I hverdagen støder vi alle nu og da på fænomener, der ledsager stoffers overgangsprocesser fra en aggregeringstilstand til en anden. Og oftest er vi nødt til at observere sådanne fænomener på eksemplet med en af de mest almindelige kemiske forbindelser - velkendt og velkendt vand. Fra artiklen lærer du, hvordan omdannelsen af flydende vand til fast is sker - en proces kaldet vandkrystallisation - og hvilke egenskaber der karakteriserer denne overgang.
Hvad er en faseovergang?
Alle ved, at der i naturen er tre hovedaggregattilstande (faser) af stof: fast, flydende og gasformig. Ofte føjes en fjerde tilstand til dem - plasma (på grund af de funktioner, der adskiller det fra gasser). Men når man går fra gas til plasma, er der ingen karakteristisk skarp grænse, og dens egenskaber bestemmes ikke så megetforholdet mellem stofpartiklerne (molekyler og atomer), hvor meget tilstanden af selve atomerne.
Alle stoffer, der går fra en tilstand til en anden, ændrer under normale forhold pludselig deres egenskaber (med undtagelse af nogle superkritiske tilstande, men vi vil ikke berøre dem her). En sådan transformation er en faseovergang, eller rettere, en af dens varianter. Det forekommer ved en bestemt kombination af fysiske parametre (temperatur og tryk), kaldet faseovergangspunktet.
Omdannelsen af væske til gas er fordampning, det omvendte fænomen er kondensering. Overgangen af et stof fra en fast til en flydende tilstand er smeltning, men hvis processen går i den modsatte retning, så kaldes det krystallisation. Et fast legeme kan straks blive til en gas og omvendt - i disse tilfælde taler de om sublimering og desublimering.
Under krystallisation bliver vand til is og viser tydeligt, hvor meget dets fysiske egenskaber ændrer sig. Lad os dvæle ved nogle vigtige detaljer om dette fænomen.
Begrebet krystallisation
Når en væske størkner under afkøling, ændres arten af vekselvirkningen og arrangementet af stoffets partikler. Den kinetiske energi af den tilfældige termiske bevægelse af dets bestanddele aftager, og de begynder at danne stabile bindinger med hinanden. Når molekyler (eller atomer) opstiller sig på en regelmæssig, velordnet måde gennem disse bindinger, dannes krystalstrukturen af et fast stof.
Krystallisation dækker ikke samtidig hele volumen af den afkølede væske, men begynder med dannelsen af små krystaller. Disse er de såkaldte krystallisationscentre. De vokser i lag, trinvist, ved at tilføje flere og flere molekyler eller stofatomer langs det voksende lag.
Krystallisationsbetingelser
Krystallisation kræver afkøling af væsken til en bestemt temperatur (det er også smeltepunktet). Krystallisationstemperaturen for vand under normale forhold er således 0 °C.
For hvert stof er krystallisation karakteriseret ved mængden af latent varme. Dette er mængden af energi, der frigives under denne proces (og i det modsatte tilfælde henholdsvis den absorberede energi). Den specifikke varme ved krystallisation af vand er den latente varme, der frigives af et kilogram vand ved 0 °C. Af alle stoffer i nærheden af vand er det et af de højeste og er omkring 330 kJ/kg. En så stor værdi skyldes de strukturelle træk, der bestemmer parametrene for vandkrystallisation. Vi vil bruge formlen til at beregne latent varme nedenfor efter at have overvejet disse funktioner.
For at kompensere for den latente varme er det nødvendigt at underkøle væsken for at starte krystalvækst. Graden af underafkøling har en betydelig effekt på antallet af krystallisationscentre og på deres væksthastighed. Mens processen skrider frem, ændres yderligere afkøling af stoffets temperatur ikke.
Vandmolekyle
For bedre at forstå, hvordan vand krystalliserer, skal du vide, hvordan molekylet i denne kemiske forbindelse er arrangeret, fordistrukturen af et molekyle bestemmer karakteristikaene for de bindinger, det danner.
Et oxygenatom og to hydrogenatomer er kombineret i et vandmolekyle. De danner en stump ligebenet trekant, hvor iltatomet er placeret i toppen af en stump vinkel på 104,45°. I dette tilfælde trækker oxygen kraftigt elektronskyerne i sin retning, så molekylet er en elektrisk dipol. Ladningerne i den er fordelt over hjørnerne af en imaginær tetraedrisk pyramide - et tetraeder med indre vinkler på cirka 109 °. Som et resultat kan molekylet danne fire brint(proton)bindinger, hvilket selvfølgelig påvirker vandets egenskaber.
Funktioner ved strukturen af flydende vand og is
Et vandmolekyles evne til at danne protonbindinger kommer til udtryk i både flydende og fast tilstand. Når vand er en væske, er disse bindinger ret ustabile, ødelægges let, men dannes også konstant igen. På grund af deres tilstedeværelse er vandmolekyler stærkere bundet til hinanden end partikler af andre væsker. Associering danner de specielle strukturer - klynger. Af denne grund flyttes fasepunkterne for vand mod højere temperaturer, fordi ødelæggelsen af sådanne yderligere associerede forbindelser også kræver energi. Desuden er energien ret betydelig: hvis der ikke var brintbindinger og klynger, ville vandets krystallisationstemperatur (såvel som dets smeltning) være –100 °C og kogende +80 °C.
Strukturen af klynger er identisk med strukturen af krystallinsk is. Ved at forbinde hver med fire naboer bygger vandmolekyler en gennembrudt krystallinsk struktur med en base i form af en sekskant. I modsætning til flydende vand, hvor mikrokrystaller - klynger - er ustabile og mobile på grund af molekylers termiske bevægelse, omarrangerer de sig selv på en stabil og regelmæssig måde, når der dannes is. Hydrogenbindinger fikserer det indbyrdes arrangement af krystalgitterstederne, og som følge heraf bliver afstanden mellem molekylerne noget større end i væskefasen. Denne omstændighed forklarer springet i vandets tæthed under dets krystallisation - massefylden falder fra næsten 1 g/cm3 til omkring 0,92 g/cm3.
Om latent varme
Trækkene i vands molekylære struktur afspejles meget alvorligt i dets egenskaber. Dette kan især ses fra den høje specifikke varme ved krystallisation af vand. Det skyldes netop tilstedeværelsen af protonbindinger, som adskiller vand fra andre forbindelser, der danner molekylære krystaller. Det er blevet fastslået, at brintbindingsenergien i vand er omkring 20 kJ pr. mol, det vil sige for 18 g. En væsentlig del af disse bindinger etableres "en masse", når vandet fryser - det er her et så stort energiudbytte. kommer fra.
Lad os give en simpel beregning. Lad 1650 kJ energi frigives under krystallisation af vand. Dette er meget: ækvivalent energi kan opnås, for eksempel fra eksplosionen af seks F-1 citrongranater. Lad os beregne massen af vand, der har gennemgået krystallisation. Formel for mængden af latent varme Q, masse m og specifik krystallisationsvarmeλ er meget simpelt: Q=– λm. Minustegnet betyder blot, at varme afgives af det fysiske system. Ved at erstatte de kendte værdier får vi: m=1650/330=5 (kg). Der skal kun 5 liter til, for at hele 1650 kJ energi frigives under krystallisationen af vand! Naturligvis bliver energien ikke givet væk med det samme - processen varer i tilstrækkelig lang tid, og varmen forsvinder.
Mange fugle, for eksempel, er godt klar over denne egenskab ved vand og bruger den til at sole sig nær det frysende vand i søer og floder, på sådanne steder er lufttemperaturen flere grader højere.
Krystallisering af løsninger
Vand er et vidunderligt opløsningsmiddel. Stoffer opløst i det flytter krystallisationspunktet som regel nedad. Jo højere koncentrationen af opløsningen er, jo lavere fryser temperaturen. Et slående eksempel er havvand, hvori mange forskellige s alte er opløst. Deres koncentration i havvand er 35 ppm, og sådant vand krystalliserer ved -1,9 °C. S altholdigheden af vand i forskellige have er meget forskellig, så frysepunktet er forskelligt. Østersøvandet har således en s altholdighed på højst 8 ppm, og dets krystallisationstemperatur er tæt på 0 °C. Mineraliseret grundvand fryser også ved temperaturer under nul. Man skal huske på, at vi altid kun taler om vandkrystallisation: havisen er næsten altid frisk, i ekstreme tilfælde let s alt.
Vandige opløsninger af forskellige alkoholer adskiller sig også i reduceretfrysepunktet, og deres krystallisation forløber ikke brat, men med et vist temperaturområde. For eksempel begynder 40 % alkohol at fryse ved -22,5°C og krystalliserer til sidst ved -29,5°C.
Men en opløsning af en alkali som kaustisk soda NaOH eller kaustisk er en interessant undtagelse: den er karakteriseret ved en øget krystallisationstemperatur.
Hvordan fryser rent vand?
I destilleret vand er klyngestrukturen brudt på grund af fordampning under destillation, og antallet af hydrogenbindinger mellem molekylerne i sådant vand er meget lille. Derudover indeholder sådant vand ikke urenheder såsom suspenderede mikroskopiske støvpartikler, bobler osv., som er yderligere centre for krystaldannelse. Af denne grund sænkes krystallisationspunktet for destilleret vand til -42 °C.
Det er muligt at superkøle destilleret vand helt ned til -70 °C. I denne tilstand er underafkølet vand i stand til at krystallisere næsten øjeblikkeligt over hele volumen med den mindste rysten eller indtrængen af en ubetydelig urenhed.
Paradoks alt varmt vand
En forbløffende kendsgerning - varmt vand bliver til en krystallinsk tilstand hurtigere end koldt vand - blev kaldt "Mpemba-effekten" til ære for den tanzaniske skoledreng, der opdagede dette paradoks. Mere præcist kendte de til det i antikken, men da de ikke fandt en forklaring, holdt naturfilosoffer og naturvidenskabsmænd til sidst op med at være opmærksomme på det mystiske fænomen.
I 1963 blev Erasto Mpemba overrasket over detVarm isblanding sætter sig hurtigere end kold isblanding. Og i 1969 blev et spændende fænomen bekræftet allerede i et fysisk eksperiment (i øvrigt med deltagelse af Mpemba selv). Effekten forklares af en lang række årsager:
- flere krystallisationscentre såsom luftbobler;
- høj varmeafledning af varmt vand;
- høj fordampningshastighed, hvilket resulterer i et fald i væskevolumen.
Tryk som en krystallisationsfaktor
Forholdet mellem tryk og temperatur som nøglestørrelser, der påvirker processen med vandkrystallisation, afspejles tydeligt i fasediagrammet. Det kan ses af det, at med stigende tryk falder temperaturen af faseovergangen af vand fra en flydende til en fast tilstand ekstremt langsomt. Det modsatte er naturligvis også tilfældet: Jo lavere tryk, jo højere temperatur kræves der til isdannelse, og den vokser lige så langsomt. For at opnå betingelser, hvorunder vand (ikke destilleret!) er i stand til at krystallisere til almindelig is Ih ved den lavest mulige temperatur på -22 °C, skal trykket øges til 2085 atmosfærer.
Den maksimale krystallisationstemperatur svarer til følgende kombination af betingelser, kaldet vandets tredobbelte punkt: 0,006 atmosfærer og 0,01 °C. Med sådanne parametre falder punkterne for krystallisation-smeltning og kondensation-kogning sammen, og alle tre aggregeringstilstande af vand eksisterer side om side i ligevægt (i fravær af andre stoffer).
Mange typer is
I øjeblikket kendt omkring 20 ændringerfast tilstand af vand - fra amorf til is XVII. Alle af dem, bortset fra almindelig Ih is, kræver krystallisationsforhold, der er eksotiske for Jorden, og ikke alle er stabile. Kun is Ic findes meget sjældent i de øverste lag af jordens atmosfære, men dens dannelse er ikke forbundet med frysning af vand, da den er dannet af vanddamp ved ekstremt lave temperaturer. Ice XI blev fundet i Antarktis, men denne modifikation er et derivat af almindelig is.
Ved krystallisation af vand ved ekstremt høje tryk er det muligt at opnå sådanne ismodifikationer som III, V, VI og med en samtidig stigning i temperaturen - is VII. Det er sandsynligt, at nogle af dem kan dannes under forhold, der er usædvanlige for vores planet på andre kroppe i solsystemet: på Uranus, Neptun eller store satellitter fra de gigantiske planeter. Man må tro, at fremtidige eksperimenter og teoretiske studier af disse isers stadig lidt undersøgte egenskaber, såvel som træk ved deres krystalliseringsprocesser, vil afklare dette spørgsmål og åbne op for mange flere nye ting.
