1.1 A ebulição é um fenômeno físico

Ebulição - transição intensiva de líquido para vapor, devido à formação e crescimento de bolhas de vapor em todo o volume do líquido a uma determinada temperatura. A ebulição só pode ocorrer a uma certa temperatura e pressão.

Um líquido sempre contém um gás dissolvido, cujo grau de dissolução diminui com o aumento da temperatura. Quando o líquido é aquecido por baixo, o gás começa a ser liberado na forma de bolhas perto das paredes do recipiente. Estes são os centros de vaporização. O líquido evapora nessas bolhas. Portanto, além do ar, eles contêm vapor saturado, cuja pressão aumenta rapidamente com o aumento da temperatura, e as bolhas crescem em volume e, consequentemente, as forças de Arquimedes que atuam sobre elas aumentam. Quando a força de empuxo se torna mais poder gravidade da bolha, ela começa a subir. Mas até que o líquido seja aquecido uniformemente, à medida que sobe, o volume da bolha diminui quando entra nas camadas menos aquecidas (pressão vapor saturado diminui com a diminuição da temperatura), o vapor nele se condensa, o calor que é liberado durante a condensação acelera o aquecimento do líquido em todo o volume. E, antes de atingir a superfície livre, as bolhas desaparecem (colapsam), razão pela qual ouvimos o ruído característico antes da fervura. Quando a temperatura do líquido se iguala, o volume da bolha aumenta à medida que aumenta, pois a pressão de vapor saturado não muda, e a pressão externa na bolha, que é a soma da pressão do líquido acima da bolha e pressão atmosférica, diminui. A bolha atinge a superfície livre do líquido, estoura e o vapor saturado escapa - o líquido ferve. A pressão dentro da bolha de vapor é a soma da pressão vapores saturados, hidrostática e pressão de Laplace (capilar). Se esta última puder ser desprezada, então a condição para a ebulição será a igualdade entre a pressão de vapor saturado e a pressão atmosférica.

Assim, para que um líquido ferva, as seguintes condições devem ser atendidas:

1. A presença de centros de vaporização
2. Fornecimento de calor constante. (Q=lm)
3. Igualdade da soma da pressão atmosférica e hidrostática à pressão total do vapor saturado.

1.2 Fatores que afetam o ponto de ebulição de um líquido

• Matéria em ebulição e pressão atmosférica

O ponto de ebulição da água é 100°C; pode-se pensar que esta é uma propriedade inerente da água, que a água, onde e em que condições estiver, sempre ferverá a 100 ° C.

Mas não é assim, e os habitantes das aldeias de alta montanha estão bem cientes disso.

Perto do topo do Elbrus há uma casa para turistas e uma estação científica. Os iniciantes às vezes se perguntam "como é difícil ferver um ovo em água fervente" ou "por que a água fervente não queima". Nessas condições, eles são informados de que a água ferve no topo do Elbrus já a 82°C.

O fator físico que afeta o ponto de ebulição é a pressão que atua na superfície do líquido.

Ao colocar água aquecida sob o sino e bombear ar para dentro ou para fora dele, pode-se convencer que o ponto de ebulição aumenta com o aumento da pressão e diminui com a diminuição da pressão.

Assim, uma certa pressão externa corresponde a um certo ponto de ebulição. Mas esta afirmação também pode ser "invertida", dizendo o seguinte: cada ponto de ebulição da água corresponde à sua própria pressão específica.

Com o aumento da pressão atmosférica, o ponto de ebulição aumenta, em média, 1 ° C para uma mudança de pressão de 26 mm. art. Arte.

• Ferver uma substância com impurezas

Como regra, o ponto de ebulição à pressão atmosférica normal é dado como uma das principais características das substâncias quimicamente puras. E se adicionarmos açúcar ou sal ao líquido?

Um líquido ferve a uma temperatura na qual a pressão de vapor total se torna igual à pressão externa. Se uma substância não volátil for dissolvida, ou seja, a pressão de seus vapores saturados sobre a solução pode ser desprezada, então a pressão nas bolhas é a soma da pressão de vapor saturado de cada componente da mistura líquida. P 1 + P 2 = P atm A proporção de cada pressão parcial depende da temperatura e da quantidade de substância. No caso de dissolução de uma substância não volátil, há menos moléculas de solvente (líquido puro) na superfície que podem evaporar - parte do espaço é ocupado por moléculas de impureza (substância dissolvida). Então a pressão dos vapores saturados sobre a solução a qualquer temperatura será menor do que sobre solvente puro e a igualdade à sua pressão externa será alcançada a uma temperatura mais alta. Assim, o ponto de ebulição de uma solução de uma substância não volátil é sempre maior que o ponto de ebulição de um líquido puro à mesma pressão. Impurezas não voláteis aumentam o ponto de ebulição.

Assim, o ponto de ebulição depende da presença de impurezas, geralmente aumentando com o aumento da concentração de impurezas.

• Ferver várias substâncias

Cada líquido tem seu próprio ponto de ebulição. Depende das forças de atração entre as moléculas (para gases são menores que para líquidos e sólidos, e para líquidos são menores que para sólidos). Quanto mais rápida a saturação do vapor sobre a substância (a pressão de vapor da substância = pressão ambiente), mais rápido ele ferverá. Assim, por exemplo: t fardo de álcool etílico = 78,3 o C; t fardo de ferro \u003d 3200 sobre C; t kip nitrogênio \u003d -195,3 o C.

Estados da matéria

Vapor de ferro e ar sólido

Não é uma estranha combinação de palavras? No entanto, isso não é um absurdo: e vapor de ferro, e o ar sólido existe na natureza, mas não em condições normais.

De que condições estamos falando? O estado da matéria é determinado por duas circunstâncias: temperatura e pressão.

Nossa vida ocorre em condições relativamente pouco mutáveis. A pressão do ar flutua dentro de alguns por cento em torno de uma atmosfera; a temperatura do ar, digamos, na área de Moscou está na faixa de -30 a + 30 ° C; na escala de temperatura absoluta, na qual a temperatura mais baixa possível (-273 ° C) é tomada como zero; este intervalo parecerá menos impressionante: 240-300 K, que também é apenas ±10% do valor médio.

É bastante natural que estejamos acostumados a essas condições ordinárias e, portanto, quando dizemos verdades simples como: "o ferro é um corpo sólido, o ar é um gás", etc., esquecemos de acrescentar: "quando condições normais".

Se o ferro for aquecido, ele primeiro derrete e depois evapora. Se o ar for resfriado, ele primeiro se transformará em líquido e depois se solidificará.

Mesmo que o leitor nunca tenha encontrado vapor de ferro e ar sólido, provavelmente acreditará facilmente que qualquer substância, alterando a temperatura, pode ser obtida nos estados sólido, líquido e gasoso, ou, como se costuma dizer, nos estados sólido, líquido. ou fases gasosas.

É fácil acreditar nisso porque uma substância, sem a qual a vida na Terra seria impossível, todos observavam tanto na forma de gás quanto na forma líquida e na forma corpo sólido. É claro que estamos falando de água.

Quais são as condições sob as quais uma substância muda de um estado para outro?

Ebulição

Se abaixarmos o termômetro na água que é despejada na chaleira, ligar o fogão elétrico e monitorar o mercúrio do termômetro, veremos o seguinte: quase imediatamente o nível de mercúrio aumentará. Já são 90, 95, finalmente 100°C. A água ferve e, ao mesmo tempo, o aumento do mercúrio para. A água está fervendo há muitos minutos, mas o nível de mercúrio não muda. Até que toda a água ferva, a temperatura não mudará (Fig. 4.1).

Arroz. 4.1

Para onde vai o calor se a temperatura da água não mudar? A resposta é óbvia. O processo de transformar água em vapor requer energia.

Vamos comparar a energia de um grama de água e um grama de vapor formado a partir dela. As moléculas de vapor estão mais distantes do que as moléculas de água. É claro que, por causa disso, a energia potencial da água será diferente da energia potencial do vapor.

A energia potencial das partículas atraídas diminui à medida que elas se aproximam. Portanto, a energia do vapor é maior que a energia da água, e a transformação da água em vapor requer energia. Esse excesso de energia é comunicado por um fogão elétrico à água fervente em uma chaleira.

A energia necessária para transformar água em vapor; chamado de calor de vaporização. São necessárias 539 calorias para transformar 1 g de água em vapor (este é o valor para uma temperatura de 100°C).

Se 539 cal for 1 g, 18 * 539 \u003d 9700 cal serão gastos em 1 mol de água. Essa quantidade de calor deve ser gasta para quebrar as ligações intermoleculares.

Você pode comparar este valor com a quantidade de trabalho necessária para quebrar as ligações intramoleculares. Para dividir 1 mol de vapor de água em átomos, são necessárias cerca de 220.000 calorias, ou seja, 25 vezes mais energia. Isso prova diretamente a fraqueza das forças que unem as moléculas umas às outras, em comparação com as forças que unem os átomos em uma molécula.

Temperatura de ebulição versus pressão

O ponto de ebulição da água é 100°C; pode-se pensar que esta é uma propriedade inerente da água, que a água, onde e em que condições estiver, sempre ferverá a 100 ° C.

Mas não é assim, e os habitantes das aldeias de alta montanha estão bem cientes disso.

Perto do topo do Elbrus há uma casa para turistas e uma estação científica. Os iniciantes às vezes se perguntam "como é difícil ferver um ovo em água fervente" ou "por que a água fervente não queima". Nessas condições, eles são informados de que a água ferve no topo do Elbrus já a 82°C.

Qual é o problema aqui? Que fator físico interfere no fenômeno da ebulição? Qual é o significado da altitude?

Este fator físico é a pressão que atua na superfície do líquido. Você não precisa subir ao topo da montanha para verificar a validade do que foi dito.

Ao colocar água aquecida sob o sino e bombear ar para dentro ou para fora dele, pode-se convencer que o ponto de ebulição aumenta com o aumento da pressão e diminui com a diminuição da pressão.

A água ferve a 100°C apenas a uma certa pressão - 760 mm Hg. Arte. (ou 1 atm).

A curva de ponto de ebulição versus pressão é mostrada na fig. 4.2. No topo do Elbrus, a pressão é de 0,5 atm, e essa pressão corresponde a um ponto de ebulição de 82°C.

Arroz. 4.2

Mas a água fervendo a 10-15 mm Hg. Art., você pode se refrescar no clima quente. A esta pressão, o ponto de ebulição cairá para 10-15°C.

Você pode até obter "água fervente", que tem a temperatura da água gelada. Para fazer isso, você terá que reduzir a pressão para 4,6 mm Hg. Arte.

Uma imagem interessante pode ser observada se você colocar um recipiente aberto com água sob o sino e bombear o ar. O bombeamento fará a água ferver, mas a fervura requer calor. Não há de onde retirá-lo, e a água terá que desistir de sua energia. A temperatura da água fervente começará a cair, mas à medida que o bombeamento continuar, a pressão também diminuirá. Portanto, a fervura não vai parar, a água vai continuar a esfriar e eventualmente congelar.

Essa fervura da água fria ocorre não apenas quando o ar é bombeado. Por exemplo, quando a hélice de um navio gira, a pressão em um superfície metálica a camada de água cai fortemente e a água nesta camada ferve, ou seja, aparecem várias bolhas cheias de vapor. Esse fenômeno é chamado de cavitação (da palavra latina cavitas - cavidade).

Ao diminuir a pressão, abaixamos o ponto de ebulição. Que tal aumentar? Um gráfico como o nosso responde a essa pergunta. Uma pressão de 15 atm pode retardar a ebulição da água, ela só começará a 200°C, e uma pressão de 80 atm fará a água ferver apenas a 300°C.

Assim, uma certa pressão externa corresponde a um certo ponto de ebulição. Mas esta afirmação também pode ser "invertida", dizendo o seguinte: cada ponto de ebulição da água corresponde à sua própria pressão específica. Essa pressão é chamada de pressão de vapor.

A curva que representa o ponto de ebulição em função da pressão é também a curva da pressão de vapor em função da temperatura.

Figuras plotadas em um gráfico de ponto de ebulição (ou gráfico de pressão de vapor) mostram que a pressão de vapor muda muito rapidamente com a temperatura. A 0°C (isto é, 273 K), a pressão de vapor é de 4,6 mm Hg. Art., a 100 ° C (373 K) é igual a 760 mm Hg. Art., ou seja, aumenta em 165 vezes. Quando a temperatura dobra (de 0 ° C, ou seja, 273 K, para 273 ° C, ou seja, 546 K), a pressão de vapor aumenta de 4,6 mm Hg. Arte. até quase 60 atm, ou seja, cerca de 10.000 vezes.

Portanto, pelo contrário, o ponto de ebulição muda lentamente com a pressão. Quando a pressão é dobrada de 0,5 atm para 1 atm, o ponto de ebulição aumenta de 82°C (355 K) para 100°C (373 K) e quando a pressão é dobrada de 1 para 2 atm, de 100°C (373 K) K) a 120°C (393 K).

A mesma curva que estamos considerando agora também controla a condensação (espessamento) do vapor na água.

O vapor pode ser convertido em água por compressão ou resfriamento.

Tanto durante a ebulição quanto durante a condensação, o ponto não sairá da curva até que a conversão de vapor em água ou água em vapor esteja completa. Isso também pode ser formulado da seguinte forma: nas condições de nossa curva, e somente nessas condições, a coexistência de líquido e vapor é possível. Se ao mesmo tempo nenhum calor for adicionado ou retirado, as quantidades de vapor e líquido em um recipiente fechado permanecerão inalteradas. Diz-se que tal vapor e líquido estão em equilíbrio, e um vapor em equilíbrio com seu líquido é dito estar saturado.

A curva de ebulição e condensação, como vemos, tem outro significado: é a curva de equilíbrio de líquido e vapor. A curva de equilíbrio divide o campo do diagrama em duas partes. À esquerda e para cima (em direção a temperaturas mais altas e pressões mais baixas) está a região do estado estacionário do vapor. Para a direita e para baixo - a região do estado estável do líquido.

A curva de equilíbrio vapor-líquido, ou seja, a dependência do ponto de ebulição da pressão ou, o que é o mesmo, da pressão de vapor da temperatura, é aproximadamente a mesma para todos os líquidos. Em alguns casos, a mudança pode ser um pouco mais abrupta, em outros - um pouco mais lenta, mas sempre a pressão de vapor aumenta rapidamente com o aumento da temperatura.

Usamos as palavras "gás" e "vapor" muitas vezes. Essas duas palavras são praticamente as mesmas. Podemos dizer: água gás é o vapor da água, gás oxigênio é o vapor de um oxigênio líquido. No entanto, algum hábito se desenvolveu no uso dessas duas palavras. Como estamos acostumados a uma certa faixa de temperatura relativamente pequena, geralmente aplicamos a palavra "gás" àquelas substâncias cuja pressão de vapor em temperaturas normais está acima da pressão atmosférica. Pelo contrário, falamos de vapor quando, à temperatura ambiente e à pressão atmosférica, a substância é mais estável na forma líquida.

Evaporação

A fervura é um processo rápido e, em pouco tempo, não há vestígios de água fervente, ela se transforma em vapor.

Mas há outro fenômeno da transformação de água ou outro líquido em vapor - é a evaporação. A evaporação ocorre em qualquer temperatura, independentemente da pressão, que em condições normais é sempre próxima a 760 mm Hg. Arte. A evaporação, ao contrário da fervura, é um processo muito lento. O frasco de colônia que esquecemos de fechar estará vazio em poucos dias; mais tempo um pires com água ficará de pé, mas mais cedo ou mais tarde ficará seco.

O ar desempenha um papel importante no processo de evaporação. Por si só, não impede que a água evapore. Assim que abrimos a superfície do líquido, as moléculas de água começarão a se mover para a camada de ar mais próxima.

A densidade do vapor nesta camada aumentará rapidamente; após um curto período de tempo, a pressão de vapor se tornará igual à elasticidade característica da temperatura do meio. Neste caso, a pressão de vapor será exatamente a mesma que na ausência de ar.

A transição do vapor para o ar não significa, obviamente, um aumento de pressão. A pressão total no espaço acima da superfície da água não aumenta, apenas a participação nessa pressão que é assumida pelo vapor aumenta e, consequentemente, a proporção de ar que é deslocada pelo vapor diminui.

Acima da água há vapor misturado com ar, acima há camadas de ar sem vapor. Eles vão inevitavelmente se misturar. O vapor de água se moverá continuamente para as camadas superiores e, em seu lugar, o ar fluirá para a camada inferior, que não contém moléculas de água. Portanto, na camada mais próxima da água, sempre haverá lugares livres para novas moléculas de água. A água irá evaporar continuamente, mantendo a pressão de vapor de água na superfície igual à elasticidade, e o processo continuará até que a água evapore completamente.

Começamos com o exemplo da colônia e da água. É bem conhecido que eles evaporam em taxas diferentes. O éter evapora excepcionalmente rápido, o álcool rapidamente e a água muito mais lentamente. Vamos entender imediatamente qual é o problema se encontrarmos no livro de referência os valores da pressão de vapor desses líquidos, digamos, à temperatura ambiente. Aqui estão os números: éter - 437 mm Hg. Art., álcool - 44,5 mm Hg. Arte. e água - 17,5 mm Hg. Arte.

Quanto maior a elasticidade, mais vapor na camada de ar adjacente e mais rápido o líquido evapora. Sabemos que a pressão de vapor aumenta com a temperatura. Está claro por que a taxa de evaporação aumenta com o aquecimento.

A taxa de evaporação também pode ser influenciada de outra maneira. Se quisermos ajudar na evaporação, devemos retirar rapidamente o vapor do líquido, ou seja, acelerar a mistura do ar. É por isso que a evaporação é muito acelerada pelo sopro do líquido. A água, embora tenha uma pressão de vapor relativamente pequena, desaparecerá rapidamente se o disco for colocado ao vento.

É compreensível, portanto, por que um nadador que sai da água sente frio ao vento. O vento acelera a mistura do ar com o vapor e, portanto, acelera a evaporação, e o calor para a evaporação é forçado a abandonar o corpo humano.

O bem-estar de uma pessoa depende se há muito ou pouco vapor de água no ar. Tanto o ar seco quanto o úmido são desagradáveis. A umidade é considerada normal quando é de 60%. Isso significa que a densidade do vapor d'água é 60% da densidade do vapor d'água saturado na mesma temperatura.

Se o ar úmido for resfriado, eventualmente a pressão do vapor de água nele será igual à pressão do vapor nessa temperatura. O vapor ficará saturado e, à medida que a temperatura cair ainda mais, começará a se condensar em água. O orvalho da manhã, hidratando a grama e as folhas, aparece justamente por causa desse fenômeno.

A 20°C, a densidade do vapor de água saturado é de cerca de 0,00002 g/cm3. Nos sentiremos bem se o ar contiver 60% desse número de vapor d'água - o que significa apenas pouco mais de cem milésimos de grama em 1 cm 3.

Embora esse número seja pequeno, levará a quantidades impressionantes de vapor para uma sala. É fácil calcular que em uma sala de tamanho médio com área de 12 m 2 e altura de 3 m, cerca de um quilo de água pode "caber" na forma de vapor saturado.

Portanto, se você fechar bem essa sala e colocar um barril de água aberto, um litro de água evaporará, independentemente da capacidade do barril.

É interessante comparar este resultado para a água com os valores correspondentes para o mercúrio. Na mesma temperatura de 20°C, a densidade do vapor de mercúrio saturado é 10-8 g/cm3.

Na sala que acabamos de discutir, não caberá mais do que 1 g de vapor de mercúrio.

A propósito, o vapor de mercúrio é muito tóxico e 1 g de vapor de mercúrio pode prejudicar seriamente a saúde de qualquer pessoa. Ao trabalhar com mercúrio, deve-se tomar cuidado para que mesmo a menor gota de mercúrio não derrame.

Temperatura critica

Como transformar gás em líquido? O gráfico de ebulição responde a esta pergunta. Você pode transformar um gás em líquido diminuindo a temperatura ou aumentando a pressão.

No século 19, aumentar a pressão parecia mais fácil do que diminuir a temperatura. No início deste século, o grande físico inglês Michael Farada conseguiu comprimir gases aos valores de pressão de vapor e desta forma transformar muitos gases (cloro, dióxido de carbono, etc.) em líquidos.

No entanto, alguns gases - hidrogênio, nitrogênio, oxigênio - não se prestam à liquefação. Não importa o quanto a pressão aumentasse, eles não se transformavam em líquido. Alguém poderia pensar que o oxigênio e outros gases não poderiam ser líquidos. Eles foram classificados como gases verdadeiros ou permanentes.

Na verdade, as falhas foram causadas por um mal-entendido de uma circunstância importante.

Considere um líquido e um vapor em equilíbrio e considere o que acontece com eles à medida que o ponto de ebulição aumenta e, é claro, à medida que a pressão aumenta de acordo. Em outras palavras, imagine que um ponto no gráfico de ebulição se mova para cima ao longo da curva. É claro que o líquido se expande com o aumento da temperatura e sua densidade diminui. Quanto ao vapor, um aumento no ponto de ebulição? é claro que contribui para sua expansão, mas, como já dissemos, a pressão de vapor de saturação aumenta muito mais rápido que o ponto de ebulição. Portanto, a densidade do vapor não cai, mas, pelo contrário, aumenta rapidamente com o aumento do ponto de ebulição.

Como a densidade do líquido diminui e a densidade do vapor aumenta, então, movendo-se "para cima" ao longo da curva de ebulição, inevitavelmente chegaremos a um ponto em que as densidades do líquido e do vapor se tornarão iguais (Fig. 4.3).

Arroz. 4.3

Neste ponto notável, que é chamado de ponto crítico, a curva de ebulição termina. Como todas as diferenças entre gás e líquido se devem à diferença de densidade, no ponto crítico as propriedades do líquido e do gás se tornam as mesmas. Cada substância tem sua própria temperatura crítica e sua própria pressão crítica. Assim, para a água, o ponto crítico corresponde a uma temperatura de 374°C e uma pressão de 218,5 atm.

Se você comprimir um gás cuja temperatura está abaixo da crítica, então o processo de sua compressão será representado por uma seta cruzando a curva de ebulição (Fig. 4.4). Isso significa que no momento de atingir uma pressão igual à pressão de vapor (o ponto de interseção da seta com a curva de ebulição), o gás começará a se condensar em um líquido. Se nosso vaso fosse transparente, neste momento veríamos o início da formação de uma camada líquida no fundo do vaso. A pressão constante, a camada de líquido crescerá até que, finalmente, todo o gás se transforme em líquido. Uma compressão adicional exigirá um aumento na pressão.

Arroz. 4.4

A situação é completamente diferente quando o gás é comprimido, cuja temperatura é superior à crítica. O processo de compressão pode novamente ser representado como uma seta indo de baixo para cima. Mas agora esta flecha não cruza a curva de ebulição. Isso significa que durante a compressão, o vapor não condensará, mas apenas condensará continuamente.

A uma temperatura acima da crítica, a existência de um líquido e um gás separados por uma interface é impossível: quando comprimida a qualquer densidade, uma substância homogênea estará sob o pistão, e é difícil dizer quando pode ser chamada de gás e quando pode ser chamado de líquido.

A presença de um ponto crítico mostra que não há diferença fundamental entre os estados líquido e gasoso. À primeira vista, pode parecer que não existe essa diferença fundamental apenas quando nós estamos falando temperaturas acima do crítico. Este, no entanto, não é o caso. A existência de um ponto crítico indica a possibilidade de transformação de um líquido - um líquido real que pode ser derramado em um copo - em um estado gasoso sem qualquer aparência de ebulição.

Este caminho de transformação é mostrado na Fig. 4.4. O líquido conhecido está marcado com uma cruz. Se você baixar um pouco a pressão (seta para baixo), vai ferver, vai ferver se você aumentar um pouco a temperatura (seta para a direita). Mas vamos fazer algo completamente diferente, vamos comprimir o líquido com muita força, a uma pressão acima da crítica. O ponto que representa o estado do líquido subirá verticalmente. Em seguida, aquecemos o líquido - esse processo é representado por uma linha horizontal. Agora, depois de nos encontrarmos à direita da temperatura Crítica, abaixaremos a pressão para a inicial. Se agora reduzirmos a temperatura, podemos obter o vapor mais real, que poderia ser obtido desse líquido de maneira mais simples e curta.

Assim, sempre é possível, variando a pressão e a temperatura para contornar o ponto crítico, obter vapor por transição contínua de líquido ou líquido de vapor. Essa transição contínua não requer ebulição ou condensação.

As primeiras tentativas de liquefazer gases como oxigênio, nitrogênio e hidrogênio foram, portanto, malsucedidas porque a existência de uma temperatura crítica não era conhecida. Esses gases têm temperaturas críticas muito baixas: nitrogênio tem -147°C, oxigênio tem -119°C, hidrogênio tem -240°C ou 33 K. O recordista é o hélio, sua temperatura crítica é de 4,3 K. Transforme esses gases em líquido só pode ser feito de uma maneira - é necessário reduzir sua temperatura abaixo da especificada.

Obtendo baixas temperaturas

A redução significativa da temperatura pode ser alcançada jeitos diferentes. Mas a ideia de todos os métodos é a mesma: devemos forçar o corpo que queremos esfriar a gastar sua energia interna.

Como fazer isso? Uma maneira é fazer o líquido ferver sem fornecer calor de fora. Para fazer isso, como sabemos, é necessário reduzir a pressão - reduzi-la ao valor da pressão de vapor. O calor gasto para a ebulição será emprestado do líquido e da temperatura do líquido e do vapor, e com ele a pressão de vapor cairá. Portanto, para que a ebulição não pare e aconteça mais rapidamente, o ar deve ser bombeado continuamente para fora do recipiente com o líquido.

No entanto, há um limite para a queda de temperatura durante este processo: a pressão de vapor eventualmente se torna completamente insignificante, e mesmo as bombas de bombeamento mais fortes não podem criar a pressão necessária.

Para continuar baixando a temperatura, é possível, resfriando o gás com o líquido resultante, transformá-lo em um líquido com ponto de ebulição mais baixo.

Agora o processo de bombeamento pode ser repetido com a segunda substância e, assim, temperaturas mais baixas podem ser obtidas. Se necessário, esse método "em cascata" de obter Baixas temperaturas pode ser extendido.

Isso é exatamente o que eles fizeram no final do século passado; a liquefação dos gases foi realizada em etapas: etileno, oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, substâncias com pontos de ebulição de -103, -183, -196 e -253°C, foram sucessivamente convertidas em líquido. Tendo hidrogênio líquido, você também pode obter o líquido de menor ebulição - hélio (-269 ° C). O vizinho da "esquerda" ajudou a pegar o vizinho da "direita".

O método de resfriamento em cascata tem quase cem anos. Em 1877 o ar líquido foi obtido por este método.

Em 1884-1885. hidrogênio líquido foi produzido pela primeira vez. Finalmente, depois de mais vinte anos, a última fortaleza foi tomada: em 1908, Kamerling-Onnes, na cidade de Leiden, na Holanda, transformou o hélio em líquido - uma substância com a temperatura crítica mais baixa. O 70º aniversário desta importante conquista científica foi recentemente celebrado.

Por muitos anos, o Laboratório de Leiden foi o único laboratório de "baixa temperatura". Agora em todos os países existem dezenas desses laboratórios, sem falar nas plantas que produzem ar líquido, nitrogênio, oxigênio e hélio para fins técnicos.

O método em cascata para obter baixas temperaturas agora é raramente usado. NO instalações técnicas para diminuir a temperatura, outro método é usado para diminuir a energia interna do gás: o gás é forçado a se expandir rapidamente e realizar trabalho à custa da energia interna.

Se, por exemplo, o ar comprimido em várias atmosferas for colocado em um expansor, quando o trabalho de mover o pistão ou girar a turbina for realizado, o ar esfriará tão bruscamente que se transformará em líquido. O dióxido de carbono, se for liberado rapidamente do cilindro, esfria tão bruscamente que se transforma em "gelo" na hora.

Os gases líquidos são amplamente utilizados na engenharia. O oxigênio líquido é usado na tecnologia de explosivos como componente da mistura de combustível em motores a jato.

A liquefação do ar é usada na engenharia para separar os gases que compõem o ar.

Em vários campos da tecnologia, é necessário trabalhar à temperatura do ar líquido. Mas para muitos estudos físicos, essa temperatura não é baixa o suficiente. De fato, se traduzirmos graus Celsius em uma escala absoluta, veremos que a temperatura do ar líquido é cerca de 1/3 da temperatura ambiente. Muito mais interessantes para a física são as temperaturas do "hidrogênio", ou seja, temperaturas da ordem de 14-20 K, e especialmente as temperaturas do "hélio". A temperatura mais baixa obtida quando o hélio líquido é bombeado é de 0,7 K.

Os físicos conseguiram chegar muito mais perto do zero absoluto. Atualmente, temperaturas que excedem o zero absoluto em apenas alguns milésimos de grau foram obtidas. No entanto, esses temperaturas ultra baixas são obtidos de maneiras que não são semelhantes às que descrevemos acima.

NO últimos anos a física de baixa temperatura deu origem a um ramo especial da indústria dedicado à produção de equipamentos que permitem manter grandes volumes a uma temperatura próxima do zero absoluto; foram desenvolvidos cabos de potência cujos barramentos operam a uma temperatura inferior a 10 K.

Vapor super-resfriado e líquido superaquecido

Na transição do ponto de ebulição, o vapor deve condensar, transformar-se em líquido. No entanto,; Acontece que, se o vapor não entrar em contato com o líquido, e se o vapor for muito puro, é possível obter um vapor superresfriado ou supersaturado - um vapor que deveria ter se tornado líquido há muito tempo.

O vapor supersaturado é muito instável. Às vezes, um empurrão ou um grão de vapor lançado no espaço é suficiente para iniciar uma condensação tardia.

A experiência mostra que a condensação das moléculas de vapor é muito facilitada pela introdução de pequenas partículas estranhas no vapor. No ar empoeirado, a supersaturação do vapor de água não ocorre. Pode causar condensação com baforadas de fumaça. Afinal, a fumaça é composta de pequenas partículas sólidas. Entrando no vapor, essas partículas coletam moléculas ao seu redor e se tornam centros de condensação.

Assim, embora instável, o vapor pode existir na faixa de temperatura adaptada à "vida" do líquido.

Um líquido pode "viver" na região do vapor nas mesmas condições? Em outras palavras, é possível superaquecer um líquido?

Acontece que você pode. Para fazer isso, é necessário garantir que as moléculas do líquido não se soltem de sua superfície. O remédio radical é eliminar a superfície livre, ou seja, colocar o líquido em um recipiente onde seria comprimido de todos os lados por paredes sólidas. Desta forma, é possível obter um superaquecimento da ordem de vários graus, ou seja, deslocar o ponto que representa o estado dos líquidos para a direita da curva de ebulição (Fig. 4.4).

O superaquecimento é uma mudança de um líquido para uma região de vapor, de modo que o superaquecimento de um líquido pode ser obtido tanto pelo fornecimento de calor quanto pela redução da pressão.

A última maneira que você pode alcançar resultados surpreendentes. A água ou outro líquido, cuidadosamente liberado dos gases dissolvidos (isso não é fácil de fazer), é colocado em um recipiente com um pistão que atinge a superfície do líquido. O recipiente e o pistão devem ser molhados com líquido. Se você agora puxar o pistão em sua direção, a água aderida ao fundo do pistão o seguirá. Mas a camada de água, agarrada ao pistão, puxará a próxima camada de água, esta camada puxará a subjacente, como resultado, o líquido se esticará.

No final, a coluna de água se romperá (é a coluna de água, e não a água, que sairá do pistão), mas isso acontecerá quando a força por unidade de área atingir dezenas de quilogramas. Em outras palavras, uma pressão negativa de dezenas de atmosferas é criada no líquido.

Mesmo em baixas pressões positivas, o estado de vapor da matéria é estável. Um líquido pode ser levado a uma pressão negativa. Você não pode imaginar um exemplo mais impressionante de "superaquecimento".

Derretendo

Não existe um corpo sólido que resista a um aumento de temperatura tanto quanto necessário. Mais cedo ou mais tarde, um pedaço sólido se transforma em líquido; certo, em alguns casos não conseguiremos chegar ao ponto de fusão - pode ocorrer decomposição química.

À medida que a temperatura aumenta, as moléculas se movem cada vez mais rápido. Finalmente, chega um momento em que se torna impossível manter a ordem "entre moléculas fortemente" balançadas. O sólido derrete. são metais de baixo ponto de fusão.O mercúrio, como é bem conhecido, derrete já a uma temperatura de -39 ° C. As substâncias orgânicas não têm altos pontos de fusão. Naftaleno derrete a 80 ° C, tolueno - a -94,5 ° C.

Não é nada difícil medir o ponto de fusão de um corpo, especialmente se ele derreter na faixa de temperatura medida com um termômetro comum. Não é necessário seguir o corpo em fusão com os olhos. Basta olhar para a coluna de mercúrio do termômetro. Até que a fusão comece, a temperatura do corpo aumenta (Fig. 4.5). Assim que a fusão começa, o aumento de temperatura pára e a temperatura permanece inalterada até que o processo de fusão esteja completo.

Arroz. 4,5

Assim como a transformação de um líquido em vapor, a transformação de um sólido em líquido requer calor. O calor necessário para isso é chamado de calor latente de fusão. Por exemplo, derreter um quilo de gelo requer 80 kcal.

O gelo é um dos corpos com alto calor de fusão. O derretimento do gelo requer, por exemplo, 10 vezes mais energia do que o derretimento da mesma massa de chumbo. Claro, estamos falando sobre a fusão em si, não estamos dizendo aqui que antes que a fusão do chumbo comece, ele deve ser aquecido a + 327 ° C. Devido ao alto calor do derretimento do gelo, o derretimento da neve diminui. Imagine que o calor de fusão seria 10 vezes menor. Então as inundações da primavera trariam desastres inimagináveis ​​todos os anos.

Assim, o calor de derretimento do gelo é grande, mas também é pequeno se comparado ao calor específico de vaporização de 540 kcal/kg (sete vezes menos). No entanto, essa diferença é bastante natural. Ao converter um líquido em vapor, devemos separar as moléculas umas das outras e, ao fundir, basta destruir a ordem no arranjo das moléculas, deixando-as quase nas mesmas distâncias. É claro que menos trabalho é necessário no segundo caso.

A presença de um certo ponto de fusão é uma característica importante das substâncias cristalinas. É com base nisso que eles são fáceis de distinguir de outros sólidos, chamados amorfos ou vidros. Os vidros são encontrados entre substâncias inorgânicas e orgânicas. Os vidros das janelas são geralmente feitos de silicatos de sódio e cálcio; muitas vezes o vidro orgânico é colocado na mesa (também é chamado de plexiglass).

As substâncias amorfas, ao contrário dos cristais, não têm um ponto de fusão definido. O vidro não derrete, mas amolece. Quando aquecido, um pedaço de vidro primeiro torna-se macio de duro, pode ser facilmente dobrado ou esticado; a uma temperatura mais elevada, a peça começa a mudar de forma sob a influência da sua própria gravidade. À medida que aquece, a espessa massa viscosa de vidro toma a forma do recipiente em que se encontra. Essa massa é inicialmente espessa, como mel, depois como creme azedo e, finalmente, torna-se um líquido de baixa viscosidade quase como a água. Com todo o nosso desejo, não podemos indicar aqui uma temperatura específica para a transição de um sólido para um líquido. As razões para isso estão na diferença fundamental entre a estrutura do vidro e a estrutura dos corpos cristalinos. Como mencionado acima, os átomos em corpos amorfos são dispostos aleatoriamente. Vidros em estrutura assemelham-se a líquidos. Mesmo em vidro sólido, as moléculas são dispostas aleatoriamente. Isso significa que um aumento na temperatura do vidro apenas aumenta o alcance das vibrações de suas moléculas, dando-lhes gradualmente cada vez mais liberdade de movimento. Portanto, o vidro amolece gradualmente e não mostra uma transição nítida "sólido" - "líquido", que é característica da transição do arranjo de moléculas em uma ordem estrita para um arranjo aleatório.

Quando se trata da curva de ebulição, dissemos que o líquido e o vapor podem, embora em estado instável, viver em regiões estranhas - o vapor pode ser superresfriado e transferido para a esquerda da curva de ebulição, o líquido pode ser superaquecido e puxado para a direita desta curva.

Fenômenos semelhantes são possíveis no caso de um cristal com um líquido? Acontece que a analogia aqui é incompleta.

Se você aquecer o cristal, ele começará a derreter em seu ponto de fusão. O cristal não pode ser superaquecido. Pelo contrário, ao resfriar o líquido, é possível, se forem tomadas certas medidas, “escorregar” pelo ponto de fusão com relativa facilidade. Em alguns líquidos, grandes subresfriamentos podem ser alcançados. Existem até líquidos que são fáceis de superesfriar, mas difíceis de fazer cristalizar. À medida que esse líquido esfria, torna-se cada vez mais viscoso e finalmente solidifica sem cristalizar. Assim é o vidro.

Você também pode resfriar a água. Gotas de neblina podem não congelar mesmo em geadas severas. Se um cristal de uma substância, uma semente, for jogado em um líquido super-resfriado, a cristalização começará imediatamente.

Finalmente, em muitos casos a cristalização retardada pode ser iniciada por agitação ou outros eventos aleatórios. Sabe-se, por exemplo, que o glicerol cristalino foi obtido pela primeira vez durante o transporte através de estrada de ferro. Os óculos depois de muito tempo podem começar a cristalizar (desvitrificar, ou "colapsar", como se diz na tecnologia).

Como crescer um cristal

Quase qualquer substância pode condições conhecidas dar cristais. Os cristais podem ser obtidos a partir de uma solução ou de uma fusão de uma determinada substância, bem como de seus vapores (por exemplo, cristais de iodo em forma de diamante negro precipitam facilmente de seus vapores à pressão normal sem uma transição intermediária para um estado líquido) .

Comece a dissolver sal de cozinha ou açúcar na água. À temperatura ambiente (20°C), você poderá dissolver apenas 70 g de sal em um copo facetado. Outras adições de sal não se dissolvem e se depositam no fundo na forma de sedimentos. Uma solução na qual não ocorre mais dissolução é chamada saturada. .Se você alterar a temperatura, o grau de solubilidade da substância também mudará. Todo mundo está bem ciente de que a água quente dissolve a maioria das substâncias com muito mais facilidade do que a água fria.

Imagine agora - que você preparou uma solução saturada de, digamos, açúcar a uma temperatura de 30 ° C e comece a resfriá-la a 20 ° C. A 30°C, você conseguiu dissolver 223 g de açúcar em 100 g de água, a 20°C, 205 g se dissolvem. Então, quando resfriado de 30 a 20°C, 18 g serão "extra" e, como eles dizem, vai cair fora de solução. Assim, uma das maneiras possíveis de obter cristais é resfriar a solução saturada.

Você pode fazer diferente. Prepare uma solução salina saturada e deixe-a em um copo aberto. Depois de um tempo, você encontrará a aparência de cristais. Por que eles se formaram? A observação cuidadosa mostrará que, simultaneamente à formação dos cristais, ocorreu outra mudança - a quantidade de água diminuiu. A água evaporou e a substância "extra" apareceu na solução. Então outro maneira possível a formação de cristais é a evaporação de uma solução.

Como os cristais se formam a partir da solução?

Dissemos que os cristais "caem" da solução; É necessário entender isso de tal maneira que não houve cristal por uma semana e, em um momento, ele apareceu de repente? Não, não é assim: os cristais crescem. Não é possível, é claro, detectar os momentos iniciais de crescimento com o olho. No início, algumas das moléculas ou átomos do soluto que se movem aleatoriamente se reúnem na ordem aproximada necessária para formar a rede cristalina. Esse grupo de átomos ou moléculas é chamado de núcleo.

A experiência mostra que os núcleos são formados com mais frequência na presença de partículas de poeira minúsculas estranhas na solução. A cristalização mais rápida e fácil começa quando um pequeno cristal de semente é colocado em uma solução saturada. Neste caso, o isolamento de um sólido da solução não consistirá na formação de novos cristais, mas no crescimento da semente.

O crescimento do embrião não difere, é claro, do crescimento da semente. O significado de usar uma semente é que ela "puxa" a substância liberada para si mesma e, assim, evita a formação simultânea um grande número embriões. Se muitos núcleos forem formados, eles interferirão uns nos outros durante o crescimento e não nos permitirão obter cristais grandes.

Como as porções de átomos ou moléculas liberadas da solução são distribuídas na superfície do núcleo?

A experiência mostra que o crescimento de um núcleo ou de uma semente consiste, por assim dizer, em mover as faces paralelas a si mesmas em uma direção perpendicular à face. Nesse caso, os ângulos entre as faces permanecem constantes (já sabemos que a constância dos ângulos é a característica mais importante de um cristal, que decorre de sua estrutura reticulada).

Na fig. 4.6 são dados os contornos de três cristais da mesma substância que ocorrem durante o seu crescimento. Padrões semelhantes podem ser observados ao microscópio. No caso mostrado à esquerda, o número de faces é conservado durante o crescimento. O desenho do meio dá um exemplo de um novo rosto aparecendo (canto superior direito) e desaparecendo novamente.

Arroz. 4.6

É muito importante notar que a taxa de crescimento das faces, ou seja, a velocidade de seu movimento paralelo a elas mesmas, não é a mesma para faces diferentes. Nesse caso, exatamente aquelas faces que se movem mais rapidamente, por exemplo, a face inferior esquerda na figura do meio, "crescem" (desaparecem). Pelo contrário, os rostos de crescimento lento são os mais largos, como se costuma dizer, os mais desenvolvidos.

Isso fica especialmente claro na última figura. O fragmento sem forma adquire a mesma forma que outros cristais precisamente por causa da anisotropia da taxa de crescimento. Facetas bem definidas desenvolvem-se à custa de outras mais fortemente e dão ao cristal uma forma característica de todas as amostras desta substância.

Formas de transição muito bonitas são observadas quando uma bola é tomada como semente e a solução é levemente resfriada e aquecida alternadamente. Quando aquecida, a solução torna-se insaturada e a semente é parcialmente dissolvida. O resfriamento leva à saturação da solução e ao crescimento da semente. Mas as moléculas se acomodam de maneira diferente, como se estivessem dando preferência a determinados lugares. A substância é assim transferida de um lugar da bola para outro.

Primeiro, pequenos rostos em forma de círculo aparecem na superfície da bola. Os círculos aumentam gradualmente e, tocando-se, fundem-se ao longo de bordas retas. A bola se transforma em um poliedro. Então algumas faces ultrapassam outras, algumas das faces crescem demais e o cristal adquire sua forma característica (Fig. 4.7).

Arroz. 4.7

Ao observar o crescimento dos cristais, a principal característica do crescimento é impressionante - o movimento paralelo das faces. Acontece que a substância liberada acumula o rosto em camadas: até que uma camada seja concluída, a próxima não começa a se formar.

Na fig. 4.8 mostra o empacotamento "inacabado" de átomos. Em qual das posições indicadas por letras o novo átomo ficará mais firmemente preso ao cristal? Sem dúvida em A, pois aqui ele experimenta a atração de vizinhos de três lados, enquanto em B - de dois, e em C - apenas de um lado. Portanto, a coluna é concluída primeiro, depois o plano inteiro e só então começa a colocação de um novo plano.

Arroz. 4,8

Em vários casos, os cristais são formados a partir de uma massa fundida - a partir de uma fusão. Na natureza, isso acontece em grande escala: basaltos, granitos e muitas outras rochas surgiram do magma ígneo.

Vamos começar a aquecer alguma substância cristalina, por exemplo, sal-gema. Até 804°C, os cristais de sal-gema mudam pouco: expandem-se apenas ligeiramente e a substância permanece sólida. Um medidor de temperatura colocado em um recipiente com uma substância mostra um aumento contínuo de temperatura quando aquecido. A 804°C, descobriremos imediatamente dois novos fenômenos interconectados: a substância começará a derreter e o aumento da temperatura cessará. Até que toda a matéria se transforme em líquido; a temperatura não mudará; um aumento adicional de temperatura já está aquecendo o líquido. Tudo substâncias cristalinas têm um ponto de fusão específico. O gelo derrete a 0°C, o ferro derrete a 1527°C, o mercúrio derrete a -39°C, etc.

Como já sabemos, em cada cristal os átomos ou moléculas de uma substância formam um empacotamento G ordenado e fazem pequenas vibrações em torno de suas posições médias. À medida que o corpo aquece, a velocidade das partículas oscilantes aumenta juntamente com a amplitude das oscilações. Esse aumento na velocidade das partículas com o aumento da temperatura é uma das leis básicas da natureza, que se aplica à matéria em qualquer estado - sólido, líquido ou gasoso.

Quando uma certa temperatura suficientemente alta do cristal é atingida, as vibrações de suas partículas se tornam tão energéticas que um arranjo preciso das partículas se torna impossível - o cristal derrete. Com o início da fusão, o calor fornecido não é mais usado para aumentar a velocidade das partículas, mas para destruir a rede cristalina. Portanto, o aumento da temperatura é suspenso. O aquecimento subsequente é um aumento na velocidade das partículas líquidas.

No caso da cristalização a partir de um fundido que nos interessa, os fenômenos acima são observados na ordem inversa: à medida que o líquido esfria, suas partículas desaceleram seu movimento caótico; quando uma certa temperatura suficientemente baixa é atingida, a velocidade das partículas já é tão baixa que algumas delas, sob a influência de forças atrativas, começam a se ligar umas às outras, formando núcleos cristalinos. Até que toda a substância cristalize, a temperatura permanece constante. Esta temperatura é geralmente a mesma que o ponto de fusão.

Se medidas especiais não forem tomadas, a cristalização do fundido começará imediatamente em muitos lugares. Os cristais crescerão na forma de poliedros regulares característicos deles exatamente da mesma maneira que descrevemos acima. No entanto, o crescimento livre não dura muito: crescendo, os cristais colidem uns com os outros, o crescimento pára nos pontos de contato e o corpo endurecido adquire uma estrutura granular. Cada grão é um cristal separado, que não conseguiu tomar sua forma correta.

Dependendo de muitas condições, e principalmente da taxa de resfriamento, um corpo sólido pode ter grãos mais ou menos grandes: quanto mais lento o resfriamento, maiores os grãos. Os tamanhos de grão dos corpos cristalinos variam de um milionésimo de centímetro a vários milímetros. Na maioria dos casos, a estrutura cristalina granular pode ser observada ao microscópio. Os sólidos geralmente têm uma estrutura de granulação tão fina.

Para a tecnologia, o processo de solidificação de metais é de grande interesse. Os eventos que ocorrem durante a fundição e durante a solidificação do metal em moldes foram estudados por físicos em grande detalhe.

Na maior parte, durante a solidificação, crescem cristais únicos semelhantes a árvores, chamados de dendritos. Em outros casos, os dendritos são orientados aleatoriamente, em outros casos, eles são paralelos entre si.

Na fig. 4.9 mostra os estágios de crescimento de um dendrito. Com esse comportamento, um dendrito pode crescer demais antes de encontrar outro semelhante. Então não encontraremos dendritos na fundição. Os eventos também podem se desenvolver de maneira diferente: os dendritos podem se encontrar e crescer uns nos outros (ramos de um nas lacunas entre os ramos de outro) enquanto ainda são "jovens".

Arroz. 4.9

Desta forma, podem surgir peças fundidas cujos grãos (mostrados na Fig. 2.22) tenham mais estrutura diferente. E as propriedades dos metais dependem significativamente da natureza dessa estrutura. É possível controlar o comportamento do metal durante a solidificação alterando a taxa de resfriamento e o sistema de remoção de calor.

Agora vamos falar sobre como crescer um grande cristal único. É claro que medidas devem ser tomadas para garantir que o cristal cresça de um só lugar. E se vários cristais já começaram a crescer, em qualquer caso, é necessário garantir que as condições de crescimento sejam favoráveis ​​​​para apenas um deles.

Aqui, por exemplo, é como eles procedem ao crescer cristais de metais de baixo ponto de fusão. O metal é fundido em um tubo de ensaio de vidro com uma extremidade estirada. Um tubo de ensaio suspenso por um fio dentro de um forno cilíndrico vertical é abaixado lentamente. A extremidade estirada sai gradualmente do forno e esfria. A cristalização começa. No início, vários cristais se formam, mas aqueles que crescem de lado ficam encostados na parede do tubo de ensaio e seu crescimento diminui. Apenas o cristal que cresce ao longo do eixo do tubo de ensaio, ou seja, profundamente no fundido, estará em condições favoráveis. À medida que o tubo de ensaio é abaixado, novas porções do fundido, caindo na região de baixas temperaturas, vão "alimentar" esse cristal único. Portanto, de todos os cristais, só ele sobrevive; à medida que o tubo é abaixado, ele continua a crescer ao longo de seu eixo. No final, todo o metal fundido solidifica na forma de um único cristal.

A mesma ideia está subjacente ao crescimento de cristais de rubi refratários. Um pó fino da substância é esguichado através da chama. Ao mesmo tempo, os pós derretem; gotas minúsculas caem sobre um suporte refratário de área muito pequena, formando muitos cristais. À medida que as gotas caem mais no suporte, todos os cristais crescem, mas, novamente, cresce apenas aquele que está na posição mais favorável para "receber" as gotas que caem.

Para que servem os cristais grandes?

A indústria e a ciência geralmente precisam de grandes cristais únicos. De grande importância para a tecnologia são os cristais de sal de Rochelle e quartzo, que têm a notável propriedade de converter ações mecânicas (por exemplo, pressão) em tensão elétrica.

A indústria óptica precisa de grandes cristais de calcita, sal-gema, fluorita, etc.

A indústria relojoeira precisa de cristais de rubis, safiras e alguns outros. pedras preciosas. O fato é que as partes móveis individuais dos relógios comuns produzem até 20.000 vibrações por hora. Uma carga tão alta impõe exigências excepcionalmente altas na qualidade das pontas dos eixos e dos rolamentos. A abrasão será menor quando um rubi ou safira servir de rolamento para a ponta de um eixo com diâmetro de 0,07-0,15 mm. Os cristais artificiais dessas substâncias são muito duráveis ​​e são muito pouco desgastados pelo aço. É notável que as pedras artificiais sejam melhores que as mesmas pedras naturais.

No entanto valor mais alto para a indústria é o cultivo de monocristais de semicondutores - silício e germânio.

A influência da pressão no ponto de fusão

Se a pressão for alterada, o ponto de fusão também será alterado. Nos encontramos com a mesma regularidade quando falamos sobre fervura. Quanto mais pressão; quanto maior o ponto de ebulição. Como regra, isso também é verdade para a fusão. No entanto, há um pequeno número de substâncias que se comportam de forma anômala: seu ponto de fusão diminui com o aumento da pressão.

O fato é que a grande maioria dos sólidos é mais densa que seus líquidos. A exceção a este dravil são precisamente aquelas substâncias cujo ponto de fusão não muda normalmente com uma mudança de pressão, por exemplo, a água. O gelo é mais leve que a água e o ponto de fusão do gelo diminui à medida que a pressão aumenta.

A compressão promove a formação de um estado mais denso. Se um sólido é mais denso que um líquido, a compressão ajuda a solidificar e evita o derretimento. Mas se a fusão é dificultada pela compressão, isso significa que a substância permanece sólida, enquanto anteriormente a essa temperatura ela já teria derretido, ou seja, com o aumento da pressão, o ponto de fusão aumenta. No caso anômalo, o líquido é mais denso que o sólido, e a pressão auxilia na formação do líquido, ou seja, diminui o ponto de fusão.

O efeito da pressão no ponto de fusão é muito menor do que o da ebulição. Um aumento na pressão de mais de 100 kgf/cm 2 reduz o ponto de fusão do gelo em 1°C.

Por que os patins deslizam apenas no gelo, mas não no parquet igualmente liso? Aparentemente, a única explicação é a formação de água, que lubrifica o skate. Para entender a contradição que surgiu, precisamos lembrar o seguinte: patins cegos deslizam muito mal no gelo. Os patins precisam ser afiados para cortar gelo. Neste caso, apenas a ponta da borda do cume pressiona o gelo. A pressão sobre o gelo atinge dezenas de milhares de atmosferas, o gelo ainda derrete.

Evaporação de sólidos

Quando dizem "uma substância evapora", eles geralmente significam que um líquido evapora. Mas os sólidos também podem evaporar. Às vezes, a evaporação de sólidos é chamada de sublimação.

O sólido em evaporação é, por exemplo, naftaleno. O naftaleno funde a 80°C e evapora à temperatura ambiente. É essa propriedade do naftaleno que permite que ele seja usado para exterminar mariposas.

Um casaco de pele coberto com naftaleno é saturado com vapor de naftaleno e cria uma atmosfera que as mariposas não suportam. Qualquer cheiro sólido sublima em grande medida. Afinal, o cheiro é criado por moléculas que se separaram da substância e chegaram ao nosso nariz. No entanto, há casos mais frequentes em que a substância é sublimada em um grau insignificante, às vezes em um grau que não pode ser detectado mesmo por pesquisas muito cuidadosas. Em princípio, qualquer substância sólida (precisamente qualquer, mesmo ferro ou cobre) evapora. Se não detectarmos sublimações, isso significa apenas que a densidade do vapor saturante é muito baixa.

Pode-se observar que várias substâncias que têm um odor pungente à temperatura ambiente o perdem em baixa temperatura.

A densidade do vapor saturado em equilíbrio com um sólido aumenta rapidamente com o aumento da temperatura. Ilustramos esse comportamento com a curva para gelo mostrada na Fig. 4.10. É verdade que o gelo não tem cheiro ...

Arroz. 4.10

Na maioria dos casos, é impossível aumentar significativamente a densidade do vapor saturado de um sólido por uma razão simples - a substância derreterá mais cedo.

O gelo também evapora. Isso é bem conhecido pelas donas de casa que penduram roupas molhadas para secar no tempo frio.A água primeiro congela, depois o gelo evapora e a roupa fica seca.

ponto Triplo

Assim, existem condições sob as quais vapor, líquido e cristal podem existir em pares em equilíbrio. Os três estados podem estar em equilíbrio? Tal ponto no diagrama pressão-temperatura existe, é chamado de triplo. Onde ela está?

Se você colocar água com gelo flutuante em um recipiente fechado a zero graus, então em espaço livre vapores de água (e "gelo") começarão a fluir. A uma pressão de vapor de 4,6 mm Hg. Arte. A evaporação irá parar e a saturação começará. Agora as três fases - gelo, água e vapor - estarão em equilíbrio. Este é o ponto triplo.

A relação entre os vários estados é clara e claramente mostrada pelo diagrama para a água mostrado na fig. 4.11.

Arroz. 4.11

Tal diagrama pode ser construído para qualquer corpo.

As curvas na figura nos são familiares - são curvas de equilíbrio entre gelo e vapor, gelo e água, água e vapor. Como de costume, a pressão é plotada verticalmente e a temperatura é plotada horizontalmente.

As três curvas se cruzam no ponto triplo e dividem o diagrama em três áreas - os espaços vivos de gelo, água e vapor de água.

O diagrama de estado é uma referência concisa. Seu objetivo é responder à questão de qual estado do corpo é estável em tal e tal pressão e tal e tal temperatura.

Se a água ou o vapor forem colocados nas condições da "região esquerda", eles se tornarão gelo. Se um líquido ou um corpo sólido for introduzido na "região inferior", será obtido vapor. Na "região certa" o vapor condensará e o gelo derreterá.

O diagrama da existência de fases permite responder imediatamente o que acontece com a substância quando aquecida ou comprimida. O aquecimento a uma pressão constante é mostrado como uma linha horizontal no diagrama. Um ponto se move ao longo dessa linha da esquerda para a direita, representando o estado do corpo.

A figura mostra duas dessas linhas, uma delas está aquecendo à pressão normal. A linha está acima do ponto triplo. Portanto, ele cruzará primeiro a curva de fusão e depois, fora do desenho, a curva de evaporação. O gelo à pressão normal derreterá a 0°C e a água resultante ferverá a 100°C.

A situação será diferente para o gelo aquecido a uma pressão muito baixa, digamos, um pouco abaixo de 5 mm Hg. Arte. O processo de aquecimento é representado por uma linha abaixo do ponto triplo. As curvas de fusão e ebulição não se cruzam com esta linha. A uma pressão tão leve, o aquecimento levará a uma transição direta do gelo para o vapor.

Na fig. 4.12, o mesmo diagrama mostra que fenômeno interessante ocorrerá quando o vapor de água for comprimido no estado marcado com uma cruz na figura. O vapor primeiro se transformará em gelo e depois derreterá. A figura permite que você diga imediatamente a que pressão o crescimento do cristal começará e quando a fusão ocorrerá.

Arroz. 4.12

Diagramas de estado de todas as substâncias são semelhantes entre si. Grandes, do ponto de vista cotidiano, as diferenças surgem devido ao fato de que a localização do ponto triplo no diagrama pode ser muito diferente para diferentes substâncias.

Afinal, existimos perto de "condições normais", ou seja, principalmente em uma pressão próxima a uma atmosfera. Como o ponto triplo da matéria está localizado em relação à linha de pressão normal é muito importante para nós.

Se a pressão no ponto triplo for menor que a atmosférica, então para nós, vivendo em condições "normais", a substância está derretendo. Quando a temperatura sobe, ele primeiro se transforma em um líquido e depois ferve.

No caso oposto - quando a pressão no ponto triplo for maior que a atmosférica - não veremos líquido quando aquecido, o sólido se transformará diretamente em vapor. É assim que o "gelo seco" se comporta, o que é muito conveniente para os vendedores de sorvete. Blocos de sorvete podem ser deslocados com pedaços de "gelo seco" e não tenha medo de que o sorvete fique molhado. "Gelo seco" é dióxido de carbono sólido CO 2 . O ponto triplo desta substância encontra-se a 73 atm. Portanto, quando o CO 2 sólido é aquecido, o ponto que representa seu estado se move horizontalmente, cruzando apenas a curva de evaporação do sólido (o mesmo que para gelo normal a uma pressão de cerca de 5 mm Hg. Arte.).

Já dissemos ao leitor como um grau de temperatura é determinado na escala Kelvin, ou, como o sistema SI agora exige, um kelvin. No entanto, tratava-se do princípio de determinar a temperatura. Nem todos os institutos de metrologia possuem termômetros de gás ideais. Portanto, a escala de temperatura é construída com a ajuda de pontos de equilíbrio fixados pela natureza entre diferentes estados da matéria.

O ponto triplo da água desempenha um papel especial nisso. O grau Kelvin é agora definido como 273,16º da temperatura termodinâmica do ponto triplo da água. O ponto triplo do oxigênio é considerado igual a 54,361 K. A temperatura de solidificação do ouro é fixada em 1337,58 K. Usando esses pontos de referência, qualquer termômetro pode ser calibrado com precisão.

Os mesmos átomos, mas... cristais diferentes

O grafite macio preto fosco com o qual escrevemos e o diamante brilhante, transparente, duro e lapidado em vidro são construídos a partir dos mesmos átomos de carbono. Por que as propriedades dessas duas substâncias idênticas são tão diferentes?

Lembre-se da rede do grafite em camadas, cada átomo tem três vizinhos mais próximos, e da rede do diamante, cujo átomo tem quatro vizinhos mais próximos. Este exemplo mostra claramente que as propriedades dos cristais são determinadas pelo arranjo mútuo dos átomos. O grafite é usado para fazer cadinhos refratários que podem suportar temperaturas de até dois a três mil graus, e o diamante queima em temperaturas acima de 700°C; a densidade do diamante é 3,5 e a do grafite é 2,3; grafite conduz eletricidade, diamante - não conduz, etc.

Não é só o carbono que tem essa característica de produzir cristais diferentes. Quase todos os elementos químicos, e não apenas um elemento, mas qualquer substância química, podem existir em diversas variedades. Seis variedades de gelo, nove variedades de enxofre, quatro variedades de ferro são conhecidas.

Ao discutir o diagrama de estados, não falamos sobre tipos diferentes cristais e desenhou uma única área do sólido. E esta área para muitas substâncias é dividida em seções, cada uma das quais corresponde a um certo "grau" de um corpo sólido ou, como dizem, a uma certa fase sólida (uma certa modificação cristalina).

Cada fase cristalina tem sua própria região de estado estável, limitada por uma certa faixa de pressões e temperaturas. As leis de transformação de uma variedade cristalina em outra são as mesmas leis de fusão e evaporação.

Para cada pressão, você pode especificar a temperatura na qual ambos os tipos de cristais coexistirão pacificamente. Se a temperatura for aumentada, um cristal de um tipo se transformará em um cristal do segundo tipo. Se a temperatura for reduzida, ocorrerá a transformação inversa.

Para que o enxofre vermelho fique amarelo à pressão normal, é necessária uma temperatura abaixo de 110 ° C. Acima desta temperatura, até o ponto de fusão, o arranjo dos átomos característico do enxofre vermelho é estável. A temperatura cai, as vibrações dos átomos diminuem e, a partir de 110 ° C, a natureza encontra um arranjo de átomos mais conveniente. Há uma transformação de um cristal em outro.

Ninguém veio com nomes para seis sorvetes diferentes. Então eles dizem: gelo um, gelo dois, ...., gelo sete. Que tal sete, se houver apenas seis variedades? O fato é que o gelo quatro não foi detectado durante experimentos repetidos.

Se a água é comprimida a uma temperatura de cerca de zero, então, a uma pressão de cerca de 2.000 atm, o gelo cinco é formado e, a uma pressão de cerca de 6.000 atm, o gelo seis é formado.

O gelo dois e o gelo três são estáveis ​​em temperaturas abaixo de zero graus.

Gelo sete - gelo quente; ocorre quando a água quente é comprimida a pressões de cerca de 20.000 atm.

Todo gelo, exceto o gelo comum, é mais pesado que a água. O gelo produzido em condições normais se comporta de forma anômala; pelo contrário, o gelo obtido em condições diferentes da norma comporta-se normalmente.

Dizemos que cada modificação cristalina é caracterizada por uma certa área de existência. Mas se sim, como grafite e diamante existem nas mesmas condições?

Essa "ilegalidade" no mundo dos cristais é muito comum. A capacidade de viver em condições "estrangeiras" para cristais é quase a regra. Se, para transferir um vapor ou um líquido para outras áreas da existência, é necessário recorrer a vários truques, um cristal, pelo contrário, quase nunca pode ser forçado a permanecer dentro dos limites que lhe são atribuídos pela natureza.

O superaquecimento e o superresfriamento dos cristais são explicados pela dificuldade de converter uma ordem em outra sob condições de apinhamento extremo. O enxofre amarelo deve ficar vermelho a 95,5°C. Com um aquecimento mais ou menos rápido, vamos "pular" esse ponto de transformação e levar a temperatura até o ponto de fusão do enxofre 113°C.

A verdadeira temperatura de transformação é mais fácil de detectar quando os cristais entram em contato. Se eles forem colocados um em cima do outro e mantidos a 96°C, o amarelo será comido pelo vermelho e, a 95°C, o amarelo absorverá o vermelho. Em contraste com a transição "cristal-líquido", as transformações "cristal-cristal" geralmente são atrasadas tanto durante o super-resfriamento quanto no superaquecimento.

Em alguns casos, estamos lidando com tais estados da matéria, que deveriam viver em temperaturas completamente diferentes.

A lata branca deve ficar cinza quando a temperatura cair para +13°C. Costumamos lidar com estanho branco e sabemos que nada é feito com ele no inverno. Suporta perfeitamente a hipotermia de 20-30 graus. No entanto, em condições severas de inverno, o estanho branco se transforma em cinza. A ignorância desse fato foi uma das circunstâncias que arruinaram a expedição de Scott para pólo Sul(1912). O combustível líquido levado pela expedição estava em embarcações brasadas com estanho. Em grandes resfriados, o estanho branco se transformava em pó cinza - os vasos não eram soldados; e o combustível derramou. Não admira que o aparecimento de manchas cinzentas no estanho branco seja chamado de peste do estanho.

Assim como no caso do enxofre, o estanho branco pode ser transformado em cinza a uma temperatura logo abaixo de 13°C; se apenas um grão minúsculo da variedade cinza cair sobre um objeto de estanho.

A existência de diversas variedades de uma mesma substância e a demora em suas transformações mútuas são de grande importância para a tecnologia.

À temperatura ambiente, os átomos de ferro formam uma rede cúbica de corpo centrado na qual os átomos ocupam posições nos vértices e no centro do cubo. Cada átomo tem 8 vizinhos. Em altas temperaturas, os átomos de ferro formam um "empacotamento" mais denso - cada átomo tem 12 vizinhos. Ferro com 8 vizinhos é macio, ferro com 12 vizinhos é duro. Acontece que é possível obter ferro do segundo tipo à temperatura ambiente. Este método - endurecimento - é amplamente utilizado na metalurgia.

O endurecimento é realizado de maneira muito simples - um objeto de metal é incandescente e depois jogado na água ou no óleo. O resfriamento ocorre tão rapidamente que a transformação da estrutura, que é estável em alta temperatura, não tem tempo de ocorrer. Assim, uma estrutura de alta temperatura existirá indefinidamente sob condições incomuns para ela: a recristalização em uma estrutura estável prossegue tão lentamente que é praticamente imperceptível.

Falando sobre o endurecimento do ferro, não fomos totalmente precisos. O aço é temperado, ou seja, ferro contendo frações de um por cento de carbono. A presença de impurezas de carbono muito pequenas atrasa a transformação do ferro duro em macio e permite o endurecimento. Quanto ao ferro completamente puro, não é possível endurecê-lo - a transformação da estrutura tem tempo de ocorrer mesmo com o resfriamento mais abrupto.

Dependendo do tipo de diagrama de estado, alterando a pressão ou a temperatura, certas transformações são alcançadas.

Muitas transformações de cristal para cristal são observadas apenas com uma mudança na pressão. Desta forma, o fósforo preto foi obtido.

Arroz. 4.13

Só foi possível transformar grafite em diamante usando alta temperatura e alta pressão ao mesmo tempo. Na fig. 4.13 mostra o diagrama de estado do carbono. Em pressões abaixo de dez mil atmosferas e em temperaturas abaixo de 4.000 K, o grafite é uma modificação estável. Assim, o diamante vive em condições "estrangeiras", podendo ser facilmente transformado em grafite. Mas o problema inverso é de interesse prático. Não é possível realizar a transformação de grafite em diamante apenas aumentando a pressão. A transformação de fase no estado sólido aparentemente ocorre muito lentamente. A aparência do diagrama de estado sugere a solução correta: aumentar a pressão e o calor ao mesmo tempo. Então obtemos (canto direito do diagrama) carbono fundido. Esfriando-o alta pressão, temos que entrar na área do diamante.

A possibilidade prática de tal processo foi comprovada em 1955, e atualmente o problema é considerado tecnicamente resolvido.

Líquido incrível

Se você diminuir a temperatura do corpo, mais cedo ou mais tarde ele endurecerá e adquirirá uma estrutura cristalina. Não importa a que pressão ocorre o resfriamento. Esta circunstância parece bastante natural e compreensível do ponto de vista das leis da física, com as quais já nos familiarizamos. De fato, ao diminuir a temperatura, reduzimos a intensidade do movimento térmico. Quando o movimento das moléculas se torna tão fraco que não interfere mais nas forças de interação entre elas, as moléculas se alinham em uma ordem ordenada - elas formam um cristal. Um resfriamento adicional tirará das moléculas toda a energia de seu movimento e, no zero absoluto, a substância deve existir na forma de moléculas em repouso dispostas em uma rede regular.

A experiência mostra que todas as substâncias se comportam dessa maneira. Todos, exceto um e apenas: tal "aberração" é hélio.

Já demos ao leitor algumas informações sobre o hélio. O hélio detém o recorde de sua temperatura crítica. Nenhuma substância tem temperatura crítica inferior a 4,3 K. No entanto, esse registro por si só não significa nada de surpreendente. Outra coisa chama a atenção: resfriando o hélio abaixo da temperatura crítica, chegando ao zero quase absoluto, não teremos hélio sólido. O hélio permanece líquido mesmo no zero absoluto.

O comportamento do hélio é completamente inexplicável do ponto de vista das leis do movimento que descrevemos e é um dos sinais da validade limitada de tais leis da natureza, que pareciam ser universais.

Se o corpo é líquido, então seus átomos estão em movimento. Mas afinal, tendo esfriado o corpo a zero absoluto, tiramos dele toda a energia do movimento. Temos que admitir que o hélio tem tal energia de movimento que não pode ser retirada. Essa conclusão é incompatível com a mecânica com a qual lidamos até agora. De acordo com essa mecânica que estudamos, o movimento de um corpo sempre pode ser desacelerado até uma parada completa, retirando toda a sua energia cinética; da mesma forma, é possível interromper o movimento das moléculas retirando sua energia quando colidem com as paredes de um recipiente resfriado. Para o hélio, essa mecânica claramente não é adequada.

O comportamento "estranho" do hélio é indício de um fato de grande importância. Deparamo-nos pela primeira vez com a impossibilidade de aplicar no mundo dos átomos as leis básicas da mecânica, estabelecidas por um estudo direto do movimento do visível. órgãos, leis, que parecia ser a base inabalável da física.

O fato de o hélio "recusar-se" a cristalizar no zero absoluto não pode ser conciliado de forma alguma com a mecânica que estudamos até agora. A contradição com a qual nos deparamos pela primeira vez - a desobediência do mundo dos átomos às leis da mecânica - é apenas o primeiro elo na cadeia de contradições cada vez mais nítidas na física.

Essas contradições levam à necessidade de revisar os fundamentos da mecânica do mundo atômico. Esta revisão é muito profunda e leva a uma mudança em toda a nossa compreensão da natureza.

A necessidade de uma revisão radical da mecânica do mundo atômico não significa que devemos acabar com as leis da mecânica que estudamos. Seria injusto forçar o leitor a aprender coisas desnecessárias. A velha mecânica é completamente válida no mundo dos grandes corpos. Isso já é suficiente para tratar os capítulos relevantes da física com total respeito. No entanto, também é importante que várias leis da mecânica "antiga" passem para a "nova" mecânica. Isso inclui, em particular, a lei da conservação da energia.

A presença de energia "irremovível" no zero absoluto não é uma propriedade especial do hélio. Acontece; energia "zero" está presente em todas as substâncias.

Somente no hélio essa energia é suficiente para evitar que os átomos formem a rede cristalina correta.

Não é necessário pensar que o hélio não pode estar em estado cristalino. Para a cristalização do hélio, basta aumentar a pressão para cerca de 25 atm. O resfriamento realizado a uma pressão mais alta levará à formação de hélio cristalino sólido com propriedades bastante comuns. O hélio forma uma rede cúbica de face centrada.

Na fig. 4.14 mostra um diagrama do estado do hélio. Difere nitidamente dos diagramas de todas as outras substâncias na ausência de um ponto triplo. As curvas de fusão e ebulição não se cruzam.

Arroz. 4.14

E este diagrama de estado único tem mais uma característica: existem dois líquidos de hélio diferentes. Qual é a diferença deles - você aprenderá um pouco mais tarde.

Ao ferver, o líquido começa a se transformar intensamente em vapor, formam-se bolhas de vapor, subindo à superfície. Quando aquecido, inicialmente o vapor aparece apenas na superfície do líquido, então esse processo começa em todo o volume. Pequenas bolhas aparecem no fundo e nas paredes do prato. Quando a temperatura aumenta, a pressão dentro das bolhas aumenta, elas aumentam e sobem.

Quando a temperatura atinge o chamado ponto de ebulição, começa a rápida formação de bolhas, são muitas, o líquido ferve. O vapor é formado, cuja temperatura permanece constante até que toda a água tenha desaparecido. Se a vaporização ocorrer em condições normais, a uma pressão padrão de 100 MPa, sua temperatura é de 100°C. Se você aumentar artificialmente a pressão, você pode obter vapor superaquecido. Os cientistas conseguiram aquecer o vapor de água a uma temperatura de 1227 ° C, com mais aquecimento, a dissociação de íons transforma o vapor em plasma.

Para uma dada composição e pressão constante, o ponto de ebulição de qualquer líquido é constante. Em livros e manuais, você pode ver tabelas indicando o ponto de ebulição de vários líquidos e até metais. Por exemplo, a água ferve a 100°C a 78,3°C, éter a 34,6°C, ouro a 2600°C e prata a 1950°C. Esses dados são para uma pressão padrão de 100 MPa, calculados ao nível do mar.

Como alterar o ponto de ebulição

Se a pressão for reduzida, o ponto de ebulição diminui mesmo que a composição permaneça a mesma. Isso significa que se você subir uma montanha de 4000 metros de altura com uma panela de água e colocá-la no fogo, a água ferverá a 85 ° C, isso exigirá muito menos lenha do que abaixo.

As donas de casa estarão interessadas em uma comparação com uma panela de pressão na qual a pressão é aumentada artificialmente. Ao mesmo tempo, o ponto de ebulição da água também aumenta, devido ao qual os alimentos são cozidos muito mais rapidamente. As panelas de pressão modernas permitem alterar suavemente o ponto de ebulição de 115 a 130 ° C ou mais.

Outro segredo do ponto de ebulição da água está em sua composição. A água dura, que contém vários sais, leva mais tempo para ferver e requer mais energia para aquecer. Se você adicionar duas colheres de sopa de sal a um litro de água, seu ponto de ebulição aumentará em 10°C. O mesmo pode ser dito sobre o açúcar, 10% de xarope de açúcar ferve a 100,1°C.

A ebulição é uma intensa transição de um líquido para vapor, que ocorre com a formação de bolhas de vapor em todo o volume do líquido a uma determinada temperatura.

A evaporação, ao contrário da ebulição, é um processo muito lento e ocorre a qualquer temperatura, independentemente da pressão.

Quando os corpos líquidos são aquecidos, eles energia interna aumenta, enquanto a velocidade de movimento das moléculas aumenta, sua energia cinética aumenta. A energia cinética de algumas moléculas aumenta tanto que se torna suficiente para superar a interação entre as moléculas e voar para fora do líquido.

Observamos esse fenômeno experimentalmente. Para fazer isso, aquecemos água em um frasco de vidro aberto, medindo sua temperatura. Despejamos 100 ml de água em um frasco de vidro, que depois fixamos em um suporte e colocamos em uma lâmpada de espírito. A temperatura inicial da água era de 28ºC.

Tempo Temperatura Processo no frasco

2 minutos 50° Muitas pequenas bolhas apareceram nas paredes do frasco

2 minutos. 45 seg. 62° As bolhas começaram a crescer. Há um barulho

4 minutos 84° As bolhas ficam maiores, sobem à superfície.

6 min 05 seg 100° O volume das bolhas aumentou acentuadamente, elas estouram ativamente na superfície. A água está fervendo.

Tabela nº 1

De acordo com os resultados das observações, podemos distinguir as etapas de ebulição.

Etapas de ebulição:

A evaporação da superfície do líquido aumenta à medida que a temperatura aumenta. Às vezes, neblina pode ser observada (o vapor em si não é visível).

Bolhas de ar aparecem no fundo e nas paredes do recipiente.

Primeiro, o recipiente é aquecido e, em seguida, o líquido no fundo e próximo às paredes. Como sempre há ar dissolvido na água, quando aquecidas, as bolhas de ar se expandem e se tornam visíveis.

As bolhas de ar começam a crescer, aparecem em todo o volume, e nas bolhas haverá não apenas ar, mas também vapor de água, pois a água começará a evaporar dentro dessas bolhas de ar. Há um ruído característico.

Com um volume suficientemente grande da bolha, ela começa a subir sob a ação da força de Arquimedes. Como o líquido é aquecido por convecção, a temperatura das camadas inferiores é maior que a temperatura das camadas superiores de água. Portanto, na bolha ascendente, o vapor de água condensará e o volume da bolha diminuirá. Assim, a pressão dentro da bolha será menor que a pressão da atmosfera e da coluna líquida exercida sobre a bolha. A bolha vai estourar. O ruído é ouvido.

A uma determinada temperatura, ou seja, quando todo o líquido aquece por convecção, à medida que se aproxima da superfície, o volume das bolhas aumenta acentuadamente, pois a pressão no interior da bolha torna-se igual à pressão externa (atmosfera e coluna de líquido ). Na superfície, as bolhas estouram e muito vapor é formado acima do líquido. A água está fervendo.

Sinais de ebulição

Muitas bolhas estouraram Muito vapor na superfície.

Condição de ebulição:

A pressão dentro da bolha é igual à pressão atmosférica mais a pressão da coluna de líquido acima da bolha.

Para levar a água a ferver, não basta aquecê-la a 100º C, é preciso também dar-lhe um aporte significativo de calor para transferir a água para outra estado de agregação, nomeadamente no par.

A afirmação acima foi confirmada pela experiência.

Pegamos um frasco de vidro, fixamo-lo em um suporte e o colocamos em uma panela com água limpa ao fogo para que o frasco não tocasse o fundo de nossa panela. Quando a água na panela ferveu, a água no frasco não ferveu. A temperatura da água no frasco chegou a quase 100º C, mas não ferveu. Esse resultado poderia ser esperado.

Conclusão: para que a água ferva, não basta aquecê-la a 100º C, é necessário fornecer-lhe uma quantidade significativa de calor.

Mas qual é a diferença entre água em um frasco e água em uma panela? Afinal, a mesma água está na bolha, apenas separada do resto da massa por uma divisória de vidro, por que não acontece com ela a mesma coisa que com o resto da água?

Porque a divisória impede que a água da bolha participe dessas correntes que misturam toda a água da panela. Cada partícula de água na panela pode tocar diretamente o fundo aquecido, enquanto a água do frasco entra em contato apenas com água fervente.

Assim, observamos que é impossível ferver água com água fervente pura.

Após o término do experimento 2, despejamos um punhado de sal em água fervente em uma panela. A água parou de ferver por um tempo e ferveu novamente a uma temperatura acima de 100 ºС. Logo a água começou a ferver no frasco de vidro.

Conclusão: Isso aconteceu porque a água no frasco recebeu calor suficiente para ferver.

Com base no exposto, podemos definir claramente a diferença entre evaporação e ebulição:

A evaporação é um processo calmo e superficial que ocorre a qualquer temperatura.

A ebulição é um processo rápido, volumoso, acompanhado pela abertura de bolhas.

3. Ponto de ebulição

A temperatura na qual um líquido ferve é chamada de ponto de ebulição.

Para que a evaporação ocorra em todo o volume do líquido, e não apenas da superfície, ou seja, para que o líquido ferva, é necessário que suas moléculas tenham a energia adequada, e para isso devem ter a velocidade adequada. , o que significa que o líquido deve ser aquecido a uma certa temperatura.

Deve ser lembrado que diferentes substâncias têm diferentes pontos de ebulição. Os pontos de ebulição das substâncias são determinados experimentalmente e estão listados na tabela.

Nome da substância Ponto de ebulição °C

Hidrogênio -253

Oxigênio -183

Leite 100

Chumbo 1740

Ferro 2750

Tabela número 2

Algumas substâncias que normalmente são gases, quando suficientemente resfriadas, transformam-se em líquidos, fervendo a uma temperatura muito baixa. O oxigênio líquido, por exemplo, à pressão atmosférica ferve a uma temperatura de -183 ºС. Substâncias que normalmente observamos no estado sólido, quando derretidas, se transformam em líquidos, fervendo a uma temperatura muito alta.

Ao contrário da evaporação, que ocorre em qualquer temperatura, a ebulição ocorre a uma temperatura certa e constante para cada líquido. Portanto, por exemplo, ao cozinhar alimentos, você precisa reduzir o calor após a fervura da água, isso economizará combustível e a temperatura da água ainda será mantida constante durante a fervura.

Realizamos um experimento para verificar o ponto de ebulição da água, leite e álcool.

No decorrer do experimento, aquecemos alternadamente água, leite e álcool para ferver em um frasco de vidro em uma lâmpada de álcool. Ao mesmo tempo, medimos a temperatura do líquido enquanto fervia.

Conclusão: A água e o leite fervem a 100ºC e o álcool a 78ºC.

100ºC gráfico do tempo de ebulição da água fervente e do leite tºC

Gráfico de ebulição do álcool com tempo de ebulição 78ºC

A ebulição está intrinsecamente ligada à condutividade térmica, devido à qual o calor é transferido da superfície de aquecimento para o líquido. Uma certa distribuição de temperatura é estabelecida em um líquido em ebulição. A condutividade térmica da água é muito baixa, o que confirmamos pelo seguinte experimento:

Pegamos um tubo de ensaio, enchemos com água, mergulhamos um pedaço de gelo nele e, para que não flutuasse, o pressionamos com uma porca de metal. Ao mesmo tempo, a água tinha livre acesso ao gelo. Em seguida, inclinamos o tubo de ensaio sobre a chama da lâmpada de espírito para que a chama tocasse apenas o topo do tubo de ensaio. Após 2 minutos, a água começou a ferver por cima, mas o gelo permaneceu no fundo do tubo de ensaio.

O enigma está no fato de que no fundo do tubo de ensaio a água não ferve, mas permanece fria, ferve apenas no topo. Expandindo-se do calor, a água fica mais leve e não afunda até o fundo, mas permanece na parte superior do tubo de ensaio. correntes água morna e a mistura das camadas ocorrerá apenas na parte superior do tubo e não capturará as camadas inferiores mais densas. O calor só pode ser transferido para baixo por condução, mas a condutividade térmica da água é extremamente baixa.

Com base no que foi dito nos parágrafos anteriores do trabalho, destacamos as características do processo de fervura.

Recursos de ebulição

1) Ao ferver, a energia é gasta, não liberada.

2) A temperatura permanece constante durante todo o processo de ebulição.

3) Cada substância tem seu próprio ponto de ebulição.

4. O que determina o ponto de ebulição

À pressão atmosférica normal, o ponto de ebulição é constante, mas com uma mudança na pressão de um líquido, ele muda. O ponto de ebulição é tanto maior quanto maior a pressão exercida sobre o líquido e vice-versa.

Realizamos vários experimentos para verificar a exatidão dessa afirmação.

Pegamos um frasco com água, colocamos em uma lâmpada de espírito para aquecer. Uma rolha foi preparada antecipadamente com uma pêra de borracha inserida nela. Quando a água do frasco ferveu, fechamos o frasco com uma rolha de pêra. Em seguida, pressionamos a pêra e a fervura em direção ao frasco parou. Ao pressionar a pêra, aumentamos a pressão no frasco e a condição de ebulição foi violada.

Conclusão: À medida que a pressão aumenta, o ponto de ebulição aumenta.

Pegamos um frasco com fundo convexo, enchemos com água e levamos a água para ferver. Em seguida, eles fecharam o frasco com uma rolha apertada e o viraram, fixando-o no suporte. Esperamos até que a água no frasco parasse de ferver e despejamos água fervente sobre o frasco. Não houve alterações no frasco. Em seguida, colocamos neve no fundo do frasco e a água no frasco imediatamente ferveu.

Isso aconteceu porque a neve esfriou as paredes da garrafa, fazendo com que o vapor no interior se condensasse em gotas de água. E como o ar da garrafa de vidro foi expelido durante a fervura, agora a água está sujeita a muito menos pressão. Mas sabe-se que quando a pressão do líquido diminui, ele ferve a uma temperatura mais baixa. Conseqüentemente, embora haja água fervente em nosso frasco, a água fervente não é quente.

Conclusão: À medida que a pressão diminui, o ponto de ebulição diminui.

Como você sabe, a pressão do ar diminui com o aumento da altitude. Consequentemente, o ponto de ebulição de um líquido também diminui com o aumento da altura e, consequentemente, com a diminuição, aumenta.

Assim, cientistas americanos descobriram no fundo do Oceano Pacífico, 400 km a oeste da Baía de Puget Sound, uma super fonte termal com temperatura da água de 400º C. Devido à alta pressão sobre a água da fonte, localizada em grandes profundidades, a água nele não ferve mesmo a esta temperatura.

E nas regiões montanhosas, a uma altitude de 3000m, onde a pressão atmosférica é de 70 kPa, a água ferve a 90ºC. Portanto, os habitantes dessas regiões, usando essa água fervente, precisam de muito mais tempo para cozinhar do que os habitantes das planícies. E geralmente é impossível ferver um ovo de galinha nesta água fervente, pois a proteína não coagula a uma temperatura abaixo de 100 ºС.

No romance Os Filhos do Capitão Grant, de Júlio Verne, viajantes em uma passagem nos Andes descobriram que um termômetro mergulhado em água fervente mostrava apenas 87º C.

Este fato confirma que com o aumento da altitude, o ponto de ebulição diminui, à medida que a pressão atmosférica diminui.

5. Valor de ebulição

A ebulição é de grande importância prática tanto na vida cotidiana quanto nos processos de produção.

Todo mundo sabe que, sem ferver, não conseguiríamos cozinhar a maioria dos pratos da nossa dieta. Acima, no trabalho, consideramos a dependência do ponto de ebulição da pressão. Graças ao conhecimento adquirido nesta área, as donas de casa agora podem usar panelas de pressão. Em uma panela de pressão, os alimentos são cozidos sob uma pressão de cerca de 200 kPa. O ponto de ebulição da água ao mesmo tempo atinge 120 º C. Em água desta temperatura, o processo de “cozimento” ocorre muito mais rápido do que em água fervente comum. Isso explica o nome "panela de pressão".

Abaixar o ponto de ebulição de um líquido também pode ser útil. Assim, por exemplo, à pressão atmosférica normal, o freon líquido ferve a uma temperatura de cerca de 30ºС. Com uma diminuição da pressão, o ponto de ebulição do freon pode ser feito abaixo de 0ºС. É usado no evaporador do refrigerador. Devido à operação do compressor, uma pressão reduzida é criada nele e o freon começa a se transformar em vapor, retirando o calor das paredes da câmara. Devido a isso, a temperatura dentro do refrigerador diminui.

A operação de tais dispositivos necessários na medicina como uma autoclave (um dispositivo para esterilizar instrumentos), um destilador (um dispositivo para fazer água destilada) é baseado no processo de ebulição.

A diferença nos pontos de ebulição de diferentes substâncias é amplamente utilizada em tecnologia, por exemplo, no processo de destilação de óleo. Quando o óleo é aquecido a 360ºС, a parte dele (óleo combustível) que tem um alto ponto de ebulição permanece nele, e as partes dele que têm um ponto de ebulição abaixo de 360ºС evaporam. A gasolina e alguns outros tipos de combustível são obtidos a partir do vapor resultante.

Listamos apenas alguns exemplos dos benefícios da fervura, dos quais já podemos tirar conclusões sobre a necessidade e o significado desse processo em nossas vidas.

6. Conclusão

No decorrer do estudo do tema da fervura no trabalho acima, cumprimos os objetivos estabelecidos no início do trabalho: estudamos questões sobre o conceito de fervura, identificamos as etapas da fervura, com explicação das causas da processos, determinaram os sinais, condições e características da fervura.

Ebulição- esta é a vaporização que ocorre simultaneamente tanto na superfície quanto em todo o volume do líquido. Consiste no fato de inúmeras bolhas aparecerem e estourarem, causando uma ebulição característica.

Como mostra a experiência, a ebulição de um líquido a uma dada pressão externa começa a uma temperatura bem definida que não muda durante o processo de ebulição e só pode ocorrer quando a energia é fornecida do exterior como resultado da transferência de calor (Fig. 1) :

onde L- calor específico vaporização no ponto de ebulição.

Mecanismo de ebulição: há sempre um gás dissolvido em um líquido, cujo grau de dissolução diminui com o aumento da temperatura. Além disso, há gás adsorvido nas paredes do recipiente. Quando o líquido é aquecido por baixo (Fig. 2), o gás começa a evoluir na forma de bolhas perto das paredes do recipiente. O líquido evapora nessas bolhas. Portanto, além do ar, eles contêm vapor saturado, cuja pressão aumenta rapidamente com o aumento da temperatura, e as bolhas crescem em volume e, consequentemente, as forças de Arquimedes que atuam sobre elas aumentam. Quando a força de empuxo se torna maior que a gravidade da bolha, ela começa a flutuar. Mas até que o líquido seja aquecido uniformemente, à medida que sobe, o volume da bolha diminui (a pressão de vapor saturado diminui com a diminuição da temperatura) e, antes de atingir a superfície livre, as bolhas desaparecem (colapsam) (Fig. 2, a), é por isso que ouvimos um ruído característico antes da fervura. Quando a temperatura do líquido se iguala, o volume da bolha aumenta à medida que aumenta, pois a pressão de vapor saturado não muda, e a pressão externa na bolha, que é a soma da pressão hidrostática do líquido acima da bolha e a pressão atmosférica diminui. A bolha atinge a superfície livre do líquido, estoura e o vapor saturado sai (Fig. 2, b) - o líquido ferve. A pressão de vapor de saturação nas bolhas é praticamente igual à pressão externa.

A temperatura na qual a pressão de vapor saturado de um líquido é igual à pressão externa em sua superfície livre é chamada de ponto de ebulição líquidos.

Como a pressão do vapor saturado aumenta com o aumento da temperatura e, durante a ebulição, deve ser igual à pressão externa, a temperatura de ebulição aumenta com o aumento da pressão externa.

O ponto de ebulição também depende da presença de impurezas, geralmente aumentando com o aumento da concentração de impurezas.

Se o líquido for primeiro liberado do gás dissolvido nele, ele pode ser superaquecido, ou seja, calor acima do ponto de ebulição. Este é um estado instável do líquido. Basta uma pequena agitação e o líquido ferve, e sua temperatura cai imediatamente para o ponto de ebulição.