
이것을 승화 (고체에서 곧장 기체로) 라고 합니다. 비밀은 CO₂ 의 삼중점이 약 5.2기압이라는 데 있습니다.
우리가 사는 1기압은 이 삼중점보다 압력이 낮기 때문에, CO₂ 에게는 애초에 액체로 머무를 자리가 없습니다.
온도를 올리면 고체 영역에서 곧바로 기체 영역으로 건너뛰는 것입니다. 반대로 물의 삼중점은 0.006기압으로 아주
낮아서, 1기압인 일상에서 얼음이 녹아 물이 되는 익숙한 풍경을 볼 수 있습니다.
Dry ice is solid CO₂. Left on a desk, it vanishes without leaving a puddle, turning directly into white vapour. This is called sublimation (solid directly to gas). The secret lies in CO₂'s triple point pressure of about 5.2 atm. Everyday air pressure of 1 atm is below that triple point, so there is simply no region in the CO₂ phase diagram where liquid can exist. Raising the temperature sends solid CO₂ straight across into the gas region. Water, by contrast, has a triple point at just 0.006 atm — far below 1 atm — so in everyday life we see the familiar sequence: ice melts to water.
상 (phase) 과 자유도Phase and degrees of freedom Gibbs phase rule
한 물질에서 변수 (T, P) 2 개, 단상 영역은 자유롭게, 두 상 평형은 곡선 위, 세 상은 한 점에서만.
Two variables (T, P) for one substance: single-phase regions are free areas, two-phase equilibria are curves, three-phase coexistence is a single point.
Intuition · 직관
물 한 컵을 100°C 로 가열하면 액체가 끓어 기체와 액체가 공존, 이때 온도가 고정됨 (1 atm 이면 정확히 100°C). 압력 P 만 자유 변수.
두 상 평형은 T 와 P 가 한 곡선으로 묶인 상태. 세 상 평형 (삼중점) 은 단 한 점에서만 가능.
Heating a cup of water to 100 °C produces coexisting liquid and steam; the temperature locks at exactly 100 °C (at 1 atm) — only pressure P remains free. Two-phase equilibrium ties T and P to a single curve. Three-phase equilibrium (triple point) is possible at only one specific point.
Principle · Gibbs phase rule
$F = C - P + 2$ (F = 자유도, C = 성분 수, P = 상 수)(F = degrees of freedom, C = number of components, P = number of phases)
1성분계 (C = 1):
1-component system (C = 1):
- 단상 (P = 1): F = 2 → T 와 P 둘 다 자유 → 2 D 영역
- 2상 평형 (P = 2): F = 1 → T 와 P 가 1 관계로 묶임 → 1 D 곡선
- 3상 평형 (P = 3): F = 0 → 단 한 점 = 삼중점
- Single phase (P = 1): F = 2 → both T and P free → 2-D region
- Two-phase (P = 2): F = 1 → T and P linked by one relation → 1-D curve
- Three-phase (P = 3): F = 0 → single fixed point = triple point
Sources · 출처
PAPER J. W. Gibbs (1876) On the Equilibrium of Heterogeneous Substances
TXT Atkins · Physical Chemistry 11e Ch.4
TXT Porter & Easterling · Phase Transformations 3e Ch.1
상경계선Phase boundary lines Clausius-Clapeyron
두 상이 공존하는 (T, P) 관계, 잠열 / ΔV 가 곡선의 기울기.
The (T, P) relation where two phases coexist — latent heat divided by ΔV sets the slope.
Intuition · 직관
높은 산에서 물이 100°C 이하에서 끓는 이유, 압력이 낮으면 끓는 점도 낮습니다. T-P 곡선의 기울기를 결정하는 식이 Clausius-Clapeyron.
경험적으로: 압력 1/2 로 낮추면 끓는점 약 10°C 낮아짐.
At high altitude water boils below 100 °C because lower pressure lowers the boiling point. The equation determining that T-P curve slope is the Clausius-Clapeyron relation. As a rough guide: halving the pressure drops the boiling point by about 10 °C.
Principle · 식equation
$\dfrac{dP}{dT} = \dfrac{\Delta S}{\Delta V} = \dfrac{L}{T\Delta V}$ (L = 잠열, ΔV = 두 상의 부피 차)(L = latent heat, ΔV = volume difference between the two phases)
액-기 경계 (기체 부피 ≫ 액체): $\dfrac{dP}{dT} \approx \dfrac{LP}{RT^2}$ → 적분하면 Clausius-Clapeyron 식:
Liquid-gas boundary (gas volume ≫ liquid): $\dfrac{dP}{dT} \approx \dfrac{LP}{RT^2}$ → integrating gives the Clausius-Clapeyron equation:
ln(P₂/P₁) = -(L/R)(1/T₂ − 1/T₁)
이 식으로 끓는점이 압력에 따라 어떻게 변하는지 정확히 계산.
This equation lets you calculate exactly how the boiling point shifts with pressure.
Sources · 출처
TXT Atkins PC 11e Ch.4.2 TXT Callen · Thermodynamics 2e Ch.9
삼중점 & 임계점Triple point & critical point Triple & critical
세 상이 동시 공존하는 한 점 (삼중점); 액-기 구분이 사라지는 한 점 (임계점).
The single point where three phases coexist simultaneously (triple point); the point beyond which liquid and gas are indistinguishable (critical point).
Examples · 주요 물질key substances
| 물질Substance | 삼중점 (T·P)Triple point (T·P) | 임계점 (T·P)Critical point (T·P) | 특이성Distinctive feature |
|---|
| H₂O | 273.16 K · 611 Pa | 647 K · 22.06 MPa | 고체-액체 음의 기울기 | Negative solid-liquid slope |
| CO₂ | 216.6 K · 518 kPa | 304 K · 7.38 MPa | 1 atm 에서 액체 없음 (드라이 아이스) | No liquid at 1 atm (dry ice) |
| He | 없음 (λ-line 별도) | None (λ-line instead) | 5.2 K · 0.23 MPa | 초유체 | Superfluid |
| Fe | α/γ/δ 다형 다수 | Multiple α/γ/δ polymorphs | , | 고체 다형 (α-BCC↔γ-FCC) 변태 중요 | Solid allotropy (α-BCC↔γ-FCC) critical |
물의 삼중점 (273.16 K) 은 한 때 켈빈 온도의 정의 기준 (현재는 Boltzmann 상수로 재정의, 2019 SI 개정).
The triple point of water (273.16 K) was once the definition of the kelvin; it was redefined via the Boltzmann constant in the 2019 SI revision.
Principle · 임계점 너머beyond the critical point
임계점 (critical point) 이상에서는 액체와 기체가 구분되지 않음, 초임계 유체 (supercritical fluid). 한국 산업: 초임계 CO₂ 가 카페인 추출, 합성섬유 염색 등에 사용 (T > 304 K, P > 7.4 MPa).
Beyond the critical point, liquid and gas are indistinguishable: supercritical fluid. In industry, supercritical CO₂ (T > 304 K, P > 7.4 MPa) is used for caffeine extraction and synthetic-fibre dyeing, among other applications.
Sources · 출처
DB NIST WebBook (Thermo data) TXT Callister 10e Ch.10.4 TXT Smith·Van Ness · Chemical Engineering Thermodynamics 8e
물의 이상함Water's anomaly Water's negative slope
물만, 고체-액체 경계선이 왼쪽으로 기울어짐. 압력 ↑ → 얼음 녹음.
Water alone has a solid-liquid boundary that slopes leftward. Higher pressure melts ice.
Intuition · 직관
거의 모든 물질: 고체가 액체보다 밀도 커 (=부피 작음). 압력을 더 가하면 부피가 작은 쪽이 유리 → 고체화.
하지만 물은 반대, 얼음이 물보다 부피가 큼 (그래서 얼음이 물에 뜸).
압력 ↑ → 부피 작은 액체가 유리 → 얼음이 녹음. 이 때문에 스케이트 날 압력으로 얼음이 살짝 녹아 미끄러진다는 통설 (사실은 더 복잡하지만 큰 그림은 맞음).
For almost every substance the solid is denser than the liquid (smaller volume), so increasing pressure favours the solid phase. Water is the exception: ice is less dense than liquid water (which is why ice floats). Increasing pressure therefore favours the smaller-volume liquid, melting the ice. This underpins the popular claim that a skate blade's pressure melts the ice (the full picture is more complex, but the direction is correct).
Principle · Clausius-Clapeyron 로 해석interpreted via Clausius-Clapeyron
고체-액체 경계:Solid-liquid boundary: $dP/dT = L_{fusion}/(T\Delta V_{fusion})$
물의 경우 $\Delta V_{fusion} = V_{liquid} - V_{solid} < 0$ (얼음이 부피 더 큼) → $dP/dT < 0$ → 음의 기울기.
For water, $\Delta V_{fusion} = V_{liquid} - V_{solid} < 0$ (ice has greater volume) → $dP/dT < 0$ → negative slope.
이 음의 기울기는 우주에서 매우 희귀, 물 외에 Bi, Si, Ge, Ga 정도. 모두 결합 구조의 특수성 때문 (물 = 수소결합, Si/Ge = 다이아몬드 구조 → 빈 공간).
This negative slope is extremely rare in nature: apart from water, only Bi, Si, Ge, and Ga show it. All share special bonding structures that leave open space in the solid (water = hydrogen bonding; Si/Ge = diamond cubic with voids).
Sources · 출처
TXT Atkins PC 11e Ch.4.4 (water anomaly)
DB NIST/IAPWS Formulation for Water
OCW MIT 5.60 Lec.13-14
① 상태도는 (T, P) 평면을 영역으로 나눈 지도입니다
가로축에 온도, 세로축에 압력을 두면 평면이 고체, 액체, 기체 영역으로 깔끔하게 나뉩니다. 한 물질을 골라 온도와
압력을 정하면 그 점이 어느 영역에 떨어지는지로 상태가 바로 결정됩니다. 영역 안쪽 (단일 상) 에서는 온도와 압력을
둘 다 조금씩 바꿔도 상태가 유지되지만, 영역의 경계선에 다가가는 순간 물질은 다른 상태로 변하기 시작합니다.
① A phase diagram is a map dividing the (T, P) plane into regions
With temperature on the horizontal axis and pressure on the vertical axis, the plane splits neatly into solid, liquid, and gas regions. Choose a substance, fix a temperature and pressure, and the region that point falls in immediately tells you the phase. Inside a region (single phase) you can nudge both T and P a little without changing the phase, but as soon as the point approaches a boundary, the substance begins to transform.
② 경계선은 두 상이 공존하는 평형선입니다
고체와 액체를 가르는 선 (융해 곡선), 액체와 기체를 가르는 선 (증발 곡선), 고체와 기체를 가르는 선 (승화 곡선)
이렇게 세 종류가 있습니다. 이 선 위에서는 두 상태가 동시에 존재하며 평형을 이룹니다. 선의 기울기는
클라우지우스-클라페롱 (Clausius-Clapeyron) 관계가 정해 주는데, 잠열이 클수록 그리고 두 상의 부피 차이가 작을수록
선이 가팔라집니다. 산 위에서 물이 더 낮은 온도에 끓는 이유가 바로 이 증발 곡선의 기울기 때문입니다.
② Boundary lines are equilibrium lines where two phases coexist
There are three types: the melting curve (solid-liquid), the vapour curve (liquid-gas), and the sublimation curve (solid-gas). On each line, both phases coexist in equilibrium. The slope of each line is set by the Clausius-Clapeyron relation: a larger latent heat or a smaller volume difference between phases makes the line steeper. The reason water boils at a lower temperature on a mountain is precisely the slope of the vapour curve.
③ 삼중점과 임계점은 지도의 두 랜드마크입니다
세 경계선이 한자리에서 만나는 점이 삼중점이고, 여기서는 고체와 액체와 기체가 동시에 공존합니다. 한편 증발 곡선을
따라 온도와 압력을 계속 올리면 어느 순간 액체와 기체의 구분 자체가 사라지는 임계점에 도달합니다. 그 너머는
초임계 유체라 불리며, 기체처럼 잘 퍼지면서도 액체처럼 물질을 잘 녹이는 독특한 성질을 보입니다.
③ The triple point and critical point are the two landmarks on the map
Where the three boundary lines meet is the triple point: here solid, liquid, and gas coexist simultaneously. Following the vapour curve to ever higher temperatures and pressures, there comes a point where the distinction between liquid and gas vanishes entirely — the critical point. Beyond it lies the supercritical fluid, which spreads like a gas yet dissolves substances like a liquid.
핵심 온도와 압력 두 숫자만 정하면 물질의 상태가 결정됩니다.
상태도는 그 답을 그림 한 장으로 보여 주는 지도이고, 영역과 경계선과 특이점 (삼중점, 임계점) 의 위치는 모두
깁스 자유에너지가 가장 낮은 상태를 따라 자연이 스스로 정한 결과입니다.
Key takeaway Fix two numbers — temperature and pressure — and the state of a substance is determined. The phase diagram is the map that shows those answers in a single figure; the positions of every region, boundary, and landmark (triple point, critical point) are all set by nature minimising Gibbs free energy.
쉽게 말하면In plain terms
상태도는 물질의 "기분 지도" 같은 것입니다. 가로축은 얼마나 뜨거운지, 세로축은 얼마나 눌리는지를 나타내고,
지도 위 어느 자리에 서 있느냐에 따라 물질의 기분이 단단한 고체, 흐르는 액체, 자유로운 기체로 바뀝니다.
경계선은 두 기분 사이에서 갈팡질팡하는 자리이고, 삼중점은 세 기분이 한꺼번에 겹치는 아주 특별한 한 점입니다.
A phase diagram is like a "mood map" of a substance. The horizontal axis shows how hot it is and the vertical axis
how hard it is squeezed, and depending on where you stand on the map the substance's mood shifts between a firm solid,
a flowing liquid, and a free gas. The boundary lines are where it wavers between two moods, and the triple point is
the very special single spot where all three moods overlap at once.
학술 · 수식으로 다지기Academic · Grounding in the mathematics
깁스 상률의 유도
$C$ 개 성분과 $P$ 개 상으로 이루어진 평형계를 생각합니다. 각 상의 조성을 정하는 변수는 상마다 $C-1$ 개이고
여기에 온도와 압력 2개를 더하면 총 변수는 $P(C-1)+2$ 개입니다. 한편 평형 조건은 각 성분의 화학퍼텐셜이 모든
상에서 같아야 하므로 $C(P-1)$ 개의 제약을 줍니다. 자유도는 변수에서 제약을 뺀 값이므로
$F = [P(C-1)+2] - C(P-1) = C - P + 2$ 가 됩니다. 이것이 1성분계 ($C=1$) 에서 단일 상은 면, 2상 공존은 선,
3상 공존(삼중점)은 점이 되는 이유입니다.
Deriving the Gibbs phase rule
Consider an equilibrium system of $C$ components and $P$ phases. The composition of each phase requires $C-1$
variables, and adding temperature and pressure (2 more) gives $P(C-1)+2$ total variables. Equilibrium requires
the chemical potential of each component to be equal across all phases, imposing $C(P-1)$ constraints. The degrees
of freedom equals variables minus constraints, so
$F = [P(C-1)+2] - C(P-1) = C - P + 2$. This is why, in a 1-component system ($C=1$), a single phase is an area,
two-phase coexistence is a line, and three-phase coexistence (the triple point) is a point.
클라우지우스-클라페롱 관계
두 상이 평형을 이루는 경계선에서는 두 상의 깁스 자유에너지가 같아야 하므로, 경계선의 기울기는
$\dfrac{dP}{dT} = \dfrac{\Delta S}{\Delta V} = \dfrac{L}{T\,\Delta V}$ 로 주어집니다 (L은 잠열, ΔV는 두 상의
몰부피 차). 액-기 경계에서 기체 부피가 액체보다 훨씬 크다고 근사하고 이상기체를 가정하면
$\dfrac{d\ln P}{dT} \approx \dfrac{L}{RT^{2}}$ 가 되어, 적분하면
$\ln\!\dfrac{P_2}{P_1} = -\dfrac{L}{R}\!\left(\dfrac{1}{T_2}-\dfrac{1}{T_1}\right)$ 라는 익숙한 형태가 됩니다.
The Clausius-Clapeyron relation
Along a boundary line where two phases are in equilibrium, the Gibbs free energies of the two phases must be equal,
so the slope of the boundary is given by
$\dfrac{dP}{dT} = \dfrac{\Delta S}{\Delta V} = \dfrac{L}{T\,\Delta V}$ (L is the latent heat, ΔV the difference in
molar volume between the two phases). Along the liquid-gas boundary, approximating the gas volume as far larger than
the liquid and assuming an ideal gas gives
$\dfrac{d\ln P}{dT} \approx \dfrac{L}{RT^{2}}$, which integrates to the familiar form
$\ln\!\dfrac{P_2}{P_1} = -\dfrac{L}{R}\!\left(\dfrac{1}{T_2}-\dfrac{1}{T_1}\right)$.
물의 음의 기울기
거의 모든 물질은 고체가 액체보다 밀도가 커서 $\Delta V_{fus} = V_{liq} - V_{sol} > 0$ 이고, 따라서 융해 곡선의
기울기 $dP/dT$ 가 양수입니다. 그러나 물은 수소 결합 때문에 얼음이 물보다 부피가 커서 $\Delta V_{fus} < 0$ 이
되고, 결과적으로 융해 곡선이 왼쪽으로 기울어집니다. 압력을 높이면 부피가 작은 액체 쪽이 유리해져 얼음이 녹는
것입니다. 이런 음의 기울기는 비스무트(Bi), 규소(Si), 게르마늄(Ge) 등 결합 구조에 빈 공간이 많은 물질에서만
드물게 나타납니다.
Water's negative slope
For almost every substance the solid is denser than the liquid, so $\Delta V_{fus} = V_{liq} - V_{sol} > 0$ and the
slope of the melting curve $dP/dT$ is positive. Water, however, is held open by hydrogen bonding, so ice has a
greater volume than liquid water and $\Delta V_{fus} < 0$, tilting the melting curve to the left. Increasing the
pressure favours the smaller-volume liquid, and the ice melts. Such a negative slope is rare, appearing only in
substances whose bonding structures leave open space, such as bismuth (Bi), silicon (Si), and germanium (Ge).
출처 J. W. Gibbs (1876) On the Equilibrium of Heterogeneous
Substances · Atkins, Physical Chemistry 11e Ch.4 · Callen, Thermodynamics 2e Ch.9 ·
NIST/IAPWS Formulation for Water.
Sources J. W. Gibbs (1876) On the Equilibrium of Heterogeneous
Substances · Atkins, Physical Chemistry 11e Ch.4 · Callen, Thermodynamics 2e Ch.9 ·
NIST/IAPWS Formulation for Water.
실제 세계의 응용
Real-world applications
식품 · 동결건조Food · Freeze-drying
freeze-drying
커피, 라면 건더기, 우주식량은 얼린 뒤 진공으로 압력을 낮춰 삼중점 아래에서 얼음을 곧장 기체로
승화시켜 말립니다. 열을 거의 쓰지 않아 맛과 영양, 모양이 거의 그대로 보존됩니다.
Coffee, instant noodle toppings, and space food are frozen, then placed under vacuum to drop pressure below the triple point. Ice sublimes directly to gas, drying the food without heat. Flavour, nutrients, and shape are largely preserved.
산업 용매 · 초임계 CO₂Industrial solvent · Supercritical CO₂
카페인 추출과 친환경 세척
Caffeine extraction and green cleaning
CO₂ 의 임계점은 약 31도, 7.4MPa 로 비교적 낮아 다루기 쉽습니다. 임계점 너머의 초임계 CO₂ 는
디카페인 커피의 카페인을 뽑아내고, 유독한 유기 용매를 대체하는 친환경 세척제로 쓰입니다.
CO₂'s critical point is relatively accessible (about 31 °C, 7.4 MPa). Supercritical CO₂ beyond that point extracts caffeine for decaffeinated coffee and replaces toxic organic solvents as an environmentally friendly cleaning agent.
발전 · 초임계 보일러Power generation · Supercritical boilers
초초임계 화력발전
Ultra-supercritical power generation
현대의 고효율 화력발전소는 물을 임계점 (647K, 22MPa) 너머의 초임계 상태로 끓입니다. 액체와
기체의 경계가 없어 효율이 높아지고, 같은 연료로 더 많은 전기를 만듭니다 (예시: 일반적인 초초임계 발전 방식).
Modern high-efficiency power plants heat water beyond the critical point (647 K, 22 MPa) into the supercritical state. With no liquid-gas boundary, efficiency rises and the same fuel generates more electricity (example: typical ultra-supercritical plant design).
조리 · 압력밥솥Cooking · Pressure cooker
고압에서 빠르게 익히기
Cooking faster under high pressure
밀폐된 솥 안에서 압력을 1기압 위로 올리면 물의 끓는점이 120도 가까이 올라갑니다. 더 뜨거운
물로 조리되니 밥이나 고기가 훨씬 빨리 익습니다. 증발 곡선을 위로 따라 올라가는 셈입니다.
In a sealed pressure cooker the pressure rises above 1 atm, pushing water's boiling point close to 120 °C. Hotter water cooks rice and meat much faster. This is simply moving up the vapour curve.
기상 · 구름과 눈Weather · Clouds and snow
대기 중 물의 상변화
Phase changes in the atmosphere
하늘 높이 올라갈수록 기압이 낮아지고, 수증기는 응결해 구름이 되거나 곧장 얼어 눈 결정을 만듭니다.
날씨는 결국 물이 상태도 위를 끊임없이 옮겨 다니는 거대한 쇼입니다.
As altitude increases, pressure drops and water vapour either condenses into cloud droplets or freezes directly into snow crystals. Weather is ultimately a grand spectacle of water traversing its phase diagram endlessly.
측정 표준 · 삼중점Metrology standard · Triple point
온도의 기준점
A reference point for temperature
물의 삼중점 (273.16K) 은 온도와 압력이 완벽히 고정되어 재현성이 뛰어나서, 한때 켈빈 온도의
정의 기준이었습니다 (2019년 SI 개정으로 볼츠만 상수 기반으로 재정의).
The triple point of water (273.16 K) fixes temperature and pressure simultaneously to a perfectly reproducible state, and was once the definition of the kelvin. It was redefined in terms of the Boltzmann constant in the 2019 SI revision.
정리
한 물질의 상태는 온도와 압력이라는 단 두 숫자로 정해지고, 그 답 전체가 상태도 한 장에 담깁니다. 영역은 단일 상,
경계선은 두 상의 공존, 삼중점은 세 상의 공존, 임계점은 액체와 기체의 경계가 사라지는 자리입니다. 물이 다른
물질과 반대로 기울어진 융해 곡선을 갖는 까닭, 드라이아이스가 녹지 않고 승화하는 까닭, 산에서 라면이 설익는
까닭이 모두 이 한 그림에서 자연스럽게 설명됩니다. 다음 레슨부터는 성분이 둘인 합금의 상태도로 넘어가, 강철과
같은 실제 재료가 어떻게 만들어지는지를 보게 됩니다.
Summary
The state of a pure substance is determined by just two numbers — temperature and pressure — and the complete answer is captured in a single phase diagram. Regions represent single phases, boundary lines represent two-phase coexistence, the triple point is three-phase coexistence, and the critical point is where the liquid-gas distinction vanishes. Why water's melting curve slopes opposite to all other substances, why dry ice sublimes instead of melting, and why noodles come out undercooked on a mountain — all of these follow naturally from that one figure. From the next lesson we move to binary alloy phase diagrams and see how real materials such as steel are designed.
CHECK 스스로 확인하기Self-check
1. 1성분계에서 고체, 액체, 기체가 동시에 존재하는 곳은 선일까요 점일까요? 왜일까요?
→ 점입니다. 깁스 상률 $F = C - P + 2$ 에서 $C=1$, $P=3$ 이면 $F=0$ 이라 온도와 압력이 단 하나의 값으로 못박히기 때문입니다 (삼중점).
2. 1기압에서 드라이아이스가 액체를 거치지 않고 바로 기체가 되는 이유는?
→ CO₂ 의 삼중점이 약 5.2기압이라, 1기압은 그보다 낮아 액체 영역이 존재하지 않기 때문입니다. 그래서 고체에서 곧장 기체로 승화합니다.
3. 압력을 세게 가하면 대부분의 물질은 고체가 되려 하는데, 물은 왜 오히려 얼음이 녹을까요?
→ 얼음이 물보다 부피가 커서 ($\Delta V_{fus} < 0$) 융해 곡선의 기울기가 음수이기 때문입니다. 압력을 높이면 부피가 작은 액체가 유리해집니다.
1. In a 1-component system, is the region where solid, liquid, and gas coexist a line or a point? Why?
→ A point. The Gibbs phase rule $F = C - P + 2$ with $C=1$ and $P=3$ gives $F=0$, pinning temperature and pressure to a single fixed value (triple point).
2. Why does dry ice at 1 atm turn straight to gas without becoming liquid?
→ CO₂'s triple point is at about 5.2 atm, so 1 atm lies below it and there is no liquid region. Solid CO₂ therefore sublimes directly to gas.
3. Applying pressure to most substances makes them solidify, but pressure melts ice. Why?
→ Ice has a larger volume than liquid water ($\Delta V_{fus} < 0$), making the slope of the melting curve negative. Higher pressure favours the smaller-volume liquid phase.