Kritisch punt - bij een systeem in thermodynamisch evenwicht is een punt, waarbij twee phasen continus in elkaar overgaan, doordat ze identiek aan elkaar worden. Wordt b.v. een zeker volume bij de temperatuur der omgeving gedeeltelijk met vloeistof gevuld, dan vormen zich twee phasen, een vloeistofphase en een dampphase. Neemt de temperatuur vervolgens toe, dan neemt de dichtheid der vloeistof af, die der damp toe. Wordt er door verandering van het volume voor gezorgd, dat er in de ruimte voortdurend een vloeistof- en een dampphase naast elkaar blijven bestaan, dan zal bij een zekere temperatuur de grens tusschen vloeistof en damp wegvallen, de dichtheden zijn dan gelijk geworden, de stof vormt slechts ééne phase.
Dit punt wordt het k. p. genoemd, terwijl de temperatuur, waarbij zulks geschiedt, de kritische temperatuur heet. De druk, die dan in het vat heerscht, heet de kritische druk, het volume van de eenheid van massa het kritische volume. Bezigt men een grammolecule als eenheid, dan spreekt men van het kritische moleculaire volume. De dichtheid der stof heet dan de kritische dichtheid. Boven de kritische temperatuur is-er niet meer van vloeistof of damp sprake, terwijl beneden deze temperatuur deze onderscheiding wel kan worden gemaakt. Uit de theorie van v. d. Waals kan tot het bestaan van een k. p. worden geconcludeerd. (Zie DAMP). Bij de kritische temperatuur doen zich verschillende eigenaardigheden voor. O. a. is de samendrukbaarheid der stof dan zeer groot, waardoor de spontane variaties der dichtheid van de stof groot worden, wat aanleiding geeft tot de kritische opalescentieverschijnselen.
Verder zijn spontane bewegingen van den meniscus waarneembaar met behulp van een microscoop. De kritische temperatuur is voor verschillende stoffen zeer verschillend, voor koolzuur bedraagt ze b.v. 31° C., voor water 365° C., voor waterstofgas—235° C., voor helium —268° C. De zeer lage kritische temperatuur dezer gassen is de reden, dat het zoo lang geduurd heeft, vóór ze tot vloeistof werden verdicht, want uit het bovenstaande volgt, dat een gas slechts beneden zijn kritische temperatuur in twee phasen naast elkaar kan bestaan, een vloeistofphase en een dampphase (zie VERDICHTING VAN GASSEN). — Behalve in het geval vloeistof-damp doet een k. p. zich theoretisch in elk geval voor, waarin twee phasen naast elkaar voorkomen. Een ander voorbeeld hebben we in het geval van twee vloeistoffen, die elkaar wederkeerig gedeeltelijk oplossen. In het algemeen verdeelt het systeem zich dan in twee phasen van verschillende concentratie. Bij verandering der temperatuur veranderen de concentraties, totdat ze in het k. p. aan elkaar gelijk worden en we dus slechts één phase hebbent Dit zal het geval zijn bij een bepaalde kritische temperatuur, die afhankelijk zal zijn van den druk.
Veelal zal de gelijkheid der phasen worden bereikt door de temperatuur te verhoogen (b.v. bij het systeem phenol-water), in sommige gevallen echter door verlaging van temperatuur. We hebben dan beneden een zekere temperatuur slechts één phase. Dit doet zich o. a. bij het systeem triaethylamine-water voor. In dit geval wordt het k. p. kritisch oplossingspunt genoemd, de concentratie in dit punt de kritische concentratie. Ook in dergelijke gevallen neemt men in de nabijheid van het k. p. opalescentieverschijnselen waar.
