Schmelzenthalpie

Schmelzenthalpie, ΔH_fus, bezeichnet die Enthalpieänderung, die auftritt, wenn ein Feststoff bei der Schmelztemperatur in eine Flüssigkeit übergeht, wobei der Druck konstant bleibt. Sie ist eine Form der latenten Wärme, da während des Phasenübergangs Wärme zugeführt wird, ohne dass sich die Temperatur ändert. Die Schmelztemperatur T_m ist der Gleichgewichtspunkt zwischen Feststoff und Flüssigkeit.

Unter Standardbedingungen (P≈1 atm) wird ΔH_fus üblicherweise in kJ/mol oder J/g angegeben. Ein bekanntes Beispiel ist Wasser: ΔH_fus ≈ 6.01 kJ/mol (ca. 333.55 J/g) bei 0 °C. Allgemein hängt der gemessene Wert von ΔH_fus vom betrachteten Stoff ab und variiert mit der Zusammensetzung des Phasenbündels.

Der Wert der Schmelzenthalpie ist temperaturabhängig. Die Temperaturabhängigkeit wird durch die Kirchhoffsche Beziehung beschrieben: dΔH_fus/dT = ΔC_p(l) − ΔC_p(s), also die Differenz der Wärmekapazitäten der Flüssigkeit und des Feststoffs bei der Schmelze. In der Praxis bedeutet dies, dass ΔH_fus mit der Temperatur leicht zunimmt oder abnimmt, je nach Unterschied in Cp der beiden Phasen.

Der Druck beeinflusst ΔH_fus in der Regel nur geringfügig; der Schmelzpunkt verschiebt sich jedoch gemäß der entsprechenden Gleichgewichtsbeziehung (Clapeyron/Gibbs-Duhem), insbesondere bei signifikanten Drücken.

Messungen der Schmelzenthalpie erfolgen durch Kalorimetrie, häufig Differential-Scanning-Calorimetry (DSC). Anwendungen finden sich in der Materialwissenschaft, Metallurgie, Kristallisation und der Bestimmung von Phasenübergängen in Substanzen.