¿Alguna vez has dejado una botella de agua durante varias horas bajo el sol abrasador y escuchaste un sonido de "silbido" al abrirla? Este sonido es causado por la presión del vapor. En química, la presión de vapor es la presión que ejerce el vapor de un líquido que se evapora en un recipiente herméticamente cerrado. Para encontrar la presión de vapor a una temperatura dada, use la ecuación de Clausius-Clapeyron: .

Pasos

Usando la ecuación de Clausius-Clapeyron

Escribe la ecuación de Clausius-Clapeyron que se usa para calcular la presión de un vapor a medida que cambia con el tiempo. Esta fórmula se puede utilizar en la mayoría de los problemas físicos y químicos. La ecuación se ve así: ln(P1/P2) = (ΔH vap /R)((1/T2) - (1/T1)), donde:

Sustituye en la ecuación de Clapeyron-Clausius los valores dados de las cantidades. La mayoría de las tareas dan dos valores de temperatura y un valor de presión, o dos valores de presión y un valor de temperatura.

• Por ejemplo, un recipiente contiene un líquido a una temperatura de 295 K y su presión de vapor es de 1 atmósfera (1 atm). Encuentre la presión de vapor a 393 K. Aquí se le dan dos valores de temperatura y un valor de presión, por lo que puede encontrar otro valor de presión usando la ecuación de Clausius-Clapeyron. Al sustituir los valores que se te dieron en la fórmula, obtendrás: ln(1/P2) = (ΔH vap /R)((1/393) - (1/295)).
• Tenga en cuenta que en la ecuación de Clausius-Clapeyron, la temperatura siempre se mide en grados Kelvin y la presión en cualquier unidad de medida (pero deben ser las mismas para P1 y P2).

1. Sustituir constantes. La ecuación de Clausius-Clapeyron contiene dos constantes: R y ΔH vap. R es siempre 8.314 J/(K×mol). El valor de ΔH vap (entalpía de vaporización) depende de la sustancia cuya presión de vapor está tratando de encontrar; esta constante generalmente se puede encontrar en una tabla en libros de texto de química o en sitios web (por ejemplo,).

   • En nuestro ejemplo, digamos que hay agua en el recipiente. ΔH vap de agua es 40,65 kJ/mol o igual a 40650 J/mol.
   • Introduce las constantes en la fórmula y obtendrás: ln(1/P2) = (40650/8314)((1/393) - (1/295)).

2. Resuelve la ecuación usando operaciones algebraicas.

   • En nuestro ejemplo, la variable desconocida está bajo el signo del logaritmo natural (ln). Para deshacerte del logaritmo natural, convierte ambos lados de la ecuación en una potencia de la constante matemática "e". En otras palabras, ln(x) = 2 → mi ln(x) = mi 2 → x = mi 2 .
   • Ahora resuelve la ecuación:
   • ln(1/P2) = (40650/8.314)((1/393) - (1/295))
   • ln(1/P2) = (4889.34)(-0.00084)
   • (1/P2) = e(-4.107)
   • 1/P2 = 0,0165
   • P2 = 0,0165 -1 = 60,76 atm. Esto tiene sentido, ya que elevar la temperatura en un recipiente sellado herméticamente en 100 grados aumentará la producción de vapor, lo que aumentará en gran medida la presión de vapor.

   Cálculo de la presión de vapor en soluciones.

   1. Escriba la ley de Raoult. En la vida real, los líquidos puros son raros; a menudo estamos tratando con soluciones. Una solución se hace agregando una pequeña cantidad de cierta sustancia química llamada "soluto" a una cantidad mayor de otra sustancia química llamada "disolvente". En casos de soluciones, utilice la ley de Raoult: , donde:

      • P solución es la presión de vapor de la solución.
      • P solvente es la presión de vapor del solvente.
      • X solvente es la fracción molar del solvente.
      • Si no sabe qué es una "fracción molar", siga leyendo.

   2. Determine qué sustancia será el solvente y cuál será el soluto. Recuerda que un soluto es una sustancia que se disuelve en un solvente, y un solvente es una sustancia que disuelve un soluto.

      Encuentre la temperatura de la solución, ya que esto afectará su presión de vapor. Cuanto mayor sea la temperatura, mayor será la presión de vapor, ya que al aumentar la temperatura, aumenta la vaporización.

      • En nuestro ejemplo, digamos que la temperatura del jarabe es de 298 K (alrededor de 25°C).

   3. Encuentre la presión de vapor del solvente. Los manuales de química dan valores de presión de vapor para muchas sustancias químicas comunes, pero normalmente estos valores se dan a 25°C/298 K o sus puntos de ebullición. Si le dan tales temperaturas en la tarea, use los valores de los libros de referencia; de lo contrario, debe calcular la presión de vapor a una temperatura determinada de la sustancia.

      Encuentre la fracción molar del solvente. Para hacer esto, encuentre la relación entre el número de moles de una sustancia y el número total de moles de todas las sustancias presentes en la solución. En otras palabras, la fracción molar de cada sustancia es (número de moles de la sustancia)/(número total de moles de todas las sustancias).

   4. Ahora, inserte los datos y los valores encontrados en la ecuación de Raoult dada al comienzo de esta sección ( P solución = P solvente X solvente).

      • En nuestro ejemplo:
      • Solución de P = (23,8 mm Hg) (0,947)
      • P solución = 22,54 mm Hg Arte. Esto tiene sentido, ya que una pequeña cantidad de azúcar se disuelve en una gran cantidad de agua (medida en moles; en litros, sus cantidades son las mismas), por lo que la presión de vapor disminuirá ligeramente.

   Cálculo de la presión de vapor en casos especiales

   1. Definición de condiciones estándar. A menudo, en química, la temperatura y la presión se utilizan como una especie de valor "predeterminado". Estos valores se denominan temperatura y presión estándar (o condiciones estándar). Los problemas de presión de vapor a menudo se refieren a condiciones estándar, por lo que es mejor recordar los valores estándar:

      • Temperatura: 273.15K/0˚C/32F
      • Presión: 760 mm Hg / 1 atm / 101,325 kPa

   2. Reescribe la ecuación de Clausius-Clapeyron para encontrar otras variables. La primera sección de este artículo mostró cómo calcular las presiones de vapor de sustancias puras. Sin embargo, no todos los problemas requieren encontrar la presión P1 o P2; en muchos problemas es necesario calcular la temperatura o el valor de ΔHvap. En tales casos, reescriba la ecuación de Clausius-Clapeyron, aislando la cantidad desconocida en un lado de la ecuación.

      • Por ejemplo, dado un líquido desconocido cuya presión de vapor es de 25 Torr a 273 K y de 150 Torr a 325 K. Necesita encontrar la entalpía de vaporización de este líquido (es decir, ΔH vap). Solución a este problema:
      • ln(P1/P2) = (ΔH vap /R)((1/T2) - (1/T1))
      • (ln(P1/P2))/((1/T2) - (1/T1)) = (ΔHvap/R)
      • R × (ln(P1/P2))/((1/T2) - (1/T1)) = ΔH vap Ahora sustituya los valores dados por usted:
      • 8,314 J/(K × mol) × (-1,79)/(-0,00059) = ΔH vap
      • 8,314 J/(K × mol) × 3033,90 = ΔH vap = 25223,83 J/mol

   3. Considere la presión de vapor del soluto. En nuestro ejemplo de la segunda sección de este artículo, el soluto, el azúcar, no se evapora, pero si el soluto produce vapor (se evapora), se debe tener en cuenta la presión de vapor. Para hacer esto, use una forma modificada de la ecuación de Raoult: P solución = Σ (P sustancia X sustancia), donde el símbolo Σ (sigma) significa que es necesario sumar las presiones de vapor de todas las sustancias que forman la solución.

      • Por ejemplo, considere una solución que consta de dos productos químicos: benceno y tolueno. El volumen total de la solución es de 120 mililitros (ml); 60 ml de benceno y 60 ml de tolueno. La temperatura de la solución es de 25°C y la presión de vapor a 25°C es de 95,1 mmHg. para benceno y 28,4 mm Hg. para tolueno. Se debe calcular la presión de vapor de la solución. Podemos hacer esto con la ayuda de las densidades de las sustancias, sus pesos moleculares y valores de presión de vapor:
      • Masa (benceno): 60 ml = 0,06 L × 876,50 kg / 1000 L = 0,053 kg = 53 g
      • Peso (tolueno): 0,06 L × 866,90 kg / 1000 L = 0,052 kg = 52 g
      • Mol (benceno): 53 g × 1 mol / 78,11 g = 0,679 mol
      • Mol (tolueno): 52 g × 1 mol / 92,14 g = 0,564 mol
      • Número total de moles: 0,679 + 0,564 = 1,243
      • Fracción molar (benceno): 0,679/1,243 = 0,546
      • Fracción molar (tolueno): 0,564/1,243 = 0,454
      • Solución: P solución = P benceno X benceno + P tolueno X tolueno
      • Solución de P = (95,1 mmHg)(0,546) + (28,4 mmHg)(0,454)
      • Solución de P = 51,92 mmHg Arte. + 12,89 mmHg Arte. = 64,81 mm Hg Arte.
   • Para usar la ecuación de Clausius, la temperatura debe especificarse en grados Kelvin (denotados por K). Si tiene una temperatura en Celsius, debe convertirla usando la siguiente fórmula: T k = 273 + T c
   • El método anterior funciona porque la energía es directamente proporcional a la cantidad de calor. La temperatura del líquido es el único factor ambiental del que depende la presión de vapor.

Estados de materia

Vapor de hierro y aire sólido.

¿No es una extraña combinación de palabras? Sin embargo, esto no es una tontería en absoluto: tanto el vapor de hierro como el aire sólido existen en la naturaleza, pero no en condiciones ordinarias.

¿De qué condiciones estamos hablando? El estado de la materia está determinado por dos circunstancias: la temperatura y la presión.

Nuestra vida transcurre en condiciones relativamente poco cambiantes. La presión del aire fluctúa en un pequeño porcentaje alrededor de una atmósfera; la temperatura del aire, por ejemplo, en el área de Moscú se encuentra en el rango de -30 a + 30 ° C; en la escala de temperatura absoluta, en la que se toma como cero la temperatura más baja posible (-273 °C); este intervalo parecerá menos impresionante: 240-300 K, que también es solo ±10% del valor promedio.

Es bastante natural que estemos acostumbrados a estas condiciones ordinarias, y por lo tanto, cuando decimos verdades simples como: "el hierro es un sólido, el aire es un gas", etc., nos olvidamos de agregar: "en condiciones normales".

Si se calienta el hierro, primero se derrite y luego se evapora. Si el aire se enfría, primero se convertirá en líquido y luego se solidificará.

Incluso si el lector nunca se ha encontrado con vapor de hierro y aire sólido, probablemente creerá fácilmente que cualquier sustancia, al cambiar la temperatura, puede obtenerse en estado sólido, líquido y gaseoso, o, como se dice, en sólido, líquido. o fases gaseosas.

Es fácil creer en esto porque una sustancia, sin la cual la vida en la Tierra sería imposible, todos observaron tanto en forma de gas como de líquido y en forma de cuerpo sólido. Estamos, por supuesto, hablando de agua.

¿Cuáles son las condiciones bajo las cuales una sustancia cambia de un estado a otro?

Hirviendo

Si sumergimos el termómetro en el agua que se vierte en la tetera, encendemos la estufa eléctrica y controlamos el mercurio del termómetro, veremos lo siguiente: casi de inmediato, el nivel de mercurio aumentará. Ya son 90, 95, finalmente 100°C. El agua hierve, y al mismo tiempo se detiene la subida de mercurio. El agua ha estado hirviendo durante muchos minutos, pero el nivel de mercurio no cambia. Hasta que toda el agua hierva, la temperatura no cambiará (Fig. 4.1).

Arroz. 4.1

¿Adónde va el calor si la temperatura del agua no cambia? La respuesta es obvia. El proceso de convertir el agua en vapor requiere energía.

Comparemos la energía de un gramo de agua y un gramo de vapor formado a partir de ella. Las moléculas de vapor están más separadas que las moléculas de agua. Está claro que debido a esto, la energía potencial del agua diferirá de la energía potencial del vapor.

La energía potencial de las partículas atraídas disminuye a medida que se acercan entre sí. Por lo tanto, la energía del vapor es mayor que la energía del agua, y la transformación del agua en vapor requiere energía. Este exceso de energía es comunicado por una estufa eléctrica al agua hirviendo en una tetera.

La energía necesaria para convertir el agua en vapor; llamado calor de vaporización. Se necesitan 539 calorías para convertir 1 g de agua en vapor (esta es la cifra para una temperatura de 100°C).

Si 539 cal va a 1 g, entonces se gastarán 18 * 539 \u003d 9700 cal en 1 mol de agua. Esta cantidad de calor debe gastarse para romper los enlaces intermoleculares.

Puede comparar esta cifra con la cantidad de trabajo necesario para romper los enlaces intramoleculares. Para descomponer 1 mol de vapor de agua en átomos se necesitan unas 220.000 calorías, es decir, 25 veces más energía. Esto demuestra directamente la debilidad de las fuerzas que unen las moléculas entre sí, en comparación con las fuerzas que unen los átomos en una molécula.

Temperatura de ebullición versus presión

El punto de ebullición del agua es de 100°C; se podría pensar que esta es una propiedad inherente al agua, que el agua, donde sea y en qué condiciones se encuentre, siempre hervirá a 100 °C.

Pero esto no es así, y los habitantes de los pueblos de alta montaña lo saben muy bien.

Cerca de la cima de Elbrus hay una casa para turistas y una estación científica. Los principiantes a veces se preguntan "lo difícil que es hervir un huevo en agua hirviendo" o "por qué el agua hirviendo no se quema". En estas condiciones, se les dice que el agua hierve en la cima del Elbrus ya a 82°C.

¿Cuál es el problema aquí? ¿Qué factor físico interfiere en el fenómeno de la ebullición? ¿Cuál es el significado de la altitud?

Este factor físico es la presión que actúa sobre la superficie del líquido. No es necesario subir a la cima de la montaña para comprobar la validez de lo que se ha dicho.

Al colocar agua calentada debajo de la campana y bombear aire dentro o fuera de ella, uno puede estar convencido de que el punto de ebullición aumenta al aumentar la presión y disminuye al disminuir la presión.

El agua hierve a 100°C solo a cierta presión: 760 mm Hg. Arte. (o 1 atm).

La curva de punto de ebullición versus presión se muestra en la fig. 4.2. En la cima del Elbrus, la presión es de 0,5 atm, y esta presión corresponde a un punto de ebullición de 82 °C.

Arroz. 4.2

Pero agua hirviendo a 10-15 mm Hg. Art., puedes refrescarte cuando hace calor. A esta presión, el punto de ebullición bajará a 10-15°C.

Incluso puede obtener "agua hirviendo", que tiene la temperatura del agua helada. Para ello, tendrás que reducir la presión a 4,6 mm Hg. Arte.

Se puede observar una imagen interesante si coloca un recipiente abierto con agua debajo de la campana y bombea el aire. El bombeo hará que el agua hierva, pero hervir requiere calor. No hay de dónde sacarlo, y el agua tendrá que ceder su energía. La temperatura del agua hirviendo comenzará a descender, pero a medida que continúe el bombeo, también lo hará la presión. Por lo tanto, la ebullición no se detendrá, el agua continuará enfriándose y eventualmente se congelará.

tal ebullición agua fría ocurre no solo cuando se bombea aire. Por ejemplo, cuando la hélice de un barco gira, la presión en una capa de agua que se mueve rápidamente cerca de una superficie metálica cae bruscamente y el agua en esta capa hierve, es decir, aparecen numerosas burbujas llenas de vapor. Este fenómeno se llama cavitación (de la palabra latina cavitas - cavidad).

Al bajar la presión, bajamos el punto de ebullición. ¿Qué hay de aumentarlo? Un gráfico como el nuestro responde a esta pregunta. Una presión de 15 atm puede retrasar la ebullición del agua, solo comenzará a los 200°C, y una presión de 80 atm hará que el agua hierva solo a los 300°C.

Entonces, una cierta presión externa corresponde a un cierto punto de ebullición. Pero esta afirmación también se puede "dar la vuelta", diciendo esto: cada punto de ebullición del agua corresponde a su propia presión específica. Esta presión se llama presión de vapor.

La curva que representa el punto de ebullición en función de la presión es también la curva de la presión de vapor en función de la temperatura.

Las cifras trazadas en un gráfico de punto de ebullición (o gráfico de presión de vapor) muestran que la presión de vapor cambia muy rápidamente con la temperatura. A 0 °C (es decir, 273 K), la presión de vapor es de 4,6 mm Hg. Art., a 100 °C (373 K) es igual a 760 mm Hg. Art., es decir, aumenta en 165 veces. Cuando la temperatura se duplica (de 0 °C, es decir, 273 K, a 273 °C, es decir, 546 K), la presión de vapor aumenta de 4,6 mm Hg. Arte. hasta casi 60 atm, es decir, unas 10.000 veces.

Por lo tanto, por el contrario, el punto de ebullición cambia bastante lentamente con la presión. Cuando la presión se duplica de 0,5 atm a 1 atm, el punto de ebullición aumenta de 82°C (355 K) a 100°C (373 K) y cuando la presión se duplica de 1 a 2 atm, de 100°C (373 K) K) a 120°C (393 K).

La misma curva que ahora estamos considerando también controla la condensación (espesamiento) del vapor en agua.

El vapor se puede convertir en agua ya sea por compresión o enfriamiento.

Tanto durante la ebullición como durante la condensación, el punto no se moverá fuera de la curva hasta que se complete la conversión de vapor a agua o de agua a vapor. Esto también se puede formular de la siguiente manera: bajo las condiciones de nuestra curva, y solo bajo estas condiciones, es posible la coexistencia de líquido y vapor. Si al mismo tiempo no se agrega ni se quita calor, entonces las cantidades de vapor y líquido en un recipiente cerrado permanecerán sin cambios. Se dice que tal vapor y líquido están en equilibrio, y un vapor en equilibrio con su líquido se dice que está saturado.

La curva de ebullición y condensación, como vemos, tiene otro significado: es la curva de equilibrio de líquido y vapor. La curva de equilibrio divide el campo del diagrama en dos partes. A la izquierda y hacia arriba (hacia temperaturas más altas y presiones más bajas) está la región del estado estacionario del vapor. A la derecha y hacia abajo, la región del estado estable del líquido.

La curva de equilibrio vapor-líquido, es decir, la dependencia del punto de ebullición de la presión o, lo que es lo mismo, la presión de vapor de la temperatura, es aproximadamente la misma para todos los líquidos. En algunos casos, el cambio puede ser algo más brusco, en otros algo más lento, pero siempre la presión de vapor aumenta rápidamente al aumentar la temperatura.

Hemos usado las palabras "gas" y "vapor" muchas veces. Estas dos palabras son más o menos lo mismo. Podemos decir: agua gas es el vapor de agua, gas oxígeno es el vapor de un oxígeno líquido. Sin embargo, se ha desarrollado algún hábito en el uso de estas dos palabras. Dado que estamos acostumbrados a un rango de temperatura relativamente pequeño, generalmente aplicamos la palabra "gas" a aquellas sustancias cuya presión de vapor a temperaturas ordinarias está por encima de la presión atmosférica. Por el contrario, hablamos de vapor cuando, a temperatura ambiente y presión atmosférica, la sustancia es más estable en forma líquida.

Evaporación

La ebullición es un proceso rápido, y en poco tiempo no hay rastro de agua hirviendo, se convierte en vapor.

Pero hay otro fenómeno de transformación del agua u otro líquido en vapor: esta es la evaporación. La evaporación se produce a cualquier temperatura, independientemente de la presión, que en condiciones normales siempre se acerca a los 760 mm Hg. Arte. La evaporación, a diferencia de la ebullición, es un proceso muy lento. El bote de colonia que olvidamos cerrar estará vacío en unos días; más tiempo reposará un plato con agua, pero tarde o temprano se secará.

El aire juega un papel importante en el proceso de evaporación. Por sí solo, no evita que el agua se evapore. Tan pronto como abramos la superficie del líquido, las moléculas de agua comenzarán a moverse hacia la capa de aire más cercana.

La densidad del vapor en esta capa aumentará rápidamente; después de un corto tiempo, la presión de vapor será igual a la característica de elasticidad de la temperatura del medio. En este caso, la presión de vapor será exactamente la misma que en ausencia de aire.

La transición del vapor al aire no significa, por supuesto, un aumento de la presión. La presión total en el espacio por encima de la superficie del agua no aumenta, solo aumenta la parte de esta presión que es absorbida por el vapor y, en consecuencia, la proporción de aire que es desplazada por el vapor disminuye.

Por encima del agua hay vapor mezclado con aire, por encima hay capas de aire sin vapor. Inevitablemente se mezclarán. El vapor de agua se moverá continuamente a las capas superiores y, en su lugar, el aire fluirá hacia la capa inferior, que no contiene moléculas de agua. Por lo tanto, en la capa más cercana al agua, siempre se liberarán lugares para nuevas moléculas de agua. El agua se evaporará continuamente, manteniendo la presión del vapor de agua en la superficie igual a la elasticidad, y el proceso continuará hasta que el agua se haya evaporado por completo.

Empezamos con el ejemplo de la colonia y el agua. Es bien sabido que se evaporan a diferentes velocidades. El éter se evapora excepcionalmente rápido, el alcohol bastante rápido y el agua mucho más lentamente. Inmediatamente entenderemos cuál es el problema si encontramos en el libro de referencia los valores de la presión de vapor de estos líquidos, por ejemplo, a temperatura ambiente. Aquí están los números: éter - 437 mm Hg. Art., alcohol - 44,5 mm Hg. Arte. y agua - 17,5 mm Hg. Arte.

Cuanto mayor es la elasticidad, más vapor hay en la capa de aire adyacente y más rápido se evapora el líquido. Sabemos que la presión de vapor aumenta con la temperatura. Está claro por qué la tasa de evaporación aumenta con el calentamiento.

La tasa de evaporación también puede verse influenciada de otra manera. Si queremos ayudar a la evaporación, debemos eliminar rápidamente el vapor del líquido, es decir, acelerar la mezcla de aire. Es por eso que la evaporación se acelera mucho al soplar el líquido. El agua, aunque tiene una presión de vapor relativamente pequeña, desaparecerá con bastante rapidez si el platillo se coloca en el viento.

Es comprensible, por lo tanto, por qué un nadador que sale del agua siente frío en el viento. El viento acelera la mezcla del aire con el vapor y, por lo tanto, acelera la evaporación, y el cuerpo humano se ve obligado a ceder el calor de la evaporación.

El bienestar de una persona depende de si hay mucho o poco vapor de agua en el aire. Tanto el aire seco como el húmedo son desagradables. La humedad se considera normal cuando es del 60%. Esto significa que la densidad del vapor de agua es el 60% de la densidad del vapor de agua saturado a la misma temperatura.

Si se enfría el aire húmedo, eventualmente la presión del vapor de agua en él será igual a la presión del vapor a esta temperatura. El vapor se saturará y, a medida que la temperatura baje aún más, comenzará a condensarse en agua. El rocío de la mañana, que humedece la hierba y las hojas, aparece solo por este fenómeno.

A 20 °C, la densidad del vapor de agua saturado es de aproximadamente 0,00002 g/cm 3 . Nos sentiremos bien si el aire contiene el 60% de esta cantidad de vapor de agua, lo que significa solo un poco más de una cienmilésima de gramo en 1 cm 3.

Aunque esta cifra es pequeña, generará cantidades impresionantes de vapor para una habitación. Es fácil calcular que en una habitación de tamaño mediano con un área de 12 m 2 y una altura de 3 m, aproximadamente un kilogramo de agua puede "cabe" en forma de vapor saturado.

Entonces, si cierra herméticamente una habitación de este tipo y coloca un barril de agua abierto, se evaporará un litro de agua, sin importar la capacidad del barril.

Es interesante comparar este resultado para el agua con las cifras correspondientes para el mercurio. A la misma temperatura de 20°C, la densidad del vapor de mercurio saturado es de 10 -8 g/cm 3 .

En la habitación que acabamos de discutir, no cabrá más de 1 g de vapor de mercurio.

Por cierto, el vapor de mercurio es muy tóxico y 1 g de vapor de mercurio puede dañar seriamente la salud de cualquier persona. Cuando se trabaja con mercurio, se debe tener cuidado de que no se derrame ni la más pequeña gota de mercurio.

Temperatura crítica

¿Cómo convertir el gas en líquido? El gráfico de ebullición responde a esta pregunta. Puede convertir un gas en líquido ya sea disminuyendo la temperatura o aumentando la presión.

En el siglo XIX, subir la presión parecía más fácil que bajar la temperatura. A principios de este siglo, el gran físico inglés Michael Farada consiguió comprimir gases a valores de presión de vapor y de esta forma convertir muchos gases (cloro, dióxido de carbono, etc.) en líquidos.

Sin embargo, algunos gases (hidrógeno, nitrógeno, oxígeno) no se prestaban a la licuefacción. No importa cuánto se incrementó la presión, no se convirtieron en líquido. Uno podría haber pensado que el oxígeno y otros gases no podrían ser líquidos. Se clasificaron como gases verdaderos o permanentes.

De hecho, las fallas fueron causadas por un malentendido de una circunstancia importante.

Considere un líquido y un vapor en equilibrio y considere lo que les sucede a medida que aumenta el punto de ebullición y, por supuesto, a medida que aumenta la presión en consecuencia. En otras palabras, imagine que un punto en el gráfico de ebullición se mueve hacia arriba a lo largo de la curva. Está claro que el líquido se expande al aumentar la temperatura y su densidad disminuye. En cuanto al vapor, ¿un aumento en el punto de ebullición? por supuesto, contribuye a su expansión, pero, como ya hemos dicho, la presión de vapor de saturación aumenta mucho más rápido que el punto de ebullición. Por lo tanto, la densidad del vapor no cae, sino que, por el contrario, aumenta rápidamente al aumentar el punto de ebullición.

Dado que la densidad del líquido cae y la densidad del vapor aumenta, entonces, moviéndose "hacia arriba" a lo largo de la curva de ebullición, inevitablemente llegaremos a un punto en el que las densidades del líquido y el vapor se igualan (Fig. 4.3).

Arroz. 4.3

En este punto notable, que se llama punto crítico, termina la curva de ebullición. Dado que todas las diferencias entre el gas y el líquido se deben a la diferencia de densidad, en el punto crítico las propiedades del líquido y el gas se vuelven iguales. Cada sustancia tiene su propia temperatura crítica y su propia presión crítica. Así, para el agua, el punto crítico corresponde a una temperatura de 374°C y una presión de 218,5 atm.

Si comprime un gas cuya temperatura está por debajo de la crítica, el proceso de su compresión se representará con una flecha que cruza la curva de ebullición (Fig. 4.4). Esto significa que en el momento de alcanzar una presión igual a la presión de vapor (punto de intersección de la flecha con la curva de ebullición), el gas comenzará a condensarse en líquido. Si nuestro recipiente fuera transparente, en este momento veríamos el comienzo de la formación de una capa líquida en el fondo del recipiente. A presión constante, la capa de líquido irá creciendo hasta que, finalmente, todo el gas se convierte en líquido. Una mayor compresión requerirá un aumento de la presión.

Arroz. 4.4

La situación es completamente diferente cuando se comprime el gas, cuya temperatura es superior a la crítica. El proceso de compresión se puede representar nuevamente como una flecha que va de abajo hacia arriba. Pero ahora esta flecha no cruza la curva de ebullición. Esto significa que durante la compresión, el vapor no se condensará, sino que se condensará continuamente.

A una temperatura por encima de la crítica, la existencia de un líquido y un gas separados por una interfase es imposible: cuando se comprime a cualquier densidad, una sustancia homogénea estará debajo del pistón, y es difícil decir cuándo se le puede llamar gas y cuando se le puede llamar líquido.

La presencia de un punto crítico muestra que no existe una diferencia fundamental entre los estados líquido y gaseoso. A primera vista, puede parecer que no existe una diferencia tan fundamental solo en el caso en que estamos hablando de temperaturas superiores a la crítica. Esto, sin embargo, no es el caso. La existencia de un punto crítico indica la posibilidad de la transformación de un líquido -un líquido real que se puede verter en un vaso- en un estado gaseoso sin ninguna apariencia de ebullición.

Este camino de transformación se muestra en la Fig. 4.4. El líquido conocido está marcado con una cruz. Si bajas un poco la presión (flecha hacia abajo), hervirá, hervirá si subes un poco la temperatura (flecha hacia la derecha). Pero haremos algo completamente diferente, comprimiremos el líquido con mucha fuerza, a una presión superior a la crítica. El punto que representa el estado del líquido irá verticalmente hacia arriba. Luego calentamos el líquido; este proceso se representa con una línea horizontal. Ahora, después de habernos encontrado a la derecha de la temperatura Crítica, bajaremos la presión a la inicial. Si ahora reducimos la temperatura, entonces podemos obtener el vapor más real, que podría obtenerse de este líquido de una manera más simple y breve.

Por lo tanto, siempre es posible, variando la presión y la temperatura para evitar el punto crítico, para obtener vapor por transición continua de líquido o líquido de vapor. Tal transición continua no requiere ebullición o condensación.

Por lo tanto, los primeros intentos de licuar gases como el oxígeno, el nitrógeno y el hidrógeno no tuvieron éxito porque se desconocía la existencia de una temperatura crítica. Estos gases tienen temperaturas críticas muy bajas: el nitrógeno tiene -147 °C, el oxígeno tiene -119 °C, el hidrógeno tiene -240 °C o 33 K. El poseedor del récord es el helio, su temperatura crítica es de 4,3 K. Convierta estos gases en El líquido solo se puede hacer de una manera: es necesario reducir su temperatura por debajo de la especificada.

Obteniendo bajas temperaturas

Se puede lograr una disminución significativa de la temperatura de varias maneras. Pero la idea de todos los métodos es la misma: debemos obligar al cuerpo que queremos enfriar a gastar su energía interna.

¿Cómo hacerlo? Una forma es hacer hervir el líquido sin suministrar calor desde el exterior. Para hacer esto, como sabemos, es necesario reducir la presión, reducirla al valor de la presión de vapor. El calor gastado para hervir se tomará prestado del líquido y la temperatura del líquido y del vapor, y con ello la presión de vapor caerá. Por lo tanto, para que la ebullición no se detenga y sea más rápida, se debe bombear aire continuamente fuera del recipiente con el líquido.

Sin embargo, hay un límite para la caída de temperatura durante este proceso: la presión de vapor eventualmente se vuelve completamente insignificante, e incluso las bombas de bombeo más potentes no pueden generar la presión requerida.

Para seguir bajando la temperatura, es posible, enfriando el gas con el líquido resultante, convertirlo en un líquido con un punto de ebullición más bajo.

Ahora se puede repetir el proceso de bombeo con la segunda sustancia y así se pueden obtener temperaturas más bajas. Si es necesario, se puede ampliar dicho método de "cascada" para obtener bajas temperaturas.

Esto es exactamente lo que hicieron a fines del siglo pasado; la licuefacción de los gases se realizaba por etapas: etileno, oxígeno, nitrógeno, hidrógeno, sustancias con puntos de ebullición de -103, -183, -196 y -253°C, se convertían sucesivamente en líquido. Al tener hidrógeno líquido, también puede obtener el líquido de menor punto de ebullición: helio (-269 ° C). El vecino de la "izquierda" ayudó a conseguir al vecino de la "derecha".

El método de enfriamiento en cascada tiene casi cien años. En 1877 se obtuvo aire líquido por este método.

En 1884-1885. Se produjo hidrógeno líquido por primera vez. Finalmente, después de otros veinte años, se tomó la última fortaleza: en 1908, Kamerling-Onnes en la ciudad de Leiden en Holanda convirtió el helio en líquido, una sustancia con la temperatura crítica más baja. Recientemente se celebró el 70 aniversario de este importante logro científico.

Durante muchos años, el Laboratorio de Leiden fue el único laboratorio de "baja temperatura". Ahora en todos los países hay docenas de tales laboratorios, sin mencionar las plantas que producen aire líquido, nitrógeno, oxígeno y helio con fines técnicos.

El método de cascada para obtener bajas temperaturas ahora se usa raramente. EN instalaciones tecnicas para bajar la temperatura, se usa otro método para bajar la energía interna del gas: obligan al gas a expandirse rápidamente y trabajar a expensas de la energía interna.

Si, por ejemplo, se coloca aire comprimido a varias atmósferas en un expansor, entonces cuando se realiza el trabajo de mover el pistón o girar la turbina, el aire se enfriará tan bruscamente que se convertirá en líquido. El dióxido de carbono, si se libera rápidamente del cilindro, se enfría tan bruscamente que se convierte en "hielo" sobre la marcha.

Los gases líquidos son ampliamente utilizados en ingeniería. El oxígeno líquido se utiliza en tecnología explosiva como componente de la mezcla de combustible en motores a reacción.

La licuefacción del aire se utiliza en ingeniería para separar los gases que componen el aire.

En varios campos de la tecnología, se requiere trabajar a la temperatura del aire líquido. Pero para muchos estudios físicos, esta temperatura no es lo suficientemente baja. De hecho, si traducimos los grados Celsius a una escala absoluta, veremos que la temperatura del aire líquido es aproximadamente 1/3 de la temperatura ambiente. Mucho más interesantes para la física son las temperaturas de "hidrógeno", es decir, temperaturas del orden de 14-20 K, y especialmente las temperaturas de "helio". La temperatura más baja que se obtiene cuando se bombea helio líquido es de 0,7 K.

Los físicos han logrado acercarse mucho más al cero absoluto. En la actualidad se han obtenido temperaturas superiores al cero absoluto en sólo unas milésimas de grado. Sin embargo, estas temperaturas ultrabajas se obtienen de maneras que no son similares a las que hemos descrito anteriormente.

En los últimos años, la física de bajas temperaturas ha dado lugar a una rama especial de la industria, comprometido en la producción equipos que permiten mantener grandes volúmenes a una temperatura cercana al cero absoluto; Se han desarrollado cables de potencia cuyas barras colectoras funcionan a una temperatura inferior a 10 K.

Vapor sobreenfriado y líquido sobrecalentado

En la transición del punto de ebullición, el vapor debe condensarse, convertirse en líquido. Pero,; Resulta que si el vapor no entra en contacto con el líquido, y si el vapor es muy puro, entonces es posible obtener un vapor sobreenfriado o sobresaturado, un vapor que debería haberse convertido en líquido hace mucho tiempo.

El vapor sobresaturado es muy inestable. A veces basta un empujón o un grano de vapor lanzado al espacio para iniciar una condensación tardía.

La experiencia demuestra que la condensación de las moléculas de vapor se ve facilitada en gran medida por la introducción de pequeñas partículas extrañas en el vapor. En aire polvoriento, no se produce sobresaturación de vapor de agua. Puede causar condensación con bocanadas de humo. Después de todo, el humo se compone de pequeñas partículas sólidas. Al entrar en el vapor, estas partículas acumulan moléculas a su alrededor y se convierten en centros de condensación.

Entonces, aunque inestable, el vapor puede existir en el rango de temperatura adecuado para la "vida" del líquido.

¿Puede un líquido 'vivir' en la región del vapor en las mismas condiciones? En otras palabras, ¿es posible sobrecalentar un líquido?

Resulta que puedes. Para hacer esto, es necesario asegurarse de que las moléculas del líquido no se desprendan de su superficie. El remedio radical es eliminar la superficie libre, es decir, colocar el líquido en un recipiente donde sería comprimido por todos lados por paredes sólidas. De esta manera, es posible lograr un sobrecalentamiento del orden de varios grados, es decir, mover el punto que representa el estado de los líquidos a la derecha de la curva de ebullición (Fig. 4.4).

El sobrecalentamiento es un cambio de un líquido a una región de vapor, por lo que el sobrecalentamiento de un líquido se puede lograr tanto suministrando calor como reduciendo la presión.

La última forma en que puedes lograr resultados sorprendentes. El agua u otro líquido, cuidadosamente liberado de los gases disueltos (esto no es fácil de hacer), se coloca en un recipiente con un pistón que alcanza la superficie del líquido. El recipiente y el pistón deben humedecerse con líquido. Si ahora tira del pistón hacia usted, el agua adherida al fondo del pistón lo seguirá. Pero la capa de agua, adherida al pistón, tirará de la siguiente capa de agua, esta capa tirará de la subyacente, como resultado, el líquido se estirará.

Al final, la columna de agua se romperá (es la columna de agua, y no el agua, la que saldrá del pistón), pero esto sucederá cuando la fuerza por unidad de área alcance las decenas de kilogramos. En otras palabras, se crea en el líquido una presión negativa de decenas de atmósferas.

Incluso a bajas presiones positivas, el estado de vapor de la materia es estable. Un líquido se puede llevar a una presión negativa. No puedes imaginar un ejemplo más llamativo de "sobrecalentamiento".

Derritiendo

No existe tal cuerpo sólido que resista un aumento de temperatura tanto como sea necesario. Tarde o temprano una pieza sólida se convierte en líquido; correcto, en algunos casos no podremos llegar al punto de fusión; puede ocurrir una descomposición química.

A medida que aumenta la temperatura, las moléculas se mueven cada vez más rápido. Finalmente, llega un momento en que mantener el orden "entre las moléculas altamente" oscilantes "se vuelve imposible. El cuerpo sólido se funde. El tungsteno tiene el punto de fusión más alto: 3380 ° C. El oro se funde a 1063 ° C, el hierro a 1539 ° C. Sin embargo , también hay metales fusibles. El mercurio, como es bien sabido, ya se funde a una temperatura de -39 ° C. Las sustancias orgánicas no tienen puntos de fusión altos. El naftaleno se funde a 80 ° C, el tolueno, a -94,5 ° C.

No es nada difícil medir el punto de fusión de un cuerpo, especialmente si se funde en el rango de temperatura que se mide con un termómetro ordinario. No es necesario en absoluto seguir el cuerpo que se derrite con los ojos. Basta mirar la columna de mercurio del termómetro. Hasta que comienza la fusión, la temperatura corporal aumenta (Fig. 4.5). Tan pronto como comienza la fusión, el aumento de temperatura se detiene y la temperatura permanecerá sin cambios hasta que se complete el proceso de fusión.

Arroz. 4.5

Al igual que la transformación de un líquido en vapor, la transformación de un sólido en líquido requiere calor. El calor requerido para esto se llama calor latente de fusión. Por ejemplo, derretir un kilogramo de hielo requiere 80 kcal.

El hielo es uno de los cuerpos con un alto calor de fusión. Derretir hielo requiere, por ejemplo, 10 veces más energía que derretir la misma masa de plomo. Por supuesto, estamos hablando de la fusión en sí, no estamos diciendo aquí que antes de que comience la fusión del plomo, debe calentarse a + 327 ° C. Debido al alto calor del derretimiento del hielo, el derretimiento de la nieve se ralentiza. Imagina que el calor de fusión sería 10 veces menor. Luego, las inundaciones de primavera traerían desastres inimaginables cada año.

Entonces, el calor de fusión del hielo es grande, pero también es pequeño si se compara con el calor específico de vaporización de 540 kcal/kg (siete veces menos). Sin embargo, esta diferencia es bastante natural. Al convertir un líquido en vapor, debemos arrancar las moléculas unas de otras, y al fundir, solo debemos destruir el orden en la disposición de las moléculas, dejándolas casi a las mismas distancias. Está claro que se requiere menos trabajo en el segundo caso.

La presencia de un cierto punto de fusión es una característica importante de las sustancias cristalinas. Es sobre esta base que son fáciles de distinguir de otros sólidos, llamados amorfos o vítreos. Los vidrios se encuentran entre las sustancias orgánicas e inorgánicas. cristales de las ventanas generalmente están hechos de silicatos de sodio y calcio; a menudo se coloca vidrio orgánico sobre el escritorio (también se le llama plexiglás).

Las sustancias amorfas, a diferencia de los cristales, no tienen un punto de fusión definido. El vidrio no se derrite, sino que se ablanda. Cuando se calienta, una pieza de vidrio primero se vuelve blanda y dura, se puede doblar o estirar fácilmente; a mayor temperatura, la pieza comienza a cambiar de forma bajo la influencia de su propia gravedad. A medida que se calienta, la espesa masa viscosa de vidrio toma la forma del recipiente en el que se encuentra. Esta masa es al principio espesa, como la miel, luego como la crema agria y, finalmente, se convierte en un líquido casi tan poco viscoso como el agua. Con todo nuestro deseo, no podemos indicar aquí una temperatura específica para la transición de un sólido a un líquido. Las razones de esto radican en la diferencia fundamental entre la estructura del vidrio y la estructura de los cuerpos cristalinos. Como se mencionó anteriormente, los átomos en los cuerpos amorfos están dispuestos al azar. Los vidrios en estructura se asemejan a los líquidos, incluso en el vidrio sólido, las moléculas están dispuestas al azar. Esto significa que un aumento en la temperatura del vidrio solo aumenta el rango de vibraciones de sus moléculas, dándoles gradualmente más y más libertad de movimiento. Por lo tanto, el vidrio se ablanda gradualmente y no muestra una transición brusca "sólido" - "líquido", que es característica de la transición de la disposición de las moléculas en un orden estricto a una disposición aleatoria.

En cuanto a la curva de ebullición, dijimos que el líquido y el vapor pueden, aunque en un estado inestable, vivir en regiones extrañas: el vapor se puede sobreenfriar y transferir a la izquierda de la curva de ebullición, el líquido se puede sobrecalentar y tirar hacia la derecha. de esta curva.

¿Son posibles fenómenos similares en el caso de un cristal con un líquido? Resulta que la analogía aquí es incompleta.

Si calienta el cristal, comenzará a derretirse en su punto de fusión. El cristal no se puede sobrecalentar. Por el contrario, al enfriar el líquido, es posible, si se toman ciertas medidas, "pasar" el punto de fusión con relativa facilidad. En algunos líquidos, se pueden lograr grandes subenfriamientos. Incluso hay líquidos que son fáciles de sobreenfriar, pero difíciles de cristalizar. A medida que dicho líquido se enfría, se vuelve más y más viscoso y finalmente se solidifica sin cristalizar. Así es el vidrio.

También puede volver a enfriar el agua. Es posible que las gotas de niebla no se congelen incluso en heladas severas. Si se arroja un cristal de una sustancia, una semilla, a un líquido sobreenfriado, la cristalización comenzará de inmediato.

Finalmente, en muchos casos, la cristalización retardada puede ser iniciada por un batido u otros eventos aleatorios. Se sabe, por ejemplo, que el glicerol cristalino se obtuvo por primera vez durante el transporte a través de ferrocarril. Los vidrios después de un tiempo prolongado pueden comenzar a cristalizarse (desvitrificarse o "colapsarse", como se dice en tecnología).

Cómo hacer crecer un cristal

Casi cualquier sustancia puede dar cristales bajo ciertas condiciones. Los cristales se pueden obtener de una solución o masa fundida de una sustancia determinada, así como de su vapor (por ejemplo, los cristales de yodo en forma de diamante negro precipitan fácilmente de su vapor a presión normal sin una transición intermedia a un estado líquido).

Comienza a disolver sal de mesa o azúcar en el agua. A temperatura ambiente (20°C), solo podrá disolver 70 g de sal en un vaso facetado. Las adiciones adicionales de sal no se disolverán y se depositarán en el fondo en forma de sedimento. Una solución en la que no se produce más disolución se llama saturada. .Si cambia la temperatura, también cambiará el grado de solubilidad de la sustancia. Todo el mundo sabe que el agua caliente disuelve la mayoría de las sustancias mucho más fácilmente que el agua fría.

Imagine ahora que ha preparado una solución saturada de, por ejemplo, azúcar a una temperatura de 30 ° C y comienza a enfriarla a 20 ° C. A 30°C, fue capaz de disolver 223 g de azúcar en 100 g de agua, a 20°C se disuelven 205 g, luego, al enfriar de 30 a 20°C, 18 g serán "extra" y, como dicen, se caerá de la solución. Entonces, una de las posibles formas de obtener cristales es enfriar la solución saturada.

Puedes hacerlo de manera diferente. Prepara una solución saturada de sal y déjala en un vaso abierto. Después de un tiempo, encontrarás la aparición de cristales. ¿Por qué se formaron? La observación cuidadosa mostrará que simultáneamente con la formación de cristales, ocurrió otro cambio: la cantidad de agua disminuyó. El agua se evaporó y la sustancia "extra" apareció en la solución. entonces otro Una salida posible la formación de cristales es la evaporación de una solución.

¿Cómo se forman los cristales a partir de una solución?

Dijimos que los cristales "se caen" de la solución; ¿Es necesario entender esto de tal manera que no hubo cristal durante una semana y en un momento apareció de repente? No, no es así: los cristales crecen. Por supuesto, no es posible detectar los primeros momentos de crecimiento con el ojo. Al principio, algunas de las moléculas o átomos del soluto que se mueven aleatoriamente se ensamblan en el orden aproximado necesario para formar la red cristalina. Tal grupo de átomos o moléculas se llama núcleo.

La experiencia muestra que los núcleos se forman más a menudo en presencia de partículas de polvo diminutas extrañas en la solución. La cristalización más rápida y fácil comienza cuando se coloca un pequeño cristal semilla en una solución saturada. En este caso, el aislamiento de un sólido de la solución no consistirá en la formación de nuevos cristales, sino en el crecimiento de la semilla.

Por supuesto, el crecimiento del embrión no difiere del crecimiento de la semilla. El significado de usar una semilla es que "atrae" la sustancia liberada hacia sí misma y, por lo tanto, evita la formación simultánea un número grande embriones Si se forman muchos núcleos, estos se interferirán entre sí durante el crecimiento y no nos permitirán obtener cristales grandes.

¿Cómo se distribuyen en la superficie del núcleo las porciones de átomos o moléculas liberadas de la solución?

La experiencia muestra que el crecimiento de un núcleo o de una semilla consiste, por así decirlo, en mover las caras paralelas a sí mismas en una dirección perpendicular a la cara. En este caso, los ángulos entre las caras permanecen constantes (ya sabemos que la constancia de los ángulos es la característica más importante de un cristal, que se deriva de su estructura reticular).

En la fig. 4.6 se dan los contornos de tres cristales de la misma sustancia que aparecen durante su crecimiento. Se pueden observar patrones similares bajo un microscopio. En el caso que se muestra a la izquierda, el número de caras se conserva durante el crecimiento. El dibujo del medio da un ejemplo de una nueva cara que aparece (arriba a la derecha) y desaparece nuevamente.

Arroz. 4.6

Es muy importante tener en cuenta que la tasa de crecimiento de las caras, es decir, la velocidad de su movimiento paralelo a sí mismas, no es la misma para diferentes caras. En este caso, exactamente esas caras que se mueven más rápido, por ejemplo, la cara inferior izquierda en la figura del medio, "crecen demasiado" (desaparecen). Por el contrario, los rostros de crecimiento lento son los más anchos, como dicen, los más desarrollados.

Esto es especialmente claro en la última figura. El fragmento sin forma adquiere la misma forma que otros cristales precisamente debido a la anisotropía de la tasa de crecimiento. Las facetas bien definidas se desarrollan a expensas de otras más fuertes y le dan al cristal una forma característica de todas las muestras de esta sustancia.

Se observan formas de transición muy hermosas cuando se toma una bola como semilla, y la solución se enfría y calienta alternativamente. Cuando se calienta, la solución se vuelve insaturada y la semilla se disuelve parcialmente. El enfriamiento conduce a la saturación de la solución y al crecimiento de la semilla. Pero las moléculas se asientan de manera diferente, como si dieran preferencia a ciertos lugares. La sustancia se transfiere así de un lugar de la pelota a otro.

Primero, aparecen pequeñas caras en forma de círculo en la superficie de la pelota. Los círculos aumentan gradualmente y, al tocarse, se fusionan a lo largo de los bordes rectos. La bola se convierte en un poliedro. Luego, algunas caras superan a otras, algunas de las caras crecen demasiado y el cristal adquiere su forma característica (Fig. 4.7).

Arroz. 4.7

Al observar el crecimiento de los cristales, llama la atención la característica principal del crecimiento: el movimiento paralelo de las caras. Resulta que la sustancia liberada construye la cara en capas: hasta que no se completa una capa, la siguiente no comienza a construirse.

En la fig. 4.8 muestra el empaquetamiento "inacabado" de átomos. ¿En cuál de las posiciones indicadas por letras se sujetará más firmemente el nuevo átomo, unido al cristal? Sin duda en A, ya que aquí experimenta la atracción de vecinos desde tres lados, mientras que en B, desde dos, y en C, solo desde un lado. Por lo tanto, primero se completa la columna, luego todo el plano, y solo entonces comienza la colocación de un nuevo plano.

Arroz. 4.8

En varios casos, los cristales se forman a partir de una masa fundida, a partir de una masa fundida. En la naturaleza, esto sucede en una escala enorme: basaltos, granitos y muchas otras rocas surgieron del magma ardiente.

Comencemos a calentar alguna sustancia cristalina, por ejemplo, sal de roca. Hasta 804 °C, los cristales de sal de roca cambiarán poco: se expanden solo un poco y la sustancia permanece sólida. Un medidor de temperatura colocado en un recipiente con una sustancia muestra un aumento continuo de temperatura cuando se calienta. A 804 °C, descubriremos inmediatamente dos nuevos fenómenos interconectados: la sustancia comenzará a derretirse y el aumento de temperatura se detendrá. Hasta que toda la materia se convierta en líquido; la temperatura no cambiará; un aumento adicional de la temperatura ya está calentando el líquido. Todas las sustancias cristalinas tienen un cierto punto de fusión. El hielo se derrite a 0°C, el hierro se derrite a 1527°C, el mercurio se derrite a -39°C, etc.

Como ya sabemos, en cada cristal los átomos o moléculas de una sustancia forman un empaquetamiento G ordenado y realizan pequeñas vibraciones alrededor de sus posiciones medias. A medida que el cuerpo se calienta, la velocidad de las partículas oscilantes aumenta junto con la amplitud de las oscilaciones. Este aumento en la velocidad de las partículas con el aumento de la temperatura es una de las leyes básicas de la naturaleza, que se aplica a la materia en cualquier estado: sólido, líquido o gaseoso.

Cuando se alcanza una cierta temperatura suficientemente alta del cristal, las oscilaciones de sus partículas se vuelven tan enérgicas que una disposición precisa de las partículas se vuelve imposible: el cristal se derrite. Con el inicio de la fusión, el calor suministrado ya no se utiliza para aumentar la velocidad de las partículas, sino para destruir la red cristalina. Por lo tanto, se suspende el aumento de temperatura. El calentamiento posterior es un aumento en la velocidad de las partículas líquidas.

En el caso de cristalización a partir de un fundido que nos interesa, los fenómenos anteriores se observan en el orden inverso: a medida que el líquido se enfría, sus partículas ralentizan su movimiento caótico; cuando se alcanza cierta temperatura suficientemente baja, la velocidad de las partículas es ya tan baja que algunas de ellas, bajo la acción de fuerzas de atracción, comienzan a adherirse unas a otras, formando núcleos cristalinos. Hasta que toda la sustancia cristaliza, la temperatura permanece constante. Esta temperatura es generalmente la misma que el punto de fusión.

Si no se toman medidas especiales, la cristalización del fundido comenzará inmediatamente en muchos lugares. Los cristales crecerán en forma de poliedros regulares característicos de ellos exactamente de la misma manera que describimos anteriormente. Sin embargo, el crecimiento libre no dura mucho: al crecer, los cristales chocan entre sí, el crecimiento se detiene en los puntos de contacto y el cuerpo solidificado adquiere una estructura granular. Cada grano es un cristal separado, que no pudo tomar su forma correcta.

Dependiendo de muchas condiciones, y sobre todo de la velocidad de enfriamiento, un cuerpo sólido puede tener granos más o menos grandes: cuanto más lento es el enfriamiento, más grandes son los granos. Los tamaños de grano de los cuerpos cristalinos van desde una millonésima de centímetro hasta varios milímetros. En la mayoría de los casos, la estructura cristalina granular se puede observar bajo un microscopio. Los sólidos suelen tener una estructura de grano fino.

Para la tecnología, el proceso de solidificación de los metales es de gran interés. Los fenómenos que ocurren durante la fundición y la solidificación del metal en los moldes han sido estudiados con gran detalle por los físicos.

En su mayor parte, durante la solidificación, crecen monocristales en forma de árbol, que se denominan dendritas. En otros casos, las dendritas están orientadas al azar, en otros casos, son paralelas entre sí.

En la fig. 4.9 muestra las etapas de crecimiento de una dendrita. Con este comportamiento, una dendrita puede crecer demasiado antes de encontrarse con otra similar. Entonces no encontraremos dendritas en el yeso. Los eventos también pueden desarrollarse de manera diferente: las dendritas pueden encontrarse y crecer entre sí (ramas de una en los espacios entre las ramas de otra) mientras aún son "jóvenes".

Arroz. 4.9

De esta manera, pueden surgir piezas de fundición cuyos granos (que se muestran en la Fig. 2.22) tienen una estructura muy diferente. Y las propiedades de los metales dependen significativamente de la naturaleza de esta estructura. Es posible controlar el comportamiento del metal durante la solidificación cambiando la velocidad de enfriamiento y el sistema de eliminación de calor.

Ahora hablemos de cómo hacer crecer un monocristal grande. Está claro que se deben tomar medidas para garantizar que el cristal crezca desde un solo lugar. Y si ya han comenzado a crecer varios cristales, entonces, en cualquier caso, es necesario asegurarse de que las condiciones de crecimiento sean favorables solo para uno de ellos.

Aquí, por ejemplo, es cómo proceden cuando crecen cristales de metales de bajo punto de fusión. El metal se funde en un tubo de ensayo de vidrio con un extremo estirado. Un tubo de ensayo suspendido por un hilo dentro de un horno cilíndrico vertical se baja lentamente. El extremo estirado sale gradualmente del horno y se enfría. Comienza la cristalización. Al principio se forman varios cristales, pero los que crecen de lado se apoyan contra la pared de la probeta y su crecimiento se ralentiza. Solo el cristal que crece a lo largo del eje del tubo de ensayo, es decir, en lo profundo de la masa fundida, estará en condiciones favorables. A medida que se baja el tubo de ensayo, nuevas porciones de la masa fundida, que caen en la región de bajas temperaturas, "alimentarán" este monocristal. Por lo tanto, de todos los cristales, solo él sobrevive; a medida que se baja el tubo, continúa creciendo a lo largo de su eje. Al final, todo el metal fundido se solidifica en forma de un solo cristal.

La misma idea subyace al crecimiento de los cristales refractarios de rubí. Un polvo fino de la sustancia se rocía a través de la llama. Al mismo tiempo, los polvos se derriten; pequeñas gotas caen sobre un soporte refractario muy Área pequeña, formando muchos cristales. A medida que las gotas caen más sobre el soporte, todos los cristales crecen, pero nuevamente, solo crece el que está en la posición más favorable para "recibir" las gotas que caen.

¿Para qué sirven los cristales grandes?

La industria y la ciencia a menudo necesitan monocristales grandes. De gran importancia para la tecnología son los cristales de sal de Rochelle y cuarzo, que tienen la notable propiedad de convertir las acciones mecánicas (por ejemplo, la presión) en voltaje eléctrico.

La industria óptica necesita grandes cristales de calcita, sal gema, fluorita, etc.

La industria relojera necesita cristales de rubíes, zafiros y algunas otras piedras preciosas. El hecho es que las piezas móviles individuales de los relojes ordinarios generan hasta 20.000 vibraciones por hora. Una carga tan alta impone exigencias inusualmente altas a la calidad de las puntas de los ejes y los cojinetes. La abrasión será mínima cuando un rubí o un zafiro sirvan de cojinete para la punta de un eje con un diámetro de 0,07-0,15 mm. Los cristales artificiales de estas sustancias son muy duraderos y se desgastan muy poco con el acero. Es notable que las piedras artificiales resultan mejores que las mismas piedras naturales.

pero valor más alto para la industria es el cultivo de monocristales de semiconductores: silicio y germanio.

La influencia de la presión en el punto de fusión.

Si se cambia la presión, el punto de fusión también cambiará. Nos reuníamos con la misma regularidad cuando hablábamos de hervir. Cuanta más presión; cuanto mayor sea el punto de ebullición. Como regla, esto también es cierto para la fusión. Sin embargo, hay un pequeño número de sustancias que se comportan de manera anómala: su punto de fusión disminuye al aumentar la presión.

El hecho es que la gran mayoría de los sólidos son más densos que sus líquidos. La excepción a este dravil son precisamente aquellas sustancias cuyo punto de fusión no cambia muy normalmente con un cambio de presión, por ejemplo, el agua. El hielo es más liviano que el agua y el punto de fusión del hielo disminuye a medida que aumenta la presión.

La compresión promueve la formación de un estado más denso. Si un sólido es más denso que un líquido, la compresión ayuda a solidificarse y evita que se derrita. Pero si la fusión se ve obstaculizada por la compresión, entonces esto significa que la sustancia permanece sólida, mientras que antes a esta temperatura ya se habría derretido, es decir, con el aumento de la presión, el punto de fusión aumenta. En el caso anómalo, el líquido es más denso que el sólido, y la presión ayuda a la formación del líquido, es decir, baja el punto de fusión.

El efecto de la presión sobre el punto de fusión es mucho menor que el de la ebullición. Un aumento de la presión de más de 100 kgf / cm 2 reduce el punto de fusión del hielo en 1°C.

¿Por qué los patines se deslizan solo sobre hielo, pero no sobre parquet igualmente liso? Aparentemente, la única explicación es la formación de agua, que lubrica el patín. Para entender la contradicción que ha surgido, debemos recordar lo siguiente: los patines desafilados se deslizan muy mal sobre el hielo. Los patines deben afilarse para cortar hielo. En este caso, solo la punta del borde de la cresta presiona el hielo. La presión sobre el hielo alcanza decenas de miles de atmósferas, el hielo aún se derrite.

Evaporación de sólidos

Cuando dicen "una sustancia se evapora", normalmente se refieren a que un líquido se evapora. Pero los sólidos también pueden evaporarse. A veces, la evaporación de los sólidos se denomina sublimación.

El sólido que se evapora es, por ejemplo, naftaleno. El naftaleno se funde a 80°C y se evapora a temperatura ambiente. Es esta propiedad de la naftalina la que permite su uso para exterminar polillas.

Un abrigo de piel cubierto con naftaleno está saturado con vapor de naftaleno y crea una atmósfera que las polillas no pueden soportar. Cualquier sólido con olor sublima en gran medida. Después de todo, el olor es creado por moléculas que se han desprendido de la sustancia y han llegado a nuestra nariz. Sin embargo, hay casos más frecuentes en los que la sustancia se sublima en un grado insignificante, a veces en un grado que no se puede detectar ni siquiera mediante una investigación muy cuidadosa. En principio, cualquier sustancia sólida (precisamente cualquiera, incluso el hierro o el cobre) se evapora. Si no detectamos sublimaciones, esto solo significa que la densidad del vapor saturante es muy baja.

Puede verse que una serie de sustancias que tienen un olor acre a temperatura ambiente lo pierden a baja temperatura.

La densidad del vapor saturado en equilibrio con un sólido aumenta rápidamente al aumentar la temperatura. Ilustramos este comportamiento con la curva de hielo que se muestra en la Fig. 4.10. Cierto, el hielo no huele...

Arroz. 4.10

En la mayoría de los casos, es imposible aumentar significativamente la densidad del vapor saturado de un sólido por una razón simple: la sustancia se derretirá antes.

El hielo también se evapora. Esto es bien conocido por las amas de casa que cuelgan la ropa mojada para que se seque cuando hace frío. El agua primero se congela, luego el hielo se evapora y la ropa queda seca.

triple punto

Entonces, hay condiciones bajo las cuales el vapor, el líquido y el cristal pueden existir en pares en equilibrio. ¿Pueden los tres estados estar en equilibrio? Existe tal punto en el diagrama de presión-temperatura, se llama triple. ¿Donde esta ella?

Si coloca agua con hielo flotante en un recipiente cerrado a cero grados, los vapores de agua (y "hielo") comenzarán a fluir hacia el espacio libre. A una presión de vapor de 4,6 mm Hg. Arte. La evaporación se detendrá y comenzará la saturación. Ahora las tres fases -hielo, agua y vapor- estarán en equilibrio. Este es el punto triple.

La relación entre los diversos estados se muestra clara y claramente en el diagrama del agua que se muestra en la fig. 4.11.

Arroz. 4.11

Tal diagrama se puede construir para cualquier cuerpo.

Las curvas de la figura nos resultan familiares: son curvas de equilibrio entre hielo y vapor, hielo y agua, agua y vapor. Como de costumbre, la presión se grafica verticalmente y la temperatura se grafica horizontalmente.

Las tres curvas se cruzan en el punto triple y dividen el diagrama en tres áreas: los espacios habitables de hielo, agua y vapor de agua.

El diagrama de estado es una referencia concisa. Su propósito es responder a la pregunta de qué estado del cuerpo es estable a tal o cual presión ya tal o cual temperatura.

Si se coloca agua o vapor en las condiciones de la "región izquierda", se convertirán en hielo. Si se introduce un líquido o un cuerpo sólido en la "región inferior", se obtendrá vapor. En la "región derecha" el vapor se condensará y el hielo se derretirá.

El diagrama de la existencia de fases le permite responder de inmediato qué le sucede a la sustancia cuando se calienta o se comprime. El calentamiento a presión constante se muestra como una línea horizontal en el diagrama. Un punto se mueve a lo largo de esta línea de izquierda a derecha, representando el estado del cuerpo.

La figura muestra dos líneas de este tipo, una de ellas se calienta a presión normal. La línea se encuentra por encima del punto triple. Por lo tanto, cruzará primero la curva de fusión y luego, fuera del dibujo, la curva de evaporación. El hielo a presión normal se derretirá a 0 °C y el agua resultante hervirá a 100 °C.

La situación será diferente para el hielo calentado a muy baja presión, digamos justo por debajo de 5 mm Hg. Arte. El proceso de calentamiento está representado por una línea debajo del punto triple. Las curvas de fusión y ebullición no se cruzan con esta línea. A una presión tan leve, el calentamiento conducirá a una transición directa de hielo a vapor.

En la fig. 4.12, el mismo diagrama muestra qué fenómeno interesante ocurrirá cuando el vapor de agua se comprima en el estado marcado con una cruz en la figura. El vapor primero se convertirá en hielo y luego se derretirá. La figura le permite decir inmediatamente a qué presión comenzará el crecimiento del cristal y cuándo ocurrirá la fusión.

Arroz. 4.12

Los diagramas de estado de todas las sustancias son similares entre sí. Grandes, desde un punto de vista cotidiano, surgen diferencias debido al hecho de que la ubicación del punto triple en el diagrama puede ser muy diferente para diferentes sustancias.

Después de todo, existimos cerca de las "condiciones normales", es decir, principalmente a una presión cercana a una atmósfera. Para nosotros es muy importante cómo se ubica el punto triple de la materia en relación con la línea de presión normal.

Si la presión en el punto triple es menor que la atmosférica, entonces para nosotros, que vivimos en condiciones "normales", la sustancia se está derritiendo. Cuando la temperatura aumenta, primero se convierte en líquido y luego hierve.

En el caso contrario, cuando la presión en el punto triple es superior a la atmosférica, no veremos líquido al calentarse, el sólido se convertirá directamente en vapor. Así se comporta el "hielo seco", muy conveniente para los vendedores de helados. Los bloques de helado se pueden mover con trozos de "hielo seco" y no tener miedo de que el helado se moje. El "hielo seco" es dióxido de carbono sólido CO 2 . El punto triple de esta sustancia se encuentra a 73 atm. Por lo tanto, cuando se calienta CO 2 sólido, el punto que representa su estado se mueve horizontalmente, cruzando solo la curva de evaporación del sólido (igual que para hielo regular a una presión de unos 5 mm Hg. Arte.).

Ya le hemos explicado al lector cómo se determina un grado de temperatura en la escala Kelvin o, como requiere ahora el sistema SI, un kelvin. Sin embargo, se trataba del principio de determinar la temperatura. No todos los institutos de metrología tienen termómetros de gas ideal. Por lo tanto, la escala de temperatura se construye con la ayuda de puntos de equilibrio fijados por la naturaleza entre diferentes estados de la materia.

El punto triple del agua juega un papel especial en esto. El grado Kelvin ahora se define como 273,16 de la temperatura termodinámica del punto triple del agua. El punto triple del oxígeno se toma igual a 54,361 K. La temperatura de solidificación del oro se establece en 1337,58 K. Usando estos puntos de referencia, cualquier termómetro se puede calibrar con precisión.

Los mismos átomos, pero... cristales diferentes

El grafito suave negro mate con el que escribimos y el diamante brillante, transparente y duro para cortar vidrio se construyen a partir de los mismos átomos de carbono. ¿Por qué las propiedades de estas dos sustancias idénticas son tan diferentes?

Recuerde la red de grafito en capas, cada átomo del cual tiene tres vecinos más cercanos, y la red de diamante, cuyo átomo tiene cuatro vecinos más cercanos. Este ejemplo muestra claramente que las propiedades de los cristales están determinadas por la disposición mutua de los átomos. El grafito se utiliza para fabricar crisoles refractarios que pueden soportar temperaturas de hasta dos a tres mil grados, y el diamante arde a temperaturas superiores a los 700 °C; la densidad del diamante es 3,5 y la del grafito es 2,3; el grafito conduce la electricidad, el diamante no, etc.

No es solo el carbono el que tiene esta característica de producir diferentes cristales. Casi todos elemento químico, y no solo un elemento, sino también cualquier sustancia química, puede existir en varias variedades. Se conocen seis variedades de hielo, nueve variedades de azufre, cuatro variedades de hierro.

Cuando discutimos el diagrama de estado, no hablamos de diferentes tipos cristales y dibujó una sola área del sólido. Y esta área para muchas sustancias se divide en secciones, cada una de las cuales corresponde a un cierto "grado" de un cuerpo sólido o, como se suele decir, una cierta fase sólida (una cierta modificación cristalina).

Cada fase cristalina tiene su propia región de estado estable, limitada por un cierto rango de presiones y temperaturas. Las leyes de transformación de una variedad cristalina en otra son las mismas leyes de fusión y evaporación.

Para cada presión, puede especificar la temperatura a la que coexistirán pacíficamente ambos tipos de cristales. Si se aumenta la temperatura, un cristal de un tipo se convertirá en un cristal del segundo tipo. Si se baja la temperatura, ocurrirá la transformación inversa.

Para que el azufre rojo se vuelva amarillo a presión normal, se necesita una temperatura inferior a 110 ° C. Por encima de esta temperatura, hasta el punto de fusión, la disposición de los átomos característica del azufre rojo es estable. La temperatura desciende, las vibraciones de los átomos disminuyen y, a partir de los 110 °C, la naturaleza encuentra una disposición más conveniente de los átomos. Hay una transformación de un cristal en otro.

A nadie se le ocurrieron nombres para seis helados diferentes. Entonces dicen: hielo uno, hielo dos, ...., hielo siete. ¿Qué tal siete, si solo hay seis variedades? El hecho es que el hielo cuatro no se detectó durante los experimentos repetidos.

Si el agua se comprime a una temperatura de aproximadamente cero, entonces a una presión de aproximadamente 2000 atm se forma hielo cinco, y a una presión de aproximadamente 6000 atm se forma hielo seis.

El hielo dos y el hielo tres son estables a temperaturas bajo cero grados.

Hielo siete - hielo caliente; viene de la compresión agua caliente hasta presiones de unas 20.000 atm.

Todo el hielo, excepto el ordinario, es más pesado que el agua. El hielo producido en condiciones normales se comporta de forma anómala; por el contrario, el hielo obtenido en condiciones diferentes a las normales se comporta normalmente.

Decimos que cada modificación cristalina se caracteriza por un área determinada de existencia. Pero si es así, ¿cómo existen el grafito y el diamante en las mismas condiciones?

Tal "anarquía" en el mundo de los cristales es muy común. La capacidad de vivir en condiciones "extrañas" para los cristales es casi la regla. Si para transferir un vapor o un líquido a otras áreas de la existencia, uno tiene que recurrir a varios trucos, entonces un cristal, por el contrario, casi nunca puede ser forzado a permanecer dentro de los límites que le asigna la naturaleza.

El sobrecalentamiento y el sobreenfriamiento de los cristales se explican por la dificultad de convertir un orden en otro en condiciones de apiñamiento extremo. El azufre amarillo debe volverse rojo a 95,5°C. Con un calentamiento más o menos rápido, "saltaremos" este punto de transformación y llevaremos la temperatura hasta el punto de fusión del azufre 113°C.

La verdadera temperatura de transformación es más fácil de detectar cuando los cristales entran en contacto. Si se colocan muy cerca uno encima del otro y se mantienen a 96°C, entonces el amarillo se comerá al rojo, y a 95°C el amarillo absorberá al rojo. A diferencia de la transición "cristal-líquido", las transformaciones "cristal-cristal" suelen retrasarse tanto durante el superenfriamiento como durante el sobrecalentamiento.

En algunos casos, estamos tratando con tales estados de la materia, que se supone que viven a temperaturas completamente diferentes.

La lata blanca debe volverse gris cuando la temperatura desciende a +13°C. Solemos tratar con estaño blanco y sabemos que no se hace nada con él en invierno. Resiste perfectamente la hipotermia de 20-30 grados. Sin embargo, en condiciones invernales severas, el estaño blanco se vuelve gris. El desconocimiento de este hecho fue una de las circunstancias que arruinaron la expedición de Scott al Polo Sur (1912). El combustible líquido llevado por la expedición estaba en vasijas soldadas con estaño. En grandes resfriados, el estaño blanco se convirtió en un polvo gris: los recipientes no estaban soldados; y el combustible se derramó. No es de extrañar que la aparición de manchas grises en el estaño blanco se denomine plaga del estaño.

Al igual que en el caso del azufre, el estaño blanco se puede convertir en gris a una temperatura justo por debajo de los 13 °C; si tan solo un diminuto grano de la variedad gris cayera sobre un objeto de peltre.

La existencia de varias variedades de la misma sustancia y los retrasos en sus transformaciones mutuas son de gran importancia para la tecnología.

A temperatura ambiente, los átomos de hierro forman una red cúbica centrada en el cuerpo en la que los átomos ocupan posiciones en los vértices y en el centro del cubo. Cada átomo tiene 8 vecinos. A altas temperaturas, los átomos de hierro forman un "empaque" más denso: cada átomo tiene 12 vecinos. El hierro con 8 vecinos es blando, el hierro con 12 vecinos es duro. Resulta que es posible obtener hierro del segundo tipo a temperatura ambiente. Este método, el endurecimiento, se usa ampliamente en metalurgia.

El endurecimiento se lleva a cabo de manera muy simple: un objeto de metal se calienta al rojo vivo y luego se arroja al agua o al aceite. El enfriamiento ocurre tan rápidamente que la transformación de la estructura, que es estable a alta temperatura, no tiene tiempo de ocurrir. Así, una estructura de alta temperatura existirá indefinidamente bajo condiciones inusuales para ella: la recristalización en una estructura estable procede tan lentamente que es prácticamente imperceptible.

Hablando del endurecimiento del hierro, no fuimos del todo exactos. El acero es templado, es decir, hierro que contiene fracciones de un porcentaje de carbono. La presencia de impurezas de carbono muy pequeñas retrasa la transformación del hierro duro en blando y permite el endurecimiento. En cuanto al hierro completamente puro, no es posible endurecerlo: la transformación de la estructura tiene tiempo de ocurrir incluso con el enfriamiento más abrupto.

Dependiendo del tipo de diagrama de estado, al cambiar la presión o la temperatura, se logran ciertas transformaciones.

Muchas transformaciones de cristal a cristal se observan solo con un cambio en la presión. De esta forma se obtuvo fósforo negro.

Arroz. 4.13

Era posible convertir el grafito en diamante solo usando ambos alta temperatura, y mucha presión. En la fig. 4.13 muestra el diagrama de estado del carbono. A presiones inferiores a diez mil atmósferas ya temperaturas inferiores a 4000 K, el grafito es una modificación estable. Por lo tanto, el diamante vive en condiciones "extrañas", por lo que puede convertirse fácilmente en grafito. Pero el problema inverso es de interés práctico. No es posible llevar a cabo la transformación del grafito en diamante sólo aumentando la presión. Aparentemente, la transformación de fase en el estado sólido procede con demasiada lentitud. Indicaciones de vista de diagrama de estado solución correcta: aumentar la presión y el calor al mismo tiempo. Luego obtenemos (esquina derecha del diagrama) carbono fundido. Enfriándolo a alta presión, debemos adentrarnos en la zona del diamante.

La posibilidad práctica de tal proceso se demostró en 1955, y en la actualidad se considera que el problema está técnicamente resuelto.

Líquido asombroso

Si baja la temperatura del cuerpo, tarde o temprano se endurecerá y adquirirá una estructura cristalina. No importa a qué presión se produce el enfriamiento. Esta circunstancia parece bastante natural y comprensible desde el punto de vista de las leyes de la física, con las que ya nos hemos familiarizado. De hecho, al bajar la temperatura, reducimos la intensidad del movimiento térmico. Cuando el movimiento de las moléculas se vuelve tan débil que ya no interfiere con las fuerzas de interacción entre ellas, las moléculas se alinean en un orden ordenado: forman un cristal. Un mayor enfriamiento quitará toda la energía de su movimiento de las moléculas, y en cero absoluto la sustancia debe existir en forma de moléculas en reposo dispuestas en una red regular.

La experiencia demuestra que todas las sustancias se comportan de esta manera. Todos, excepto uno y solo: tal "monstruo" es el helio.

Ya le hemos dado al lector alguna información sobre el helio. El helio tiene el récord de su temperatura crítica. Ninguna sustancia tiene una temperatura crítica inferior a 4,3 K. Sin embargo, este registro en sí mismo no significa nada sorprendente. Otra cosa llama la atención: al enfriar el helio por debajo de la temperatura crítica, llegando casi al cero absoluto, no obtendremos helio sólido. El helio permanece líquido incluso en el cero absoluto.

El comportamiento del helio es completamente inexplicable desde el punto de vista de las leyes del movimiento que hemos esbozado y es uno de los signos de la limitada validez de tales leyes de la naturaleza, que parecían ser universales.

Si el cuerpo es líquido, entonces sus átomos están en movimiento. Pero después de todo, habiendo enfriado el cuerpo al cero absoluto, le quitamos toda la energía del movimiento. Tenemos que admitir que el helio tiene tal energía de movimiento que no se le puede quitar. Esta conclusión es incompatible con la mecánica que hemos estado tratando hasta ahora. Según esta mecánica que hemos estudiado, el movimiento de un cuerpo siempre se puede ralentizar hasta detenerlo por completo quitándole toda su energía cinética; del mismo modo, es posible detener el movimiento de las moléculas quitándoles energía cuando chocan con las paredes de un recipiente enfriado. Para helio, tal mecánica claramente no es adecuada.

El "extraño" comportamiento del helio es un indicio de un hecho de gran importancia. Primero nos encontramos con la imposibilidad de aplicar en el mundo de los átomos las leyes básicas de la mecánica, establecidas por el estudio directo del movimiento de los cuerpos visibles, leyes que parecían ser el fundamento inquebrantable de la física.

El hecho de que el helio "se niegue" a cristalizar en el cero absoluto no puede reconciliarse de ninguna manera con la mecánica que hemos estudiado hasta ahora. La contradicción con la que nos encontramos por primera vez, la desobediencia del mundo de los átomos a las leyes de la mecánica, es solo el primer eslabón en la cadena de contradicciones cada vez más agudas en la física.

Estas contradicciones llevan a la necesidad de revisar los fundamentos de la mecánica del mundo atómico. Esta revisión es muy profunda y conduce a un cambio en toda nuestra comprensión de la naturaleza.

La necesidad de una revisión radical de la mecánica del mundo atómico no significa que debamos acabar con las leyes de la mecánica que hemos estudiado. Sería injusto obligar al lector a aprender cosas innecesarias. La mecánica antigua es completamente válida en el mundo de las carrocerías grandes. Esto ya es suficiente para tratar los capítulos relevantes de la física con pleno respeto. Sin embargo, también es importante que una serie de leyes de la mecánica "antigua" pasen a la mecánica "nueva". Esto incluye, en particular, la ley de conservación de la energía.

La presencia de energía "irremovible" en el cero absoluto no es una propiedad especial del helio. Resulta; La energía "cero" está presente en todas las sustancias.

Solo en el helio esta energía es suficiente para evitar que los átomos formen la red cristalina correcta.

No hay que pensar que el helio no puede estar en estado cristalino. Para la cristalización del helio, solo es necesario aumentar la presión a unas 25 atm. El enfriamiento llevado a cabo a una presión más alta conducirá a la formación de helio cristalino sólido con propiedades bastante ordinarias. El helio forma una red cúbica centrada en las caras.

En la fig. 4.14 muestra un diagrama del estado del helio. Difiere marcadamente de los diagramas de todas las demás sustancias en la ausencia de un punto triple. Las curvas de fusión y ebullición no se cruzan.

Arroz. 4.14

Y este diagrama de estado único tiene una característica más: hay dos líquidos de helio diferentes. ¿Cuál es su diferencia? Lo aprenderá un poco más adelante.

Utilizando el fenómeno de refrigeración líquida durante su evaporación; dependencia del punto de ebullición del agua con la presión.

Durante la vaporización, una sustancia pasa de un estado líquido a un estado gaseoso (vapor). Hay dos tipos de vaporización: evaporación y ebullición.

Evaporación La vaporización se produce a partir de la superficie libre de un líquido.

¿Cómo se produce la evaporación? Sabemos que las moléculas de cualquier líquido están en movimiento continuo y caótico, algunas más rápidas y otras más lentas. Las fuerzas de atracción entre sí evitan que salgan volando. Sin embargo, si una molécula con una energía cinética lo suficientemente grande aparece cerca de la superficie del líquido, entonces puede vencer las fuerzas de atracción intermolecular y salir volando del líquido. Lo mismo se repetirá con otra molécula rápida, con la segunda, la tercera, etc. Al salir volando, estas moléculas forman vapor sobre el líquido. La formación de este vapor es la evaporación.

Dado que las moléculas escapan más rápido del líquido durante la evaporación, la energía cinética promedio de las moléculas que quedan en el líquido se vuelve cada vez más pequeña. Como resultado la temperatura del líquido que se evapora disminuye: el líquido se enfría. Por eso, en particular, una persona con ropa mojada siente más frío que con ropa seca (especialmente cuando hace viento).

Al mismo tiempo, todos saben que si vierte agua en un vaso y la deja sobre la mesa, a pesar de la evaporación, no se enfriará continuamente, y se enfriará cada vez más hasta que se congele. ¿Qué impide esto? La respuesta es muy sencilla: el intercambio de calor del agua con el aire caliente que rodea el vaso.

El enfriamiento del líquido durante la evaporación es más notorio cuando la evaporación ocurre lo suficientemente rápido (para que el líquido no tenga tiempo de restaurar su temperatura debido al intercambio de calor con ambiente). Los líquidos volátiles se evaporan rápidamente, en los que las fuerzas de atracción intermolecular son pequeñas, por ejemplo, éter, alcohol, gasolina. Si deja caer un líquido de este tipo en su mano, sentiremos frío. Al evaporarse de la superficie de la mano, dicho líquido se enfriará y le quitará algo de calor.

Las sustancias que se evaporan se utilizan ampliamente en ingeniería. Por ejemplo, en tecnología espacial, los vehículos de descenso están recubiertos con dichas sustancias. Al atravesar la atmósfera del planeta, el cuerpo-aparato se calienta por efecto del rozamiento, y la sustancia que lo recubre comienza a evaporarse. Al evaporarse, enfría la nave espacial, evitando así que se sobrecaliente.

El enfriamiento del agua durante su evaporación también se utiliza en instrumentos utilizados para medir la humedad del aire - psicrómetros(del griego "psychros" - frío). El psicrómetro consta de dos termómetros. Uno de ellos (seco) muestra la temperatura del aire, y el otro (cuyo depósito está atado con batista, sumergido en agua), una temperatura más baja debido a la intensidad de la evaporación de la batista húmeda. Cuanto más seco sea el aire cuya humedad se mide, mayor será la evaporación y, por lo tanto, menor será la lectura de bulbo húmedo. Y viceversa, cuanto mayor es la humedad del aire, menos intensa es la evaporación y por lo tanto mayor es la temperatura que muestra este termómetro. Sobre la base de las lecturas de los termómetros secos y húmedos, utilizando una tabla especial (psicrométrica), se determina la humedad del aire, expresada como porcentaje. La humedad más alta es del 100% (a esta humedad, aparece rocío en los objetos). Para una persona, se considera que la humedad más favorable está en el rango de 40 a 60%.

Con la ayuda de sencillos experimentos, es fácil establecer que la tasa de evaporación aumenta con el aumento de la temperatura del líquido, así como con el aumento de su superficie libre y en presencia de viento.

¿Por qué el líquido se evapora más rápido en presencia de viento? El hecho es que simultáneamente con la evaporación en la superficie del líquido, ocurre el proceso inverso: condensación. La condensación ocurre debido al hecho de que parte de las moléculas de vapor, moviéndose aleatoriamente sobre el líquido, regresa nuevamente a él. El viento se lleva las moléculas que han salido volando del líquido y no les permite regresar.

La condensación también puede ocurrir cuando el vapor no está en contacto con el líquido. Es la condensación, por ejemplo, lo que explica la formación de nubes: las moléculas de vapor de agua que se elevan sobre la tierra en las capas más frías de la atmósfera se agrupan en pequeñas gotas de agua, cuyas acumulaciones son nubes. La condensación de vapor de agua en la atmósfera también provoca lluvia y rocío.

Temperatura de ebullición versus presión

El punto de ebullición del agua es de 100°C; se podría pensar que esta es una propiedad inherente al agua, que el agua, donde sea y en qué condiciones se encuentre, siempre hervirá a 100 °C.

Pero esto no es así, y los habitantes de los pueblos de alta montaña lo saben muy bien.

Cerca de la cima de Elbrus hay una casa para turistas y una estación científica. Los principiantes a veces se preguntan "lo difícil que es hervir un huevo en agua hirviendo" o "por qué el agua hirviendo no se quema". En estas condiciones, se les dice que el agua hierve en la cima del Elbrus ya a 82°C.

¿Cuál es el problema aquí? ¿Qué factor físico interfiere en el fenómeno de la ebullición? ¿Cuál es el significado de la altitud?

Este factor físico es la presión que actúa sobre la superficie del líquido. No es necesario subir a la cima de la montaña para comprobar la validez de lo que se ha dicho.

Al colocar agua calentada debajo de la campana y bombear aire dentro o fuera de ella, uno puede estar convencido de que el punto de ebullición aumenta al aumentar la presión y disminuye al disminuir la presión.

El agua hierve a 100°C solo a cierta presión: 760 mm Hg. Arte. (o 1 atm).

La curva de punto de ebullición versus presión se muestra en la fig. 4.2. En la cima del Elbrus, la presión es de 0,5 atm, y esta presión corresponde a un punto de ebullición de 82 °C.

Arroz. 4.2

Pero agua hirviendo a 10-15 mm Hg. Art., puedes refrescarte cuando hace calor. A esta presión, el punto de ebullición bajará a 10-15°C.

Incluso puede obtener "agua hirviendo", que tiene la temperatura del agua helada. Para ello, tendrás que reducir la presión a 4,6 mm Hg. Arte.

Se puede observar una imagen interesante si coloca un recipiente abierto con agua debajo de la campana y bombea el aire. El bombeo hará que el agua hierva, pero hervir requiere calor. No hay de dónde sacarlo, y el agua tendrá que ceder su energía. La temperatura del agua hirviendo comenzará a descender, pero a medida que continúe el bombeo, también lo hará la presión. Por lo tanto, la ebullición no se detendrá, el agua continuará enfriándose y eventualmente se congelará.

Tal ebullición de agua fría ocurre no solo cuando se bombea aire. Por ejemplo, cuando la hélice de un barco gira, la presión en una capa de agua que se mueve rápidamente cerca de una superficie metálica cae bruscamente y el agua en esta capa hierve, es decir, aparecen numerosas burbujas llenas de vapor. Este fenómeno se llama cavitación (de la palabra latina cavitas - cavidad).

Al bajar la presión, bajamos el punto de ebullición. ¿Qué hay de aumentarlo? Un gráfico como el nuestro responde a esta pregunta. Una presión de 15 atm puede retrasar la ebullición del agua, solo comenzará a los 200°C, y una presión de 80 atm hará que el agua hierva solo a los 300°C.

Entonces, una cierta presión externa corresponde a un cierto punto de ebullición. Pero esta afirmación también se puede "dar la vuelta", diciendo esto: cada punto de ebullición del agua corresponde a su propia presión específica. Esta presión se llama presión de vapor.

La curva que representa el punto de ebullición en función de la presión es también la curva de la presión de vapor en función de la temperatura.

Las cifras trazadas en un gráfico de punto de ebullición (o gráfico de presión de vapor) muestran que la presión de vapor cambia muy rápidamente con la temperatura. A 0 °C (es decir, 273 K), la presión de vapor es de 4,6 mm Hg. Art., a 100 °C (373 K) es igual a 760 mm Hg. Art., es decir, aumenta en 165 veces. Cuando la temperatura se duplica (de 0 °C, es decir, 273 K, a 273 °C, es decir, 546 K), la presión de vapor aumenta de 4,6 mm Hg. Arte. hasta casi 60 atm, es decir, unas 10.000 veces.

Por lo tanto, por el contrario, el punto de ebullición cambia bastante lentamente con la presión. Cuando la presión se duplica de 0,5 atm a 1 atm, el punto de ebullición aumenta de 82°C (355 K) a 100°C (373 K) y cuando la presión se duplica de 1 a 2 atm, de 100°C (373 K) K) a 120°C (393 K).

La misma curva que ahora estamos considerando también controla la condensación (espesamiento) del vapor en agua.

El vapor se puede convertir en agua ya sea por compresión o enfriamiento.

Tanto durante la ebullición como durante la condensación, el punto no se moverá fuera de la curva hasta que se complete la conversión de vapor a agua o de agua a vapor. Esto también se puede formular de la siguiente manera: bajo las condiciones de nuestra curva, y solo bajo estas condiciones, es posible la coexistencia de líquido y vapor. Si al mismo tiempo no se agrega ni se quita calor, entonces las cantidades de vapor y líquido en un recipiente cerrado permanecerán sin cambios. Se dice que tal vapor y líquido están en equilibrio, y un vapor en equilibrio con su líquido se dice que está saturado.

La curva de ebullición y condensación, como vemos, tiene otro significado: es la curva de equilibrio de líquido y vapor. La curva de equilibrio divide el campo del diagrama en dos partes. A la izquierda y hacia arriba (hacia temperaturas más altas y presiones más bajas) está la región del estado estacionario del vapor. A la derecha y hacia abajo, la región del estado estable del líquido.

La curva de equilibrio vapor-líquido, es decir, la dependencia del punto de ebullición de la presión o, lo que es lo mismo, la presión de vapor de la temperatura, es aproximadamente la misma para todos los líquidos. En algunos casos, el cambio puede ser algo más brusco, en otros algo más lento, pero siempre la presión de vapor aumenta rápidamente al aumentar la temperatura.

Hemos usado las palabras "gas" y "vapor" muchas veces. Estas dos palabras son más o menos lo mismo. Podemos decir: agua gas es el vapor de agua, gas oxígeno es el vapor de un oxígeno líquido. Sin embargo, se ha desarrollado algún hábito en el uso de estas dos palabras. Dado que estamos acostumbrados a un rango de temperatura relativamente pequeño, generalmente aplicamos la palabra "gas" a aquellas sustancias cuya presión de vapor a temperaturas ordinarias está por encima de la presión atmosférica. Por el contrario, hablamos de vapor cuando, a temperatura ambiente y presión atmosférica, la sustancia es más estable en forma líquida.

El proceso de evaporación intensa de un líquido comienza a una temperatura en la que la presión de vapor del líquido excede la presión externa de la atmósfera gaseosa sobre el líquido. En el punto de ebullición, la formación de vapor se produce en toda la masa del líquido y fluye a una temperatura casi constante hasta la transición completa del líquido (monocomponente) y el vapor. Al bajar artificialmente la presión, es posible hacer que el líquido hierva a temperaturas más bajas, lo que es muy utilizado en tecnología, ya que es más fácil encontrar material adecuado para equipos que trabajan a bajas temperaturas. La tecnología de vacío moderna tiene a su disposición potentes bombas rotativas capaces de crear un vacío en el que la presión residual no supera los 0,001 mmHg y bombas de difusión por chorro que crean un vacío de hasta 10v-7-10v-8 mmHg. Arte.
La destilación al vacío se utiliza para obtener metales de alta pureza; Zn, Cd, Mg, Ca, etc. Suelen trabajar a presiones ligeramente superiores a la presión de vapor del metal destilado en su punto de fusión. Luego, al destilar el metal líquido, se obtiene un condensado sólido, lo que hace posible aplicar un diseño muy simple del aparato de destilación que se muestra en la Fig. 24. El dispositivo es un cilindro, en la parte inferior del cual hay un recipiente con metal líquido destilado. Los vapores se condensan en la parte superior del cilindro en un cilindro de metal compuesto especial (condensador) en forma de una costra cristalina que, después del final del proceso, se elimina junto con el condensador. Antes de calentar el metal, primero, el aire se bombea fuera del dispositivo con una bomba de vacío, y luego, de vez en cuando, se restablece el vacío, que cambia debido a la fuga de aire del exterior a través de las fugas del equipo. Si el aparato es suficientemente hermético, entonces durante el proceso de destilación, dado que no se liberan gases no condensables, no es necesario el funcionamiento constante de la bomba de vacío.

El dispositivo descrito es extremadamente simple, está hecho de acero o aleaciones de metales resistentes al calor. Lo que es especialmente importante, su cubierta y todas las piezas de sellado - sellado se enfrían con agua, es decir, funcionan a temperatura ambiente, lo que permite el uso de selladores muy avanzados - caucho, masillas de vacío, etc. El uso de vacío permite la limpieza por destilación a temperaturas relativamente bajas (700 -900 °) metales químicamente activos y muy agresivos como calcio, magnesio, bario, cuya destilación a presión atmosférica no es factible debido a la imposibilidad de seleccionar material para el equipo.
Consideremos las características del proceso de evaporación en vacío.
El diagrama de estado líquido - vapor con presión decreciente tiene el mismo carácter que los diagramas de presión atmosférica, solo las líneas de líquido y vapor se mueven hacia la región de temperaturas más bajas. De ello se deduce que la eficiencia de separación de los componentes durante la evaporación de su solución al vacío es aproximadamente la misma que a presión atmosférica, pero se lleva a cabo a temperaturas más bajas; la temperatura es más baja cuanto más profundo es el vacío aplicado. Una característica de la operación al vacío es la ausencia de arrastre de pequeñas gotas de líquido junto con vapores, lo que siempre se observa cuando se opera a presión atmosférica. Durante la ebullición rápida del líquido, las burbujas de vapor que revientan y se elevan desde la profundidad del líquido producen salpicaduras, que son arrastradas por los vapores al condensador y contaminan el destilado. En un vacío (lo suficientemente profundo), no se producen salpicaduras, ya que el proceso de ebullición es fundamentalmente diferente de la ebullición a presión atmosférica. En el vacío, la formación de vapor ocurre solo en la superficie del líquido, no se forman burbujas dentro del líquido, la superficie está tranquila, no hierve, por lo tanto, no pueden ocurrir salpicaduras. Por lo tanto, la destilación al vacío produce un destilado más puro que la destilación atmosférica.
Usemos un ejemplo para mostrar la peculiaridad del proceso de ebullición en el vacío. En un caso, deje hervir agua en un recipiente con una profundidad de capa de 250 mm a presión atmosférica (760 mm Hg). Luego, el vapor liberado de la superficie del agua, para vencer la presión externa, debe tener presión atmosférica (760 mm Hg), que se desarrolla a una temperatura de la superficie del agua de 100 °. La burbuja de vapor que se forma en el fondo del recipiente debe tener una presión mayor, ya que, además de la presión de la atmósfera, necesita vencer la presión hidrostática de una columna de agua de 250 mm de altura, lo que corresponde a una sobrepresión de 18 mm Hg. Arte. Por lo tanto, el vapor que sale del fondo del recipiente debe tener una presión de 760 + 18 = 778 mm Hg. Art., que corresponde a la temperatura del agua en el fondo del recipiente 100,6 °. Un sobrecalentamiento tan pequeño del agua en el fondo (0,6°) es bastante real, y el proceso de ebullición procede de tal manera que se forma vapor en toda la masa de la capa. El agua hierve vigorosamente y salpica cuando las burbujas se rompen en la superficie.
Ahora considere hervir la misma capa de agua en un vacío de 4,58 mm Hg. Arte. Para que hierva, la capa superficial del agua debe tener una temperatura de 0°, a la cual la presión de vapor saturado es de 4,58 mm Hg. Arte. La burbuja que se forma en el fondo debe vencer la presión hidrostática de una columna de agua de 250 mm, lo que corresponde a una presión de 18 mm Hg. Art., y tienen una presión total de 4,58 + 18 = 22,58 mm Hg. Arte. El agua tendrá tal presión de vapor saturada a una temperatura de ~ 23 °, es decir, para que se forme una burbuja de vapor en el fondo del recipiente, es necesario tener una temperatura de 23 ° en el fondo. Es imposible obtener tal diferencia entre las temperaturas cerca del fondo y en la superficie, ya que esto será impedido por las corrientes de convección. En consecuencia, no se formarán burbujas en la profundidad de la capa líquida y la vaporización se llevará a cabo únicamente desde la superficie del líquido.
Los fundidos metálicos tienen una alta conductividad térmica, lo que evita el sobrecalentamiento local del líquido y, en consecuencia, la ebullición con formación de burbujas.
Hasta que la presión en el dispositivo se vuelve muy pequeña, tiene lugar un intercambio de moléculas entre la superficie del líquido y el vapor y se establece un equilibrio líquido-vapor móvil. Una corriente de vapor de gas convencional fluye hacia el condensador y los resultados del proceso de destilación están determinados por el diagrama de estado líquido-vapor.
Si la presión en el aparato es tan baja que el camino libre medio de las moléculas se hace mayor que las dimensiones del aparato, la naturaleza del proceso de destilación cambia radicalmente.
En estas condiciones, no hay intercambio de moléculas entre los vapores y el líquido, no se establece un equilibrio líquido-vapor móvil y el diagrama de estado líquido-vapor no describe el proceso de evaporación. Escara de gas ordinaria entre el evaporador y el condensador. Se forma, las moléculas de vapor separadas de la superficie del líquido siguen un camino recto, sin chocar con otras moléculas, caen sobre la superficie fría del condensador y permanecen allí, se condensan; el proceso de evaporación es completamente irreversible y tiene el carácter de evaporación molecular. El resultado de la destilación está determinado por la tasa de evaporación, que depende del tipo de sustancia evaporada y de la temperatura y es independiente de la presión externa en el sistema, si esta presión es suficientemente baja. La tasa de evaporación en estas condiciones se puede calcular utilizando la fórmula de Langmuir:

Tomando como tasa de evaporación la masa de una sustancia que se evapora por segundo de una unidad de superficie, expresando la presión de vapor p en milímetros de mercurio y reemplazando los valores de R y π por sus valores numéricos, obtenemos la ecuación (III, 13 ) en una forma diferente, conveniente para cálculos prácticos:

En la evaporación molecular, las sustancias con la misma presión de vapor se pueden separar si sus pesos moleculares son diferentes, como lo demuestran los experimentos de separación de isótopos.

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>>Física: Dependencia de la presión de vapor de saturación de la temperatura. Hirviendo

El líquido no solo se evapora. Hierve a cierta temperatura.
Presión de vapor saturado versus temperatura. El estado del vapor saturado, como muestra la experiencia (hablamos de esto en el párrafo anterior), se describe aproximadamente mediante la ecuación de estado de un gas ideal (10.4), y su presión está determinada por la fórmula

A medida que aumenta la temperatura, aumenta la presión. Porque La presión de vapor saturado no depende del volumen, por tanto, depende únicamente de la temperatura.
Sin embargo, la dependencia r np desde T, encontrado experimentalmente, no es directamente proporcional, como en un gas ideal a volumen constante. Al aumentar la temperatura, la presión de un vapor saturado real aumenta más rápido que la presión de un gas ideal ( figura 11.1, sección de la curva AB). Esto se vuelve obvio si dibujamos las isócoras de un gas ideal a través de los puntos PERO Y EN(líneas puntedas). ¿Por qué está pasando esto?

Cuando un líquido se calienta en un recipiente cerrado, parte del líquido se convierte en vapor. En consecuencia, de acuerdo con la fórmula (11.1) la presión de vapor saturado aumenta no solo debido a un aumento en la temperatura del líquido, sino también debido a un aumento en la concentración de moléculas (densidad) del vapor. Básicamente, el aumento de la presión con el aumento de la temperatura está determinado precisamente por el aumento de la concentración. La principal diferencia en el comportamiento de un gas ideal y vapor saturado es que cuando cambia la temperatura del vapor en un recipiente cerrado (o cuando cambia el volumen a una temperatura constante), la masa del vapor cambia. El líquido se convierte parcialmente en vapor o, por el contrario, el vapor se condensa parcialmente. Nada de esto sucede con un gas ideal.
Cuando todo el líquido se haya evaporado, el vapor dejará de estar saturado al calentarse más y su presión a volumen constante aumentará en proporción directa a la temperatura absoluta (ver Fig. figura 11.1, sección de la curva sol).
. A medida que aumenta la temperatura del líquido, aumenta la tasa de evaporación. Finalmente, el líquido comienza a hervir. Al hervir, se forman burbujas de vapor de rápido crecimiento en todo el volumen del líquido, que flotan hacia la superficie. El punto de ebullición de un líquido permanece constante. Esto se debe a que toda la energía suministrada al líquido se gasta en convertirlo en vapor. ¿En qué condiciones comienza la ebullición?
El líquido siempre contiene gases disueltos que se liberan en el fondo y paredes del recipiente, así como sobre partículas de polvo suspendidas en el líquido, que son los centros de vaporización. Los vapores líquidos dentro de las burbujas están saturados. A medida que aumenta la temperatura, aumenta la presión de vapor y las burbujas aumentan de tamaño. Bajo la acción de la fuerza de flotación, flotan hacia arriba. Si las capas superiores del líquido tienen una temperatura más baja, entonces el vapor se condensa en estas capas en las burbujas. La presión cae rápidamente y las burbujas colapsan. El colapso es tan rápido que las paredes de la burbuja, al chocar, producen algo así como una explosión. Muchas de estas microexplosiones crean un ruido característico. Cuando el líquido se calienta lo suficiente, las burbujas dejan de colapsar y flotan hacia la superficie. El líquido hervirá. Mire la tetera en la estufa con cuidado. Encontrará que casi deja de hacer ruido antes de hervir.
La dependencia de la presión de vapor de saturación con la temperatura explica por qué el punto de ebullición de un líquido depende de la presión en su superficie. Una burbuja de vapor puede crecer cuando la presión del vapor saturado en su interior supera ligeramente la presión del líquido, que es la suma de la presión del aire en la superficie del líquido (presión externa) y la presión hidrostática de la columna de líquido.
Prestemos atención al hecho de que la evaporación de un líquido ocurre a temperaturas inferiores al punto de ebullición, y solo desde la superficie del líquido; durante la ebullición, la formación de vapor ocurre en todo el volumen del líquido.
La ebullición comienza a una temperatura a la cual la presión de vapor de saturación en las burbujas es igual a la presión en el líquido.
Cuanto mayor es la presión externa, mayor es el punto de ebullición. Entonces, en una caldera de vapor a una presión que llega a 1.6 10 6 Pa, el agua no hierve incluso a una temperatura de 200°C. En instituciones médicas en recipientes herméticamente sellados - autoclaves ( figura 11.2) el agua también hierve a presión elevada. Por lo tanto, el punto de ebullición del líquido es mucho más alto que 100°C. Los autoclaves se utilizan para esterilizar instrumentos quirúrgicos, etc.

Y viceversa, Al reducir la presión externa, bajamos el punto de ebullición.. Bombeando el aire y el vapor de agua del matraz, puede hacer que el agua hierva a temperatura ambiente ( figura 11.3). A medida que escalas montañas, la presión atmosférica disminuye, por lo que el punto de ebullición también disminuye. A una altitud de 7134 m (Pico Lenin en el Pamir), la presión es de aproximadamente 4 10 4 Pa ​​(300 mm Hg). El agua hierve allí a unos 70°C. Es imposible cocinar carne en estas condiciones.

Cada líquido tiene su propio punto de ebullición, que depende de la presión de su vapor saturado. Cuanto mayor sea la presión de vapor saturado, menor será el punto de ebullición del líquido, ya que a temperaturas más bajas, la presión de vapor saturado se vuelve igual a la presión atmosférica. Por ejemplo, a un punto de ebullición de 100 °C, la presión del vapor de agua saturado es de 101 325 Pa (760 mm Hg) y la del vapor de mercurio es de solo 117 Pa (0,88 mm Hg). El mercurio hierve a 357°C a presión normal.
Un líquido hierve cuando su presión de vapor saturado se vuelve igual a la presión dentro del líquido.

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1. ¿Por qué aumenta el punto de ebullición al aumentar la presión?
2. ¿Por qué es esencial para la ebullición aumentar la presión del vapor saturado en las burbujas y no aumentar la presión del aire presente en ellas?
3. ¿Cómo hacer hervir un líquido enfriando el recipiente? (Esta es una pregunta difícil.)

G.Ya.Myakishev, B.B.Bukhovtsev, N.N.Sotsky, Física Grado 10

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