Hallo,

die Antwort ist nicht trivial, ich möchte es hier aber versuchen: Das Wasser versucht wie jedes thermodynamische System auch, seine freie Enthalpie G = U + pV -TS zu minimieren. U: innere Energie (in erster Näherung proportional zur Temperatur) p: Druck V: Volumen T: Temperatur S: Entropie

Beim Übergang von flüssig zu fest (das Wasser gefriert) ändert sich die Kristallstrukur zum Eis (Phasenübergang), da der Gewinn durch den Termin -TS größer ist als durch eine Minimierung von U. Anders ausgedrückt: Bei einer Temperatur von 0 Grad schneiden sich die Funktionen U für beide Zustände fest und flüssig: Bei Temperaturen oberhalb von 0 Grad ist U für den flüssigen Zustand kleiner, ist die Temperatur aber kleiner als 0 Grad, gewinnt U für den festen Zustand (Eis). Der so motivierte Phasenübergang geht einer Umordnung der Moleküle einher, welche Energie während des Gefrierens freisetzt. Diese beträgt 334 kJ/kg Wasser. Frei formuliert: Die Moleküle rücken während des Gefrierens zusammen und dies bringt Energie. Diese war vorher als potenzielle Energie der intermolekularen Anziehung der Wassermoleküle gespeichert. Moleküle rücken zusammen -> potenzielle Energie der Anziehungskräfte verringert sich -> diese Energie wird frei -> Gestein wird gesprengt. Den Fehler, welchen viele begehen, lautet: Ein thermodynamisches System nimmt immer den Zustand der günstigsten Energie an. Dies ist falsch! Ein System nimmt den Zustand der günstigsten freien Enthalpie G (Definition siehe oben) an. ZUsätzlich habe ich ein Bild angefügt, welches die freie Enthalpie G als Funktion der Temperatur für verschiedene Aggregatzustände zeigt. Dort, wo sich zwei Kurven schneiden, findet ein Phasenübergang statt (fest->flüssig oder flüssig->gasförmig).

Viele Grüße Peter