Strukturen til materie bestemmes ikke bare av det relative arrangementet av atomer i kjemiske partikler, men også av plasseringen av disse kjemiske partiklene i rommet. Det mest ordnede arrangementet av atomer, molekyler og ioner er i krystaller(fra gresk " krystaller" - is), hvor kjemiske partikler (atomer, molekyler, ioner) er ordnet i en bestemt rekkefølge, og danner et krystallgitter i rommet. Under visse dannelsesbetingelser kan de ha den naturlige formen som vanlige symmetriske polyedre. Den krystallinske tilstanden er preget av tilstedeværelsen av lang rekkevidde i arrangementet av partikler og symmetri krystallgitter.
Den amorfe tilstanden er preget av tilstedeværelsen av kun kort rekkevidde. Strukturene til amorfe stoffer ligner væsker, men har mye mindre flyt. Den amorfe tilstanden er vanligvis ustabil. Under påvirkning av mekaniske belastninger eller temperaturendringer kan amorfe legemer krystallisere. Reaktiviteten til stoffer i amorf tilstand er mye høyere enn i krystallinsk tilstand.
Amorfe stoffer
Hovedskilt amorf(fra gresk " amorfos" - formløs) tilstand av materie - fraværet av et atomært eller molekylært gitter, det vil si den tredimensjonale periodisiteten til strukturen som er karakteristisk for den krystallinske tilstanden.
Når et flytende stoff avkjøles, krystalliserer det ikke alltid. under visse forhold kan det dannes en fast amorf (glassaktig) tilstand som ikke er likevekt. Den glassaktige tilstanden kan inneholde enkle stoffer (karbon, fosfor, arsen, svovel, selen), oksider (for eksempel bor, silisium, fosfor), halogenider, kalkogenider og mange organiske polymerer.
I denne tilstanden kan stoffet være stabilt over lang tid, for eksempel er alderen til noen vulkanske glass beregnet til millioner av år. De fysiske og kjemiske egenskapene til et stoff i en glassaktig amorf tilstand kan avvike betydelig fra egenskapene til et krystallinsk stoff. For eksempel er glassaktig germaniumdioksid kjemisk mer aktivt enn krystallinsk. Forskjeller i egenskapene til den flytende og faste amorfe tilstanden bestemmes av arten av den termiske bevegelsen til partikler: i den amorfe tilstanden er partikler kun i stand til oscillerende og roterende bevegelser, men kan ikke bevege seg gjennom stoffets tykkelse.
Det finnes stoffer som bare kan eksistere i fast form i amorf tilstand. Dette refererer til polymerer med en uregelmessig rekkefølge av enheter.
Amorfe kropper isotropisk, det vil si at deres mekaniske, optiske, elektriske og andre egenskaper ikke avhenger av retning. Amorfe legemer har ikke et fast smeltepunkt: smelting skjer i et visst temperaturområde. Overgangen til et amorft stoff fra en fast til en flytende tilstand er ikke ledsaget av en brå endring i egenskaper. En fysisk modell av den amorfe tilstanden er ennå ikke opprettet.
Krystallinske stoffer
Fast krystaller- tredimensjonale formasjoner preget av streng repeterbarhet av samme strukturelle element ( Enhetscelle) i alle retninger. Enhetscellen er det minste volumet av en krystall i form av et parallellepiped, som gjentar seg selv et uendelig antall ganger i krystallen.
Den geometrisk korrekte formen til krystaller bestemmes først og fremst av deres strengt regelmessige indre struktur. Hvis vi i stedet for atomer, ioner eller molekyler i en krystall avbilder punkter som tyngdepunktene til disse partiklene, får vi en tredimensjonal regelmessig fordeling av slike punkter, kalt et krystallgitter. Selve punktene kalles noder krystallgitter.
Typer krystallgitter
Avhengig av hvilke partikler krystallgitteret er laget av og hva slags kjemisk binding mellom dem er, skilles forskjellige typer krystaller.
Ioniske krystaller dannes av kationer og anioner (for eksempel salter og hydroksyder av de fleste metaller). I dem er det en ionisk binding mellom partiklene.
Ioniske krystaller kan bestå av monoatomisk ioner. Dette er hvordan krystaller er bygget natriumklorid, kaliumjodid, kalsiumfluorid.
Monatomiske metallkationer og polyatomiske anioner, for eksempel nitration NO 3 −, sulfation SO 4 2−, karbonation CO 3 2−, deltar i dannelsen av ioniske krystaller av mange salter.
Det er umulig å isolere enkeltmolekyler i en ionisk krystall. Hver kation tiltrekkes av hvert anion og frastøtes av andre kationer. Hele krystallen kan betraktes som et stort molekyl. Størrelsen på et slikt molekyl er ikke begrenset, siden det kan vokse ved å legge til nye kationer og anioner.
De fleste ioniske forbindelser krystalliserer seg i en av strukturtypene, som skiller seg fra hverandre i verdien av koordinasjonstallet, det vil si antall naboer rundt et gitt ion (4, 6 eller 8). For ioniske forbindelser med like mange kationer og anioner er fire hovedtyper av krystallgitter kjent: natriumklorid (koordinasjonstallet for begge ioner er 6), cesiumklorid (koordinasjonstallet for begge ioner er 8), sfaleritt og wurtzitt (begge strukturelle typer er karakterisert ved koordinasjonsnummeret til kation og anion lik 4). Hvis antall kationer er halvparten av antallet anioner, må koordinasjonstallet for kationer være det dobbelte av koordinasjonstallet for anioner. I dette tilfellet blir de strukturelle typene fluoritt (koordinasjonsnummer 8 og 4), rutil (koordinasjonsnummer 6 og 3) og cristobalitt (koordinasjonsnummer 4 og 2) realisert.
Vanligvis er ioniske krystaller harde, men sprø. Deres skjørhet skyldes det faktum at selv med liten deformasjon av krystallen, forskyves kationer og anioner på en slik måte at frastøtende krefter mellom like ioner begynner å seire over tiltrekningskreftene mellom kationer og anioner, og krystallen blir ødelagt.
Ioniske krystaller har høye smeltepunkter. I smeltet tilstand er stoffene som danner ioniske krystaller elektrisk ledende. Når de er oppløst i vann, dissosieres disse stoffene til kationer og anioner, og de resulterende løsningene leder elektrisk strøm.
Høy løselighet i polare løsemidler, ledsaget av elektrolytisk dissosiasjon, skyldes det faktum at i et løsemiddelmiljø med høy dielektrisk konstant ε, avtar tiltrekningsenergien mellom ioner. Den dielektriske konstanten til vann er 82 ganger høyere enn for vakuum (betinget eksisterende i en ionisk krystall), og tiltrekningen mellom ioner i en vandig løsning avtar med samme mengde. Effekten forsterkes ved solvatisering av ioner.
Atomkrystaller består av individuelle atomer holdt sammen av kovalente bindinger. Av de enkle stoffene er det bare bor og gruppe IVA-elementer som har slike krystallgitter. Ofte danner forbindelser av ikke-metaller med hverandre (for eksempel silisiumdioksid) også atomkrystaller.
Akkurat som ioniske krystaller, kan atomkrystaller betraktes som gigantiske molekyler. De er veldig slitesterke og harde, og leder dårlig varme og elektrisitet. Stoffer som har atomære krystallgitter smelter ved høye temperaturer. De er praktisk talt uløselige i løsemidler. De er preget av lav reaktivitet.
Molekylære krystaller er bygget av individuelle molekyler, innenfor hvilke atomene er forbundet med kovalente bindinger. Svakere intermolekylære krefter virker mellom molekyler. De blir lett ødelagt, så molekylære krystaller har lave smeltepunkter, lav hardhet og høy flyktighet. Stoffer som danner molekylære krystallgitter har ikke elektrisk ledningsevne, og deres løsninger og smelter leder heller ikke elektrisk strøm.
Intermolekylære krefter oppstår på grunn av den elektrostatiske interaksjonen mellom de negativt ladede elektronene til ett molekyl med de positivt ladede kjernene til nabomolekylene. Styrken til intermolekylære interaksjoner påvirkes av mange faktorer. Den viktigste blant dem er tilstedeværelsen av polare bindinger, det vil si et skifte i elektrontetthet fra ett atom til et annet. I tillegg er intermolekylære interaksjoner sterkere mellom molekyler med et større antall elektroner.
De fleste ikke-metaller i form av enkle stoffer (f.eks. jod I 2 , argon Ar, svovel S 8) og forbindelser med hverandre (for eksempel vann, karbondioksid, hydrogenklorid), samt nesten alle faste organiske stoffer danner molekylære krystaller.
Metaller er preget av et metallisk krystallgitter. Den inneholder en metallisk binding mellom atomer. I metallkrystaller er atomkjernene ordnet på en slik måte at deres pakking er så tett som mulig. Bindingen i slike krystaller er delokalisert og strekker seg gjennom hele krystallen. Metallkrystaller har høy elektrisk og termisk ledningsevne, metallisk glans og opasitet og lett deformerbarhet.
Klassifiseringen av krystallgitter tilsvarer begrensende tilfeller. De fleste krystaller av uorganiske stoffer tilhører mellomtyper - kovalent-ionisk, molekylær-kovalent, etc. For eksempel i en krystall grafitt Innenfor hvert lag er bindingene kovalent-metalliske, og mellom lagene er de intermolekylære.
Isomorfisme og polymorfisme
Mange krystallinske stoffer har samme struktur. Samtidig kan det samme stoffet danne ulike krystallstrukturer. Dette gjenspeiles i fenomenene isomorfisme Og polymorfisme.
Isomorfisme ligger i atomers, ioners eller molekylers evne til å erstatte hverandre i krystallstrukturer. Dette begrepet (fra gresk " isos" - lik og " morph" - form) ble foreslått av E. Mitscherlich i 1819. Loven om isomorfisme ble formulert av E. Mitscherlich i 1821 på denne måten: "Det samme antall atomer, forbundet på samme måte, gir de samme krystallinske formene; Dessuten er den krystallinske formen ikke avhengig av atomenes kjemiske natur, men bestemmes bare av deres antall og relative posisjon."
Ved å jobbe i det kjemiske laboratoriet ved Universitetet i Berlin trakk Mitscherlich oppmerksomhet til den fullstendige likheten mellom krystallene av bly, barium og strontiumsulfater og likheten mellom de krystallinske formene til mange andre stoffer. Observasjonene hans vakte oppmerksomheten til den berømte svenske kjemikeren J.-Ya. Berzelius, som foreslo at Mitscherlich bekreftet de observerte mønstrene ved å bruke eksemplet på forbindelser av fosfor- og arsensyrer. Som et resultat av studien ble det konkludert med at "de to seriene salt skiller seg bare ved at den ene inneholder arsen som et syreradikal, og den andre inneholder fosfor." Mitscherlichs oppdagelse vakte veldig snart oppmerksomheten til mineraloger, som begynte å forske på problemet med isomorf substitusjon av elementer i mineraler.
Under felles krystallisering av stoffer som er utsatt for isomorfisme ( isomorf stoffer), dannes blandede krystaller (isomorfe blandinger). Dette er bare mulig hvis partiklene som erstatter hverandre avviker lite i størrelse (ikke mer enn 15%). I tillegg må isomorfe stoffer ha et lignende romlig arrangement av atomer eller ioner og derfor lignende krystaller i ytre form. Slike stoffer inkluderer for eksempel alun. I kaliumalunkrystaller KAl(SO 4) 2 . 12H 2 O-kaliumkationer kan delvis eller fullstendig erstattes av rubidium- eller ammoniumkationer, og aluminiumkationer med krom(III)- eller jern(III)-kationer.
Isomorfisme er utbredt i naturen. De fleste mineraler er isomorfe blandinger med kompleks, variabel sammensetning. For eksempel, i mineralet sfaleritt ZnS, kan opptil 20 % av sinkatomene erstattes av jernatomer (mens ZnS og FeS har forskjellige krystallstrukturer). Isomorfisme er assosiert med den geokjemiske oppførselen til sjeldne elementer og sporstoffer, deres fordeling i bergarter og malmer, der de er inneholdt i form av isomorfe urenheter.
Isomorf substitusjon bestemmer mange nyttige egenskaper til kunstige materialer av moderne teknologi - halvledere, ferromagneter, lasermaterialer.
Mange stoffer kan danne krystallinske former som har forskjellige strukturer og egenskaper, men samme sammensetning ( polymorf modifikasjoner). Polymorfisme- evnen til faste stoffer og flytende krystaller til å eksistere i to eller flere former med forskjellige krystallstrukturer og egenskaper med samme kjemiske sammensetning. Dette ordet kommer fra det greske " polymorfos"- mangfoldig. Fenomenet polymorfisme ble oppdaget av M. Klaproth, som i 1798 oppdaget at to forskjellige mineraler - kalsitt og aragonitt - har samme kjemiske sammensetning CaCO 3.
Polymorfisme av enkle stoffer kalles vanligvis allotropi, mens begrepet polymorfisme ikke gjelder for ikke-krystallinske allotrope former (for eksempel gassformig O 2 og O 3). Et typisk eksempel på polymorfe former er modifikasjoner av karbon (diamant, lonsdaleitt, grafitt, karbiner og fullerener), som avviker kraftig i egenskaper. Den mest stabile formen for eksistens av karbon er grafitt, men dens andre modifikasjoner under normale forhold kan vedvare på ubestemt tid. Ved høye temperaturer blir de til grafitt. Når det gjelder diamant, skjer dette ved oppvarming til over 1000 o C i fravær av oksygen. Den omvendte overgangen er mye vanskeligere å oppnå. Ikke bare høy temperatur kreves (1200-1600 o C), men også enormt trykk - opptil 100 tusen atmosfærer. Transformasjonen av grafitt til diamant er lettere i nærvær av smeltede metaller (jern, kobolt, krom og andre).
Når det gjelder molekylære krystaller, manifesterer polymorfisme seg i forskjellig pakking av molekyler i krystallen eller i endringer i formen til molekyler, og i ioniske krystaller - i forskjellige relative posisjoner av kationer og anioner. Noen enkle og komplekse stoffer har mer enn to polymorfer. For eksempel har silisiumdioksid ti modifikasjoner, kalsiumfluorid - seks, ammoniumnitrat - fire. Polymorfe modifikasjoner er vanligvis betegnet med de greske bokstavene α, β, γ, δ, ε,... starter med modifikasjoner som er stabile ved lave temperaturer.
Ved krystallisering fra damp, løsning eller smelte av et stoff som har flere polymorfe modifikasjoner, dannes først en modifikasjon som er mindre stabil under gitte forhold, som deretter blir til en mer stabil. For eksempel, når fosfordamp kondenserer, dannes det hvitt fosfor, som under normale forhold sakte, men ved oppvarming, raskt blir til rødt fosfor. Når blyhydroksid er dehydrert, dannes det først (ca. 70 o C) gult β-PbO, som er mindre stabilt ved lave temperaturer, ved ca. 100 o C blir det til rødt α-PbO, og ved 540 o C blir det; tilbake til β-PbO.
Overgangen fra en polymorf til en annen kalles polymorf transformasjon. Disse overgangene oppstår når temperatur eller trykk endres og er ledsaget av en brå endring i egenskaper.
Prosessen med overgang fra en modifikasjon til en annen kan være reversibel eller irreversibel. Når en hvit myk grafittlignende substans med sammensetning BN (bornitrid) oppvarmes til 1500-1800 o C og et trykk på flere titalls atmosfærer, dannes dets høytemperaturmodifikasjon - Borazon, nær diamant i hardhet. Når temperaturen og trykket senkes til verdier som tilsvarer normale forhold, beholder borazon sin struktur. Et eksempel på en reversibel overgang er de gjensidige transformasjonene av to modifikasjoner av svovel (ortorombisk og monoklinisk) ved 95 o C.
Polymorfe transformasjoner kan forekomme uten vesentlige endringer i struktur. Noen ganger er det ingen endring i krystallstrukturen i det hele tatt, for eksempel under overgangen av α-Fe til β-Fe ved 769 o C, endres ikke strukturen til jern, men dets ferromagnetiske egenskaper forsvinner.
Det er ikke individuelle atomer eller molekyler som inngår i kjemiske interaksjoner, men stoffer. Stoffer er klassifisert etter type binding molekylær og ikke-molekylær bygninger.
Dette er stoffer som består av molekyler. Bindingene mellom molekyler i slike stoffer er veldig svake, mye svakere enn mellom atomer inne i molekylet, og selv ved relativt lave temperaturer brytes de - stoffet blir til en væske og deretter til en gass (sublimering av jod). Smelte- og kokepunktene til stoffer som består av molekyler øker med økende molekylvekt. Molekylære stoffer inkluderer stoffer med en atomstruktur (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), blant dem er det metaller og ikke-metaller.
Ikke-molekylær struktur av stoffer
Til stoffer ikke-molekylær strukturer inkluderer ioniske forbindelser. De fleste forbindelser av metaller med ikke-metaller har denne strukturen: alle salter (NaCl, K 2 S0 4), noen hydrider (LiH) og oksider (CaO, MgO, FeO), baser (NaOH, KOH). Ioniske (ikke-molekylære) stoffer har høye smelte- og kokepunkter.
Faste stoffer: krystallinske og amorfe
Amorfe stoffer har ikke et klart smeltepunkt - når de varmes opp, mykner de gradvis og blir til en flytende tilstand. For eksempel er plasticine og forskjellige harpikser i en amorf tilstand.
Krystallinske stoffer preget av riktig arrangement av partiklene de består av: atomer, molekyler og ioner - på strengt definerte punkter i rommet. Når disse punktene er forbundet med rette linjer, dannes en romlig ramme, kalt krystallgitter. Punktene der krystallpartikler befinner seg kalles gitternoder.
Avhengig av typen partikler lokalisert ved nodene til krystallgitteret og arten av forbindelsen mellom dem, skilles fire typer krystallgitter ut: ioniske, atomære, molekylære og metalliske .
Ioniske krystallgitter
Ionisk kalles krystallgitter, hvor det er ioner i nodene. De er dannet av stoffer med ioniske bindinger, som kan binde både enkle ioner Na +, Cl -, og komplekse S0 4 2-, OH -. Følgelig har salter og noen oksider og hydroksider av metaller ioniske krystallgitter. For eksempel er en natriumkloridkrystall bygget av vekslende positive Na + og negative Cl - ioner, og danner et kubeformet gitter.
Ionisk krystallgitter av bordsalt
Bindingene mellom ioner i en slik krystall er veldig stabile. Derfor er stoffer med et ionisk gitter preget av relativt høy hardhet og styrke, de er ildfaste og ikke-flyktige.
Atomiske krystallgitter
Atomisk kalles krystallgitter, hvor det er individuelle atomer i nodene. I slike gitter er atomene forbundet med hverandre med svært sterke kovalente bindinger. Et eksempel på stoffer med denne typen krystallgitter er diamant, en av de allotropiske modifikasjonene av karbon.
Atomisk krystallgitter av diamant
De fleste stoffer med et atomisk krystallgitter har svært høye smeltepunkter (for diamant er det for eksempel over 3500 ° C), de er sterke og harde, og praktisk talt uløselige.
Molekylære krystallgitter
Molekylær kalles krystallgitter, i nodene hvor molekylene er lokalisert.
Molekylært krystallgitter av jod
Kjemiske bindinger i disse molekylene kan være både polare (HCl, H 2 O) og ikke-polare (N 2, O 2). Til tross for at atomene inne i molekylene er forbundet med svært sterke kovalente bindinger, virker svake intermolekylære tiltrekningskrefter mellom molekylene selv. Derfor har stoffer med molekylære krystallgitter lav hardhet, lave smeltepunkter og er flyktige. De fleste faste organiske forbindelser har molekylære krystallgitter (naftalen, glukose, sukker).
Metall krystall gitter
Stoffer med metalliske bindinger har metall krystallgitter.
På stedene til slike gitter er det atomer og ioner (enten atomer eller ioner, som metallatomer lett forvandles til, og gir fra seg sine ytre elektroner "til vanlig bruk"). Denne interne strukturen til metaller bestemmer deres karakteristiske fysiske egenskaper: formbarhet, duktilitet, elektrisk og termisk ledningsevne, karakteristisk metallisk glans.
Overgangen til et stoff fra en fast krystallinsk tilstand til en væske kalles smelting. For å smelte et fast krystallinsk legeme må det varmes opp til en viss temperatur, det vil si at det må tilføres varme.Temperaturen et stoff smelter ved kallessmeltepunktet til stoffet.
Den omvendte prosessen - overgangen fra flytende til fast tilstand - skjer når temperaturen synker, dvs. varme fjernes. Overgangen til et stoff fra flytende til fast tilstand kallesherding , eller krystalllisering . Temperaturen som et stoff krystalliserer ved kalleskrystalltemperatursjoner .
Erfaring viser at ethvert stoff krystalliserer og smelter ved samme temperatur.
Figuren viser en graf over temperaturen til et krystallinsk legeme (is) kontra oppvarmingstid (fra punktet EN til punktet D) og avkjølingstid (fra punkt D til punktet K). Den viser tid langs den horisontale aksen, og temperaturen langs den vertikale aksen.
Grafen viser at observasjonen av prosessen begynte fra det øyeblikket istemperaturen var -40 ° C, eller, som de sier, temperaturen i det første øyeblikket. tbegynnelse = -40 °C(punktum EN på grafen). Ved ytterligere oppvarming øker temperaturen på isen (på grafen er dette utsnittet AB). Temperaturen øker til 0 °C - smeltetemperaturen til is. Ved 0°C begynner isen å smelte og temperaturen slutter å stige. I løpet av hele smeltetiden (dvs. inntil all isen er smeltet), endres ikke temperaturen på isen, selv om brenneren fortsetter å brenne og varme tilføres derfor. Smelteprosessen tilsvarer den horisontale delen av grafen Sol . Først etter at all isen har smeltet og blitt til vann, begynner temperaturen å stige igjen (seksjon CD). Etter at vanntemperaturen når +40 °C, slukkes brenneren og vannet begynner å avkjøles, det vil si at varmen fjernes (for å gjøre dette kan du plassere et kar med vann i et annet, større kar med is). Vanntemperaturen begynner å synke (seksjon DE). Når temperaturen når 0 °C, slutter vanntemperaturen å synke, til tross for at varme fortsatt fjernes. Dette er prosessen med vannkrystallisering - isdannelse (horisontalt snitt EF). Inntil alt vannet blir til is, vil ikke temperaturen endre seg. Først etter dette begynner istemperaturen å synke (seksjon FK).
Utseendet til den betraktede grafen er forklart som følger. Plassering på AB på grunn av varmetilførselen, gjennomsnittlig kinetisk energi antall ismolekyler øker, og temperaturen stiger. Plassering på Sol all energien som mottas av innholdet i kolben, brukes på destruksjon krystallgitter is: det ordnede romlige arrangementet av molekylene erstattes av et uordnet, avstanden mellom molekylene endres, dvs. Molekylene omorganiseres på en slik måte at stoffet blir flytende. Den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekylene endres ikke, så temperaturen forblir uendret. Ytterligere økning i temperaturen til smeltet isvann (i området CD) betyr en økning i den kinetiske energien til vannmolekyler på grunn av varmen som tilføres av brenneren.
Ved kjøling av vann (seksjon DE) Del energi blir tatt bort fra det, vannmolekyler beveger seg med lavere hastigheter, deres gjennomsnittlige kinetiske energi faller - temperaturen synker, vannet avkjøles. Ved 0°C (horisontalt snitt EF) molekyler begynner å stille seg opp i en viss rekkefølge, og danner et krystallgitter. Inntil denne prosessen er fullført, vil temperaturen på stoffet ikke endre seg, til tross for at varmen fjernes, noe som betyr at væsken (vannet) frigjør energi ved størkning. Dette er akkurat energien som isen absorberte og ble til væske (seksjon Sol). Den indre energien til en væske er større enn den til et fast stoff. Under smelting (og krystallisering) endres kroppens indre energi brått.
Metaller som smelter ved temperaturer over 1650 ºС kalles ildfast(titan, krom, molybden, etc.). Tungsten har det høyeste smeltepunktet blant dem - omtrent 3400 °C. Ildfaste metaller og deres forbindelser brukes som varmebestandige materialer i flykonstruksjon, rakett- og romteknologi og kjernekraft.
La oss igjen understreke at ved smelting absorberer et stoff energi. Under krystallisering, tvert imot, slipper den det ut i miljøet. Ved å motta en viss mengde varme som frigjøres under krystallisering, varmes mediet opp. Dette er godt kjent for mange fugler. Ikke rart de kan sees om vinteren i frostvær sittende på isen som dekker elver og innsjøer. På grunn av frigjøring av energi når det dannes is, er luften over den flere grader varmere enn i trærne i skogen, og dette utnytter fugler.
Smelting av amorfe stoffer.
Tilgjengelighet av en viss smeltepunkter– Dette er et viktig trekk ved krystallinske stoffer. Det er ved denne egenskapen at de lett kan skilles fra amorfe kropper, som også er klassifisert som faste stoffer. Disse inkluderer spesielt glass, svært viskøse harpikser og plast.
Amorfe stoffer(i motsetning til krystallinske) har ikke et spesifikt smeltepunkt - de smelter ikke, men mykner. Ved oppvarming blir for eksempel et glass først mykt av hardt, det kan lett bøyes eller strekkes; ved høyere temperatur begynner stykket å endre form under påvirkning av sin egen tyngdekraft. Når den varmes opp, tar den tykke viskøse massen formen til karet den ligger i. Denne massen er først tykk, som honning, deretter som rømme, og blir til slutt nesten den samme lavviskøse væsken som vann. Det er imidlertid umulig å indikere en viss overgangstemperatur for et fast stoff til en væske her, siden den ikke eksisterer.
Årsakene til dette ligger i den grunnleggende forskjellen i strukturen til amorfe kropper fra strukturen til krystallinske. Atomer i amorfe kropper er de ordnet tilfeldig. Amorfe kropper ligner væsker i sin struktur. Allerede i solid glass er atomene ordnet tilfeldig. Dette betyr at å øke temperaturen på glasset bare øker vibrasjonsområdet til molekylene, og gir dem gradvis større og større bevegelsesfrihet. Derfor mykner glasset gradvis og viser ikke en skarp "fast-flytende" overgang, karakteristisk for overgangen fra arrangementet av molekyler i en streng rekkefølge til en uordnet.
Fusjonsvarme.
Smeltevarme- dette er mengden varme som må gis til et stoff ved konstant trykk og konstant temperatur lik smeltepunktet for å fullstendig transformere det fra en fast krystallinsk tilstand til en væske. Fusjonsvarmen er lik mengde varme, som frigjøres under krystallisering av et stoff fra en flytende tilstand. Ved smelting øker all varmen som tilføres stoffet potensiell energi dens molekyler. Den kinetiske energien endres ikke siden smelting skjer ved en konstant temperatur.
Ved å eksperimentelt studere smeltingen av ulike stoffer med samme masse, kan man legge merke til at det kreves forskjellige mengder varme for å omdanne dem til væske. For eksempel, for å smelte ett kilo is, må du bruke 332 J energi, men for å smelte 1 kg bly - 25 kJ.
Mengden varme som frigjøres av kroppen anses som negativ. Derfor, når man beregner mengden varme som frigjøres under krystalliseringen av et stoff med en masse m, bør du bruke samme formel, men med et minustegn:
Forbrenningsvarme.
Forbrenningsvarme(eller brennverdi, kaloriinnhold) er mengden varme som frigjøres under fullstendig forbrenning av drivstoff.
For å varme opp legemer brukes ofte energien som frigjøres under forbrenning av drivstoff. Konvensjonelt drivstoff (kull, olje, bensin) inneholder karbon. Ved brenning kombineres karbonatomer med atomer oksygen inneholdt i luften, noe som resulterer i dannelsen av molekyler karbondioksid. Den kinetiske energien til disse molekylene viser seg å være større enn den til de opprinnelige partiklene. Økningen i kinetisk energi til molekyler under forbrenning kalles energifrigjøring. Energien som frigjøres under fullstendig forbrenning av drivstoff er forbrenningsvarmen til dette drivstoffet.
Forbrenningsvarmen av drivstoff avhenger av typen drivstoff og massen. Jo større massen på drivstoffet er, desto større er varmemengden som frigjøres under fullstendig forbrenning.
Fysisk mengde, som viser hvor mye varme som frigjøres under fullstendig forbrenning av drivstoff som veier 1 kg, kalles spesifikk forbrenningsvarme av drivstoff.Den spesifikke forbrenningsvarmen er angitt med bokstavenqog måles i joule per kilogram (J/kg).
Mengde varme Q frigjøres under forbrenning m kg drivstoff bestemmes av formelen:
For å finne mengden varme som frigjøres under fullstendig forbrenning av et drivstoff med en vilkårlig masse, må den spesifikke forbrenningsvarmen til dette drivstoffet multipliseres med massen.