Substanzen können ihre Phase ändern – oft aufgrund einer Temperaturänderung. Bei niedrigen Temperaturen sind die meisten Substanzen fest; Mit zunehmender Temperatur werden sie flüssig; noch bei höheren Temperaturen werden sie gasförmig.

Der Prozess, bei dem ein Feststoff zu einer Flüssigkeit wird, wird Schmelzen genannt (ein älterer Begriff, den Sie manchmal sehen können, ist Fusion). Der entgegengesetzte Prozess, eine Flüssigkeit, die zu einem Feststoff wird, wird als Verfestigung bezeichnet. Für jede reine Substanz ist die Temperatur, bei der das Schmelzen auftritt — bekannt als Schmelzpunkt — eine Eigenschaft dieser Substanz. Es erfordert Energie, damit ein Feststoff zu einer Flüssigkeit schmilzt. Jede reine Substanz hat eine bestimmte Energiemenge, die sie benötigt, um von einem Feststoff in eine Flüssigkeit überzugehen. Diese Menge wird als Fusionsenthalpie (oder Fusionswärme) der Substanz bezeichnet, dargestellt als ΔHfus. Einige ΔHfus-Werte sind in Tabelle 10.2 „Schmelzenthalpien für verschiedene Substanzen“ aufgeführt; es wird angenommen, dass diese Werte für den Schmelzpunkt der Substanz gelten. Beachten Sie, dass die Einheit von ΔHfus Kilojoule pro Mol ist, daher müssen wir die Materialmenge kennen, um zu wissen, wie viel Energie beteiligt ist. Der ΔHfus wird immer als positive Zahl tabelliert. Es kann jedoch sowohl für den Schmelz- als auch für den Erstarrungsprozess verwendet werden, solange Sie bedenken, dass das Schmelzen immer endotherm ist (ΔH ist also positiv), während das Erstarren immer exotherm ist (ΔH ist also negativ).

Tabelle 10.2 Schmelzenthalpien für verschiedene Stoffe

Substanz (Schmelzpunkt)	ΔHfus (kJ/mol)
Wasser (0°C)	6.01
Aluminium (660°C)	10.7
Benzol (5,5°C)	9.95
Ethanol (-114,3°C)	5.02
Quecksilber (-38,8 °C)	2.29

Während des Schmelzens geht Energie ausschließlich dazu über, die Phase einer Substanz zu verändern; es geht nicht darum, die Temperatur einer Substanz zu verändern. Daher ist das Schmelzen ein isothermer Prozess, da eine Substanz bei derselben Temperatur bleibt. Erst wenn eine Substanz vollständig geschmolzen ist, fließt zusätzliche Energie in die Temperaturänderung.

Was passiert, wenn ein Feststoff zu einer Flüssigkeit wird? In einem Feststoff bleiben einzelne Partikel an Ort und Stelle, weil die intermolekularen Kräfte nicht durch die Energie der Partikel überwunden werden können. Wenn mehr Energie zugeführt wird (z. durch Erhöhung der Temperatur), kommt es zu einem Punkt, an dem die Teilchen genug Energie haben, um sich zu bewegen, aber nicht genug Energie, um sich zu trennen. Dies ist die flüssige Phase: Partikel sind immer noch in Kontakt, können sich aber umeinander bewegen. Dies erklärt, warum Flüssigkeiten die Form ihrer Behälter annehmen können: Die Partikel bewegen sich und füllen unter dem Einfluss der Schwerkraft das geringstmögliche Volumen (es sei denn, die Flüssigkeit befindet sich in einer Schwerelosigkeitsumgebung – siehe Abbildung 10.16 „Flüssigkeiten und Schwerkraft“).

Die Phasenänderung zwischen einer Flüssigkeit und einem Gas hat einige Ähnlichkeiten mit der Phasenänderung zwischen einem Feststoff und einer Flüssigkeit. Bei einer bestimmten Temperatur haben die Partikel in einer Flüssigkeit genug Energie, um ein Gas zu werden. Der Prozess, bei dem eine Flüssigkeit zu einem Gas wird, wird als Kochen (oder Verdampfen) bezeichnet, während der Prozess, bei dem ein Gas zu einer Flüssigkeit wird, als Kondensation bezeichnet wird. Im Gegensatz zum Fest / Flüssig-Umwandlungsprozess wird der Flüssig / Gas-Umwandlungsprozess jedoch merklich durch den Umgebungsdruck auf die Flüssigkeit beeinflusst, da Gase stark vom Druck beeinflusst werden. Dies bedeutet, dass sich die Temperatur, bei der eine Flüssigkeit zu einem Gas wird, der Siedepunkt, mit dem Umgebungsdruck ändern kann. Daher definieren wir den normalen Siedepunkt als die Temperatur, bei der sich eine Flüssigkeit in ein Gas verwandelt, wenn der Umgebungsdruck genau 1 atm oder 760 torr beträgt. Sofern nicht anders angegeben, wird angenommen, dass ein Siedepunkt für 1 atm Druck gilt.

Wie der Fest/Flüssig-Phasenwechsel beinhaltet auch der Flüssig/Gas-Phasenwechsel Energie. Die Energiemenge, die benötigt wird, um eine Flüssigkeit in ein Gas umzuwandeln, wird als Verdampfungsenthalpie (oder Verdampfungswärme) bezeichnet, dargestellt als ΔHvap. Einige ΔHvap-Werte sind in Tabelle 10.3 „Verdampfungsenthalpien für verschiedene Substanzen“ aufgeführt; es wird angenommen, dass diese Werte für die normale Siedetemperatur der Substanz gelten, die ebenfalls in der Tabelle angegeben ist. Die Einheit für ΔHvap ist ebenfalls Kilojoule pro Mol, daher müssen wir die Materialmenge kennen, um zu wissen, wie viel Energie beteiligt ist. Das ΔHvap wird auch immer als positive Zahl tabelliert. Es kann sowohl für den Siede- als auch für den Kondensationsprozess verwendet werden, solange Sie bedenken, dass das Sieden immer endotherm ist (ΔH ist also positiv), während die Kondensation immer exotherm ist (ΔH ist also negativ).

Tabelle 10.3 Verdampfungsenthalpien für verschiedene Substanzen

Substanz (normaler Siedepunkt)	ΔHvap (kJ/mol)
Wasser (100°C)	40.68
Brom (59,5°C)	15.4
Benzol (80,1°C)	30.8
Ethanol (78,3 °C)	38.6
Quecksilber (357°C)	59.23

Wie beim Schmelzen geht die Energie beim Kochen ausschließlich dazu, die Phase einer Substanz zu verändern; es geht nicht darum, die Temperatur einer Substanz zu verändern. Kochen ist also auch ein isothermer Prozess. Erst wenn die gesamte Substanz gekocht hat, fließt zusätzliche Energie in die Temperaturänderung.

Was passiert, wenn eine Flüssigkeit zu einem Gas wird? Wir haben bereits festgestellt, dass eine Flüssigkeit aus Partikeln besteht, die miteinander in Kontakt stehen. Wenn eine Flüssigkeit zu einem Gas wird, trennen sich die Teilchen voneinander, wobei jedes Teilchen seinen eigenen Weg im Raum geht. So neigen Gase dazu, ihre Behälter zu füllen. Tatsächlich ist in der Gasphase der größte Teil des Volumens leerer Raum; Nur etwa ein Tausendstel des Volumens wird tatsächlich von Materie eingenommen (siehe Abbildung 10.17 „Flüssigkeiten und Gase“). Es ist diese Eigenschaft von Gasen, die erklärt, warum sie komprimiert werden können, eine Tatsache, die in Kapitel 6 „Gase“ betrachtet wird.

Unter bestimmten Umständen kann die feste Phase direkt in die Gasphase übergehen, ohne eine flüssige Phase zu durchlaufen, und ein Gas kann direkt zu einem Feststoff werden. Der Wechsel von Feststoff zu Gas wird als Sublimation bezeichnet, während der umgekehrte Prozess als Abscheidung bezeichnet wird. Sublimation ist isotherm, wie die anderen Phasenänderungen. Es gibt eine messbare Energieänderung während der Sublimation; Diese Energieänderung wird als Sublimationsenthalpie bezeichnet, dargestellt als ΔHsub. Die Beziehung zwischen dem ΔHsub und den anderen Enthalpieänderungen ist wie folgt:

ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap

Daher wird ΔHsub nicht immer tabelliert, da es einfach aus ΔHfus und ΔHvap berechnet werden kann.

Es gibt mehrere gängige Beispiele für Sublimation. Ein bekanntes Produkt — Trockeneis – ist eigentlich festes CO2. Trockeneis ist trocken, weil es sublimiert, wobei der Feststoff die flüssige Phase umgeht und direkt in die Gasphase übergeht. Die Sublimation erfolgt bei einer Temperatur von -77 ° C und muss daher mit Vorsicht gehandhabt werden. Wenn Sie jemals bemerkt haben, dass Eiswürfel in einem Gefrierschrank mit der Zeit kleiner werden, liegt dies daran, dass das feste Wasser sehr langsam sublimiert. „Gefrierbrand“ ist eigentlich keine Verbrennung; Es tritt auf, wenn bestimmte Lebensmittel, wie Fleisch, aufgrund der Sublimation langsam festen Wassergehalt verlieren. Das Essen ist immer noch gut, sieht aber unappetitlich aus. Wenn Sie die Temperatur eines Gefrierschranks senken, wird die Sublimation von festem Wasser verlangsamt.

Chemische Gleichungen können verwendet werden, um eine Phasenänderung darzustellen. In solchen Fällen ist es entscheidend, Phasenetiketten auf den Stoffen zu verwenden. Zum Beispiel lautet die chemische Gleichung für das Schmelzen von Eis zu flüssigem Wasser wie folgt:

H2O (s) → H2O (ℓ)

Es findet keine chemische Änderung statt; Es findet jedoch eine physikalische Änderung statt.

Heizkurven

Eine Darstellung der Temperatur über der zugeführten Wärmemenge wird als Heizkurve bezeichnet (siehe Abbildung 10.18). Diese werden üblicherweise verwendet, um die Beziehung zwischen Phasenänderungen und Enthalpie für eine bestimmte Substanz visuell darzustellen.

In Abbildung 10.18 gewinnt der Feststoff kinetische Energie und steigt folglich bei Wärmezufuhr an. Am Schmelzpunkt wird die hinzugefügte Wärme verwendet, um die attraktiven intermolekularen Kräfte des Feststoffs zu brechen, anstatt die kinetische Energie zu erhöhen, und daher bleibt die Temperatur konstant. Nachdem der gesamte Feststoff geschmolzen ist, erhöht die hinzugefügte Wärme die kinetische Energie (und Temperatur) der flüssigen Moleküle bis zum Siedepunkt. Am Siedepunkt wiederum wird die hinzugefügte Wärme verwendet, um die attraktiven intermolekularen Kräfte zu brechen, anstatt kinetische Energie zu liefern, und die Temperatur bleibt konstant, bis die gesamte Flüssigkeit in Gas umgewandelt wurde.

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