Stoffets struktur bestemmes ikke kun af det relative arrangement af atomer i kemiske partikler, men også af placeringen af disse kemiske partikler i rummet. Det mest ordnede arrangement af atomer, molekyler og ioner er i krystaller(fra græsk " krystaller" - is), hvor kemiske partikler (atomer, molekyler, ioner) er arrangeret i en bestemt rækkefølge, og danner et krystalgitter i rummet. Under visse dannelsesbetingelser kan de have den naturlige form som regulære symmetriske polyedre. Den krystallinske tilstand er kendetegnet ved tilstedeværelsen af lang rækkefølge i arrangementet af partikler og symmetri krystalgitter.
Den amorfe tilstand er karakteriseret ved tilstedeværelsen af kun kortrækkende orden. Strukturerne af amorfe stoffer ligner væsker, men har meget mindre fluiditet. Den amorfe tilstand er normalt ustabil. Under påvirkning af mekaniske belastninger eller temperaturændringer kan amorfe legemer krystallisere. Reaktiviteten af stoffer i den amorfe tilstand er meget højere end i den krystallinske tilstand.
Amorfe stoffer
Hovedskilt amorf(fra græsk " amorfos" - formløs) tilstand af stof - fraværet af et atomært eller molekylært gitter, det vil sige den tredimensionelle periodicitet af strukturen, der er karakteristisk for den krystallinske tilstand.
Når et flydende stof afkøles, krystalliserer det ikke altid. under visse forhold kan der dannes en fast amorf (glasagtig) tilstand, der ikke er ligevægtstilstand. Den glasagtige tilstand kan indeholde simple stoffer (kulstof, phosphor, arsen, svovl, selen), oxider (f.eks. bor, silicium, phosphor), halogenider, chalcogenider og mange organiske polymerer.
I denne tilstand kan stoffet være stabilt i en lang periode, for eksempel er alderen på nogle vulkanske glas estimeret til millioner af år. De fysiske og kemiske egenskaber af et stof i en glasagtig amorf tilstand kan afvige væsentligt fra egenskaberne af et krystallinsk stof. For eksempel er glasagtig germaniumdioxid kemisk mere aktivt end krystallinsk. Forskelle i egenskaberne af den flydende og faste amorfe tilstand bestemmes af arten af den termiske bevægelse af partikler: i den amorfe tilstand er partikler kun i stand til oscillerende og roterende bevægelser, men kan ikke bevæge sig gennem stoffets tykkelse.
Der er stoffer, som kun kan eksistere i fast form i amorf tilstand. Dette refererer til polymerer med en uregelmæssig rækkefølge af enheder.
Amorfe kroppe isotropisk, det vil sige, at deres mekaniske, optiske, elektriske og andre egenskaber ikke afhænger af retning. Amorfe legemer har ikke et fast smeltepunkt: smeltning sker i et bestemt temperaturområde. Overgangen af et amorft stof fra en fast til en flydende tilstand er ikke ledsaget af en brat ændring i egenskaber. En fysisk model af den amorfe tilstand er endnu ikke blevet skabt.
Krystallinske stoffer
Solid krystaller- tredimensionelle formationer karakteriseret ved streng repeterbarhed af det samme strukturelle element ( enhedscelle) i alle retninger. Enhedscellen er det mindste volumen af en krystal i form af et parallelepipedum, gentaget i krystallen et uendeligt antal gange.
Den geometrisk korrekte form af krystaller bestemmes først og fremmest af deres strengt regelmæssige indre struktur. Hvis vi i stedet for atomer, ioner eller molekyler i en krystal afbilder punkter som disse partiklers tyngdepunkter, får vi en tredimensionel regelmæssig fordeling af sådanne punkter, kaldet et krystalgitter. Selve punkterne kaldes noder krystalgitter.
Typer af krystalgitre
Afhængigt af hvilke partikler krystalgitteret er lavet af, og hvad arten af den kemiske binding mellem dem er, skelnes der mellem forskellige typer krystaller.
Ioniske krystaller dannes af kationer og anioner (for eksempel salte og hydroxider af de fleste metaller). I dem er der en ionbinding mellem partiklerne.
Ioniske krystaller kan bestå af monoatomisk ioner. Sådan er krystaller bygget natriumchlorid, kaliumiodid, calciumfluorid.
Monatomiske metalkationer og polyatomiske anioner, for eksempel nitration NO 3 −, sulfation SO 4 2−, carbonation CO 3 2−, deltager i dannelsen af ioniske krystaller af mange salte.
Det er umuligt at isolere enkelte molekyler i en ionisk krystal. Hver kation tiltrækkes af hver anion og frastødes af andre kationer. Hele krystallen kan betragtes som et enormt molekyle. Størrelsen af et sådant molekyle er ikke begrænset, da det kan vokse ved at tilføje nye kationer og anioner.
De fleste ionforbindelser krystalliserer i en af strukturtyperne, som adskiller sig fra hinanden i værdien af koordinationstallet, det vil sige antallet af naboer omkring en given ion (4, 6 eller 8). For ionforbindelser med lige mange kationer og anioner kendes fire hovedtyper af krystalgitre: natriumchlorid (koordinationstallet for begge ioner er 6), cæsiumchlorid (koordinationstallet for begge ioner er 8), sphalerit og wurtzit (begge strukturelle typer er karakteriseret ved kationens og anionens koordinationsnummer lig med 4). Hvis antallet af kationer er halvdelen af antallet af anioner, så skal koordinationsantallet af kationer være det dobbelte af koordinationstallet for anioner. I dette tilfælde realiseres de strukturelle typer af fluorit (koordinationsnumre 8 og 4), rutil (koordinationsnumre 6 og 3) og cristobalit (koordinationsnumre 4 og 2).
Typisk er ionkrystaller hårde, men skøre. Deres skrøbelighed skyldes, at selv med en lille deformation af krystallen forskydes kationer og anioner på en sådan måde, at frastødende kræfter mellem ens ioner begynder at sejre over tiltrækningskræfterne mellem kationer og anioner, og krystallen ødelægges.
Ioniske krystaller har høje smeltepunkter. I smeltet tilstand er de stoffer, der danner ioniske krystaller, elektrisk ledende. Når de opløses i vand, dissocieres disse stoffer til kationer og anioner, og de resulterende opløsninger leder elektrisk strøm.
Høj opløselighed i polære opløsningsmidler, ledsaget af elektrolytisk dissociation, skyldes, at i et opløsningsmiddelmiljø med en høj dielektrisk konstant ε falder tiltrækningsenergien mellem ioner. Vands dielektriske konstant er 82 gange højere end vakuum (betinget eksisterende i en ionisk krystal), og tiltrækningen mellem ioner i en vandig opløsning falder med samme mængde. Effekten forstærkes af solvatisering af ioner.
Atomkrystaller består af individuelle atomer holdt sammen af kovalente bindinger. Af de simple stoffer er det kun bor og gruppe IVA-elementer, der har sådanne krystalgitre. Ofte danner forbindelser af ikke-metaller med hinanden (for eksempel siliciumdioxid) også atomære krystaller.
Ligesom ioniske krystaller kan atomkrystaller betragtes som gigantiske molekyler. De er meget holdbare og hårde, og leder ikke varme og elektricitet godt. Stoffer, der har atomare krystalgitre, smelter ved høje temperaturer. De er praktisk talt uopløselige i alle opløsningsmidler. De er karakteriseret ved lav reaktivitet.
Molekylære krystaller er bygget af individuelle molekyler, inden for hvilke atomerne er forbundet med kovalente bindinger. Svagere intermolekylære kræfter virker mellem molekyler. De ødelægges let, så molekylære krystaller har lave smeltepunkter, lav hårdhed og høj flygtighed. Stoffer, der danner molekylære krystalgitre, har ikke elektrisk ledningsevne, og deres opløsninger og smelter leder heller ikke elektrisk strøm.
Intermolekylære kræfter opstår på grund af den elektrostatiske vekselvirkning mellem de negativt ladede elektroner i et molekyle med de positivt ladede kerner af nabomolekyler. Styrken af intermolekylære interaktioner er påvirket af mange faktorer. Den vigtigste blandt dem er tilstedeværelsen af polære bindinger, det vil sige et skift i elektrontæthed fra et atom til et andet. Derudover er intermolekylære interaktioner stærkere mellem molekyler med et større antal elektroner.
De fleste ikke-metaller i form af simple stoffer (f.eks. jod I 2 , argon Ar, svovl S 8) og forbindelser med hinanden (for eksempel vand, kuldioxid, hydrogenchlorid), såvel som næsten alle faste organiske stoffer danner molekylære krystaller.
Metaller er karakteriseret ved et metallisk krystalgitter. Det indeholder en metallisk binding mellem atomer. I metalkrystaller er atomkernerne arrangeret på en sådan måde, at deres pakning er så tæt som muligt. Bindingen i sådanne krystaller er delokaliseret og strækker sig gennem hele krystallen. Metalkrystaller har høj elektrisk og termisk ledningsevne, metallisk glans og opacitet og let deformerbarhed.
Klassificeringen af krystalgitre svarer til begrænsende tilfælde. De fleste krystaller af uorganiske stoffer tilhører mellemtyper - kovalent-ionisk, molekylær-kovalent osv. For eksempel i en krystal grafit Inden for hvert lag er bindingerne kovalent-metalliske, og mellem lagene er de intermolekylære.
Isomorfi og polymorfi
Mange krystallinske stoffer har de samme strukturer. Samtidig kan det samme stof danne forskellige krystalstrukturer. Dette afspejles i fænomenerne isomorfi Og polymorfi.
Isomorfi ligger i atomers, ioners eller molekylers evne til at erstatte hinanden i krystalstrukturer. Dette udtryk (fra græsk " isos" - lige og " morphe" - form) blev foreslået af E. Mitscherlich i 1819. Loven om isomorfi blev formuleret af E. Mitscherlich i 1821 på denne måde: "Det samme antal atomer, forbundet på samme måde, giver de samme krystallinske former; Desuden afhænger den krystallinske form ikke af atomernes kemiske natur, men er kun bestemt af deres antal og relative position."
Mitscherlich arbejdede i det kemiske laboratorium ved University of Berlin og henledte opmærksomheden på den fuldstændige lighed mellem krystallerne af bly, barium og strontiumsulfater og ligheden mellem de krystallinske former for mange andre stoffer. Hans observationer tiltrak sig den berømte svenske kemiker J.-Yas opmærksomhed. Berzelius, som foreslog, at Mitscherlich bekræftede de observerede mønstre ved at bruge eksemplet med forbindelser af fosfor- og arsensyrer. Som et resultat af undersøgelsen blev det konkluderet, at "de to serier af salte kun adskiller sig ved, at den ene indeholder arsen som et syreradikal, og den anden indeholder phosphor." Mitscherlichs opdagelse tiltrak meget snart mineralogernes opmærksomhed, som begyndte at forske i problemet med isomorf substitution af elementer i mineraler.
Under den fælles krystallisation af stoffer, der er tilbøjelige til isomorfi ( isomorf stoffer), dannes blandede krystaller (isomorfe blandinger). Dette er kun muligt, hvis partiklerne, der erstatter hinanden, afviger lidt i størrelse (ikke mere end 15%). Derudover skal isomorfe stoffer have et lignende rumligt arrangement af atomer eller ioner og derfor lignende krystaller i ydre form. Sådanne stoffer omfatter for eksempel alun. I kaliumalunkrystaller KAl(SO 4) 2 . 12H 2 O-kaliumkationer kan helt eller delvist erstattes af rubidium- eller ammoniumkationer, og aluminiumkationer med chrom(III)- eller jern(III)-kationer.
Isomorfi er udbredt i naturen. De fleste mineraler er isomorfe blandinger af kompleks, variabel sammensætning. For eksempel i mineralet sphalerit ZnS kan op til 20 % af zinkatomerne erstattes af jernatomer (mens ZnS og FeS har forskellige krystalstrukturer). Isomorfi er forbundet med den geokemiske adfærd af sjældne og sporstoffer, deres fordeling i klipper og malme, hvor de er indeholdt i form af isomorfe urenheder.
Isomorf substitution bestemmer mange nyttige egenskaber af kunstige materialer af moderne teknologi - halvledere, ferromagneter, lasermaterialer.
Mange stoffer kan danne krystallinske former, der har forskellige strukturer og egenskaber, men den samme sammensætning ( polymorfændringer). Polymorfi- faste stoffers og flydende krystallers evne til at eksistere i to eller flere former med forskellige krystalstrukturer og egenskaber med samme kemiske sammensætning. Dette ord kommer fra det græske " polymorfos"- forskelligartet. Fænomenet polymorfi blev opdaget af M. Klaproth, som i 1798 opdagede, at to forskellige mineraler - calcit og aragonit - har den samme kemiske sammensætning CaCO 3.
Polymorfi af simple stoffer kaldes normalt allotropi, mens begrebet polymorfi ikke gælder for ikke-krystallinske allotrope former (f.eks. gasformig O 2 og O 3). Et typisk eksempel på polymorfe former er modifikationer af kulstof (diamant, lonsdaleite, grafit, karbiner og fullerener), som adskiller sig skarpt i egenskaber. Den mest stabile form for eksistens af kulstof er grafit, men dens andre modifikationer under normale forhold kan vare ved på ubestemt tid. Ved høje temperaturer bliver de til grafit. I tilfælde af diamant sker dette, når det opvarmes til over 1000 o C i fravær af ilt. Den omvendte overgang er meget sværere at opnå. Der kræves ikke kun høj temperatur (1200-1600 o C), men også et enormt tryk - op til 100 tusinde atmosfærer. Omdannelsen af grafit til diamant er lettere i nærværelse af smeltede metaller (jern, kobolt, krom og andre).
I tilfælde af molekylære krystaller manifesterer polymorfi sig i forskellig pakning af molekyler i krystallen eller i ændringer i formen af molekyler og i ionkrystaller - i forskellige relative positioner af kationer og anioner. Nogle simple og komplekse stoffer har mere end to polymorfer. For eksempel har siliciumdioxid ti modifikationer, calciumfluorid - seks, ammoniumnitrat - fire. Polymorfe modifikationer betegnes normalt med de græske bogstaver α, β, γ, δ, ε,... begyndende med modifikationer, der er stabile ved lave temperaturer.
Når man krystalliserer fra damp, opløsning eller smelte et stof, der har flere polymorfe modifikationer, dannes først en modifikation, der er mindre stabil under givne forhold, som så bliver til en mere stabil. For eksempel, når fosfordamp kondenserer, dannes der hvidt fosfor, som under normale forhold langsomt, men ved opvarmning, hurtigt bliver til rødt fosfor. Når blyhydroxid er dehydreret, dannes der først (ca. 70 o C) gult β-PbO, som er mindre stabilt ved lave temperaturer, ved ca. 100 o C bliver det til rødt α-PbO, og ved 540 o C bliver det tilbage til β-PbO.
Overgangen fra en polymorf til en anden kaldes polymorf transformation. Disse overgange opstår, når temperaturen eller trykket ændres og er ledsaget af en brat ændring i egenskaber.
Overgangen fra en modifikation til en anden kan være reversibel eller irreversibel. Når et hvidt blødt grafitlignende stof med sammensætningen BN (bornitrid) opvarmes til 1500-1800 o C og et tryk på adskillige snese atmosfærer, dannes dets højtemperaturmodifikation - borazon, tæt på diamant i hårdhed. Når temperaturen og trykket sænkes til værdier, der svarer til normale forhold, bevarer borazon sin struktur. Et eksempel på en reversibel overgang er de gensidige transformationer af to modifikationer af svovl (orthorhombisk og monoklinisk) ved 95 o C.
Polymorfe transformationer kan forekomme uden væsentlige ændringer i strukturen. Nogle gange er der slet ingen ændring i krystalstrukturen, for eksempel under overgangen af α-Fe til β-Fe ved 769 o C, ændres strukturen af jern ikke, men dets ferromagnetiske egenskaber forsvinder.
Det er ikke individuelle atomer eller molekyler, der indgår i kemiske interaktioner, men stoffer. Stoffer er klassificeret efter typen af binding molekylær og ikke-molekylær bygninger.
Det er stoffer, der består af molekyler. Bindingerne mellem molekyler i sådanne stoffer er meget svage, meget svagere end mellem atomer inde i molekylet, og selv ved relativt lave temperaturer bryder de - stoffet bliver til en væske og derefter til en gas (sublimering af jod). Smelte- og kogepunkterne for stoffer, der består af molekyler, stiger med stigende molekylvægt. Molekylære stoffer omfatter stoffer med en atomstruktur (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), blandt dem er der metaller og ikke-metaller.
Ikke-molekylær struktur af stoffer
Til stoffer ikke-molekylær strukturer omfatter ioniske forbindelser. De fleste forbindelser af metaller med ikke-metaller har denne struktur: alle salte (NaCl, K 2 S0 4), nogle hydrider (LiH) og oxider (CaO, MgO, FeO), baser (NaOH, KOH). Ioniske (ikke-molekylære) stoffer har høje smelte- og kogepunkter.
Faste stoffer: krystallinske og amorfe
Amorfe stoffer de har ikke et klart smeltepunkt - ved opvarmning bliver de gradvist bløde og bliver til en flydende tilstand. For eksempel er plasticin og forskellige harpikser i en amorf tilstand.
Krystallinske stoffer kendetegnet ved det korrekte arrangement af de partikler, som de består af: atomer, molekyler og ioner - på strengt definerede punkter i rummet. Når disse punkter er forbundet med lige linjer, dannes en rumlig ramme, kaldet krystalgitter. De punkter, hvor krystalpartikler er placeret, kaldes gitterknuder.
Afhængigt af typen af partikler placeret ved krystalgitterets knudepunkter og arten af forbindelsen mellem dem, skelnes der mellem fire typer krystalgitter: ioniske, atomare, molekylære og metalliske .
Ioniske krystalgitre
Ionisk kaldes krystalgitre, i hvis knudepunkter der er ioner. De er dannet af stoffer med ionbindinger, som kan binde både simple ioner Na +, Cl - og kompleks S0 4 2-, OH -. Som følge heraf har salte og nogle oxider og hydroxider af metaller ioniske krystalgitre. For eksempel er en natriumchloridkrystal bygget af skiftevis positive Na + og negative Cl - ioner, der danner et terningformet gitter.
Ionisk krystalgitter af bordsalt
Bindingerne mellem ioner i sådan en krystal er meget stabile. Derfor er stoffer med et ionisk gitter karakteriseret ved relativt høj hårdhed og styrke, de er ildfaste og ikke-flygtige.
Atomiske krystalgitre
Atomar kaldes krystalgitre, i hvis knudepunkter der er individuelle atomer. I sådanne gitter er atomerne forbundet med hinanden med meget stærke kovalente bindinger. Et eksempel på stoffer med denne type krystalgitter er diamant, en af de allotropiske modifikationer af kulstof.
Atomisk krystalgitter af diamant
De fleste stoffer med et atomært krystalgitter har meget høje smeltepunkter (for diamant er det for eksempel over 3500 ° C), de er stærke og hårde og praktisk talt uopløselige.
Molekylære krystalgitre
Molekylær kaldet krystalgitre, i hvis knudepunkter molekyler er placeret.
Molekylært krystalgitter af jod
Kemiske bindinger i disse molekyler kan være både polære (HCl, H 2 O) og ikke-polære (N 2, O 2). På trods af at atomerne inde i molekylerne er forbundet med meget stærke kovalente bindinger, virker svage intermolekylære tiltrækningskræfter mellem molekylerne selv. Derfor har stoffer med molekylære krystalgitre lav hårdhed, lave smeltepunkter og er flygtige. De fleste faste organiske forbindelser har molekylære krystalgitre (naphthalen, glucose, sukker).
Metal krystal gitter
Stoffer med metalliske bindinger har metal krystalgitre.
På stederne for sådanne gitter er der atomer og ioner (enten atomer eller ioner, som metalatomer let omdannes til, idet de afgiver deres ydre elektroner "til almindelig brug"). Denne interne struktur af metaller bestemmer deres karakteristiske fysiske egenskaber: formbarhed, duktilitet, elektrisk og termisk ledningsevne, karakteristisk metallisk glans.
Overgangen af et stof fra en fast krystallinsk tilstand til en væske kaldes smeltning. For at smelte et fast krystallinsk legeme skal det opvarmes til en bestemt temperatur, det vil sige, at der skal tilføres varme.Den temperatur, hvorved et stof smelter kaldesstoffets smeltepunkt.
Den omvendte proces - overgangen fra en flydende til en fast tilstand - sker, når temperaturen falder, dvs. varme fjernes. Et stofs overgang fra en flydende til en fast tilstand kaldeshærdning , eller krystallisering . Den temperatur, ved hvilken et stof krystalliserer kaldeskrystal temperaturtioner .
Erfaring viser, at ethvert stof krystalliserer og smelter ved samme temperatur.
Figuren viser en graf over temperaturen af et krystallinsk legeme (is) i forhold til opvarmningstid (fra punktet EN til sagen D) og afkølingstid (fra punkt D til sagen K). Den viser tiden langs den vandrette akse og temperaturen langs den lodrette akse.
Grafen viser, at observation af processen begyndte fra det øjeblik, hvor istemperaturen var -40 °C, eller, som man siger, temperaturen i det indledende tidspunkt. tstarten = -40 °C(prik EN på grafen). Ved yderligere opvarmning stiger isens temperatur (på grafen er dette afsnittet AB). Temperaturen stiger til 0 °C - smeltetemperaturen for is. Ved 0°C begynder isen at smelte, og dens temperatur holder op med at stige. Under hele smeltetiden (dvs. indtil al isen er smeltet), ændres isens temperatur ikke, selvom brænderen fortsætter med at brænde, og der tilføres varme derfor. Smelteprocessen svarer til det vandrette udsnit af grafen Sol . Først når al isen er smeltet og blevet til vand, begynder temperaturen at stige igen (afsnit CD). Efter at vandtemperaturen når +40 °C, slukkes brænderen, og vandet begynder at afkøle, dvs. varme fjernes (for at gøre dette kan du placere en beholder med vand i en anden, større beholder med is). Vandtemperaturen begynder at falde (afsnit DE). Når temperaturen når 0 °C, holder vandtemperaturen op med at falde, på trods af at der stadig fjernes varme. Dette er processen med vandkrystallisation - isdannelse (vandret snit E.F.). Indtil alt vandet bliver til is, vil temperaturen ikke ændre sig. Først herefter begynder istemperaturen at falde (afsnit FK).
Udseendet af den betragtede graf er forklaret som følger. Placering på AB på grund af varmetilførslen, gennemsnit kinetisk energi antallet af ismolekyler stiger, og dets temperatur stiger. Placering på Sol al den energi, der modtages af indholdet i kolben, bruges på destruktion krystalgitter is: dets molekylers ordnede rumlige arrangement erstattes af et uordnet, afstanden mellem molekylerne ændres, dvs. Molekylerne omlejres på en sådan måde, at stoffet bliver flydende. Molekylernes gennemsnitlige kinetiske energi ændres ikke, så temperaturen forbliver uændret. Yderligere stigning i temperaturen af smeltet isvand (i området CD) betyder en stigning i den kinetiske energi af vandmolekyler på grund af den varme, der leveres af brænderen.
Ved køling af vand (afsnit DE) En del energi bliver taget væk fra det, vandmolekyler bevæger sig med lavere hastigheder, deres gennemsnitlige kinetiske energi falder - temperaturen falder, vandet afkøles. Ved 0°C (vandret snit E.F.) molekyler begynder at stille sig op i en bestemt rækkefølge og danner et krystalgitter. Indtil denne proces er afsluttet, vil stoffets temperatur ikke ændre sig, på trods af at varmen fjernes, hvilket betyder, at væsken (vandet) ved størkningen frigiver energi. Dette er præcis den energi, som isen absorberede og blev til væske (afsnit Sol). En væskes indre energi er større end i et fast stof. Under smeltning (og krystallisation) ændres kroppens indre energi brat.
Metaller, der smelter ved temperaturer over 1650 ºС kaldes ildfast(titanium, krom, molybdæn osv.). Tungsten har det højeste smeltepunkt blandt dem - omkring 3400 °C. Ildfaste metaller og deres forbindelser bruges som varmebestandige materialer i flykonstruktion, raket- og rumteknologi og atomenergi.
Lad os endnu en gang understrege, at når et stof smelter, optager et stof energi. Under krystallisation frigiver den det tværtimod til miljøet. Ved at modtage en vis mængde varme frigivet under krystallisation, opvarmes mediet. Dette er velkendt for mange fugle. Ikke underligt, at de kan ses om vinteren i frostvejr siddende på isen, der dækker floder og søer. På grund af frigivelsen af energi, når der dannes is, er luften over den flere grader varmere end i træerne i skoven, og det udnytter fugle.
Afsmeltning af amorfe stoffer.
Tilgængelighed af en bestemt smeltepunkter- Dette er et vigtigt træk ved krystallinske stoffer. Det er ved denne egenskab, at de let kan skelnes fra amorfe legemer, som også er klassificeret som faste stoffer. Disse omfatter især glas, meget viskøse harpikser og plast.
Amorfe stoffer(i modsætning til krystallinske) har ikke et specifikt smeltepunkt - de smelter ikke, men blødgøres. Ved opvarmning bliver et stykke glas f.eks. først blødt af hårdt, det kan nemt bøjes eller strækkes; ved en højere temperatur begynder stykket at ændre form under indflydelse af sin egen tyngdekraft. Efterhånden som den varmes op, tager den tykke tyktflydende masse form af det kar, den ligger i. Denne masse er først tyk, som honning, derefter som creme fraiche og bliver til sidst næsten den samme lavviskøse væske som vand. Det er dog umuligt at angive en vis overgangstemperatur for et fast stof til en væske her, da den ikke eksisterer.
Årsagerne til dette ligger i den grundlæggende forskel i strukturen af amorfe legemer fra strukturen af krystallinske. Atomer i amorfe legemer er de arrangeret tilfældigt. Amorfe kroppe ligner væsker i deres struktur. Allerede i massivt glas er atomerne ordnet tilfældigt. Det betyder, at en forøgelse af glassets temperatur kun øger rækkevidden af vibrationer af dets molekyler, hvilket giver dem gradvist større og større bevægelsesfrihed. Derfor blødgøres glasset gradvist og udviser ikke en skarp "fast-flydende" overgang, karakteristisk for overgangen fra arrangementet af molekyler i en streng rækkefølge til en uordnet.
Fusionsvarme.
Smeltevarme- dette er den mængde varme, der skal tilføres et stof ved konstant tryk og konstant temperatur svarende til smeltepunktet for fuldstændigt at omdanne det fra en fast krystallinsk tilstand til en væske. Fusionsvarmen er lig med mængden af varme, som frigives under krystallisation af et stof fra en flydende tilstand. Ved smeltning stiger al den varme, der leveres til stoffet potentiel energi dens molekyler. Den kinetiske energi ændres ikke, da smeltning sker ved en konstant temperatur.
Ved eksperimentelt at studere smeltningen af forskellige stoffer af samme masse, kan man bemærke, at der kræves forskellige mængder varme for at omdanne dem til væske. For eksempel, for at smelte et kilogram is, skal du bruge 332 J energi, men for at smelte 1 kg bly - 25 kJ.
Mængden af varme frigivet af kroppen betragtes som negativ. Derfor, når man beregner mængden af frigivet varme under krystallisationen af et stof med en masse m, skal du bruge den samme formel, men med et minustegn:
Forbrændingsvarme.
Forbrændingsvarme(eller brændværdi, kalorieindhold) er mængden af varme, der frigives under fuldstændig forbrænding af brændstof.
Til opvarmning af legemer bruges ofte den energi, der frigives under forbrændingen af brændstof. Konventionelt brændstof (kul, olie, benzin) indeholder kulstof. Ved afbrænding kombineres kulstofatomer med atomer ilt indeholdt i luften, hvilket resulterer i dannelsen af molekyler carbondioxid. Den kinetiske energi af disse molekyler viser sig at være større end de oprindelige partiklers. Stigningen i kinetisk energi af molekyler under forbrænding kaldes energifrigivelse. Den energi, der frigives under fuldstændig forbrænding af brændstof, er forbrændingsvarmen fra dette brændstof.
Forbrændingsvarmen af brændstof afhænger af brændstoftypen og dens masse. Jo større massen af brændstoffet er, jo større mængde af varme frigives under dets fuldstændige forbrænding.
Fysisk mængde, der viser, hvor meget varme der frigives under fuldstændig forbrænding af brændstof, der vejer 1 kg, kaldes specifik varme ved forbrænding af brændstof.Den specifikke forbrændingsvarme er angivet med bogstavetqog måles i joule pr. kilogram (J/kg).
Mængde varme Q frigives under forbrænding m kg brændstof bestemmes af formlen:
For at finde mængden af varme, der frigives under fuldstændig forbrænding af et brændstof med en vilkårlig masse, skal den specifikke forbrændingsvarme af dette brændsel ganges med dets masse.