Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum. 2. Teil: Stoff-Systeme. Dr. A. Hepp

Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum 2. Teil: Stoff-Systeme Dr. A. Hepp (07.05.2010) Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 1/14

Aggregatzustände und ihre Übergänge Einkomponenten-Systeme Der feste Zustand: Reine Festkörper werden nach ihrem Ordnungsgrad in amorphe Festkörper (keine Ordnung), Gläser (nur Nahordnung) und Kristalle (Nah- und Fernordnung) eingeteilt. Seine physikalischen Eigenschaften werden von dem inneren Aufbau maßgeblich bestimmt. Ein Stoff kann in verschiedenen festen Zustandsformen Modifikationen vorkommen. Dies wird als Polymorphie (lat. Vielgestaltig) bezeichnet. Modifikationen unterscheiden sich voneinander in ihren physikalische, nicht in ihren chemischen Eigenschaften. Das bekannteste Beispiel hierfür ist der Kohlenstoff, welcher als amorpher Festkörper, Graphit, Diamant, Fulleren, Kohlenstoffnanoröhren und Aggregierte Diamant-Nanoröhrchen (ADNR) auftreten kann. Weitere Beispiele sind der Schwefel: (rhombisch und monoklin), der Phosphor (weißer, roter, violetter und schwarzer) und Eisen (alpha-, beta- und gamma- Eisen). Der flüssige Zustand: In einer Flüssigkeit sind die Atome/ Moleküle in heftiger Bewegung, so dass sich keine dauerhafte Ordnung wie z.b. eine Kristallstruktur bilden kann. Die Moleküle werden durch London-Kräfte (Anziehungskräfte zwischen momentanen Dipolen, die durch die Elektronenbewegung zustande kommen) und, wenn das Molekül polar ist, durch van der Waals- Kräfte zusammengehalten. Da im Gegensatz zum Festkörper die Atome/ Moleküle keine feste Position mehr besitzen hat eine Flüssigkeit keine feste äußere Form. Der gasförmige Zustand: Die Teilchen sind frei beweglich. Es sind nur noch sehr geringe Wechselwirkungen zwischen den Teilchen zu beobachten und somit ist kein Teilchenverbund erkennbar. Der Übergang der Zustände: Die Überführung eines Stoffes von einem Aggregatzustand in einen anderen erfolgt in zwei Schritten: Erwärmen oder Abkühlen des Stoffes bis zum Erreichen der Übergangstemperatur Zuführen oder Abführen der Umwandlungsenergie bzw. Umwandlungsenthalpie Erwärmen eines Stoffes Die Wärmemenge (Q) welche benötigt wird, ist proportional der Menge (m) an Stoff und der Temperaturdifferenz ( T). Zudem ist sie abhängig von einer stoffspezifischen Konstanten, der spezifischen Wärmekapazität (C p ). Damit ergibt sich folgender Zusammenhang: Q = C p m T (Gl. 1) Die Wärmekapazität (C p ) drückt aus, wie viel Energie benötigt bzw. frei wird, wenn 1 Gramm dieses Stoffes um 1 Grad erwärmt bzw. abgekühlt wird. Die Kalorie wurde früher als spez. Wärmekapazität des Wassers definiert. Die Wärmemenge, die benötigt wurde um 1 Gramm Wasser von 14,5 C auf 15,5 C zu erwärmen wurde als eine Kalorie bezeichnet. Heute im Zeitalter der SI-Einheit wird sie mit Cp( H2 O)= 4,186 [J/gK] angegeben. Umwandlungsenthalpie Bei konstantem Druck gibt es eine bestimmte Temperatur bei der sich die einzelnen Aggregatzustände ineinander umwandeln. Dabei wird immer Energie verbraucht (+ H) bzw. frei (- H), die so genanten Enthalpien. Sie sind betragsmäßig gleich. Bildungsenthalpie des Feststoffes + Bildungsenthalpie der Flüssigkeit = Schmelzenthalpie H (fest) + H (flüssig) = H (Umwandlung) Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 2/14

Übergang Fest/Flüssig Beim Übergang vom festen in den flüssigen Zustand, am so genannten Schmelzpunkt werden die Strukturen im festen Stoff - die Kristallstruktur - durch die thermische Bewegung aufgebrochen und die Teilchen können sich frei in ihrem Teilchenverbund bewegen. Die Energie, die für das Aufbrechen der Struktur benötigt wird heißt Schmelzwärme oder auch Schmelzenthalpie. Der umgekehrte Vorgang, der Übergang vom flüssigen in den festen Zustand wird am Gefrierpunkt beobachtet. Die Kristallisationsenthalpie wird dabei frei. Übergang Flüssig/Gasförmig Am Siedepunkt (Kochpunkt) bzw. dem Kondensationspunkt (Taupunkt) ist der Dampfdruck der Flüssigkeit gleich dem Umgebungsdruck. Beim Sieden einer Flüssigkeit bricht der Zusammenhalt der Teilchen vollständig zusammen und einzelne Teilchen werden aus dem Teilchenverbund heraus geschleudert. Die dafür aufgebrachte Energie entspricht der Verdampfungsenthalpie, die beim Kondensieren freiwerdende Energie der Kondensationsenthalpie. Übergang Fest/Gasförmig Am Sublimationspunkt werden einzelne Teilchen direkt aus der Kristallstruktur und somit aus dem Teilchenverbund herauskatapultiert. Resublimation bezeichnet den umgekehrten Vorgang. Die Energie wird als Sublimations- bzw. Resublimationsenthalpie bezeichnet. resublimieren erstarren kondensieren schmelzen sieden fest flüssig gasformig Abbildung 1 Aggregatzustände und ihre Übergänge sublimieren Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 3/14

Das Wasser Ein Einstoffsystem Wasser, auch Wasserstoffoxid oder H 2 O genannt, ist im reinem Zustand eine klare, geruch- und geschmacklose, farblose Flüssigkeit. Molare Masse: 18,02 g/mol. Schmelzpunkt bei 1013 mbar (Normaldruck): 0 C Siedepunkt bei 1013 mbar: 100 C Die Celsius-Temperatur-Skala wurde 1742, durch den Schmelzpunkt (0 C) u. Siedepunkt (100 C) des Wassers bei 1013 mbar festgelegt. Spezif. Wärmekapazität (25 C und 1013 mbar) Bildungsenthalpie (25 C und 1013 mbar) Schmelzenthalpie (0 C und 1013 mbar) Verdampfungsenthalpie (100 C und 1013 mbar) 4,1855 J/g K bzw. 1 cal/ g K 285,89 kj/mol 6,010 kj/mol 40,651 kj/mol Eine Kalorie wurde früher definiert als die Wärmemenge die gebraucht wird um 1g Wasser von 14,5 C auf 15.5 C zu erwärmen bei 1013 mbar. (1 cal/ g Wasser. 1 C). Dichte (Flüssig): 1,0000 g / 1cm 3 bei 4 C (höchste Dichte) Dichte (Eis, Fest): 0,9168 g / 1 cm 3 bei 0 C Das abnormale Verhalten von Wasser (Anomalie) höchste Dichte bei 4 C bewirkt: Eis ist leichter als flüssiges Wasser; es schwimmt Ein Teich friert nie ganz zu, da sich das Wasser mit 4 C immer am Grund des Teiches befindet und die Fische sich dort aufhalten können. Druck in hpa flüssiges Wasser Schmelzkurve Siedekurve Eis 6,09 Tripelpunkt Dampf Sublimationskurve 0 0 273,16 Temperatur in K Abbildung 2: Zustands- bzw. Phasendiagramm von Wasser. Am Tripelpunkt des Wassers liegen flüssiges Wasser, Eis und Wasserdampf im nonvarianten Gleichgewicht nebeneinander vor, mit T = 273,16K und 6,11 mbar. Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 4/14

Phasen- bzw. Zustandsdiagramme: Diese geben an, welche Phase eines Stoffes bei einer bestimmten Temperatur und einem bestimmten Druck stabil ist. Das heißt aus diesen Diagrammen kann entnommen werden, wann ein Stoff schmilzt, verdampft oder sublimiert. Oder anders gesagt: Welcher Aggregatszustand (fest, flüssig oder gasförmig) bei einer Temperatur und einem bestimmten Druck vorliegt (siehe Abbildung 2). Bei allen Phasen- bzw. Zustandsdiagrammen gilt die Phasenregel nach Gibbs: F = Anzahl der Freiheitsgrade; K= Anzahl der Komponenten, P= Anzahl der Phasen F = K - P + 2 Damit gilt für ein Einkomponentensystem (K=1): F = 1 - P + 2 = 3 - P Damit gilt: Am Tripelpunkt mit drei Phasen (fest, flüssig, gasförmig; P=3) besitzt das System keinen Freiheitsgrad. (F=0 - nonvariant). Dies bedeutet, dass die Temperatur und der Druck nicht verändert werden kann bzw. dieser Zustand an welchen alle drei Phasen gleichzeitig vorliegen durch eine bestimmte Temperatur und einem bestimmten Druck definiert ist. Die Sublimations-, Siede- oder Schmelzkurve beschreibt immer das Gleichgewicht zwischen zwei Phasen (P=2), wodurch gilt: F=1. Auf diesen Kurven kann somit nur die Temperatur oder der Druck verändert werden, da jede Änderung z.b. der Temperatur zwingen eine Änderung des Druckes zur Folgen haben muss um das Gleichgewicht zwischen den Phasen aufrecht zu erhalten. Im Phasengebiet (fest, flüssig oder gasförmig; P=1) gilt somit: F=2. Das heißt die Temperatur kann unabhängig vom Druck verändert werden und umgekehrt. Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 5/14

Zwei-Stoff-Systeme Gemische / Heterogene Systeme / Disperses System sind heterogene Gemenge von zwei oder mehr Stoffen. Innerhalb des Systems gibt es Phasengrenzflächen, das heißt einzelne Bestandteile sind sichtbar. Heterogene Gemenge lassen sich, im Gegensatz zu homogenen Gemischen, durch physikalische Methoden (Sieben, Sedimentation u. a. 1 ) trennen. Die Klassifikation erfolgt in der Regel durch Zuordnung der Phasen in Haupt- und Nebenphasen (Nebenphase in Hauptphase). Aggregatzustand der Bestandteile fest-fest fest-flüssig fest-gasförmig flüssig-flüssig flüssig-gasförmig gasförmig-gasförmig Homogenes Stoffgemisch Legierung bzw. feste Lösung z.b. Bronze, Messing Lösung z.b. Kochsalzlösung Feste Lösung z.b. Wasserstoff in Platin, Palladium Lösung z.b. Schnaps (Alkohol/Wasser) Lösung z.b. Mineralwasser (Wasser/CO 2 ) Gasgemische sind immer homogen z.b. Luft Heterogenes Stoffgemisch Feststoffgemische z.b. Granitgestein Suspension z.b. Wandfarbe (TiO 2 /Wasser) Aerosol z.b. Rauch (fest/gasförmig) z.b. fester Schaum (gasf./fest), Styropor Emulsion/Feste Emulsion z.b. Milch (Fett/Wasser) z.b. Creme (Wasser/Fett) Aerosol z.b. Nebel (Wasser/Luft) z.b. Schaum (Luft/Wasser) ------------------------------------- Tabelle 1 Einteilung von homogenen und heterogenen Stoffgemischen Dispersionen Eine Dispersion ist immer ein heterogenes Gemisch, aber ein heterogenes Gemisch ist nicht immer eine Dispersion. Bei einer Dispersion ist ein Stoff fein in einem anderen Verteilt (Bsp.: Nebel). Dies muss in einem Heterogenen Gemisch nicht der Fall sein (Bsp. Löschsand mit dem vielen Dreck). Man spricht von dem Dispersionsmittel (Hauptphase) und der dispergierten Phase (fein verteilte Nebenphase). 1 Siehe Zusatzinformation: Teil 6 Trennen von Gemische Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 6/14

Lösungen/Homogene Systeme sind homogene Gemenge von zwei oder mehr Stoffen die sich durchdringen. Innerhalb des Systems bestehen keine Phasengrenzflächen, das heißt einzelne Bestandteile sind makroskopisch nicht sichtbar. Lösungen - Wasser / Salz Löslichkeit Temperatur gelöste Stoffmenge [g/100g Wasser] gelöste Stoffmenge [g/100g Wasser] gelöste Stoffmenge [g/100g Wasser] gelöste Stoffmenge [g/100g Wasser] NaCl KNO 3 CuSO 4 KAl(SO 4 ) 2 0 C 35,6 g 13,3 g 25 g 5,7 g 10 C 35,7 g 7,6 g 20 C 35,85 g 31,7 g 37 g 11,6 g 30 C 36,2 g 16,6 g 40 C 36,42g 63,9 g 54 g 28,2 g 50 C 36,72 g 60 C 37,05 g 109,9 g 78 g 58,5 g 70 C 37,5 g 80 C 38,5 g 169,0 g 119,5 g 195,5 g 90 C 38,7 g 100 C 39,2 g 245,2 g 195,0 g Tabelle 2 Löslichkeit von Salzen in 100g Wasser bei verschiedenen Temperaturen Das Verhältnis gelöster Stoffmenge/ zum Lösemittel und die Temperatur sind für die Löslichkeit entscheidend. Bringt man beispielsweise einen Kupfersulfatkristall in eine gesättigte Lösung, löst er sich nicht mehr auf, weil das Lösemittel (Wasser) kein weiteres CuSO 4 mehr zu lösen vermag. Enthält eine Lösung weniger Substanz in sich gelöst als in der Tabelle angegeben, ist sie untersättigt. Ein Stoff kann sich solange in Wasser gelöst werden, bis das Löslichkeitsprodukt erreicht ist. An diesem Punkt ist die Lösung gesättigt und vermag den Stoff nicht mehr zu lösen. Man kann die Löslichkeit auch in Form einer Kurve auftragen. Einfluss auf die Löslichkeit haben die Gitterenergie und die Hydratationsenergie. In einer gesättigten Lösung mit Bodensatz (ungelöste Substanz - Feststoff), steht der Feststoff im Gleichgewicht mit der Lösung, siehe dazu Zusatzinformation Teil 5 - Massenwirkungsgesetz (MWG). Abbildung 3 Löslichkeit von Salzen bei unterschiedlicher Temperatur in Wasser Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 7/14

Gitterenergie Die Gitterenergie oder Gitterenthalpie gibt an, wie viel Arbeit man aufwenden muss, um die atomaren oder molekularen Bestandteile eines Festkörpers unendlich weit voneinander zu entfernen. Umgekehrt entspricht sie der Energie die freigesetzt wird, wenn sich die Atome, Moleküle oder Ionen aus unendlicher Entfernung (Gaszustand) zu einer Kristallstruktur zusammenfinden. Die Gitterenthalpie hängt unter anderem von der Größe der beteiligten Ionen und ihrer Ladung ab: Je größer die Ionen und je geringer ihre Ladung), desto kleiner ist die Gitterenergie, da die Anziehungskräfte mit zunehmender Entfernung der entgegengesetzt geladenen Ionen abnehmen. Hydratationsenergie Als Hydratationsenergie wird die Energie bezeichnet, die freigesetzt wird, wenn sich Wassermoleküle an Ionen anlagern. Siehe dazu Versuch 17 aus dem Chemischen Einführungspraktikum. Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 8/14

Lösungen zweier Flüssigkeiten Das RAOULTsche Gesetz besagt, dass der Teildruck (P i ) jeder Komponente (i) am Dampfdruck über der Lösung gleich dem Produkt der reinen Komponente (P i 0 ) und ihrem Mengenanteil (x i ) ist. Im Idealfall gilt das DALTONsche Gesetz, so dass sich der Dampfdruck über der Lösung (P Ges. ) sich Additiv aus den Teildrücken (P i ) zusammensetzt. Somit gilt für ein Zweistoffsystem aus Komponente A und B: Druck Dampfdruck der reinen Komponente A (P A0 ) Dampfdruck (P Ges. ) über der Lösung der Komponenten A und B (=P A +P B ) Anteil am gesamt Dampfdruck der Komponente B (P B ) Dampfdruck der reinen Komponente B (P B0 ) P P P A A Ges. = P 0 A = P 0 B = P x x A A B + P B Teildruck der Komponente A (P A ) 1 0 0 Mengenanteil A = X A 1 Mengenanteil B = X B Abbildung 4: Dampfdruckdiagramm einer Lösung aus zwei Komponenten bei einer bestimmten Temperatur Betrachtet man das Verhalten einer Lösung hingegen nicht bei einer definierten Temperatur sondern bei einem bestimmten Druck, so erhält man ein Siedediagramm, eines spezielles Phasen- bzw. Zustandsdiagrammen. reiner Stoff A reiner Stoff B Temperatur gasformig Siedepunkt von B Taukurve Zweiphasengebiet T 1 Zweiphasen gebiet Siedekurve Siedepunkt von A flüssig 1 0 x D x 1 0 Mengenanteil A = X A 1 Mengenanteil B = X B Abbildung 5: Siede- bzw. Phasendiagramm einer Lösung aus zwei Komponenten bei einem bestimmten Druck Eine Lösung mit der Zusammensetzung x 1 siedet bei der Temperatur T 1. Beim Sieden verdampft mehr von der leichter flüchtigen Komponente A, wodurch die Zusammensetzung des Dampfes bzw. des kondensierten Dampfes (Destillat bzw. Kondensat) nun einen höheren Anteil an Komponente A aufweist und die Zusammensetzung x D besitzt. Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 9/14

Phasen- bzw. Zustandsdiagramm eines Zweikomponentensystems Da bei allen Phasen- bzw. Zustandsdiagrammen die Phasenregel nach Gibbs gilt: F = Anzahl der Freiheitsgrade; K= Anzahl der Komponenten, P= Anzahl der Phasen F = K - P + 2 Damit gilt für ein Zweieinkomponentensystem (K=2): F = 4 P Da zur Beschreibung eines solchen Systems ein dreidimensionales Diagramm gebraucht wird, vereinfacht man die Darstellung: Betrachtung des Systems bei einer bestimmten Temperatur (Abbildung 4). F = 3 P bei konstanter Temperatur Betrachtung des Systems bei einem bestimmten Druck (Abbildung 5). F = 3 P bei konstantem Druck Somit kann ein Zweikomponentensystem vereinfacht zweidimensional dargestellt werden. Damit gilt: Die Sublimations-, Siede- oder Schmelzkurve beschreibt immer das Gleichgewicht zwischen zwei Phasen (P=2), wodurch gilt: F=1 (bei konstantem Druck!). Auf diesen Kurven kann somit nur die Temperatur oder die Zusammensetzung (x i ) verändert werden, der Druck ist ja konstant. Jede Änderung z.b. der Temperatur erzwingt eine Änderung der Zusammensetzung damit das Gleichgewicht zwischen den Phasen aufrechterhalten wird. Im Phasengebiet (fest, flüssig oder gasförmig; P=1) gilt somit: F=2 (bei konstantem Druck!). Das heißt die Temperatur kann unabhängig von der Zusammensetzung verändert werden und umgekehrt. Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 10/14

Azeotrop Der Name Azeotrop bedeutet konstant siedend, d.h. diese Mischung verhält sich bezüglich des Siedens wie ein reiner Stoff. Das hat zur Folge, dass ein Azeotrop bzw. ein azeotropes Gemisch nicht durch Destillation getrennt werden kann, weil die Zusammensetzung in der Flüssigkeit und in der Gas-Phase gleich sind. (Die Gehalte in der Lösung entsprechen den Partialdrücken über der Lösung). Der Siedepunkt von reinem Wasser beträgt 100 C, der von Ethanol liegt bei 78,5 C. Die Mischung bestehend aus 96 % Ethanol und 4 % Wasser siedet niedriger als die beiden reinen Stoffe: sie heißt Azeotrop, der zugehörige Punkt im Siedediagramm (Abbildung 6) azeotroper Punkt (A). Bei jeder anderen Zusammensetzung ändern sich während des Siedens sowohl die Siedetemperatur wie auch die Zusammensetzung sowohl der flüssigen wie auch der gasförmigen Phase, weil die abdampfende Gasphase immer reicher an der niedriger siedenden Komponente ist als die flüssige Phase. In der folgenden Skizze ist schematisch ein System mit Siedepunktsmaximum gezeigt: Man kann somit durch fraktionierte Destillation Ethanol nur bis zu 96 % anreichern. Systeme mit Siedepunktsmaximum haben auch einen azeotropen Punkt (A) an dem die Lösung das gleiche Siedeverhalten wie ein reiner Stoff zeigt. Als Beispiel sei hier das System Wasser-Chlorwasserstoff (Salzsäure) genannt. Diese Systeme werden auch als Azeotrop bezeichnet und können ganz analog dem vorher für Systeme mit Siedepunktsminimum gesagten beschrieben und interpretiert werden. C 100 Taukurve Gas 90 80 flüssig Siedekurve A 78,5 78 70 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 96 100 % Ethanol 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10 0 % Wasser Abbildung 6: Dampfdruckdiagramm Wasser / Ethanol Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 11/14

Lösungen zweier Feststoffe Auch hier gilt wieder die Phasenregel nach Gibbs: F = K - P +1 (bei konstantem Druck) F = Anzahl der Freiheitsgrade; K= Anzahl der Komponenten; P= Anzahl der Phasen Allgemeines Phasen- bzw. Zustandsdiagramm T L Liquiduslinie L + Soliduslinie Liquiduslinie L + Soliduslinie Solviuslinie Peritektikale + Solviuslinie 0 100 100 Molprozent 0 Molprozent reiner Stoff reiner Stoff Liquiduslinie: Begrenzt den Phasenraum der Schmelze nach unten Soldiuslinie: Begrenzt die Phasenräume der festen Phasen nach oben Solvuslinie: Begrenzt die Einphasenräume der festen Phase Isotherme: Peritektikale: Isotherme der peritektischen Dreiphasenreaktion Eutektikale: Isotherme der eutektischen Dreiphasenreaktion Die Liquidus-, Solidus- und die Solvuslinie beschreibt immer das Gleichgewicht zwischen zwei Phasen (P=2), wodurch gilt: F=1 (konstanter Druck!). Auf diesen Kurven kann somit nur die Temperatur oder die Zusammensetzung verändert werden. Jede Änderung z.b. der Temperatur erzwingt eine Änderung der Zusammensetzung damit das Gleichgewicht zwischen den Phasen aufrechterhalten wird. Im Phasengebiet (fest, flüssig oder gasförmig; P=1) gilt somit: F=2 (konstanter Druck!). Das heißt die Temperatur kann unabhängig von der Zusammensetzung verändert werden und umgekehrt. Die Peritektikale und die Eutektikale beschreiben immer ein Gleichgewicht zwischen drei Phasen (P=3), bei einer bestimmten Temperatur wodurch gilt: F=1 (konstanter Druck!). Somit kann nur die Zusammensetzung verändert werden. Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 12/14

Ausschnitte aus dem Phasendiagramm S + S S + S + S 1 S 1 + S 2 S 2 + + S 2 Eutektisch (Eutectic) Monotektisch (Monotectic) + + γ γ + S + S + γ S + Eutektoid (Eutectoid) Metatektisch (Metatectic) Beim Abkühlen werden die folgenden Gleichungen von links nach rechts gelesen und beim Erwärmen von rechts nach links (, : feste reine Stoffe; S: Schmelze). oben unten Eutektisch ist gekennzeichnet durch eine Schmelze (S), die beim Abkühlen zu einer heterogenen Mischung aus zwei festen Phasen ( + ) erstarrt. Am eutektischen Punkt stehen drei Phasen miteinander im Gleichgewicht: Eine flüssige und zwei nicht miteinander mischbare feste Phasen. S + Eutektoid ist gekennzeichnet als Phasenumwandlung, bei der sich beim AbkühlenErwärmen aus einer festen Phase zwei feste Phasen bilden. Sie ist das Analogon zur eutektischen Phasenumwandlung im festen Zustand. + γ Monotektisch scheidet sich beim Abkühlen aus zwei, nicht mit einander mischbaren flüssigen Phasen eine feste Phase ab. S 1 + S 2 Metatektisch bedeutet, dass eine feste Phase beim Abkühlen (!) in eine feste und eine flüssige Phase zerfällt. S + 1 Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 13/14

+ S S + γ γ + + S + + γ Peritektisch Peritektoid S1 S 1 + S 2 S 2 S 1 + S 2 + Dystektisch Dystektisch (Syntektisch) ist gekennzeichnet durch zwei flüssigen Komponenten A und B, die beim Abkühlen zu einer festen stöchiometrischen Verbindung A x B y reagieren. S 1 + S 2 Peritektisch ist gekennzeichnet durch einen Feststoff, der beim Erwärmen zu einer heterogenen Mischung aus einer Schmelze und einer festen Phase, mit anderer Zusammensetzung zerfällt. + S Peritektoid ist gekennzeichnet durch eine feste Phase, die beim Erwärmen zu einer heterogenen Mischung aus zwei festen Phasen zerfällt. γ + Literatur & Dank: http://de.wikipedia.org/wiki/ http://www.experimentalchemie.de/ http://infos.aus-germanien.de/ http://www.crystalgrowing.com/ Mortimer, Müller; Chemie - Das Basiswissen der Chemie; Kapitel 11 Holleman, Wieberg; Lehrbuch der anorgansichen Chemie; Kapitel 21. Abschnitt 1 und allen anderen die Ihre Sachen ins Netz gestellt haben Uni- Münster - Zusatzinformation zum Anorganisch Chemischen Grundpraktikum von Dr. A. Hepp 14/14