Gibbs'sche Phasenregel

1878 von J. W. Gibbs aufgestelltes Gesetz, das für heterogene Gleichgewichte eine Beziehung herstellt zwischen der minimalen Anzahl K der voneinander unabhängigen chemischen Bestandteile, die zum Aufbau des Gleichgewichtssystems unbedingt erforderlich sind, der Anzahl P der Phasen und der Anzahl der thermodynamischen Freiheitsgrade F der Zustandsvariablen (Druck, Temperatur und Konzentration), die man unabhängig voneinander variieren kann, ohne dass eine der Phasen verschwindet:

P + F = K + 2.

Chemische Reaktionen werden dabei ausgeschlossen. Einstoffsystem ( K = 1): Bei Vorhandensein von nur einer Phase ( P = 1, entweder nur flüssige oder nur gasförmige Phase) können z. B. Druck und Temperatur beliebig geändert werden ( F = 2). Bei Vorhandensein von zwei Phasen ( P = 2, z. B. flüssige und dampfförmige Phase zugleich) kann nur noch eine Zustandsvariable frei gewählt werden, die andere entnimmt man der Dampfdruck-, der Sublimations- oder der Schmelzkurve. Sind alle drei Phasen (feste, flüssige und gasförmige Phase) im Gleichgewicht, gilt F = 0. Dieses Gleichgewicht kann nur in einem materialspezifischen Punkt herrschen, dem Tripelpunkt.

Entsprechendes gilt für ein Zweistoffsystem ( K = 2), z. B. eine wässerige Salzlösung. In diesem Fall gibt es einen Tripelpunkt und einen Quadrupelpunkt, in dem festes Salz, Eis, Lösung und Dampf im Gleichgewicht sind.