11.10: Phasenübergänge: Schmelzen und Gefrieren

Das Erhitzen eines kristallinen Festkörpers erhöht die durchschnittliche Energie seiner Atome, Moleküle oder Ionen, und der Festkörper wird heißer. Irgendwann wird die hinzugefügte Energie groß genug, um die Kräfte, die die Moleküle oder Ionen des Festkörpers in ihren festen Positionen halten, teilweise zu überwinden, und der Feststoff beginnt den Prozess des Übergangs in den flüssigen Zustand oder des Schmelzens. Zu diesem Zeitpunkt hört die Temperatur des Feststoffs trotz des kontinuierlichen Wärmeeintrags auf zu steigen und bleibt konstant, bis der gesamte Feststoff geschmolzen ist. Erst nachdem der gesamte Feststoff geschmolzen ist, erhöht das anhaltende Erhitzen die Temperatur der Flüssigkeit.

Wenn die Erwärmung während des Schmelzens gestoppt wird und das Fest-Flüssig-Gemisch in einen perfekt isolierten Behälter gegeben wird, so dass keine Wärme ein- oder entweichen kann, bleiben die feste und die flüssige Phase im Gleichgewicht. Das ist fast schon die Situation mit einer Mischung aus Eis und Wasser in einer sehr guten Thermosflasche; Es gelangt fast keine Wärme hinein oder heraus, und das Gemisch aus festem Eis und flüssigem Wasser bleibt stundenlang erhalten. In einem Gemisch aus Fest und Flüssigkeit im Gleichgewicht laufen die wechselseitigen Prozesse des Schmelzens und Gefrierens gleich schnell ab, und die Mengen an Fest und Flüssigkeit bleiben daher konstant. Die Temperatur, bei der sich die feste und die flüssige Phase eines Stoffes im Gleichgewicht befinden, wird als Schmelzpunkt des Feststoffs oder Gefrierpunkt der Flüssigkeit bezeichnet.

Die Verwendung des einen oder anderen Begriffs wird normalerweise durch die Richtung des betrachteten Phasenübergangs bestimmt, z. B. von fest zu flüssig (schmelzend) oder von flüssig zu fest (Gefrieren). Die Schmelzenthalpie und der Schmelzpunkt eines kristallinen Festkörpers hängen von der Stärke der Anziehungskräfte zwischen den im Kristall vorhandenen Einheiten ab. Moleküle mit schwachen Anziehungskräften bilden Kristalle mit niedrigen Schmelzpunkten. Kristalle, die aus Partikeln mit stärkeren Anziehungskräften bestehen, schmelzen bei höheren Temperaturen.

Die Wärmemenge, die erforderlich ist, um ein Mol einer Substanz vom festen in den flüssigen Zustand zu überführen, ist die Schmelzenthalpie, ΔH_fus der Substanz. Die Schmelzenthalpie von Eis beträgt 6,0 kJ/mol bei 0 °C. Die Fusion (Schmelzen) ist endotherm.

Der reziproke Prozess, das Einfrieren, ist ein exothermer Prozess, dessen Enthalpieänderung bei 0 °C -6,0 kJ/mol beträgt:

Dieser Text wurde übernommen von Openstax, Chemie 2e, Abschnitt 10.3: Phasenübergänge.