In het dagelijks leven komen we allemaal wel eens verschijnselen tegen die gepaard gaan met de overgangsprocessen van stoffen van de ene aggregatietoestand naar de andere. En meestal moeten we dergelijke verschijnselen observeren naar het voorbeeld van een van de meest voorkomende chemische verbindingen - bekend en vertrouwd water. Uit het artikel leer je hoe de transformatie van vloeibaar water in vast ijs plaatsvindt - een proces dat waterkristallisatie wordt genoemd - en welke kenmerken deze overgang kenmerken.
Wat is een faseovergang?
Iedereen weet dat er in de natuur drie hoofdstaten (fasen) van materie zijn: vast, vloeibaar en gasvormig. Vaak wordt er een vierde toestand aan toegevoegd - plasma (vanwege de kenmerken die het onderscheiden van gassen). Bij het overgaan van gas naar plasma is er echter geen karakteristieke scherpe grens en worden de eigenschappen ervan niet zozeer bepaaldde relatie tussen de materiedeeltjes (moleculen en atomen), hoeveel de toestand van de atomen zelf.
Alle stoffen, die van de ene toestand naar de andere gaan, veranderen onder normale omstandigheden abrupt hun eigenschappen (met uitzondering van enkele superkritische toestanden, maar we zullen ze hier niet bespreken). Zo'n transformatie is een faseovergang, of liever, een van de varianten ervan. Het komt voor bij een bepaalde combinatie van fysieke parameters (temperatuur en druk), het faseovergangspunt genoemd.
De transformatie van vloeistof in gas is verdamping, het omgekeerde fenomeen is condensatie. De overgang van een stof van een vaste naar een vloeibare toestand is aan het smelten, maar als het proces in de tegenovergestelde richting gaat, wordt dit kristallisatie genoemd. Een vast lichaam kan onmiddellijk in een gas veranderen en vice versa - in deze gevallen is er sprake van sublimatie en desublimatie.
Tijdens kristallisatie verandert water in ijs en laat duidelijk zien hoeveel de fysieke eigenschappen veranderen. Laten we stilstaan bij enkele belangrijke details van dit fenomeen.
Het concept van kristallisatie
Wanneer een vloeistof stolt tijdens afkoeling, verandert de aard van de interactie en rangschikking van de deeltjes van de stof. De kinetische energie van de willekeurige thermische beweging van de samenstellende deeltjes neemt af en ze beginnen stabiele bindingen met elkaar te vormen. Wanneer moleculen (of atomen) op een regelmatige, ordelijke manier door deze bindingen worden uitgelijnd, wordt de kristalstructuur van een vaste stof gevormd.
Kristallisatie dekt niet tegelijkertijd het volledige volume van de afgekoelde vloeistof, maar begint met de vorming van kleine kristallen. Dit zijn de zogenaamde kristallisatiecentra. Ze groeien in lagen, stapsgewijs, door steeds meer moleculen of atomen van materie langs de groeiende laag toe te voegen.
Kristalisatiecondities
Kristalisatie vereist het afkoelen van de vloeistof tot een bepaalde temperatuur (het is ook het smeltpunt). Zo is de kristallisatietemperatuur van water onder normale omstandigheden 0 °C.
Voor elke stof wordt kristallisatie gekenmerkt door de hoeveelheid latente warmte. Dit is de hoeveelheid energie die vrijkomt tijdens dit proces (en in het tegenovergestelde geval respectievelijk de geabsorbeerde energie). De soortelijke warmte van kristallisatie van water is de latente warmte die vrijkomt door één kilogram water bij 0 ° C. Van alle stoffen in de buurt van water is het een van de hoogste en bedraagt ongeveer 330 kJ/kg. Zo'n grote waarde is te wijten aan de structurele kenmerken die de parameters van waterkristallisatie bepalen. We zullen de onderstaande formule gebruiken voor het berekenen van latente warmte, nadat we deze kenmerken hebben overwogen.
Om de latente warmte te compenseren, is het nodig om de vloeistof te onderkoelen om kristalgroei te starten. De mate van onderkoeling heeft een significant effect op het aantal kristallisatiecentra en op de snelheid van hun groei. Terwijl het proces vordert, verandert de verdere afkoeling van de temperatuur van de stof niet.
Watermolecuul
Om beter te begrijpen hoe water kristalliseert, moet je weten hoe het molecuul van deze chemische verbinding is gerangschikt, omdatde structuur van een molecuul bepa alt de kenmerken van de bindingen die het vormt.
Eén zuurstofatoom en twee waterstofatomen zijn gecombineerd in een watermolecuul. Ze vormen een stompe gelijkbenige driehoek waarin het zuurstofatoom zich aan de top van een stompe hoek van 104,45 ° bevindt. In dit geval trekt zuurstof de elektronenwolken sterk in zijn richting, zodat het molecuul een elektrische dipool wordt. De ladingen daarin zijn verdeeld over de hoekpunten van een denkbeeldige tetraëdrische piramide - een tetraëder met interne hoeken van ongeveer 109 °. Als resultaat kan het molecuul vier waterstof(proton)bindingen vormen, wat natuurlijk de eigenschappen van water beïnvloedt.
Kenmerken van de structuur van vloeibaar water en ijs
Het vermogen van een watermolecuul om protonbindingen te vormen komt tot uiting in zowel vloeibare als vaste toestanden. Wanneer water een vloeistof is, zijn deze bindingen vrij onstabiel, gemakkelijk vernietigd, maar ook constant opnieuw gevormd. Door hun aanwezigheid zijn watermoleculen sterker aan elkaar gebonden dan deeltjes van andere vloeistoffen. Associatief vormen ze speciale structuren - clusters. Om deze reden worden de fasepunten van water verschoven naar hogere temperaturen, omdat de vernietiging van dergelijke extra partners ook energie vereist. Bovendien is de energie behoorlijk significant: als er geen waterstofbruggen en clusters zouden zijn, zou de kristallisatietemperatuur van water (evenals het smelten) –100 °C zijn en +80 °C koken.
De structuur van clusters is identiek aan de structuur van kristallijn ijs. Watermoleculen verbinden elk met vier buren en bouwen een opengewerkte kristallijne structuur met een basis in de vorm van een zeshoek. In tegenstelling tot vloeibaar water, waar microkristallen - clusters - onstabiel en mobiel zijn vanwege de thermische beweging van moleculen, herschikken ze zichzelf op een stabiele en regelmatige manier wanneer zich ijs vormt. Waterstofbindingen fixeren de onderlinge rangschikking van de kristalroosterplaatsen, waardoor de afstand tussen de moleculen iets groter wordt dan in de vloeibare fase. Deze omstandigheid verklaart de sprong in de dichtheid van water tijdens zijn kristallisatie - de dichtheid da alt van bijna 1 g/cm3 tot ongeveer 0,92 g/cm3.
Over latente warmte
Kenmerken van de moleculaire structuur van water worden zeer serieus weerspiegeld in zijn eigenschappen. Dit blijkt met name uit de hoge soortelijke warmte van kristallisatie van water. Het is precies te wijten aan de aanwezigheid van protonbindingen, die water onderscheidt van andere verbindingen die moleculaire kristallen vormen. Er is vastgesteld dat de energie van de waterstofbinding in water ongeveer 20 kJ per mol is, dat wil zeggen voor 18 g. Een aanzienlijk deel van deze bindingen komt "en masse" tot stand wanneer water bevriest - dit is waar zo'n grote teruggave van energie komt van.
Laten we een eenvoudige berekening geven. Laat bij de kristallisatie van water 1650 kJ energie vrijkomen. Dat is veel: equivalente energie kan bijvoorbeeld worden verkregen door de explosie van zes F-1-citroengranaten. Laten we de massa water berekenen die kristallisatie heeft ondergaan. Formule met betrekking tot de hoeveelheid latente warmte Q, massa m en soortelijke warmte van kristallisatieλ is heel eenvoudig: Q=– λm. Het minteken betekent simpelweg dat warmte wordt afgegeven door het fysieke systeem. Als we de bekende waarden substitueren, krijgen we: m=1650/330=5 (kg). Er is maar 5 liter nodig om maar liefst 1650 kJ energie vrij te maken bij de kristallisatie van water! Natuurlijk wordt de energie niet meteen weggegeven - het proces duurt lang genoeg en de warmte wordt afgevoerd.
Veel vogels zijn zich bijvoorbeeld goed bewust van deze eigenschap van water en gebruiken het om te zonnebaden in de buurt van het ijskoude water van meren en rivieren, op zulke plaatsen is de luchttemperatuur enkele graden hoger.
Kristalisatie van oplossingen
Water is een prachtig oplosmiddel. Daarin opgeloste stoffen verschuiven het kristallisatiepunt in de regel naar beneden. Hoe hoger de concentratie van de oplossing, hoe lager de temperatuur zal bevriezen. Een sprekend voorbeeld is zeewater, waarin veel verschillende zouten zijn opgelost. Hun concentratie in oceaanwater is 35 ppm, en dergelijk water kristalliseert bij -1,9 °C. Het zoutgeh alte van water in verschillende zeeën is heel verschillend, dus het vriespunt is anders. Het B altische water heeft dus een zoutgeh alte van niet meer dan 8 ppm en de kristallisatietemperatuur ligt dicht bij 0 ° C. Gemineraliseerd grondwater bevriest ook bij temperaturen onder nul. Houd er rekening mee dat we het altijd alleen over waterkristallisatie hebben: zee-ijs is bijna altijd vers, in extreme gevallen licht gezouten.
Waterige oplossingen van verschillende alcoholen verschillen ook in gereduceerdevriespunt, en hun kristallisatie verloopt niet abrupt, maar met een bepaald temperatuurbereik. Zo begint 40% alcohol te bevriezen bij -22,5°C en kristalliseert uiteindelijk uit bij -29,5°C.
Maar een oplossing van zo'n alkali als caustic soda NaOH of caustic is een interessante uitzondering: het wordt gekenmerkt door een verhoogde kristallisatietemperatuur.
Hoe bevriest zuiver water?
In gedestilleerd water wordt de clusterstructuur verbroken door verdamping tijdens destillatie, en het aantal waterstofbruggen tussen de moleculen van dergelijk water is erg klein. Bovendien bevat dergelijk water geen onzuiverheden zoals zwevende microscopisch kleine stofdeeltjes, bellen, enz., die extra centra van kristalvorming zijn. Om deze reden wordt het kristallisatiepunt van gedestilleerd water verlaagd tot -42 °C.
Het is mogelijk om gedestilleerd water zelfs tot -70 °C te onderkoelen. In deze toestand kan onderkoeld water bijna onmiddellijk over het hele volume kristalliseren bij de minste schudding of het binnendringen van een onbeduidende onzuiverheid.
Paradoxaal warm water
Een verbazingwekkend feit - heet water verandert sneller in een kristallijne staat dan koud water - werd het "Mpemba-effect" genoemd ter ere van de Tanzaniaanse schooljongen die deze paradox ontdekte. Om precies te zijn, ze wisten het in de oudheid, maar omdat ze er geen verklaring voor vonden, stopten natuurfilosofen en natuurwetenschappers uiteindelijk met aandacht te schenken aan het mysterieuze fenomeen.
In 1963 was Erasto Mpemba verrast datWarme ijsmix hardt sneller uit dan koude ijsmix. En in 1969 werd een intrigerend fenomeen al bevestigd in een fysiek experiment (trouwens, met de deelname van Mpemba zelf). Het effect wordt verklaard door een hele reeks redenen:
- meer kristallisatiecentra zoals luchtbellen;
- hoge warmteafvoer van warm water;
- hoge verdampingssnelheid, resulterend in een afname van het vloeistofvolume.
Druk als kristallisatiefactor
De relatie tussen druk en temperatuur als belangrijke grootheden die het proces van waterkristallisatie beïnvloeden, wordt duidelijk weergegeven in het fasediagram. Hieruit blijkt dat bij toenemende druk de temperatuur van de faseovergang van water van een vloeistof naar een vaste toestand extreem langzaam da alt. Het tegenovergestelde is natuurlijk ook waar: hoe lager de druk, hoe hoger de temperatuur die nodig is voor ijsvorming en het groeit net zo langzaam. Om omstandigheden te bereiken waaronder water (niet gedestilleerd!) kan kristalliseren tot gewoon ijs Ih bij de laagst mogelijke temperatuur van -22 ° C, moet de druk worden verhoogd tot 2085 atmosfeer.
De maximale kristallisatietemperatuur komt overeen met de volgende combinatie van omstandigheden, het tripelpunt van water genoemd: 0,006 atmosfeer en 0,01 °C. Met dergelijke parameters vallen de punten van kristallisatie-smelten en condensatie-koken samen, en alle drie de aggregatietoestanden van water bestaan naast elkaar in evenwicht (in afwezigheid van andere stoffen).
Veel soorten ijs
Momenteel bekend over 20 modificatiesvaste toestand van water - van amorf tot ijs XVII. Ze vereisen allemaal, behalve gewoon Ih-ijs, kristallisatieomstandigheden die exotisch zijn voor de aarde, en ze zijn niet allemaal stabiel. Alleen ijs Ic wordt zeer zelden gevonden in de bovenste lagen van de atmosfeer van de aarde, maar de vorming ervan wordt niet geassocieerd met het bevriezen van water, omdat het wordt gevormd uit waterdamp bij extreem lage temperaturen. IJs XI werd gevonden op Antarctica, maar deze wijziging is een afgeleide van gewoon ijs.
Door kristallisatie van water bij extreem hoge druk, is het mogelijk om ijsmodificaties te verkrijgen zoals III, V, VI, en met een gelijktijdige temperatuurstijging - ijs VII. Het is waarschijnlijk dat sommige ervan kunnen worden gevormd onder omstandigheden die ongebruikelijk zijn voor onze planeet op andere lichamen van het zonnestelsel: op Uranus, Neptunus of grote satellieten van de reuzenplaneten. Men moet denken dat toekomstige experimenten en theoretische studies van de nog weinig bestudeerde eigenschappen van dit ijs, evenals de kenmerken van hun kristallisatieprocessen, dit probleem zullen verduidelijken en nog veel meer nieuwe dingen zullen openen.
