Off Topic: Wasser und Eis (so wars wirklich)

[Harry]

Holladiewaldfee,

niedriger Luftdruck
  -> tieferer Siedepunkt (ca 80° im Hochgebirge)

Da mußt Du schon verdammt weit rauf, für 80°C ;-)
Den Siedepunkt von Wasser kann man über die Clausius-Clapeyron-Gleichung bestimmen, die den Zusammen zwischen Temperatur und Dampfdruck angibt:

log(p) = - (∆H_v / (2,303 * R * T)) + C

R = 8,3145 J/(mol K) (Gaskonstante)
∆H_v = +43,8 kJ/mol (molare Verdampfungsenthalpie)

Daraus kannst Du für "normalen" Luftdruck (101,3kPa) und dem normalen Siedepunnkt (100°C) die Konstante C bestimmen. Anschließend setzt Du C und für p den gewünschten Luftdruck ein und löst nach T auf -> schon hast Du die "neue" Siedetemperatur. Was aber nicht ganz richtig ist, da soweit ich weiß ∆H_v ebenfalls temperaturabhängig ist, wenn auch nur in relativ geringem Maße.

Für den Gefrierpunkt ist es aber glaube ich nicht so einfach.

<modus spekulativ="on">
Der Schmelzpunkt ist dort, wo die Dampfdruckkurve von Eis auf die von Wasser trifft. Bei Eis muß man zusätzlich zur molaren Verdampfungsenthalpie von Wasser noch die molare Schmelzenthalpie (6,02 kJ/mol) addieren.
</modus>

-> also auch tieferer Gefrierpunkt:

Nein.
Das nennt sich "Anomalie des Wassers".
Entgegen aller Vermutungen sinkt der Gefrierpunkt des Wassers mit steigendem Druck (ab dem Tripelpunkt bei 0,61kPa / 0,01°C)
http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Phasendiagramm_des_Wassers.png

- im Gefrierfach zieht sich diese Luft dann zusammen,

p*V/T = const.

- die Flasche wird durch den normalen Außendruck
  deformiert, da kein entsprechender Gegendruck mehr da ist,
  - durch den geringen Innendruck, ist auch der Gefrierpunkt
  des Wassers herabgesetzt,

Ha!
Da wird die Sache etwas schwierig ... die Deformation der Flasche führt ja im Endeffekt genau dazu, daß der Druck innen und außen wieder halbwegs gleich werden!

- es kristallisiert nicht, obwohl seine Temperatur deutlich
  unter dem Nullpunkt liegt,

falsch.
Du bäuchtest enorm hohe Drücke, um das zu realisieren. Bei dem von Dir propagierten Unterdruck müsste das Wasser sogar schon vorher gefrieren.

- beim Öffnen der Flasche, wird das Wasser unter plötzlich
  einsetzendem Normaldruck dann kalt erwischt - es friert durch.

Nein, eine plötzliche Druckerhöhung bei konstanter Temperatur würde ja dazu führen, daß Eis schmelzen würde.

Ich würde es eher so sehen:
Durch das Öffnen der Flasche gibt man dieser die Möglichkeit, wieder in ihre ursprüngliche Form zurückzukehren. Dadurch wird jede Menge warme Luft in die Flasche gesaugt. Den Luftdruck wollen wir dabei mal als konstant ansehen. Nach der Vermischung ist die Temperatur in der Falsche also gestiegen, was aber nicht für das Wasser zutrifft.

Durch die höhere Temperatur an der Oberfläche muß der Dampfdruck des Wassers schlagartig ansteigen. Dies ist (&#8710;H_v>0) eine endotherme Reaktion:

H2O (l) <-> H20 (g), &#8710;H_v=43,8kJ/mol

Diese Energie muß irgendwo aufgebracht werden, d.h. dem Gesamtsystem Wasser / Luft wird Energie entzogen. Dabei hat es den Anschein, als wäre dies in Deinem Fall genügend Energie gewesen, um die molare Schmelzenthalpie (bzw. in diesem Fall die molare Kristallisationsenthalpie) aufzubringen (&#8710;H_g=6,02 kJ/mol), die ja deutlich kleiner ist als die molare Verdampfungsenthalpie.

H2O (s) <-> H20 (l), &#8710;H_g=6,02kJ/mol

Damit wäre das Wasser dann zu Eis geworden, und das aus dem seltsam anmutenden Grund, weil es um das Wasser herum aufeinmal wärmer wurde ;-)

Ciao,

Harry