Étant donné que la pression de vapeur saturante est uniquement déterminée par la température et que l'ébullition d'un liquide se produit au moment où la pression de vapeur saturante de ce liquide est égale à pression extérieure, le point d'ébullition doit dépendre de la pression extérieure. À l'aide d'expériences, il est facile de montrer que lorsque la pression externe diminue, le point d'ébullition diminue et que lorsque la pression augmente, il augmente.

L’ébullition d’un liquide à pression réduite peut être démontrée à l’aide de l’expérience suivante. L'eau du robinet est versée dans un verre et un thermomètre y est plongé. Un verre d'eau est placé sous le couvercle en verre de l'unité à vide et la pompe est allumée. Lorsque la pression sous la hotte chute suffisamment, l’eau dans le verre commence à bouillir. Étant donné que l'énergie est dépensée pour la formation de vapeur, la température de l'eau dans le verre commence à baisser à mesure qu'elle bout et, lorsque la pompe fonctionne bien, l'eau finit par geler.

Le chauffage de l'eau à haute température est effectué dans des chaudières et des autoclaves. La structure de l'autoclave est représentée sur la Fig. 8.6, où K est une soupape de sécurité, est un levier appuyant sur la soupape, M est un manomètre. À des pressions supérieures à 100 atm, l’eau est chauffée à des températures supérieures à 300 °C.

Tableau 8.2. Points d'ébullition de certaines substances

Le point d’ébullition d’un liquide à pression atmosphérique normale est appelé point d’ébullition. De la table 8.1 et 8.2, il est clair que la pression de vapeur saturante pour l'éther, l'eau et l'alcool au point d'ébullition est de 1,013 × 105 Pa (1 atm).

De ce qui précède, il s'ensuit que dans les mines profondes, l'eau doit bouillir à une température supérieure à 100 °C et dans les zones montagneuses - en dessous de 100 °C. Étant donné que le point d'ébullition de l'eau dépend de l'altitude au-dessus du niveau de la mer, sur l'échelle du thermomètre, au lieu de la température, vous pouvez indiquer la hauteur à laquelle l'eau bout à cette température. La détermination de la hauteur à l'aide d'un tel thermomètre est appelée hypsométrie.

L'expérience montre que le point d'ébullition d'une solution est toujours supérieur au point d'ébullition d'un solvant pur et augmente avec l'augmentation de la concentration de la solution. Cependant, la température de la vapeur au-dessus de la surface de la solution bouillante est égale au point d’ébullition du solvant pur. Par conséquent, pour déterminer le point d'ébullition d'un liquide pur, il est préférable de placer le thermomètre non pas dans le liquide, mais dans la vapeur au-dessus de la surface du liquide bouillant.

Le processus d’ébullition est étroitement lié à la présence de gaz dissous dans le liquide. Si le gaz qui y est dissous est éliminé d'un liquide, par exemple par une ébullition prolongée, ce liquide peut alors être chauffé à une température nettement supérieure à son point d'ébullition. Un tel liquide est dit surchauffé. En l'absence de bulles de gaz, la formation de minuscules bulles de vapeur, qui pourraient devenir des centres de vaporisation, est empêchée par la pression de Laplace, qui est élevée dans un petit rayon de la bulle. Ceci explique la surchauffe du liquide. Lorsqu’il bout, l’ébullition se produit très violemment.

Ébullition- il s'agit d'une transition intensive du liquide en vapeur, qui se produit avec la formation de bulles de vapeur dans tout le volume du liquide à une certaine température.

Pendant l'ébullition, la température du liquide et de la vapeur au-dessus ne change pas. Il reste inchangé jusqu'à ce que tout le liquide soit évaporé. Cela se produit parce que toute l’énergie fournie au liquide est utilisée pour le convertir en vapeur.

La température à laquelle bout un liquide s'appelle point d'ébullition.

Le point d'ébullition dépend de la pression exercée sur la surface libre du liquide. Ceci s'explique par la dépendance de la pression de vapeur saturée à la température. La bulle de vapeur grandit jusqu'à ce que la pression de la vapeur saturée à l'intérieur dépasse légèrement la pression dans le liquide, qui est la somme de la pression externe et de la pression hydrostatique de la colonne de liquide.

Plus la pression extérieure est forte, plus température d'ébullition.

Tout le monde sait que l’eau bout à une température de 100 ºC. Mais il ne faut pas oublier que cela n’est vrai qu’à pression atmosphérique normale (environ 101 kPa). À mesure que la pression augmente, le point d’ébullition de l’eau augmente. Par exemple, dans les autocuiseurs, les aliments sont cuits sous une pression d’environ 200 kPa. Le point d'ébullition de l'eau atteint 120°C. Dans l'eau à cette température, le processus de cuisson se produit beaucoup plus rapidement que dans l'eau bouillante ordinaire. Cela explique le nom « autocuiseur ».

Et vice versa, en réduisant la pression extérieure, on abaisse ainsi le point d'ébullition. Par exemple, dans les zones montagneuses (à 3 km d'altitude, où la pression est de 70 kPa), l'eau bout à une température de 90°C. Par conséquent, les habitants de ces zones qui utilisent une telle eau bouillante ont besoin de beaucoup plus de temps pour préparer la nourriture que les habitants des plaines. Mais il est généralement impossible de faire bouillir, par exemple, un œuf de poule dans cette eau bouillante, car le blanc ne coagule pas à des températures inférieures à 100 °C.

Chaque liquide a son propre point d’ébullition, qui dépend de la pression de vapeur saturée. Plus la pression de vapeur saturée est élevée, plus le point d'ébullition du liquide correspondant est bas, car à des températures plus basses, la pression de vapeur saturée devient égale à la pression atmosphérique. Par exemple, à un point d'ébullition de 100 °C, la pression vapeurs saturées l'eau est de 101 325 Pa (760 mm Hg) et la vapeur n'est que de 117 Pa (0,88 mm Hg). Le mercure bout à 357°C à pression normale.

Chaleur de vaporisation.

Chaleur de vaporisation (chaleur d'évaporation)- la quantité de chaleur qui doit être transmise à la substance (à pression et Température constante) Pour transformation complète substance liquide en vapeur.

La quantité de chaleur nécessaire à la vaporisation (ou libérée lors de la condensation). Pour calculer la quantité de chaleur Q nécessaire pour transformer toute masse de liquide prise à point d'ébullition en vapeur, la chaleur spécifique de vaporisation est nécessaire r esprit-à-masse m:

Lorsque la vapeur se condense, la même quantité de chaleur est libérée.

Tout le monde sait que le point d’ébullition de l’eau à pression atmosphérique normale (environ 760 mm Hg) est de 100 °C. Mais tout le monde ne sait pas que l'eau peut bouillir à différentes températures. Le point d'ébullition dépend de plusieurs facteurs. Si certaines conditions sont remplies, l’eau peut bouillir à +70 °C, et à +130 °C, et même à 300 °C ! Examinons les raisons plus en détail.

Qu’est-ce qui détermine le point d’ébullition de l’eau ?

L'ébullition de l'eau dans un récipient se produit selon un certain mécanisme. Au fur et à mesure que le liquide chauffe, des bulles d'air apparaissent sur les parois du récipient dans lequel il est versé. Il y a de la vapeur à l'intérieur de chaque bulle. La température de la vapeur dans les bulles est initialement bien supérieure à celle de l’eau chauffée. Mais sa pression durant cette période est plus élevée qu’à l’intérieur des bulles. Jusqu'à ce que l'eau se réchauffe, la vapeur contenue dans les bulles est comprimée. Puis, sous l’influence d’une pression extérieure, les bulles éclatent. Le processus se poursuit jusqu'à ce que les températures du liquide et de la vapeur dans les bulles soient égales. C’est maintenant que les boules de vapeur peuvent remonter à la surface. L'eau commence à bouillir. Ensuite, le processus de chauffage s'arrête, car l'excès de chaleur est évacué par la vapeur vers l'atmosphère. C'est l'équilibre thermodynamique. Rappelons la physique : la pression de l'eau est constituée du poids du liquide lui-même et de la pression de l'air au-dessus du récipient contenant de l'eau. Ainsi, en modifiant l'un des deux paramètres (pression du liquide dans la cuve et pression atmosphérique), vous pouvez modifier le point d'ébullition.

Quel est le point d’ébullition de l’eau en montagne ?

En montagne, le point d’ébullition d’un liquide baisse progressivement. Cela est dû au fait que la pression atmosphérique diminue progressivement lors de l'ascension d'une montagne. Pour que l'eau bout, la pression dans les bulles qui apparaissent pendant le processus de chauffage doit être égale à la pression atmosphérique. Ainsi, à chaque augmentation de 300 m d’altitude en montagne, le point d’ébullition de l’eau diminue d’environ un degré. Ce type d’eau bouillante n’est pas aussi chaud qu’un liquide bouillant sur un terrain plat. À haute altitude, il est difficile, voire impossible, de préparer du thé. La dépendance de l'eau bouillante à la pression ressemble à ceci :

Et dans d’autres conditions ?

Quel est le point d’ébullition de l’eau sous vide ? Un vide est un environnement raréfié dans lequel la pression est nettement inférieure à la pression atmosphérique. Le point d'ébullition de l'eau dans un environnement raréfié dépend également de la pression résiduelle. À une pression de vide de 0,001 atm. le liquide bout à 6,7 °C. Généralement, la pression résiduelle est d'environ 0,004 atm, donc à cette pression l'eau bout à 30 °C. Avec une pression croissante dans un environnement raréfié, le point d'ébullition du liquide augmentera.

Pourquoi l’eau bout-elle à une température plus élevée dans un récipient scellé ?

Dans un récipient hermétiquement fermé, le point d’ébullition du liquide est lié à la pression à l’intérieur du récipient. Pendant le processus de chauffage, de la vapeur est libérée et se dépose sous forme de condensation sur le couvercle et les parois du récipient. Ainsi, la pression à l’intérieur du récipient augmente. Par exemple, dans une cocotte minute, la pression atteint 1,04 atm, le liquide bout donc à 120 °C. Généralement, dans de tels conteneurs, la pression peut être régulée à l'aide de vannes intégrées, et donc la température également.

États de la matière

N'est-ce pas une étrange combinaison de mots ? Cependant, cela n’a rien de absurde : la vapeur de fer et l’air solide existent dans la nature, mais pas dans des conditions ordinaires.

De quelles conditions parle-t-on ? L'état d'une substance est déterminé par deux facteurs : la température et la pression.

Notre vie se déroule dans des conditions relativement peu changeantes. La pression atmosphérique fluctue de quelques pour cent autour d’une atmosphère ; la température de l'air, par exemple, dans la région de Moscou, varie de -30 à +30°C ; dans l'échelle de température absolue, dans laquelle la température la plus basse possible (-273°C) est considérée comme nulle ; cet intervalle semblera moins impressionnant : 240-300 K, ce qui ne représente également que ±10 % de la valeur moyenne.

Il est tout à fait naturel que nous soyons habitués à ces conditions normales et c'est pourquoi, lorsque nous disons des vérités simples comme : « le fer est un solide, l'air est un gaz », etc., nous oublions d'ajouter : « dans des conditions normales ».

Si vous chauffez le fer, il fondra d’abord puis s’évaporera. Si l’air est refroidi, il se transformera d’abord en liquide puis se solidifiera.

Même si le lecteur n'a jamais rencontré de vapeur de fer ou d'air solide, il croira probablement facilement que toute substance, en changeant la température, peut être obtenue à l'état solide, liquide et gazeux, ou, comme on dit aussi, à l'état solide, liquide. ou phases gazeuses.

Il est facile d'y croire car tout le monde a observé une substance sans laquelle la vie sur Terre serait impossible, à la fois sous forme de gaz, sous forme liquide et sous forme solide. Nous parlons bien sûr de l’eau.

Dans quelles conditions se produisent les transformations de la matière d’un état à un autre ?

Si nous plongeons le thermomètre dans l'eau versée dans la bouilloire, allumons la cuisinière électrique et surveillons le mercure du thermomètre, nous verrons ce qui suit : presque immédiatement, le niveau de mercure augmentera. Il fait maintenant 90, 95 et enfin 100°C. L'eau bout, et en même temps la montée du mercure s'arrête. L’eau bout depuis plusieurs minutes, mais le niveau de mercure n’a pas changé. Jusqu'à ce que toute l'eau bout, la température ne changera pas (Fig. 4.1).

Riz. 4.1

Où va la chaleur si la température de l’eau ne change pas ? La réponse est évidente. Le processus de transformation de l’eau en vapeur nécessite de l’énergie.

Comparons l'énergie d'un gramme d'eau et d'un gramme de vapeur qui en est formé. Les molécules de vapeur sont plus éloignées les unes des autres que les molécules d’eau. Il est clair que de ce fait, l’énergie potentielle de l’eau sera différente de l’énergie potentielle de la vapeur.

L’énergie potentielle d’attraction des particules diminue à mesure qu’elles se rapprochent. Par conséquent, l’énergie de la vapeur est supérieure à celle de l’eau, et transformer l’eau en vapeur nécessite de l’énergie. Cet excès d’énergie est transféré par la cuisinière électrique à l’eau bouillante de la bouilloire.

Énergie nécessaire pour convertir l'eau en vapeur ; appelée chaleur de vaporisation. Pour transformer 1 g d'eau en vapeur, il faut 539 cal (c'est le chiffre pour une température de 100°C).

Si 539 cal sont consommés pour 1 g, alors 18*539 = 9 700 cal seront consommés pour 1 mole d'eau. Cette quantité de chaleur doit être dépensée pour rompre les liaisons intermoléculaires.

Vous pouvez comparer ce chiffre avec la quantité de travail nécessaire pour rompre les liaisons intramoléculaires. Pour diviser 1 mole de vapeur d’eau en atomes, il faut environ 220 000 cal, soit 25 fois plus d’énergie. Cela prouve directement la faiblesse des forces qui lient les molécules entre elles, comparées aux forces qui rassemblent les atomes pour former une molécule.

Le point d'ébullition de l'eau est de 100°C ; on pourrait penser qu’il s’agit d’une propriété inhérente à l’eau, que l’eau, peu importe où et dans quelles conditions elle se trouve, bout toujours à 100°C.

Mais il n’en est rien et les habitants des villages de haute montagne le savent bien.

Près du sommet de l'Elbrouz se trouvent une maison pour touristes et une station scientifique. Les débutants sont parfois surpris de savoir « à quel point il est difficile de faire bouillir un œuf dans de l’eau bouillante » ou « pourquoi l’eau bouillante ne brûle-t-elle pas ». Dans ces conditions, on leur dit que l'eau bout déjà à 82°C au sommet de l'Elbrouz.

Quel est le problème? Quel facteur physique interfère avec le phénomène d’ébullition ? Quelle est l’importance de l’altitude au-dessus du niveau de la mer ?

Ce facteur physique est la pression agissant à la surface du liquide. Vous n’avez pas besoin de grimper au sommet d’une montagne pour vérifier la véracité de ce qui a été dit.

En plaçant de l'eau chauffée sous une cloche et en pompant ou en pompant de l'air à partir de là, vous pouvez vous assurer que le point d'ébullition augmente à mesure que la pression augmente et diminue à mesure qu'elle diminue.

L'eau bout à 100°C seulement à une certaine pression - 760 mm Hg. Art. (ou 1 guichet automatique).

La courbe du point d’ébullition en fonction de la pression est présentée sur la figure. 4.2. Au sommet de l'Elbrouz, la pression est de 0,5 atm, et cette pression correspond à un point d'ébullition de 82°C.

Riz. 4.2

Mais l'eau bouillante à 10-15 mm Hg. Art., vous pouvez vous rafraîchir par temps chaud. A cette pression, le point d'ébullition descendra à 10-15°C.

Vous pouvez même obtenir de l’« eau bouillante », qui a la température de l’eau glacée. Pour ce faire, vous devrez réduire la pression à 4,6 mm Hg. Art.

Une image intéressante peut être observée si vous placez un récipient ouvert avec de l'eau sous la cloche et pompez l'air. Le pompage fera bouillir l’eau, mais l’ébullition nécessite de la chaleur. Il n'y a nulle part où la prendre et l'eau devra renoncer à son énergie. La température de l’eau bouillante commencera à baisser, mais à mesure que le pompage se poursuivra, la pression diminuera également. Par conséquent, l’ébullition ne s’arrêtera pas, l’eau continuera à refroidir et éventuellement à geler.

Une telle ébullition eau froide ne se produit pas seulement lors du pompage de l'air. Par exemple, lorsque l'hélice d'un navire tourne, la pression dans une couche d'eau en mouvement rapide près d'une surface métallique diminue considérablement et l'eau de cette couche bout, c'est-à-dire que de nombreuses bulles remplies de vapeur y apparaissent. Ce phénomène est appelé cavitation (du mot latin cavitas - cavité).

En réduisant la pression, on abaisse le point d’ébullition. Et en l'augmentant ? Un graphique comme le nôtre répond à cette question. Une pression de 15 atm peut retarder l'ébullition de l'eau, elle ne commencera qu'à 200°C, et une pression de 80 atm fera bouillir l'eau seulement à 300°C.

Ainsi, à une certaine pression extérieure correspond un certain point d’ébullition. Mais cette affirmation peut être « inversée » en disant ceci : à chaque point d’ébullition de l’eau correspond sa propre pression spécifique. Cette pression est appelée pression de vapeur.

La courbe représentant le point d'ébullition en fonction de la pression est également une courbe de pression de vapeur en fonction de la température.

Les nombres tracés sur un graphique du point d’ébullition (ou sur un graphique de la pression de vapeur) montrent que la pression de vapeur change très fortement avec la température. À 0°C (soit 273 K), la pression de vapeur est de 4,6 mmHg. Art., à 100°C (373 K) elle est égale à 760 mm Hg. Art., c'est-à-dire augmente 165 fois. Lorsque la température double (de 0°C, soit 273 K, à 273°C, soit 546 K), la pression de vapeur augmente de 4,6 mm Hg. Art. presque jusqu'à 60 atm, soit environ 10 000 fois.

Par conséquent, au contraire, le point d’ébullition change assez lentement avec la pression. Lorsque la pression passe deux fois de 0,5 atm à 1 atm, le point d'ébullition augmente de 82°C (355 K) à 100°C (373 K) et lorsque la pression double de 1 à 2 atm - de 100°C (373 K ) à 120 °C (393 K).

La même courbe que nous examinons maintenant contrôle également la condensation (condensation) de la vapeur en eau.

La vapeur peut être transformée en eau par compression ou refroidissement.

Tant pendant l'ébullition que pendant la condensation, le point ne bougera pas de la courbe jusqu'à ce que la conversion de la vapeur en eau ou de l'eau en vapeur soit terminée. Cela peut aussi être formulé ainsi : dans les conditions de notre courbe et seulement dans ces conditions, la coexistence du liquide et de la vapeur est possible. Si vous n'ajoutez ou ne supprimez pas de chaleur, les quantités de vapeur et de liquide dans un récipient fermé resteront inchangées. On dit que cette vapeur et ce liquide sont en équilibre, et la vapeur qui est en équilibre avec son liquide est dite saturée.

La courbe d'ébullition et de condensation, comme on le voit, a une autre signification : c'est la courbe d'équilibre du liquide et de la vapeur. La courbe d'équilibre divise le champ du diagramme en deux parties. À gauche et en haut (vers hautes températures et des pressions plus faibles), il existe une région d'état stable de la vapeur. À droite et en bas se trouve la région de l’état stable du liquide.

La courbe d'équilibre vapeur-liquide, c'est-à-dire la courbe de dépendance du point d'ébullition à la pression ou, ce qui revient au même, la pression de vapeur à la température, est à peu près la même pour tous les liquides. Dans certains cas, le changement peut être un peu plus brusque, dans d'autres un peu plus lent, mais la pression de vapeur augmente toujours rapidement avec l'augmentation de la température.

Nous avons déjà utilisé à plusieurs reprises les mots « gaz » et « vapeur ». Ces deux mots sont assez égaux. On peut dire : l'eau gazeuse est de la vapeur d'eau, l'oxygène gazeux est de la vapeur d'oxygène liquide. Néanmoins, une certaine habitude s’est développée lors de l’utilisation de ces deux mots. Puisque nous sommes habitués à une certaine plage de température relativement petite, nous appliquons généralement le mot « gaz » aux substances dont la pression de vapeur aux températures ordinaires est plus élevée. pression atmosphérique. Au contraire, on parle de vapeur lorsque, à température ambiante et pression atmosphérique, la substance est plus stable sous forme liquide.

L'ébullition est un processus rapide et, en peu de temps, il ne reste aucune trace d'eau bouillante ; elle se transforme en vapeur.

Mais il existe un autre phénomène de transformation de l'eau ou d'un autre liquide en vapeur : c'est l'évaporation. L'évaporation se produit à n'importe quelle température, quelle que soit la pression, qui dans des conditions normales est toujours proche de 760 mmHg. Art. L'évaporation, contrairement à l'ébullition, est un processus très lent. Une bouteille d’eau de Cologne que l’on a oublié de fermer sera vide dans quelques jours ; o la soucoupe avec de l'eau tiendra plus longtemps, mais tôt ou tard elle s'avérera sèche.

L'air joue un rôle majeur dans le processus d'évaporation. En soi, cela n’empêche pas l’eau de s’évaporer. Dès que nous ouvrons la surface du liquide, les molécules d’eau commenceront à se déplacer vers la couche d’air la plus proche.

La densité de vapeur dans cette couche augmentera rapidement ; Après une courte période, la pression de vapeur deviendra égale à l'élasticité caractéristique de la température du milieu. Dans ce cas, la pression de vapeur sera exactement la même qu’en l’absence d’air.

La transition de la vapeur vers l’air ne signifie bien entendu pas une augmentation de la pression. La pression totale dans l'espace au-dessus de la surface de l'eau n'augmente pas, seule la part de cette pression absorbée par la vapeur augmente et, par conséquent, la part de l'air déplacé par la vapeur diminue.

Au-dessus de l'eau, il y a de la vapeur mélangée à de l'air ; au-dessus, il y a des couches d'air sans vapeur. Ils vont inévitablement se mélanger. La vapeur d'eau se déplacera continuellement vers les couches supérieures et, à sa place, de l'air ne contenant pas de molécules d'eau entrera dans la couche inférieure. Ainsi, dans la couche la plus proche de l’eau, des places seront toujours libérées pour de nouvelles molécules d’eau. L'eau s'évaporera continuellement, maintenant la pression de la vapeur d'eau à la surface égale à l'élasticité, et le processus se poursuivra jusqu'à ce que l'eau soit complètement évaporée.

Nous avons commencé avec l’exemple de l’eau de Cologne et de l’eau. Il est bien connu qu’ils s’évaporent à des rythmes différents. L'éther s'évapore extrêmement rapidement, l'alcool s'évapore assez rapidement et l'eau beaucoup plus lentement. On comprendra tout de suite ce qui se passe ici si l'on retrouve dans l'ouvrage de référence les valeurs de la pression de vapeur de ces liquides, par exemple à température ambiante. Voici les chiffres : éther - 437 mm Hg. Art., alcool - 44,5 mm Hg. Art. et eau - 17,5 mm Hg. Art.

Plus l'élasticité est grande, plus il y a de vapeur dans la couche d'air adjacente et plus le liquide s'évapore rapidement. Nous savons que la pression de vapeur augmente avec la température. Il est clair pourquoi le taux d'évaporation augmente avec le chauffage.

Le taux d'évaporation peut être influencé d'une autre manière. Si nous voulons favoriser l’évaporation, nous devons éliminer rapidement la vapeur du liquide, c’est-à-dire accélérer le mélange de l’air. C'est pourquoi l'évaporation est grandement accélérée par le soufflage du liquide. L'eau, bien qu'elle ait une pression de vapeur relativement faible, disparaîtra assez rapidement si la soucoupe est placée au vent.

On comprend donc pourquoi un nageur qui sort de l’eau a froid au vent. Le vent accélère le mélange de l'air avec la vapeur et, par conséquent, l'évaporation, et le corps humain est obligé de renoncer à la chaleur pour l'évaporation.

Le bien-être d’une personne dépend de la présence de beaucoup ou peu de vapeur d’eau dans l’air. L’air sec et humide est désagréable. L'humidité est considérée comme normale lorsqu'elle est de 60 %. Cela signifie que la densité de la vapeur d’eau est égale à 60 % de la densité de la vapeur d’eau saturée à la même température.

Si l’air humide est refroidi, la pression de vapeur d’eau qu’il contient finira par être égale à la pression de vapeur à cette température. La vapeur deviendra saturée et commencera à se condenser en eau à mesure que la température baissera davantage. La rosée du matin qui humidifie l'herbe et les feuilles apparaît précisément à cause de ce phénomène.

À 20°C, la densité de la vapeur d'eau saturée est d'environ 0,00002 g/cm 3 . Nous nous sentirons bien s'il y a 60 % de cette quantité de vapeur d'eau dans l'air, ce qui signifie seulement un peu plus d'un cent millième de gramme pour 1 cm 3.

Bien que ce chiffre soit faible, il générera des quantités impressionnantes de vapeur dans la pièce. Il n'est pas difficile de calculer que dans une pièce de taille moyenne d'une superficie de 12 m2 et d'une hauteur de 3 m, environ un kilogramme d'eau peut « tenir » sous forme de vapeur saturée.

Cela signifie que si une telle pièce est bien fermée et qu'un baril d'eau ouvert est placé, un litre d'eau s'évaporera, quelle que soit la capacité du baril.

Il est intéressant de comparer ce résultat pour l’eau avec les chiffres correspondants pour le mercure. À la même température de 20°C, la densité de la vapeur saturée de mercure est de 10 -8 g/cm 3 .

Dans la pièce dont nous venons de parler, pas plus de 1 g de vapeur de mercure ne rentrera.

À propos, les vapeurs de mercure sont très toxiques et 1 g de vapeur de mercure peut gravement nuire à la santé de toute personne. Lorsque vous travaillez avec du mercure, vous devez vous assurer que même la plus petite goutte de mercure ne se répande pas.

Comment transformer le gaz en liquide ? Le tableau du point d’ébullition répond à cette question. Vous pouvez transformer un gaz en liquide en diminuant la température ou en augmentant la pression.

Au XIXe siècle, augmenter la pression semblait une tâche plus facile que diminuer la température. Au début de ce siècle, le grand physicien anglais Michael Farada a réussi à comprimer les gaz jusqu'à des valeurs de pression de vapeur et à transformer ainsi de nombreux gaz (chlore, dioxyde de carbone, etc.) en liquide.

Cependant, certains gaz – hydrogène, azote, oxygène – n’ont pas pu être liquéfiés. Peu importe la pression augmentée, ils ne se sont pas transformés en liquide. On pourrait penser que l’oxygène et les autres gaz ne peuvent pas être liquides. Ils ont été classés comme gaz vrais ou permanents.

En fait, les échecs ont été causés par un manque de compréhension d’une circonstance importante.

Considérons le liquide et la vapeur en équilibre et réfléchissons à ce qui leur arrive lorsque le point d'ébullition augmente et, bien sûr, l'augmentation correspondante de la pression. En d’autres termes, imaginez qu’un point du graphique d’ébullition se déplace vers le haut le long de la courbe. Il est clair qu’à mesure que la température augmente, un liquide se dilate et sa densité diminue. Quant à la vapeur, le point d’ébullition augmente-t-il ? contribue bien sûr à son expansion, mais, comme nous l'avons déjà dit, la pression de vapeur saturée augmente beaucoup plus vite que le point d'ébullition. Par conséquent, la densité de vapeur ne diminue pas, mais augmente au contraire rapidement avec l'augmentation de la température d'ébullition.

Étant donné que la densité du liquide diminue et que la densité de la vapeur augmente, alors, en montant « vers le haut » le long de la courbe d'ébullition, nous atteindrons inévitablement un point auquel les densités du liquide et de la vapeur sont égales (Fig. 4.3).

Riz. 4.3

A ce point remarquable, appelé point critique, la courbe d’ébullition se termine. Étant donné que toutes les différences entre le gaz et le liquide sont associées à la différence de densité, au point critique, les propriétés du liquide et du gaz deviennent les mêmes. Chaque substance a sa propre température critique et sa propre pression critique. Ainsi, pour l'eau, le point critique correspond à une température de 374°C et une pression de 218,5 atm.

Si vous comprimez un gaz dont la température est inférieure à la température critique, alors le processus de compression sera représenté par une flèche traversant la courbe d'ébullition (Fig. 4.4). Cela signifie qu'au moment où il atteint une pression égale à la pression de vapeur (le point où la flèche coupe la courbe d'ébullition), le gaz commencera à se condenser en un liquide. Si notre récipient était transparent, alors à ce moment nous verrions le début de la formation d'une couche de liquide au fond du récipient. À pression constante, la couche de liquide va croître jusqu’à ce que finalement tout le gaz se transforme en liquide. Une compression supplémentaire nécessitera une augmentation de la pression.

Riz. 4.4

La situation est complètement différente lors de la compression d'un gaz dont la température est supérieure à la température critique. Le processus de compression peut à nouveau être représenté par une flèche allant de bas en haut. Mais voilà, cette flèche ne traverse pas la courbe d’ébullition. Cela signifie que lorsqu'elle est comprimée, la vapeur ne se condense pas, mais est seulement compactée en continu.

À des températures supérieures à la température critique, l'existence de liquide et de gaz séparés par une interface est impossible : lorsqu'elle est comprimée à n'importe quelle densité, il y aura une substance homogène sous le piston, et il est difficile de dire quand elle peut être appelée gaz et quand un liquide.

La présence d’un point critique montre qu’il n’y a pas de différence fondamentale entre les états liquide et gazeux. À première vue, il peut sembler qu'il n'y a pas de différence aussi fondamentale uniquement lorsqu'il s'agit de températures supérieures au point critique. Ceci, en revanche, n'est pas le cas. L’existence d’un point critique indique la possibilité de transformer un liquide – un véritable liquide pouvant être versé dans un verre – à l’état gazeux sans aucune apparence d’ébullition.

Ce chemin de transformation est illustré sur la figure. 4.4. Une croix marque un liquide connu. Si vous baissez un peu la pression (flèche vers le bas), ça bouillira, et ça bouillira si vous augmentez un peu la température (flèche vers la droite). Mais nous ferons quelque chose de complètement différent. Nous compresserons le liquide très fortement, jusqu'à une pression supérieure à la critique. Le point représentant l’état du liquide ira verticalement vers le haut. Ensuite, nous chauffons le liquide – ce processus est représenté par une ligne horizontale. Maintenant, après nous être trouvés à droite de la température critique, nous abaissons la pression jusqu'à celle d'origine. Si vous réduisez maintenant la température, vous pouvez obtenir de la vraie vapeur, qui pourrait être obtenue à partir de ce liquide de manière plus simple et plus courte.

Ainsi, il est toujours possible, en modifiant la pression et la température en contournant le point critique, d'obtenir de la vapeur en la transférant continuellement à partir d'un liquide ou d'un liquide à partir de vapeur. Cette transition continue ne nécessite ni ébullition ni condensation.

Les premières tentatives visant à liquéfier des gaz tels que l’oxygène, l’azote et l’hydrogène ont échoué car l’existence d’une température critique n’était pas connue. Ces gaz ont des températures critiques très basses : azote -147°C, oxygène -119°C, hydrogène -240°C, soit 33 K. Le détenteur du record est l'hélium, sa température critique est de 4,3 K. Convertir ces gaz en liquide ne peut que être utilisé d'une seule manière - vous devez réduire leur température en dessous de celle spécifiée.

Une réduction significative de la température peut être obtenue différentes façons. Mais l’idée de toutes les méthodes est la même : il faut forcer le corps que l’on veut refroidir à dépenser son énergie interne.

Comment faire cela ? Une solution consiste à faire bouillir le liquide sans ajouter de chaleur extérieure. Pour ce faire, comme nous le savons, nous devons réduire la pression - la réduire à la valeur de la pression de vapeur. La chaleur dépensée pour l'ébullition sera empruntée au liquide et à la température du liquide et de la vapeur, et avec elle la pression de vapeur diminuera. Par conséquent, pour que l'ébullition ne s'arrête pas et se produise plus rapidement, l'air doit être continuellement pompé hors du récipient contenant le liquide.

Cependant, la chute de température au cours de ce processus atteint une limite : l'élasticité de la vapeur finit par devenir totalement insignifiante, et même les pompes les plus puissantes ne peuvent pas créer la pression requise.

Afin de continuer à abaisser la température, il est possible, en refroidissant le gaz avec le liquide obtenu, de le transformer en un liquide ayant un point d'ébullition plus bas.

Le processus de pompage peut désormais être répété avec la deuxième substance et ainsi obtenir des températures plus basses. Si nécessaire, une telle méthode « en cascade » pour obtenir basses températures peut être prolongé.

C’est exactement ce qu’ils ont fait à la fin du siècle dernier ; La liquéfaction des gaz a été réalisée par étapes : l'éthylène, l'oxygène, l'azote, l'hydrogène - des substances ayant des points d'ébullition de -103, -183, -196 et -253°C - ont été successivement convertis en liquide. Avec l'hydrogène liquide, vous pouvez obtenir le liquide à point d'ébullition le plus bas : l'hélium (-269°C). Le voisin de gauche a aidé le voisin de droite à se rapprocher.

La méthode de refroidissement en cascade a presque cent ans. En 1877, l'air liquide était obtenu par cette méthode.

En 1884-1885 De l'hydrogène liquide a été produit pour la première fois. Finalement, vingt ans plus tard, la dernière forteresse fut prise : en 1908, Kamerlingh Onnes, dans la ville de Leiden en Hollande, transforma l'hélium en liquide - une substance ayant la température critique la plus basse. Le 70e anniversaire de cette importante réalisation scientifique a été récemment célébré.

Pendant de nombreuses années, le Laboratoire de Leyde fut le seul laboratoire « basse température ». Aujourd'hui, dans tous les pays, il existe des dizaines de laboratoires de ce type, sans compter les usines produisant de l'air liquide, de l'azote, de l'oxygène et de l'hélium à des fins techniques.

La méthode en cascade pour obtenir des basses températures est désormais rarement utilisée. Dans les installations techniques destinées à abaisser la température, une autre méthode est utilisée pour réduire l'énergie interne du gaz : elles forcent le gaz à se dilater rapidement et à produire du travail en utilisant l'énergie interne.

Si, par exemple, de l'air comprimé à plusieurs atmosphères est introduit dans un détendeur, alors lorsque le travail de déplacement du piston ou de rotation de la turbine est effectué, l'air se refroidira si fortement qu'il se transformera en liquide. Le dioxyde de carbone, s’il est rapidement libéré d’un cylindre, se refroidit si brusquement qu’il se transforme instantanément en « glace ».

Les gaz liquides sont largement utilisés en technologie. L'oxygène liquide est utilisé dans la technologie des explosifs, en tant que composant du mélange de carburant des moteurs à réaction.

La liquéfaction de l’air est utilisée en technologie pour séparer les gaz qui composent l’air.

Dans divers domaines technologiques, il est nécessaire de travailler à la température de l'air liquide. Mais pour de nombreuses études physiques, cette température n’est pas suffisamment basse. En effet, si l’on convertit les degrés Celsius en échelle absolue, on verra que la température de l’air liquide est d’environ 1/3 de la température ambiante. Bien plus intéressantes pour la physique sont les températures « hydrogène », c’est-à-dire des températures de l’ordre de 14-20 K, et surtout les températures « hélium ». La température la plus basse obtenue lors du pompage d'hélium liquide est de 0,7 K.

Les physiciens ont réussi à se rapprocher beaucoup plus du zéro absolu. On obtient désormais des températures qui ne dépassent le zéro absolu que de quelques millièmes de degrés. Cependant, ces températures ultra-basses sont obtenues d’une manière qui n’est pas similaire à celles décrites ci-dessus.

DANS dernières années la physique des basses températures a donné naissance à une branche industrielle particulière engagée dans la production d'équipements permettant de maintenir de grands volumes à des températures proches du zéro absolu ; des câbles de puissance ont été développés dont les barres conductrices fonctionnent à des températures inférieures à 10 K.

Lorsque la vapeur dépasse son point d’ébullition, elle doit se condenser et se transformer en liquide. Cependant,; Il s'avère que si la vapeur n'entre pas en contact avec le liquide et si la vapeur est très pure, il est alors possible d'obtenir de la vapeur surfondue ou « sursaturée » - de la vapeur qui aurait dû depuis longtemps devenir liquide.

La vapeur sursaturée est très instable. Parfois, une poussée ou un grain de vapeur projeté dans l’espace suffit pour que la condensation retardée se déclenche.

L'expérience montre que la condensation des molécules de vapeur est grandement facilitée par l'introduction de petites particules étrangères dans la vapeur. Dans l'air poussiéreux, la sursaturation de la vapeur d'eau ne se produit pas. La condensation peut être provoquée par des nuages ​​de fumée. Après tout, la fumée est constituée de petites particules solides. Une fois dans la vapeur, ces particules rassemblent les molécules autour d'elles et deviennent des centres de condensation.

Ainsi, bien qu’instable, la vapeur peut exister dans une plage de température adaptée à la « durée de vie » d’un liquide.

Un liquide peut-il « vivre » dans la région de la vapeur dans les mêmes conditions ? Autrement dit, est-il possible de surchauffer un liquide ?

Il s'avère que c'est possible. Pour ce faire, vous devez vous assurer que les molécules liquides ne se détachent pas de la surface. Un remède radical consiste à éliminer la surface libre, c'est-à-dire à placer le liquide dans un récipient où il serait comprimé de toutes parts par des parois solides. De cette manière, il est possible d'obtenir une surchauffe de l'ordre de plusieurs degrés, c'est-à-dire de déplacer le point représentant l'état des liquides vers la droite de la courbe d'ébullition (Fig. 4.4).

La surchauffe est un déplacement du liquide vers la région de la vapeur. La surchauffe du liquide peut donc être obtenue à la fois en ajoutant de la chaleur et en réduisant la pression.

Cette dernière méthode peut donner des résultats étonnants. De l'eau ou un autre liquide, soigneusement débarrassé des gaz dissous (ce qui n'est pas facile à faire), est placé dans un récipient avec un piston atteignant la surface du liquide. Le récipient et le piston doivent être mouillés avec du liquide. Si vous tirez maintenant le piston vers vous, l’eau adhérant au fond du piston le suivra. Mais la couche d'eau accrochée au piston va tirer couche suivante de l'eau, cette couche tirera celle du dessous, ce qui fera que le liquide s'étirera.

À la fin, la colonne d'eau se brisera (c'est la colonne d'eau, et non l'eau, qui se détachera du piston), mais cela se produira lorsque la force par unité de surface atteindra des dizaines de kilogrammes. En d’autres termes, une pression négative de plusieurs dizaines d’atmosphères est créée dans le liquide.

Même à de faibles pressions positives, l’état vapeur de la substance est stable. Et le liquide peut être amené à une pression négative. On ne peut imaginer un exemple plus frappant de « surchauffe ».

Il n’existe pas de corps solide capable de résister autant que possible à une augmentation de température. Tôt ou tard, le morceau solide se transforme en liquide ; c'est vrai, dans certains cas, nous ne pourrons pas atteindre le point de fusion - une décomposition chimique peut se produire.

À mesure que la température augmente, les molécules se déplacent de plus en plus intensément. Finalement, il arrive un moment où le maintien de l'ordre parmi les molécules fortement « oscillantes » devient impossible. Le tungstène a le point de fusion le plus élevé : l'or fond à 1 063 °C, le fer à 1 539 °C. sont également des métaux à bas point de fusion. Le mercure, comme on le sait, fond à une température de -39°C. Les substances organiques ne fondent pas à une température élevée de 80°C, le toluène - à -94,5°C.

Il n'est pas du tout difficile de mesurer le point de fusion d'un corps, surtout s'il fond dans la plage de température mesurée avec un thermomètre ordinaire. Il n'est pas du tout nécessaire de suivre des yeux le corps en fusion. Il suffit de regarder la colonne de mercure du thermomètre. Jusqu'au début de la fonte, la température corporelle augmente (Fig. 4.5). Une fois la fusion commencée, l’augmentation de la température s’arrête et la température restera la même jusqu’à ce que le processus de fusion soit terminé.

Riz. 4.5

Tout comme transformer un liquide en vapeur, transformer un solide en liquide nécessite de la chaleur. La chaleur nécessaire à cet effet est appelée chaleur latente de fusion. Par exemple, faire fondre un kilogramme de glace nécessite 80 kcal.

La glace est l'un des corps avec une chaleur de fusion élevée. Faire fondre de la glace nécessite, par exemple, 10 fois plus d’énergie que faire fondre la même masse de plomb. Bien sûr, nous parlons de la fusion elle-même ; nous ne disons pas ici qu'avant que le plomb ne commence à fondre, il faut le chauffer à +327°C. En raison de la chaleur élevée de la fonte des glaces, la fonte des neiges ralentit. Imaginez que la chaleur de fusion serait 10 fois moindre. Ensuite, les inondations printanières entraîneraient chaque année des catastrophes inimaginables.

Ainsi, la chaleur de fonte de la glace est importante, mais elle est également faible si on la compare à la chaleur spécifique de vaporisation de 540 kcal/kg (sept fois moins). Cependant, cette différence est tout à fait naturelle. Lors de la transformation d'un liquide en vapeur, il faut séparer les molécules les unes des autres, mais lors de la fusion, il suffit de détruire l'ordre dans la disposition des molécules, en les laissant presque aux mêmes distances. Évidemment, le deuxième cas demande moins de travail.

La présence d'un certain point de fusion est une caractéristique importante des substances cristallines. C'est par cette caractéristique qu'ils se distinguent facilement des autres solides appelés amorphes ou verres. Les verres se trouvent parmi les substances inorganiques et organiques. Le verre à fenêtre est généralement fabriqué à partir de silicates de sodium et de calcium ; Le verre organique est souvent placé sur le bureau (également appelé plexiglas).

Les substances amorphes, contrairement aux cristaux, n'ont pas de point de fusion spécifique. Le verre ne fond pas mais se ramollit. Lorsqu'il est chauffé, un morceau de verre devient d'abord mou à partir de dur, il peut facilement être plié ou étiré ; à une température plus élevée, la pièce commence à changer de forme sous l'influence de sa propre gravité. En chauffant, l’épaisse masse visqueuse de verre prend la forme du récipient dans lequel elle repose. Cette masse est d'abord épaisse, comme du miel, puis comme de la crème sure, et finalement devient presque le même liquide à faible viscosité que l'eau. Même si nous le voulions, nous ne pouvons pas indiquer ici une température spécifique pour la transition d'un solide vers un liquide. Les raisons en sont la différence fondamentale entre la structure du verre et celle des corps cristallins. Comme mentionné ci-dessus, les atomes des corps amorphes sont disposés de manière aléatoire. Les verres ont une structure similaire à celle des liquides. Déjà dans le verre solide, les molécules sont disposées de manière aléatoire. Cela signifie qu'augmenter la température du verre ne fait qu'augmenter la gamme de vibrations de ses molécules, leur donnant progressivement une liberté de mouvement de plus en plus grande. Par conséquent, le verre se ramollit progressivement et ne présente pas de transition brutale de « solide » à « liquide », caractéristique du passage de l'arrangement des molécules dans un ordre strict à un arrangement désordonné.

Lorsque nous avons parlé de la courbe d'ébullition, nous avons dit que le liquide et la vapeur peuvent, bien que dans un état instable, vivre dans des zones étrangères - la vapeur peut être surfondue et transférée vers la gauche de la courbe d'ébullition, le liquide peut être surchauffé et tiré vers la droite. de cette courbe.

Des phénomènes similaires sont-ils possibles dans le cas d’un cristal avec un liquide ? Il s’avère que l’analogie ici est incomplète.

Si vous chauffez un cristal, il commencera à fondre à son point de fusion. Il ne sera pas possible de surchauffer le cristal. Au contraire, lors du refroidissement d’un liquide, il est possible, si certaines mesures sont prises, de « dépasser » relativement facilement le point de fusion. Dans certains liquides, il est possible d'obtenir une grande hypothermie. Il existe même des liquides faciles à surfondre, mais difficiles à faire cristalliser. En refroidissant, un tel liquide devient de plus en plus visqueux et finit par se solidifier sans cristalliser. C'est ça le verre.

Vous pouvez également surcooler l’eau. Les gouttelettes de brouillard peuvent ne pas geler, même en cas de fortes gelées. Si vous déposez un cristal d'une substance - une graine - dans un liquide surfondu, la cristallisation commencera immédiatement.

Enfin, dans de nombreux cas, une cristallisation retardée peut commencer à cause de secousses ou d’autres événements aléatoires. On sait par exemple que le glycérol cristallin a été obtenu pour la première fois lors du transport ferroviaire. Après une longue période de repos, le verre peut commencer à se cristalliser (se dévitifier ou « s'effondrer », comme on dit en technologie).

Presque toutes les substances peuvent donner des cristaux dans certaines conditions. Les cristaux peuvent être obtenus à partir d'une solution ou d'une matière fondue d'une substance donnée, ainsi que de sa vapeur (par exemple, des cristaux d'iode en forme de losange noir tombent facilement de sa vapeur à pression normale sans transition intermédiaire vers l'état liquide ).

Commencez à dissoudre le sel de table ou le sucre dans l'eau. A température ambiante (20°C) vous ne pouvez dissoudre que 70 g de sel dans un verre à facettes. Les ajouts ultérieurs de sel ne se dissoudront pas et se déposeront au fond sous forme de sédiments. Une solution dans laquelle aucune dissolution supplémentaire ne se produit est dite saturée. .Si vous modifiez la température, le degré de solubilité de la substance changera également. Tout le monde sait que l’eau chaude dissout la plupart des substances beaucoup plus facilement que l’eau froide.

Imaginez maintenant que vous avez préparé une solution saturée, par exemple de sucre, à une température de 30°C et que vous commencez à la refroidir à 20°C. A 30°C vous avez pu dissoudre 223 g de sucre dans 100 g d'eau, à 20°C 205 g dissous. Ensuite, une fois refroidis de 30 à 20°C, 18 g se révéleront « supplémentaires » et, comme on dit, ne sera pas résolu. Ainsi, une façon possible d’obtenir des cristaux consiste à refroidir une solution saturée.

Vous pouvez le faire différemment. Préparez une solution saturée de sel et laissez-la dans un verre ouvert. Après un certain temps, vous remarquerez l’apparition de cristaux. Pourquoi ont-ils été formés ? Une observation attentive montrera que simultanément à la formation des cristaux, un autre changement s'est produit : la quantité d'eau a diminué. L’eau s’est évaporée et il y avait une substance « supplémentaire » dans la solution. Ainsi, une autre façon possible de former des cristaux est l’évaporation de la solution.

Comment se produit la formation de cristaux à partir d’une solution ?

Nous avons dit que les cristaux « tombent » de la solution ; Faut-il comprendre que cela signifie que le cristal n'était pas là pendant une semaine et qu'en un instant il est soudainement apparu ? Non, ce n'est pas le cas : les cristaux grandissent. Il est bien entendu impossible de détecter à l’œil nu les tout premiers moments de la croissance. Au début, quelques molécules ou atomes du soluté se déplaçant de manière aléatoire s’assemblent à peu près dans l’ordre nécessaire pour former un réseau cristallin. Un tel groupe d’atomes ou de molécules est appelé noyau.

L'expérience montre que les noyaux se forment plus souvent en présence de minuscules particules de poussière étrangères dans la solution. La cristallisation commence plus rapidement et plus facilement lorsqu’un petit cristal germe est placé dans une solution saturée. Dans ce cas, la libération d'une substance solide de la solution ne consistera pas en la formation de nouveaux cristaux, mais en la croissance de la graine.

Bien entendu, la croissance de l’embryon n’est pas différente de celle de la graine. L'intérêt d'utiliser une graine est qu'elle « attire » la substance libérée sur elle-même et empêche ainsi la formation simultanée grand nombre des embryons. Si de nombreux noyaux se forment, ils interféreront les uns avec les autres lors de la croissance et ne permettront pas d'obtenir de gros cristaux.

Comment les portions d’atomes ou de molécules libérées de la solution sont-elles réparties à la surface de l’embryon ?

L'expérience montre que la croissance d'un embryon ou d'une graine consiste en quelque sorte à déplacer les faces parallèlement à elles-mêmes dans une direction perpendiculaire à la face. Dans ce cas, les angles entre les faces restent constants (on sait déjà que la constance des angles est la caractéristique la plus importante d'un cristal, résultant de sa structure réticulaire).

En figue. La figure 4.6 montre les contours de trois cristaux de la même substance au cours de leur croissance. Des images similaires peuvent être observées au microscope. Dans le cas présenté à gauche, le nombre de faces est maintenu pendant la croissance. L'image du milieu donne un exemple d'un nouveau visage apparaissant (en haut à droite) et disparaissant à nouveau.

Riz. 4.6

Il est très important de noter que le taux de croissance des visages, c'est-à-dire la vitesse de leur mouvement parallèle à eux-mêmes, n'est pas le même selon les visages. Dans ce cas, ce sont les bords qui « envahissent » (disparaissent) qui se déplacent le plus rapidement, par exemple le bord inférieur gauche de l'image du milieu. Au contraire, les lisières à croissance lente s'avèrent être les plus larges et, comme on dit, les plus développées.

Ceci est particulièrement visible dans le dernier chiffre. Un fragment informe acquiert la même forme que les autres cristaux précisément en raison de l'anisotropie du taux de croissance. Certaines facettes se développent le plus fortement aux dépens des autres et donnent au cristal une forme caractéristique de tous les échantillons de cette substance.

De très belles formes de transition sont observées lorsqu'une boule est prise comme graine et que la solution est alternativement légèrement refroidie et chauffée. Lorsqu'elle est chauffée, la solution devient insaturée et la graine est partiellement dissoute. Le refroidissement conduit à la saturation de la solution et à la croissance de la graine. Mais les molécules se déposent différemment, comme si elles donnaient la préférence à certains endroits. La substance est ainsi transférée d'un endroit de la balle à un autre.

Tout d’abord, de petits bords en forme de cercles apparaissent à la surface de la balle. Les cercles augmentent progressivement en taille et, se touchant, se confondent le long de bords droits. La boule se transforme en polyèdre. Ensuite, certaines faces en dépassent d'autres, certaines faces deviennent envahies et le cristal acquiert sa forme caractéristique (Fig. 4.7).

Riz. 4.7

Lorsqu'on observe la croissance des cristaux, on est frappé par la principale caractéristique de la croissance - le mouvement parallèle des faces. Il s'avère que la substance libérée construit le bord en couches : tant qu'une couche n'est pas terminée, la suivante ne commence pas à se construire.

En figue. La figure 4.8 montre l’empilement « inachevé » des atomes. Dans quelle position le nouvel atome sera-t-il le plus fermement maintenu lorsqu’il sera attaché au cristal ? Sans aucun doute, en A, puisqu'ici il éprouve l'attraction des voisins de trois côtés, tandis qu'en B - de deux, et en C - d'un seul côté. Par conséquent, la colonne est d'abord terminée, puis l'avion entier, et ensuite seulement la pose du nouvel avion commence.

Riz. 4.8

Dans un certain nombre de cas, les cristaux sont formés à partir d'une masse en fusion - à partir d'une masse fondue. Dans la nature, cela se produit à grande échelle : des basaltes, des granites et de nombreuses autres roches sont issus d'un magma enflammé.

Commençons par chauffer une substance cristalline, comme du sel gemme. Jusqu'à 804°C, les cristaux de sel gemme changent peu : ils ne se dilatent que légèrement et la substance reste solide. Un thermomètre placé dans un récipient contenant une substance montre une augmentation continue de la température lorsqu'il est chauffé. À 804°C, nous découvrirons immédiatement deux nouveaux phénomènes interconnectés : la substance commencera à fondre et l’augmentation de la température s’arrêtera. Jusqu'à ce que toute la substance se transforme en liquide ; la température ne changera pas ; une nouvelle élévation de température signifie un échauffement du liquide. Toutes les substances cristallines ont un certain point de fusion. La glace fond à 0°C, le fer à 1527°C, le mercure à -39°C, etc.

Comme nous le savons déjà, dans chaque cristal, les atomes ou molécules de la substance forment un empilement G ordonné et effectuent de petites vibrations autour de leurs positions moyennes. À mesure que le corps se réchauffe, la vitesse des particules oscillantes augmente ainsi que l’amplitude des oscillations. Cette augmentation de la vitesse de déplacement des particules avec l'augmentation de la température constitue l'une des lois fondamentales de la nature, qui s'applique à la matière dans n'importe quel état – solide, liquide ou gazeux.

Lorsqu'une certaine température suffisamment élevée du cristal est atteinte, les vibrations de ses particules deviennent si énergiques qu'un agencement soigné des particules devient impossible - le cristal fond. Avec le début de la fusion, la chaleur apportée n'est plus utilisée pour augmenter la vitesse des particules, mais pour détruire le réseau cristallin. La hausse de température s’arrête donc. Le chauffage ultérieur correspond à une augmentation de la vitesse des particules liquides.

Dans le cas de cristallisation à partir d'un bain de fusion qui nous intéresse, les phénomènes décrits ci-dessus s'observent dans l'ordre inverse : au fur et à mesure que le liquide se refroidit, ses particules ralentissent leur mouvement chaotique ; lorsqu'elles atteignent une certaine température suffisamment basse, la vitesse des particules est déjà si faible que certaines d'entre elles, sous l'influence de forces d'attraction, commencent à s'attacher les unes aux autres, formant des noyaux cristallins. Jusqu'à ce que toute la substance cristallise, la température reste constante. Cette température est généralement la même que le point de fusion.

Si des mesures spéciales ne sont pas prises, la cristallisation de la masse fondue commencera à plusieurs endroits à la fois. Les cristaux se développeront sous la forme de polyèdres réguliers et caractéristiques exactement de la même manière que nous l’avons décrit ci-dessus. Cependant, la croissance libre ne dure pas longtemps : au fur et à mesure que les cristaux grandissent, ils entrent en collision les uns avec les autres, aux points de contact, la croissance s'arrête et le corps solidifié acquiert une structure granulaire. Chaque grain est un cristal distinct qui n’a pas réussi à prendre sa forme correcte.

En fonction de nombreuses conditions, et principalement de la vitesse de refroidissement, un solide peut avoir des grains plus ou moins gros : plus le refroidissement est lent, plus les grains sont gros. La granulométrie des corps cristallins varie d'un millionième de centimètre à plusieurs millimètres. Dans la plupart des cas, la structure cristalline granulaire peut être observée au microscope. Les solides ont généralement une structure cristalline fine.

Le processus de solidification des métaux présente un grand intérêt pour la technologie. Les physiciens ont étudié de manière extrêmement détaillée les événements qui se produisent lors de la coulée et lors de la solidification du métal dans les moules.

Pour la plupart, une fois solidifiés, des monocristaux arborescents se développent, appelés dendrites. Dans d'autres cas, les dendrites sont orientées au hasard, dans d'autres cas, parallèlement les unes aux autres.

En figue. La figure 4.9 montre les stades de croissance d'une dendrite. Avec ce comportement, une dendrite peut devenir envahie par la végétation avant d’en rencontrer une autre similaire. On ne trouvera alors pas de dendrites dans le casting. Les événements peuvent également se développer différemment : les dendrites peuvent se rencontrer et se développer les unes dans les autres (les branches de l'une dans les espaces entre les branches de l'autre) alors qu'elles sont encore « jeunes ».

Riz. 4.9

Ainsi, des pièces coulées peuvent apparaître dont les grains (représentés sur la figure 2.22) ont des structures très différentes. Et les propriétés des métaux dépendent largement de la nature de cette structure. Vous pouvez contrôler le comportement du métal lors de la solidification en modifiant la vitesse de refroidissement et le système d'évacuation de la chaleur.

Parlons maintenant de la façon de faire pousser un gros monocristal. Il est clair que des mesures doivent être prises pour garantir que le cristal se développe à partir d'un seul endroit. Et si plusieurs cristaux ont déjà commencé à se développer, il faut dans tous les cas s'assurer que les conditions de croissance ne sont favorables qu'à l'un d'entre eux.

Voici, par exemple, ce que l'on fait lorsqu'on fait croître des cristaux de métaux à bas point de fusion. Le métal est fondu dans un tube à essai en verre dont l'extrémité est retirée. Un tube à essai suspendu à un fil à l’intérieur d’un four cylindrique vertical est descendu lentement. L'extrémité tirée quitte progressivement le four et refroidit. La cristallisation commence. Au début, plusieurs cristaux se forment, mais ceux qui poussent latéralement reposent contre la paroi du tube à essai et leur croissance ralentit. Seul le cristal qui se développe le long de l’axe du tube à essai, c’est-à-dire profondément dans la masse fondue, se trouvera dans des conditions favorables. Au fur et à mesure que le tube à essai descend, de nouvelles portions de matière fondue entrant dans la région à basse température « nourriront » ce monocristal. Par conséquent, de tous les cristaux, c’est le seul qui survit ; à mesure que le tube à essai descend, il continue de croître le long de son axe. Finalement, tout le métal fondu se solidifie en un seul cristal.

La même idée est à la base de la culture de cristaux de rubis réfractaires. Une fine poudre de la substance est pulvérisée à travers la flamme. Les poudres fondent ; de minuscules gouttes tombent sur un support réfractaire d'une très petite surface, formant de nombreux cristaux. Au fur et à mesure que les gouttes continuent de tomber sur le support, tous les cristaux grandissent, mais encore une fois, seul celui qui est dans la position la plus favorable pour « recevoir » les gouttes qui tombent grandit.

À quoi servent les gros cristaux ?

L’industrie et la science ont souvent besoin de gros monocristaux. Grande importance pour la technologie, ils disposent de cristaux de sel de Rochelle et de quartz, qui ont la propriété remarquable de convertir les actions mécaniques (par exemple la pression) en tension électrique.

L’industrie optique a besoin de gros cristaux de calcite, de sel gemme, de fluorine, etc.

L'industrie horlogère a besoin de cristaux de rubis, saphirs et quelques autres pierres précieuses. Le fait est que les différentes pièces mobiles d’une montre ordinaire génèrent jusqu’à 20 000 alternances par heure. Une charge aussi importante impose des exigences inhabituellement élevées en matière de qualité des pointes d'essieu et des roulements. L'abrasion sera la moindre lorsque le roulement de la pointe de l'essieu d'un diamètre de 0,07 à 0,15 mm est en rubis ou en saphir. Les cristaux artificiels de ces substances sont très durables et sont très peu abrasés par l'acier. Il est remarquable que les pierres artificielles s'avèrent meilleures que les mêmes pierres naturelles.

Cependant valeur la plus élevée pour l'industrie est la culture de monocristaux semi-conducteurs - silicium et germanium.

Si vous modifiez la pression, le point de fusion changera également. Nous avons rencontré le même schéma lorsque nous avons parlé d’ébullition. Plus la pression est élevée ; plus le point d'ébullition est élevé. Cela est également généralement vrai pour la fonte. Cependant, il existe un petit nombre de substances qui se comportent de manière anormale : leur point de fusion diminue avec l'augmentation de la pression.

Le fait est que la grande majorité des solides sont plus denses que leurs homologues liquides. L'exception à cette règle concerne précisément les substances dont le point de fusion change de manière inhabituelle avec un changement de pression, par exemple l'eau. La glace est plus légère que l’eau et son point de fusion diminue à mesure que la pression augmente.

La compression favorise la formation d'un état plus dense. Si un solide est plus dense qu’un liquide, la compression aide à se solidifier et empêche la fusion. Mais si la fusion est rendue difficile par la compression, cela signifie que la substance reste solide, alors qu'auparavant à cette température elle aurait déjà fondu, c'est-à-dire que lorsque la pression augmente, la température de fusion augmente. Dans le cas anormal, le liquide est plus dense que le solide et la pression favorise la formation du liquide, c'est-à-dire abaisse le point de fusion.

L’effet de la pression sur le point de fusion est bien moindre que l’effet similaire sur l’ébullition. Une augmentation de pression de plus de 100 kgf/cm2 abaisse le point de fusion de la glace de 1°C.

Pourquoi les patins glissent-ils uniquement sur la glace, mais pas sur un parquet tout aussi lisse ? Apparemment, la seule explication est la formation d’eau qui lubrifie le patin. Pour comprendre la contradiction qui est apparue, il faut se rappeler ce qui suit : des patins stupides glissent très mal sur la glace. Les patins doivent être affûtés pour pouvoir couper la glace. Dans ce cas, seule la pointe de la carre du patin appuie sur la glace. La pression sur la glace atteint des dizaines de milliers d'atmosphères, mais la glace fond toujours.

Lorsqu’ils disent « une substance s’évapore », ils veulent généralement dire qu’un liquide s’évapore. Mais les solides peuvent aussi s’évaporer. Parfois, l’évaporation des solides est appelée sublimation.

Un solide qui s'évapore est, par exemple, le naphtalène. Le naphtalène fond à 80°C et s'évapore à température ambiante. C'est cette propriété du naphtalène qui lui permet d'être utilisé pour exterminer les mites.

Un manteau de fourrure recouvert de boules à naphtaline est saturé de vapeurs de naphtalène et crée une atmosphère que les mites ne peuvent tolérer. Tout ce qui sent solide sublime dans une large mesure. Après tout, l’odeur est créée par des molécules qui se détachent de la substance et atteignent notre nez. Cependant, les cas les plus fréquents sont ceux où une substance se sublime dans une faible mesure, parfois à un degré qui ne peut être détecté même par une recherche très minutieuse. En principe, toute substance solide (et c’est-à-dire toute substance solide, même le fer ou le cuivre) s’évapore. Si l’on ne détecte pas de sublimation, cela signifie seulement que la densité de la vapeur saturante est très insignifiante.

Vous pouvez vérifier qu'un certain nombre de substances qui ont une odeur âcre à température ambiante la perdent à basse température.

La densité de la vapeur saturée en équilibre avec un solide augmente rapidement avec l'augmentation de la température. Nous illustrons ce comportement avec la courbe de glace présentée sur la Fig. 4.10. C'est vrai que la glace ne sent pas...

Riz. 4.10

Dans la plupart des cas, il est impossible d'augmenter de manière significative la densité de vapeur saturée d'un corps solide pour une raison simple : la substance fondra plus tôt.

La glace s'évapore également. Ceci est bien connu des femmes au foyer qui étendent le linge mouillé pour le faire sécher par temps froid. » L’eau gèle d’abord, puis la glace s’évapore et le linge s’avère sec.

Il existe donc des conditions dans lesquelles la vapeur, le liquide et les cristaux peuvent exister par paires en équilibre. Les trois états peuvent-ils être en équilibre ? Un tel point sur le diagramme pression-température existe ; il est appelé triple. Où est-il?

Si vous placez de l'eau avec de la glace flottante dans un récipient fermé à zéro degré, la vapeur d'eau (et de « glace ») commencera à s'écouler dans l'espace libre. À une pression de vapeur de 4,6 mm Hg. Art. l'évaporation s'arrêtera et la saturation commencera. Les trois phases – glace, eau et vapeur – seront désormais en état d’équilibre. C’est le triple point.

Les relations entre les différents états sont clairement et clairement illustrées par le diagramme de l'eau illustré à la Fig. 4.11.

Riz. 4.11

Un tel diagramme peut être construit pour n’importe quel corps.

Les courbes de la figure nous sont familières : ce sont les courbes d'équilibre entre la glace et la vapeur, la glace et l'eau, l'eau et la vapeur. La pression est tracée verticalement, comme d'habitude, la température est tracée horizontalement.

Les trois courbes se croisent au point triple et divisent le diagramme en trois régions : les espaces vitaux de glace, d'eau et de vapeur d'eau.

Un diagramme d’états est une référence condensée. Son objectif est de répondre à la question de savoir quel état du corps est stable à telle ou telle pression et telle ou telle température.

Si de l'eau ou de la vapeur sont placées dans les conditions de la « région gauche », elles se transformeront en glace. Si vous ajoutez un liquide ou un solide dans la « région inférieure », vous obtenez de la vapeur. Dans la « bonne région », la vapeur se condensera et la glace fondra.

Le diagramme d'existence des phases vous permet de répondre immédiatement à ce qui arrivera à une substance lorsqu'elle est chauffée ou compressée. Le chauffage à pression constante est représenté sur le schéma par un trait horizontal. Un point représentant l’état du corps se déplace le long de cette ligne de gauche à droite.

La figure montre deux de ces conduites, l'une d'elles chauffe à pression normale. La ligne se situe au-dessus du point triple. Il coupera donc d’abord la courbe de fusion, puis, en dehors du dessin, la courbe d’évaporation. La glace à pression normale fondra à une température de 0°C et l’eau résultante bouillira à 100°C.

La situation sera différente pour la glace chauffée à très basse pression, disons juste en dessous de 5 mmHg. Art. Le processus de chauffage est représenté par une ligne passant en dessous du point triple. Les courbes de fusion et d’ébullition ne coupent pas cette ligne. À une pression aussi basse, le chauffage entraînera une transition directe de la glace en vapeur.

En figue. 4.12, le même diagramme montre quel phénomène intéressant se produira lorsque la vapeur d'eau est comprimée dans l'état marqué d'une croix sur la figure. La vapeur se transformera d’abord en glace puis fondra. Le dessin vous permet de savoir immédiatement à quelle pression le cristal commencera à croître et à quel moment il fondra.

Riz. 4.12

Les diagrammes de phases de toutes les substances sont similaires les uns aux autres. D'importantes différences, d'un point de vue quotidien, surviennent du fait que l'emplacement du point triple sur le diagramme peut être très différent selon les substances.

Après tout, nous existons à proximité" conditions normales", c'est-à-dire tout d'abord à une pression proche d'une atmosphère. La façon dont le point triple d'une substance se situe par rapport à la ligne de pression normale est très importante pour nous.

Si la pression au point triple est inférieure à la pression atmosphérique, alors pour nous, vivant dans des conditions « normales », la substance est classée comme fondante. À mesure que la température augmente, il se transforme d’abord en liquide puis bout.

Dans le cas contraire - lorsque la pression au point triple est supérieure à la pression atmosphérique - on ne verra pas de liquide lorsqu'il est chauffé, le solide se transformera directement en vapeur. C'est ainsi que se comporte la « glace carbonique », ce qui est très pratique pour les vendeurs de glaces. Les briquettes de crème glacée peuvent être transférées avec des morceaux de « glace carbonique » sans craindre que la glace ne devienne humide. La « glace carbonique » est du dioxyde de carbone solide C0 2. Le point triple de cette substance se situe à 73 atm. Ainsi, lorsque le CO 2 solide est chauffé, le point représentant son état se déplace horizontalement, ne coupant que la courbe d'évaporation du solide (la même que pour glace ordinaireà une pression d'environ 5 mm Hg. Art.).

Nous avons déjà expliqué au lecteur comment un degré de température est déterminé sur l'échelle Kelvin ou, comme le système SI nous oblige désormais à le dire, un kelvin. Cependant, nous parlions du principe de détermination de la température. Tous les instituts de métrologie ne disposent pas de thermomètres à gaz parfaits. L’échelle de température est donc construite à partir de points d’équilibre fixés par la nature entre différents états de la matière.

Le point triple de l'eau joue à cet égard un rôle particulier. Un degré Kelvin est désormais défini comme la 273,16ème partie de la température thermodynamique du point triple de l'eau. Le point triple de l'oxygène est fixé à 54,361 K. La température de solidification de l'or est fixée à 1337,58 K. En utilisant ces points de référence, n'importe quel thermomètre peut être calibré avec précision.

Le graphite doux noir mat avec lequel nous écrivons et le diamant taille verre dur transparent et brillant sont construits à partir des mêmes atomes de carbone. Pourquoi les propriétés de ces deux substances identiques sont-elles si différentes ?

Considérons le réseau de graphite en couches, dont chaque atome a trois voisins les plus proches, et le réseau de diamant, dont l'atome a quatre voisins les plus proches. Cet exemple montre clairement que les propriétés des cristaux sont déterminées par la disposition relative des atomes. Les creusets ignifuges sont fabriqués à partir de graphite pouvant résister à des températures allant jusqu'à deux à trois mille degrés, et le diamant brûle à des températures supérieures à 700°C ; la densité du diamant est de 3,5 et celle du graphite de 2,3 ; le graphite conduit l'électricité, le diamant non, etc.

Il n’y a pas que le carbone qui possède cette propriété de produire différents cristaux. Presque tous les éléments chimiques, et pas seulement un élément, mais n'importe quel Substance chimique, peut exister sous plusieurs variétés. Il existe six variétés de glace, neuf variétés de soufre et quatre variétés de fer.

Lorsque nous avons discuté du diagramme d'état, nous n'avons pas parlé de différents types cristaux et dessiné une seule région du solide. Et cette région pour de nombreuses substances est divisée en sections, dont chacune correspond à un certain « type » de solide ou, comme on dit, à une certaine phase solide (une certaine modification cristalline).

Chaque phase cristalline possède sa propre région d’état stable, limitée par une certaine plage de pressions et de températures. Les lois de transformation d'une variété cristalline en une autre sont les mêmes que les lois de fusion et d'évaporation.

Pour chaque pression, vous pouvez spécifier la température à laquelle les deux types de cristaux coexisteront pacifiquement. Si vous augmentez la température, un cristal d’un type se transformera en un cristal du deuxième type. Si vous baissez la température, la transformation inverse se produira.

Pour que le soufre rouge jaunisse à pression normale, il faut une température inférieure à 110°C. Au-dessus de cette température, jusqu'au point de fusion, l'ordre de disposition des atomes caractéristique du soufre rouge est stable. La température baisse, les vibrations des atomes diminuent et, à partir de 110°C, la nature trouve une disposition des atomes plus pratique. Il y a une transformation d'un cristal en un autre.

Six différentes glaces personne n'a trouvé de noms. C'est ce qu'on dit : glace un, glace deux, ...., glace sept. Qu’en est-il de sept s’il n’y a que six variétés ? Le fait est que la glace quatre n'a pas été détectée lors d'expériences répétées.

Si vous comprimez de l'eau à une température proche de zéro, alors à une pression d'environ 2 000 atm, de la glace cinq se forme et à une pression d'environ 6 000 atm, de la glace six se forme.

La glace deux et la glace trois sont stables à des températures inférieures à zéro degré.

La glace sept est de la glace chaude ; cela se produit lorsque l'eau chaude est comprimée à des pressions d'environ 20 000 atm.

Toute glace, à l’exception de la glace ordinaire, est plus lourde que l’eau. La glace produite dans des conditions normales se comporte anormalement ; au contraire, la glace obtenue dans des conditions différentes de la norme se comporte normalement.

Nous disons que chaque modification cristalline est caractérisée par une certaine région d'existence. Mais si oui, comment le graphite et le diamant existent-ils dans les mêmes conditions ?

Une telle « anarchie » se produit très souvent dans le monde des cristaux. La capacité de vivre dans des conditions « étrangères » est presque une règle pour les cristaux. Si pour transférer de la vapeur ou du liquide dans des domaines d'existence étrangers, il faut recourir à diverses astuces, alors un cristal, au contraire, ne peut presque jamais être contraint de rester dans les limites qui lui sont attribuées par la nature.

La surchauffe et le refroidissement excessif des cristaux s'expliquent par la difficulté de convertir une commande en une autre dans des conditions extrêmement encombrées. Le soufre jaune devrait devenir rouge à 95,5°C. Avec un chauffage plus ou moins rapide, on va « dépasser » ce point de transformation et amener la température jusqu'au point de fusion du soufre de 113°C.

La véritable température de transformation est plus facile à détecter lorsque les cristaux entrent en contact. S’ils sont rapprochés les uns sur les autres et que la température est maintenue à 96°C, alors le jaune sera mangé par le rouge, et à 95°C le jaune absorbera le rouge. Contrairement à la transition « cristal-liquide », les transformations « cristal-cristal » sont généralement retardées lors de la surfusion et de la surchauffe.

Dans certains cas, nous avons affaire à des états de la matière qui devraient vivre à des températures complètement différentes.

La boîte blanche doit devenir grise lorsque la température descend à +13°C. Nous avons l’habitude d’avoir affaire à de l’étain blanc et savons qu’on n’en fait rien en hiver. Il résiste parfaitement à une hypothermie de 20 à 30 degrés. Cependant, dans des conditions hiver rigoureux l'étain blanc devient gris. L'ignorance de ce fait fut l'une des circonstances qui ruinèrent l'expédition de Scott vers pôle Sud(1912). Le combustible liquide emporté par l'expédition se trouvait dans des récipients soudés à l'étain. Par grand froid, l'étain blanc s'est transformé en poudre grise - les récipients ont été dessoudés ; et le carburant s'est répandu. Ce n’est pas pour rien que l’apparition de taches grises sur l’étain blanc est appelée « peste de l’étain ».

Comme pour le soufre, l’étain blanc peut devenir gris à des températures juste en dessous de 13°C ; à moins qu'un minuscule grain de couleur grise ne tombe sur un objet en étain.

L'existence de plusieurs variétés d'une même substance et les retards dans leurs transformations mutuelles sont d'une grande importance pour la technologie.

À température ambiante, les atomes de fer forment un réseau cubique centré dans lequel les atomes occupent des positions aux sommets et au centre du cube. Chaque atome a 8 voisins. À haute température, les atomes de fer forment un « emballage » plus dense : chaque atome a 12 voisins. Le fer à 8 voisins est doux, le fer à 12 voisins est dur. Il s'avère qu'il est possible d'obtenir du fer du deuxième type à température ambiante. Cette méthode - le durcissement - est largement utilisée en métallurgie.

Le durcissement se fait très simplement : un objet métallique est chauffé au rouge puis jeté dans l'eau ou l'huile. Le refroidissement se produit si rapidement que la transformation d'une structure stable à haute température n'a pas le temps de se produire. Ainsi, la structure à haute température existera indéfiniment pendant longtemps dans des conditions inhabituelles pour elle : la recristallisation en une structure stable se produit si lentement qu'elle est pratiquement imperceptible.

En parlant de durcissement du fer, nous n’étions pas tout à fait précis. L'acier est durci, c'est-à-dire du fer contenant des fractions d'un pour cent de carbone. La présence de très petites impuretés carbonées retarde la transformation du fer dur en fer doux et permet le durcissement. Quant au fer complètement pur, il ne peut pas être durci - la transformation de la structure parvient à se produire même avec le refroidissement le plus rapide.

Selon le type de diagramme d'état, l'évolution de la pression ou de la température, l'une ou l'autre transformation est réalisée.

De nombreuses transformations cristal à cristal sont observées uniquement avec des changements de pression. Le phosphore noir a été obtenu de cette manière.

Riz. 4.13

Il n'était possible de transformer le graphite en diamant qu'en utilisant à la fois des températures élevées et haute pression. En figue. La figure 4.13 montre le diagramme de phases du carbone. À des pressions inférieures à dix mille atmosphères et à des températures inférieures à 4 000 K, le graphite est une modification stable. Ainsi, le diamant vit dans des conditions « extraterrestres », il peut donc être transformé en graphite sans trop de difficultés. Mais le problème inverse présente un intérêt pratique. Il n’est pas possible de transformer le graphite en diamant par la seule augmentation de la pression. La transformation de phase à l’état solide est apparemment trop lente. L'apparence du diagramme de phases suggère la bonne solution : augmenter la pression et la chaleur en même temps. Nous obtenons ensuite (coin droit du diagramme) du carbone fondu. En le refroidissant à haute pression, on devrait entrer dans la région du diamant.

La possibilité pratique d’un tel procédé a été prouvée en 1955 et le problème est désormais considéré comme techniquement résolu.

Si vous abaissez la température d’un corps, tôt ou tard il durcira et acquerra une structure cristalline. La pression à laquelle se produit le refroidissement n'a pas d'importance. Cette circonstance semble tout à fait naturelle et compréhensible du point de vue des lois de la physique, que nous connaissons déjà. En effet, en baissant la température, on réduit l’intensité du mouvement thermique. Lorsque le mouvement des molécules devient si faible qu’il n’interfère plus avec les forces d’interaction entre elles, les molécules s’alignent dans un ordre précis – elles forment un cristal. Un refroidissement supplémentaire enlèvera toute l'énergie de leur mouvement aux molécules, et lorsque zéro absolu la substance doit exister sous la forme de molécules au repos disposées selon un réseau régulier.

L'expérience montre que toutes les substances se comportent de cette façon. Tout sauf une chose : l’hélium est un tel « monstre ».

Nous avons déjà fourni au lecteur quelques informations sur l'hélium. L'hélium détient le record de sa température critique. Aucune substance n'a une température critique inférieure à 4,3 K. Cependant, ce record en soi n'a rien de surprenant. Une autre chose est frappante : en refroidissant l'hélium en dessous de la température critique, atteignant presque le zéro absolu, nous n'obtiendrons pas d'hélium solide. L'hélium reste liquide même au zéro absolu.

Le comportement de l'hélium est totalement inexplicable du point de vue des lois du mouvement que nous avons esquissées et est l'un des signes de la validité limitée de telles lois de la nature qui semblaient universelles.

Si un corps est liquide, alors ses atomes sont en mouvement. Mais en refroidissant le corps jusqu’au zéro absolu, nous lui avons retiré toute l’énergie du mouvement. Nous devons admettre que l’hélium possède une telle énergie de mouvement qu’elle ne peut être supprimée. Cette conclusion est incompatible avec la mécanique que nous avons étudiée jusqu'à présent. Selon cette mécanique que nous avons étudiée, le mouvement d'un corps peut toujours être ralenti jusqu'à son arrêt complet, lui enlevant toute son énergie cinétique ; De la même manière, vous pouvez arrêter le mouvement des molécules en leur enlevant leur énergie lorsqu'elles entrent en collision avec les parois d'un récipient refroidi. Pour l’hélium, de telles mécaniques ne sont clairement pas adaptées.

Le comportement « étrange » de l’hélium est l’indice d’un fait de grande importance. Pour la première fois, nous avons été confrontés à l'impossibilité d'appliquer au monde des atomes les lois fondamentales de la mécanique établies par l'étude directe du mouvement des corps visibles - lois qui semblaient être le fondement inébranlable de la physique.

Le fait qu’au zéro absolu l’hélium « refuse » de cristalliser n’est en aucun cas conciliable avec la mécanique que nous avons étudiée jusqu’à présent. La contradiction que nous avons rencontrée pour la première fois - la non-subordination du monde des atomes aux lois de la mécanique - n'est que le premier maillon d'une chaîne de contradictions physiques encore plus aiguës et drastiques.

Ces contradictions conduisent à la nécessité de réviser les fondamentaux de la mécanique monde atomique. Cette révision est très profonde et conduit à un changement dans toute notre compréhension de la nature.

La nécessité d’une révision radicale de la mécanique du monde atomique ne signifie pas qu’il faille mettre un terme aux lois de la mécanique que nous avons étudiées. Il serait injuste d’obliger le lecteur à étudier des choses inutiles. La mécanique ancienne est tout à fait valable dans le monde des grosses carrosseries. Cela suffit à lui seul pour traiter les chapitres pertinents de la physique avec un respect total. Cependant, il est également important qu’un certain nombre de lois de la « vieille » mécanique soient transposées dans la « nouvelle » mécanique. Cela inclut notamment la loi de conservation de l’énergie.

La présence d’énergie « inamovible » au zéro absolu n’est pas propriété spéciale hélium. Il s'avère que; Toutes les substances ont une énergie « nulle ».

Ce n’est que dans l’hélium que cette énergie est suffisante pour empêcher les atomes de former un réseau cristallin régulier.

Ne pensez pas que l’hélium ne peut pas être à l’état cristallin. Pour cristalliser l'hélium, il suffit d'augmenter la pression jusqu'à environ 25 atm. Un refroidissement effectué à une pression plus élevée entraînera la formation d’hélium cristallin solide aux propriétés tout à fait normales. L'hélium forme un réseau cubique à faces centrées.

En figue. La figure 4.14 montre le diagramme de phase de l'hélium. Il diffère fortement des diagrammes de toutes les autres substances en l'absence de point triple. Les courbes de fusion et d’ébullition ne se croisent pas.

Riz. 4.14

Et ce diagramme d'état unique a une autre caractéristique : il existe deux liquides d'hélium différents. Vous découvrirez leur différence un peu plus tard.

Pourquoi les gens ont-ils commencé à faire bouillir l’eau avant de l’utiliser directement ? C'est vrai, pour vous protéger de nombreuses bactéries et virus pathogènes. Cette tradition est arrivée sur le territoire de la Russie médiévale avant même Pierre le Grand, même si l'on pense que c'est lui qui a introduit le premier samovar dans le pays et a introduit le rituel de la consommation tranquille du thé en soirée. En fait, notre peuple utilisait des sortes de samovars à l'époque Rus antique pour préparer des boissons à base d'herbes, de baies et de racines. L'ébullition était ici principalement nécessaire pour extraire des extraits de plantes utiles plutôt que pour la désinfection. Après tout, à cette époque, on ne connaissait même pas le microcosme où vivaient ces bactéries et virus. Cependant, grâce à l’ébullition, notre pays a été épargné par des pandémies mondiales de terribles maladies comme le choléra ou la diphtérie.

Celsius

Le grand météorologue, géologue et astronome suédois utilisait à l'origine la valeur de 100 degrés pour indiquer le point de congélation de l'eau dans des conditions normales, et le point d'ébullition de l'eau était considéré comme étant de zéro degré. Et après sa mort en 1744, rien de moins célébrité, le botaniste Carl Linnaeus et le receveur Celsius Morten Stremer, ont inversé cette échelle pour en faciliter l'utilisation. Cependant, selon d'autres sources, Celsius lui-même l'aurait fait peu de temps avant sa mort. Mais dans tous les cas, la stabilité des lectures et l'étalonnage compréhensible ont influencé la large diffusion de son utilisation parmi les professions scientifiques les plus prestigieuses de l'époque - les chimistes. Et, malgré le fait que, inversée, l'échelle de 100 degrés établissait le point d'ébullition stable de l'eau, et non le début de sa congélation, l'échelle a commencé à porter le nom de son créateur principal, Celsius.

Sous l'atmosphère

Cependant, tout n’est pas aussi simple qu’il y paraît à première vue. En regardant n'importe quel diagramme de phase en coordonnées P-T ou P-S (l'entropie S est une fonction directe de la température), nous voyons à quel point la température et la pression sont étroitement liées. De même, l'eau change ses valeurs en fonction de la pression. Et tout grimpeur connaît bien cette propriété. Quiconque a connu au moins une fois dans sa vie des altitudes supérieures à 2 000 ou 3 000 mètres sait à quel point il est difficile de respirer en altitude. En effet, plus nous montons haut, plus l’air se raréfie. La pression atmosphérique chute en dessous d’une atmosphère (en dessous du niveau de la mer, c’est-à-dire en dessous des « conditions normales »). Le point d’ébullition de l’eau baisse également. En fonction de la pression à chaque hauteur, il peut bouillir à quatre-vingts et soixante

Autocuiseurs

Cependant, il ne faut pas oublier que même si la plupart des microbes meurent à des températures supérieures à soixante degrés Celsius, beaucoup peuvent survivre à quatre-vingts degrés ou plus. C'est pourquoi on obtient de l'eau bouillante, c'est-à-dire qu'on porte sa température à 100°C. Cependant, il existe des appareils de cuisine intéressants qui permettent de réduire le temps et de chauffer le liquide à des températures élevées, sans le faire bouillir ni perdre de masse par évaporation. Réalisant que le point d'ébullition de l'eau peut changer en fonction de la pression, des ingénieurs américains, sur la base d'un prototype français, ont présenté au monde un autocuiseur dans les années 1920. Le principe de son fonctionnement repose sur le fait que le couvercle est fermement plaqué contre les parois, sans possibilité de sortie de vapeur. Une pression accrue est créée à l’intérieur et l’eau bout à des températures plus élevées. Cependant, de tels appareils sont assez dangereux et entraînent souvent des explosions et de graves brûlures chez les utilisateurs.

Idéalement

Regardons comment le processus lui-même commence et se déroule. Imaginons une surface chauffante idéalement lisse et infiniment grande, où la répartition de la chaleur se produit uniformément (la même quantité d'énergie thermique est fournie à chaque millimètre carré de surface) et le coefficient de rugosité de la surface tend vers zéro. Dans ce cas, au n. toi. l'ébullition dans une couche limite laminaire commencera simultanément sur toute la surface et se produira instantanément, évaporant immédiatement toute l'unité de volume de liquide située à sa surface. Ce conditions idéales, V vrai vie Cela n'arrive pas.

En vrai

Voyons quel est le point d'ébullition initial de l'eau. En fonction de la pression, il change également ses valeurs, mais l'essentiel ici réside là-dedans. Même si nous prenons la casserole la plus lisse, à notre avis, et la plaçons sous un microscope, nous verrons dans son oculaire des bords inégaux et des pics aigus et fréquents dépassant de la surface principale. Nous supposerons que la chaleur est fournie uniformément à la surface de la casserole, bien qu'en réalité ce ne soit pas tout à fait vrai non plus. déclaration vraie. Même lorsque la casserole est sur le plus grand brûleur, le gradient de température sur la cuisinière est inégalement réparti et il existe toujours des zones de surchauffe locales responsables de l'ébullition précoce de l'eau. Combien de degrés y a-t-il aux sommets de la surface et à ses vallées ? Les sommets de la surface, avec un apport ininterrompu de chaleur, se réchauffent plus rapidement que les basses terres et les soi-disant dépressions. De plus, entourés de tous côtés par de l’eau à basse température, ils transfèrent mieux l’énergie aux molécules d’eau. Le coefficient de diffusivité thermique des sommets est une fois et demie à deux fois supérieur à celui des basses terres.

Températures

C'est pourquoi le point d'ébullition initial de l'eau est d'environ quatre-vingts degrés Celsius. A cette valeur, les pics superficiels fournissent suffisamment de ce qui est nécessaire à l'ébullition instantanée du liquide et à la formation des premières bulles, visible à l'oeil, qui commencent timidement à remonter à la surface. Beaucoup de gens demandent quel est le point d’ébullition de l’eau à pression normale. La réponse à cette question se trouve facilement dans les tableaux. À pression atmosphérique, une ébullition stable s’établit à 99,9839 °C.