Como a pressão de vapor de saturação é determinada exclusivamente pela temperatura, e a ebulição de um líquido ocorre no momento em que a pressão de vapor de saturação desse líquido é igual a pressão externa, o ponto de ebulição deve depender da pressão externa. Com a ajuda de experimentos é fácil mostrar que quando a pressão externa diminui, o ponto de ebulição diminui, e quando a pressão aumenta, aumenta.

A ebulição de um líquido a pressão reduzida pode ser demonstrada usando o seguinte experimento. A água da torneira é colocada em um copo e um termômetro é colocado nele. Um copo d'água é colocado sob a tampa de vidro da unidade de vácuo e a bomba é ligada. Quando a pressão sob o capô cai o suficiente, a água do copo começa a ferver. Como a energia é gasta na formação do vapor, a temperatura da água no copo começa a cair à medida que ferve e, quando a bomba funciona bem, a água finalmente congela.

O aquecimento da água a altas temperaturas é feito em caldeiras e autoclaves. A estrutura da autoclave é mostrada na Fig. 8.6, onde K é uma válvula de segurança, é uma alavanca que pressiona a válvula, M é um manômetro. A pressões superiores a 100 atm, a água é aquecida a temperaturas superiores a 300 °C.

Tabela 8.2. Pontos de ebulição de algumas substâncias

O ponto de ebulição de um líquido à pressão atmosférica normal é chamado de ponto de ebulição. Da mesa 8.1 e 8.2 fica claro que a pressão de vapor de saturação para éter, água e álcool no ponto de ebulição é 1,013 105 Pa (1 atm).

Do exposto segue-se que em minas profundas a água deve ferver a uma temperatura acima de 100 °C, e em áreas montanhosas - abaixo de 100 °C. Como o ponto de ebulição da água depende da altitude acima do nível do mar, na escala do termômetro, em vez da temperatura, você pode indicar a altura em que a água ferve nessa temperatura. A determinação da altura usando esse termômetro é chamada de hipsometria.

A experiência mostra que o ponto de ebulição de uma solução é sempre superior ao ponto de ebulição de um solvente puro e aumenta com o aumento da concentração da solução. No entanto, a temperatura do vapor acima da superfície da solução em ebulição é igual ao ponto de ebulição do solvente puro. Portanto, para determinar o ponto de ebulição de um líquido puro, é melhor colocar o termômetro não no líquido, mas no vapor acima da superfície do líquido em ebulição.

O processo de ebulição está intimamente relacionado à presença de gás dissolvido no líquido. Se o gás nele dissolvido for removido de um líquido, por exemplo, por fervura prolongada, então esse líquido pode ser aquecido a uma temperatura significativamente superior ao seu ponto de ebulição. Esse líquido é denominado superaquecido. Na ausência de bolhas de gás, a formação de pequenas bolhas de vapor, que poderiam tornar-se centros de vaporização, é evitada pela pressão de Laplace, que é elevada num pequeno raio da bolha. Isso explica o superaquecimento do líquido. Quando ferve, a fervura ocorre de forma muito violenta.

Ebulição- trata-se de uma transição intensiva de líquido em vapor, que ocorre com a formação de bolhas de vapor em todo o volume do líquido a uma determinada temperatura.

Durante a ebulição, a temperatura do líquido e do vapor acima dele não muda. Permanece inalterado até que todo o líquido tenha evaporado. Isso acontece porque toda a energia fornecida ao líquido é utilizada para convertê-lo em vapor.

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

O ponto de ebulição depende da pressão exercida na superfície livre do líquido. Isto é explicado pela dependência da pressão do vapor saturado com a temperatura. A bolha de vapor cresce até que a pressão do vapor saturado dentro dela exceda ligeiramente a pressão do líquido, que é a soma da pressão externa e da pressão hidrostática da coluna de líquido.

Quanto maior a pressão externa, mais temperatura de ebulição.

Todo mundo sabe que a água ferve a uma temperatura de 100 ºC. Mas não devemos esquecer que isto só é verdade à pressão atmosférica normal (aproximadamente 101 kPa). À medida que a pressão aumenta, o ponto de ebulição da água aumenta. Por exemplo, em panelas de pressão, os alimentos são cozinhados sob pressão de cerca de 200 kPa. O ponto de ebulição da água atinge 120°C. Na água nesta temperatura, o processo de cozimento ocorre muito mais rápido do que na água fervente comum. Isso explica o nome “panela de pressão”.

E vice-versa, ao reduzir a pressão externa, diminuímos o ponto de ebulição. Por exemplo, em áreas montanhosas (a uma altitude de 3 km, onde a pressão é de 70 kPa), a água ferve a uma temperatura de 90°C. Portanto, os moradores dessas áreas que utilizam essa água fervente necessitam de muito mais tempo para preparar os alimentos do que os moradores das planícies. Mas geralmente é impossível ferver, por exemplo, um ovo de galinha nesta água fervente, uma vez que a clara não coagula em temperaturas abaixo de 100 °C.

Cada líquido tem seu próprio ponto de ebulição, que depende da pressão de vapor saturado. Quanto maior a pressão do vapor saturado, menor o ponto de ebulição do líquido correspondente, pois em temperaturas mais baixas a pressão do vapor saturado torna-se igual à pressão atmosférica. Por exemplo, a um ponto de ebulição de 100 °C, a pressão vapores saturados a água tem 101.325 Pa (760 mm Hg) e o vapor tem apenas 117 Pa (0,88 mm Hg). Mercúrio ferve a 357°C a pressão normal.

Calor da vaporização.

Calor de vaporização (calor de evaporação)- a quantidade de calor que deve ser transmitida à substância (a pressão constante e Temperatura constante) Para transformação completa substância líquida em vapor.

A quantidade de calor necessária para a vaporização (ou liberada durante a condensação). Para calcular a quantidade de calor P necessário para transformar qualquer massa de líquido tomada no ponto de ebulição em vapor, o calor específico de vaporização é necessário R mente para massa eu:

Quando o vapor condensa, a mesma quantidade de calor é liberada.

Todo mundo sabe que o ponto de ebulição da água à pressão atmosférica normal (cerca de 760 mm Hg) é 100 °C. Mas nem todo mundo sabe que a água pode ferver temperaturas diferentes. O ponto de ebulição depende de vários fatores. Se certas condições forem atendidas, a água pode ferver a +70 °C, e a +130 °C, e até a 300 °C! Vejamos as razões com mais detalhes.

O que determina o ponto de ebulição da água?

A fervura da água em um recipiente ocorre de acordo com um determinado mecanismo. À medida que o líquido aquece, bolhas de ar aparecem nas paredes do recipiente onde é derramado. Há vapor dentro de cada bolha. A temperatura do vapor nas bolhas é inicialmente muito superior à da água aquecida. Mas sua pressão nesse período é maior do que dentro das bolhas. Até que a água aqueça, o vapor nas bolhas é comprimido. Então, sob a influência da pressão externa, as bolhas estouram. O processo continua até que as temperaturas do líquido e do vapor nas bolhas sejam iguais. É agora que as bolas de vapor podem subir à superfície. A água começa a ferver. Em seguida, o processo de aquecimento é interrompido, à medida que o excesso de calor é removido para a atmosfera pelo vapor. Este é o equilíbrio termodinâmico. Vamos lembrar a física: a pressão da água consiste no peso do próprio líquido e na pressão do ar acima do recipiente com água. Assim, alterando um dos dois parâmetros (pressão do líquido no recipiente e pressão atmosférica), você pode alterar o ponto de ebulição.

Qual é o ponto de ebulição da água nas montanhas?

Nas montanhas, o ponto de ebulição de um líquido cai gradualmente. Isso se deve ao fato de que a pressão atmosférica diminui gradativamente ao subir uma montanha. Para que a água ferva, a pressão nas bolhas que aparecem durante o processo de aquecimento deve ser igual à pressão atmosférica. Portanto, a cada 300 m de aumento de altitude nas montanhas, o ponto de ebulição da água diminui aproximadamente um grau. Este tipo de água fervente não é tão quente quanto o líquido fervente em terreno plano. Em grandes altitudes é difícil, e às vezes impossível, preparar chá. A dependência da água fervente com a pressão é assim:

E em outras condições?

Qual é o ponto de ebulição da água no vácuo? O vácuo é um ambiente rarefeito no qual a pressão é significativamente inferior à pressão atmosférica. O ponto de ebulição da água em ambiente rarefeito também depende da pressão residual. A uma pressão de vácuo de 0,001 atm. o líquido ferverá a 6,7 ​​°C. Normalmente, a pressão residual é de cerca de 0,004 atm, portanto, nesta pressão, a água ferve a 30 °C. Com o aumento da pressão em um ambiente rarefeito, o ponto de ebulição do líquido aumentará.

Porque é que a água ferve a uma temperatura mais elevada num recipiente selado?

Num recipiente hermeticamente fechado, o ponto de ebulição do líquido está relacionado com a pressão dentro do recipiente. Durante o processo de aquecimento, é liberado vapor, que se deposita como condensação na tampa e nas paredes do recipiente. Assim, a pressão dentro do vaso aumenta. Por exemplo, em uma panela de pressão a pressão atinge 1,04 atm, então o líquido nela ferve a 120 °C. Normalmente, nesses recipientes, a pressão pode ser regulada por meio de válvulas embutidas e, portanto, a temperatura também.

Estados da matéria

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

De que condições estamos falando? O estado de uma substância é determinado por dois fatores: temperatura e pressão.

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

É bastante natural que estejamos habituados a estas condições normais e por isso, quando dizemos verdades simples como: “o ferro é um sólido, o ar é um gás”, etc., esquecemos de acrescentar: “em condições normais”.

Se você aquecer o ferro, ele primeiro derreterá e depois evaporará. Se o ar for resfriado, primeiro ele se transformará em líquido e depois solidificará.

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

É fácil acreditar nisso porque todos observaram uma substância, sem a qual a vida na Terra seria impossível, tanto na forma de gás, quanto na forma líquida, e na forma sólida. Estamos, é claro, falando de água.

Sob quais condições ocorrem as transformações da matéria de um estado para outro?

Se colocarmos o termômetro na água que é colocada na chaleira, ligarmos o fogão elétrico e monitorarmos o mercúrio do termômetro, veremos o seguinte: quase imediatamente o nível de mercúrio aumentará. Agora são 90, 95 e finalmente 100°C. A água ferve e ao mesmo tempo o aumento do mercúrio cessa. A água está fervendo há muitos minutos, mas o nível de mercúrio não mudou. 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 localizadas mais distantes umas das outras 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 de atração de partículas diminui à medida que elas se aproximam. Portanto, a energia do vapor é maior que a energia da água, e transformar água em vapor requer energia. Esse excesso de energia é transferido pelo fogão elétrico para a água fervente da chaleira.

Energia necessária para converter água em vapor; chamado de calor de vaporização. Para converter 1 g de água em vapor, são necessários 539 cal (este é o valor para uma temperatura de 100 ° C).

Se 539 cal forem consumidas por 1 g, então 18*539 = 9.700 cal serão consumidas por 1 mol de água. Essa quantidade de calor deve ser gasta na quebra de ligações intermoleculares.

Você pode comparar esse número com a quantidade de trabalho necessária para quebrar as ligações intramoleculares. Para dividir 1 mol de vapor de água em átomos, são necessários cerca de 220.000 cal, ou seja, 25 vezes mais energia. Isto prova diretamente a fraqueza das forças que unem as moléculas, em comparação com as forças que unem os átomos numa molécula.

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

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

Perto do topo do Elbrus existe uma casa para turistas e uma estação científica. Os iniciantes às vezes ficam surpresos com “quão difícil é 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? Qual fator físico interfere no fenômeno da ebulição? Qual é o significado da altitude acima do nível do mar?

Esse fator físicoé a pressão que atua na superfície do líquido. Você não precisa subir ao topo de uma montanha para verificar a veracidade do que foi dito.

Ao colocar água aquecida sob um sino e bombear ou bombear o ar de lá, você pode garantir que o ponto de ebulição aumente à medida que a pressão aumenta e caia à medida que diminui.

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

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

Arroz. 4.2

Mas água fervendo a 10-15 mmHg. Art., você pode se refrescar em clima quente. A esta pressão o ponto de ebulição cairá para 10-15°C.

Você pode até obter “água fervente”, que tem a temperatura de 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. Bombear fará com que a água ferva, mas a fervura requer calor. Não há de onde tirá-la e a água terá que abrir mão de sua energia. A temperatura da água fervente começará a cair, mas à medida que o bombeamento continua, a pressão também cairá. Portanto, a fervura não irá parar, a água continuará a esfriar e eventualmente congelará.

Que fervura água fria ocorre não apenas ao bombear ar. Por exemplo, quando a hélice de um navio gira, a pressão em uma camada de água que se move rapidamente perto de uma superfície metálica cai muito e a água nesta camada ferve, ou seja, numerosas bolhas cheias de vapor aparecem nela. Esse fenômeno é chamado de cavitação (da palavra latina cavitas - cavidade).

Ao reduzir a pressão, baixamos o ponto de ebulição. E aumentando isso? Um gráfico como o nosso responde a esta pergunta. Uma pressão de 15 atm pode atrasar a ebulição da água, ela começará apenas a 200°C, e uma pressão de 80 atm fará com que a água ferva apenas a 300°C.

Assim, uma certa pressão externa corresponde a um certo ponto de ebulição. Mas esta afirmação 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 também é uma curva da pressão de vapor em função da temperatura.

Os números plotados em um gráfico de ponto de ebulição (ou em um gráfico de pressão de vapor) mostram que a pressão de vapor muda muito acentuadamente com a temperatura. A 0°C (ou seja, 273 K) a pressão de vapor é de 4,6 mmHg. Art., a 100°C (373 K) é igual a 760 mm Hg. Art., ou seja, aumenta 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. quase até 60 atm, ou seja, aproximadamente 10.000 vezes.

Portanto, pelo contrário, o ponto de ebulição muda lentamente com a pressão. Quando a pressão muda duas vezes 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 dobra de 1 para 2 atm - de 100°C (373 K). ) a 120°C (393 K).

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

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

Tanto durante a fervura quanto durante a condensação, o ponto não se moverá da curva até que a conversão do vapor em água ou da água em vapor esteja completa. Isto também pode ser formulado desta forma: nas condições da nossa curva e somente nessas condições, a coexistência de líquido e vapor é possível. Se você não adicionar ou remover calor, as quantidades de vapor e líquido em um recipiente fechado permanecerão inalteradas. Diz-se que tal vapor e líquido estão em equilíbrio, e o vapor que está em equilíbrio com seu líquido é chamado de saturado.

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

A curva de equilíbrio vapor-líquido, ou seja, a curva da dependência do ponto de ebulição com a pressão ou, o que é o mesmo, da pressão de vapor com a 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 a pressão de vapor sempre aumenta rapidamente com o aumento da temperatura.

Já usamos muitas vezes as palavras “gás” e “vapor”. Essas duas palavras são bastante iguais. Podemos dizer: o gás água é vapor d'água, o gás oxigênio é vapor líquido de oxigênio. No entanto, desenvolveu-se um certo hábito ao usar essas duas palavras. Como estamos acostumados a uma certa faixa de temperatura relativamente pequena, geralmente aplicamos a palavra “gás” às substâncias cuja pressão de vapor em temperaturas normais é mais alta. pressão atmosférica. Pelo contrário, falamos de vapor quando, à temperatura ambiente e à pressão atmosférica, a substância é mais estável na forma líquida.

A fervura é um processo rápido e em pouco tempo não resta nenhum vestígio de água fervente;

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

O ar desempenha um papel importante no processo de evaporação. Por si só, não impede a evaporação da água. Assim que abrirmos 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 do 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 aumenta a parcela dessa pressão que é assumida pelo vapor e, conseqüentemente, a parcela do ar que é deslocada pelo vapor diminui.

Acima da água há vapor misturado com ar; acima há camadas de ar sem vapor. Eles inevitavelmente se misturarão. O vapor de água se moverá continuamente para as camadas superiores e, em seu lugar, o ar que não contém moléculas de água entrará na camada inferior. Portanto, na camada mais próxima da água, sempre haverá espaço para novas moléculas de água. A água evaporará continuamente, mantendo a pressão do vapor d'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 sabido que eles evaporam em taxas diferentes. O éter evapora extremamente rápido, o álcool evapora muito rapidamente e a água muito mais lentamente. Entenderemos imediatamente o que está acontecendo aqui 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 o aumento da temperatura. É claro porque a taxa de evaporação aumenta com o aquecimento.

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

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

O bem-estar de uma pessoa depende de haver 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 d'água nele será igual à pressão do vapor naquela temperatura. O vapor ficará saturado e começará a condensar em água à medida que a temperatura cai ainda mais. O orvalho matinal que umedece a grama e as folhas surge justamente por esse fenômeno.

A 20°C, a densidade do vapor de água saturado é de cerca de 0,00002 g/cm3. Nos sentiremos bem se houver 60% dessa quantidade de vapor d'água no ar - o que significa apenas um pouco mais de cem milésimos de grama por 1 cm 3.

Embora esse número seja pequeno, ele produzirá quantidades impressionantes de vapor no ambiente. Não é difícil calcular que em uma sala de tamanho médio com área de 12 m2 e altura de 3 m, cerca de um quilograma de água pode “caber” na forma de vapor saturado.

Isso significa que se tal sala estiver bem fechada e um barril de água aberto for colocado, um litro de água irá evaporar, independentemente da capacidade do barril.

É interessante comparar este resultado para a água com os valores correspondentes para o mercúrio. À mesma temperatura de 20°C, a densidade do vapor saturado de mercúrio é de 10 -8 g/cm 3 .

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 venenoso e 1 g de vapor de mercúrio pode prejudicar gravemente a saúde de qualquer pessoa. Ao trabalhar com mercúrio, você deve garantir que mesmo a menor gota de mercúrio não seja derramada.

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

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

No entanto, alguns gases – hidrogénio, azoto, oxigénio – não puderam ser liquefeitos. Não importa quanta pressão aumentasse, eles não se transformavam em líquido. Poderíamos pensar que o oxigênio e outros gases não podem ser líquidos. Eles foram classificados como gases verdadeiros ou permanentes.

Na verdade, as falhas foram causadas pela falta de compreensão de uma circunstância importante.

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

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

Arroz. 4.3

Neste ponto notável, denominado ponto crítico, a curva de ebulição termina. Como todas as diferenças entre gás e líquido estão associadas à diferença de densidade, no ponto crítico as propriedades do líquido e do gás tornam-se 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 comprimirmos um gás cuja temperatura esteja abaixo da temperatura 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 (ponto onde a seta cruza a curva de ebulição), o gás começará a condensar em líquido. Se nosso vaso fosse transparente, então neste momento veríamos o início da formação de uma camada de líquido no fundo do vaso. A pressão constante, a camada de líquido crescerá até que finalmente todo o gás se transforme em líquido. A compressão adicional exigirá um aumento na pressão.

Arroz. 4.4

A situação é completamente diferente quando se comprime um gás cuja temperatura está acima da temperatura crítica. O processo de compressão pode novamente ser representado como uma seta que vai de baixo para cima. Mas agora esta flecha não cruza a curva de ebulição. Isso significa que quando comprimido, o vapor não condensará, mas apenas será compactado continuamente.

Em temperaturas acima da temperatura crítica, a existência de líquido e gás separados por uma interface é impossível: Quando comprimido a qualquer densidade, haverá uma substância homogênea sob o pistão, e é difícil dizer quando pode ser chamado de gás e quando um líquido.

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

Este caminho de transformação é mostrado na Fig. 4.4. Uma cruz marca um líquido conhecido. Se você baixar um pouco a pressão (seta para baixo), ele vai ferver, e também vai ferver se você aumentar um pouco a temperatura (seta para a direita). Mas faremos algo completamente diferente. Comprimiremos o líquido com muita força, a uma pressão acima da crítica. O ponto que representa o estado do líquido irá verticalmente para cima. Em seguida, aquecemos o líquido - este processo é representado por uma linha horizontal. Agora, depois de nos encontrarmos à direita da Temperatura Crítica, baixamos a pressão para a original. Se você reduzir agora a temperatura, poderá obter vapor de verdade, que poderia ser obtido desse líquido de uma forma mais simples e curta.

Assim, é sempre possível, alterando a pressão e a temperatura contornando o ponto crítico, obter vapor transferindo-o continuamente do líquido ou do líquido do vapor. Esta transição contínua não requer ebulição ou condensação.

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

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

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

No entanto, a queda de temperatura durante este processo atinge um limite: a elasticidade do vapor eventualmente torna-se completamente insignificante e mesmo as bombas mais potentes não conseguem criar a pressão necessária.

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

Agora o processo de bombeamento pode ser repetido com a segunda substância e assim obter temperaturas mais baixas. Se necessário, tal método de “cascata” de obtenção Baixas temperaturas pode ser extendido.

Foi exactamente isso que 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 sequencialmente convertidos em líquido. Com o hidrogênio líquido, você pode obter o líquido de ponto de ebulição mais baixo - o 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 O hidrogênio líquido foi produzido pela primeira vez. Finalmente, vinte anos depois, a última fortaleza foi tomada: em 1908, Kamerlingh 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 comemorado recentemente.

Durante 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 fábricas que produzem ar líquido, nitrogênio, oxigênio e hélio para fins técnicos.

O método em cascata para obter baixas temperaturas raramente é usado. Nas instalações técnicas para baixar a temperatura, outro método é utilizado para reduzir a energia interna do gás: forçam o gás a se expandir rapidamente e a produzir trabalho utilizando a energia interna.

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

Os gases líquidos são amplamente utilizados em tecnologia. 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 em tecnologia 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 esta temperatura não é suficientemente baixa. Na verdade, se convertermos os graus Celsius para uma escala absoluta, veremos que a temperatura do ar líquido é aproximadamente 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 ao bombear hélio líquido é 0,7 K.

Os físicos conseguiram chegar muito mais perto do zero absoluto. Já foram obtidas temperaturas que excedem o zero absoluto em apenas alguns milésimos de grau. No entanto, estas temperaturas ultrabaixas são obtidas de formas que não são semelhantes às que descrevemos acima.

EM últimos anos a física de baixas temperaturas deu origem a um ramo especial da indústria que se dedica à produção de equipamentos que permitem manter grandes volumes a temperaturas próximas do zero absoluto; foram desenvolvidos cabos de potência cujos barramentos condutores operam em temperaturas abaixo de 10 K.

Quando o vapor passa do ponto de ebulição, ele deve condensar e se transformar 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 vapor super-resfriado ou “supersaturado - vapor que há muito deveria ter se tornado líquido.

O vapor supersaturado é muito instável. Às vezes, um empurrão ou um grão de vapor lançado ao espaço é suficiente para que a condensação retardada comece.

A experiência mostra que o espessamento das moléculas de vapor é grandemente facilitado pela introdução de pequenas partículas estranhas no vapor. No ar empoeirado, não ocorre supersaturação de vapor d'água. A condensação pode ser causada por nuvens de fumaça. Afinal, a fumaça consiste em pequenas partículas sólidas. Uma vez no vapor, essas partículas coletam moléculas ao seu redor e se tornam centros de condensação.

Assim, embora instável, o vapor pode existir numa faixa de temperatura adequada à “vida” de um líquido.

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

Acontece que é possível. Para fazer isso, certifique-se de que as moléculas líquidas não saiam da superfície. Um remédio radical é eliminar a superfície livre, ou seja, colocar o líquido em um recipiente onde seria comprimido por todos os lados por paredes sólidas. Desta forma, é possível obter um superaquecimento da ordem de vários graus, ou seja, mover o ponto que representa o estado dos líquidos para a direita da curva de ebulição (Fig. 4.4).

O superaquecimento é uma mudança do líquido para a região de vapor, portanto, o superaquecimento do líquido pode ser alcançado adicionando calor e reduzindo a pressão.

O último método pode alcançar resultados surpreendentes. Água ou outro líquido, cuidadosamente liberado dos gases dissolvidos (isso não é fácil de fazer), é colocado em um recipiente com um pistão atingindo a superfície do líquido. O recipiente e o pistão devem ser umedecidos com líquido. Se você agora puxar o pistão em sua direção, a água aderida à parte inferior do pistão o seguirá. Mas a camada de água aderida ao pistão irá arrastá-lo próxima camadaágua, esta camada puxará a camada subjacente e, como resultado, o líquido se esticará.

No final, a coluna de água se romperá (é a coluna de água, e não a água, que se desprenderá 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 a baixas pressões positivas, o estado de vapor da substância é estável. E o líquido pode ser levado a pressão negativa. Você não consegue pensar em um exemplo mais marcante de "superaquecimento".

Não existe corpo sólido que possa suportar tanto quanto possível o aumento da temperatura. Mais cedo ou mais tarde, o pedaço sólido se transforma em líquido; certo, em alguns casos não conseguiremos atingir o ponto de fusão - pode ocorrer decomposição química.

À medida que a temperatura aumenta, as moléculas se movem cada vez mais intensamente. Finalmente, chega um momento em que se torna impossível manter a ordem entre as moléculas fortemente “oscilantes”. O sólido funde o ponto de fusão mais alto: 3380°C. O ouro derrete a 1063°C, o ferro - a 1539°C. também são metais de baixo ponto de fusão. O mercúrio, como é bem conhecido, derrete a uma temperatura de -39°C. As substâncias orgânicas não têm pontos de fusão elevados.

Não é nada difícil medir o ponto de fusão de um corpo, especialmente se ele derrete na faixa de temperatura medida com um termômetro comum. Não é necessário seguir o corpo derretido com os olhos. Basta olhar para a coluna de mercúrio do termômetro. Até o início do derretimento, a temperatura corporal aumenta (Fig. 4.5). Uma vez iniciada a fusão, o aumento da temperatura para e a temperatura permanecerá a mesma até que o processo de fusão seja concluído.

Arroz. 4,5

Assim como transformar um líquido em vapor, transformar um sólido em líquido requer calor. O calor necessário para isso é chamado de calor latente de fusão. Por exemplo, derreter um quilograma 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. É claro que estamos falando do derretimento em si; não estamos dizendo aqui que antes do chumbo começar a derreter, ele deve ser aquecido a +327°C. Devido ao alto calor de derretimento do gelo, o derretimento da neve fica mais lento. Imagine que o calor de fusão seria 10 vezes menor. Então, as inundações da primavera levariam a desastres inimagináveis ​​todos os anos.

Assim, o calor de fusão do gelo é grande, mas também é pequeno se comparado com o calor específico de vaporização de 540 kcal/kg (sete vezes menos). No entanto, esta diferença é completamente natural. Ao converter um líquido em vapor, devemos separar as moléculas umas das outras, mas ao derreter, basta destruir a ordem no arranjo das moléculas, deixando-as quase à mesma distância. Claramente, o segundo caso requer menos trabalho.

A presença de um certo ponto de fusão é uma característica importante das substâncias cristalinas. É por essa característica que eles podem ser facilmente distinguidos de outros sólidos chamados amorfos ou vítreos. Os vidros são encontrados entre substâncias inorgânicas e orgânicas. O vidro das janelas geralmente é feito de silicatos de sódio e cálcio; O vidro orgânico é frequentemente colocado sobre a mesa (também chamado de plexiglass).

As substâncias amorfas, ao contrário dos cristais, não possuem um ponto de fusão específico. O vidro não derrete, mas amolece. Quando aquecido, um pedaço de vidro primeiro fica macio e 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 assume a forma do recipiente em que se encontra. Essa massa é primeiro espessa, como mel, depois como creme de leite e, finalmente, torna-se quase o mesmo líquido de baixa viscosidade que a água. Mesmo que quiséssemos, não podemos indicar aqui uma temperatura específica para a transição de um sólido para um líquido. As razões para isto residem na diferença fundamental entre a estrutura do vidro e a estrutura dos corpos cristalinos. Como mencionado acima, os átomos em corpos amorfos são organizados aleatoriamente. Os vidros têm estrutura semelhante aos líquidos. Já no vidro sólido, as moléculas estão dispostas aleatoriamente. Isso significa que o aumento da temperatura do vidro apenas aumenta a amplitude de vibrações de suas moléculas, dando-lhes gradativamente maior e maior liberdade de movimento. Portanto, o vidro amolece gradativamente e não apresenta uma transição brusca de “sólido” para “líquido”, característica da transição do arranjo das moléculas em ordem estrita para um arranjo desordenado.

Quando falamos sobre a curva de ebulição, dissemos que o líquido e o vapor podem, embora em estado instável, viver em áreas estrangeiras - o vapor pode ser super-resfriado 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 líquido? Acontece que a analogia aqui está incompleta.

Se você aquecer um cristal, ele começará a derreter no ponto de fusão. Não será possível superaquecer o cristal. Pelo contrário, ao arrefecer um líquido, é possível, se forem tomadas certas medidas, “ultrapassar” o ponto de fusão com relativa facilidade. Em alguns líquidos é possível atingir uma grande hipotermia. Existem até líquidos que são fáceis de super-resfriar, mas difíceis de cristalizar. À medida que esse líquido esfria, torna-se cada vez mais viscoso e finalmente solidifica sem cristalizar. É assim que o vidro é.

Você também pode resfriar a água. As gotículas de neblina podem não congelar mesmo em geadas severas. Se você deixar cair o cristal de uma substância - uma semente - em um líquido super-resfriado, a cristalização começará imediatamente.

Finalmente, em muitos casos, a cristalização retardada pode começar por agitação ou outros eventos aleatórios. Sabe-se, por exemplo, que o glicerol cristalino foi obtido pela primeira vez durante o transporte ferroviário. Depois de muito tempo em repouso, o vidro pode começar a cristalizar (desvitificar ou “colapsar”, como se diz na tecnologia).

Quase qualquer substância pode formar cristais sob certas condições. Os cristais podem ser obtidos a partir de uma solução ou de um fundido de uma determinada substância, bem como de seu vapor (por exemplo, cristais de iodo em forma de diamante negro caem facilmente de seu vapor à pressão normal sem uma transição intermediária para o estado líquido ).

Comece dissolvendo sal de cozinha ou açúcar em água. À temperatura ambiente (20°C) você pode dissolver apenas 70 g de sal em um vidro facetado. Outras adições de sal não se dissolverão e se depositarão no fundo na forma de sedimentos. Uma solução na qual não ocorre mais dissolução é chamada de saturada. .Se você alterar a temperatura, o grau de solubilidade da substância também mudará. Todo mundo sabe 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 começou a resfriá-la até 20°C. A 30°C você conseguiu dissolver 223 g de açúcar em 100 g de água, a 20°C 205 g dissolvidos. Depois, quando resfriado de 30 para 20°C, 18 g ficarão “extras” e, como se costuma dizer, sairá da solução. Assim, uma forma possível de obter cristais é resfriar uma solução saturada.

Você pode fazer isso de forma diferente. Prepare uma solução saturada de sal e deixe em um copo aberto. Depois de algum tempo, você notará o aparecimento de cristais. Por que eles foram formados? A observação cuidadosa mostrará que simultaneamente com a formação dos cristais ocorreu outra mudança - a quantidade de água diminuiu. A água evaporou e ficou uma substância “extra” na solução. Assim, outra forma possível de formação de cristais é por evaporação da solução.

Como ocorre a formação de cristais a partir da solução?

Dissemos que os cristais “caem” da solução; Deveria isto ser entendido como significando que o cristal não estava lá durante uma semana, e num instante apareceu de repente? Não, não é assim: os cristais crescem. É claro que é impossível detectar a olho nu os momentos iniciais do crescimento. No início, algumas das moléculas ou átomos do soluto que se movem aleatoriamente se reúnem aproximadamente na ordem necessária para formar uma 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 pequenas partículas de poeira estranhas na solução. A cristalização começa mais rápida e facilmente quando um pequeno cristal semente é colocado em uma solução saturada. Nesse caso, a liberação de uma substância sólida da solução não consistirá na formação de novos cristais, mas no crescimento da semente.

O crescimento do embrião não é, obviamente, diferente do crescimento da semente. O objetivo de usar uma semente é que ela “puxa” a substância liberada para si e, assim, evita a formação simultânea número grande 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 embrião?

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

Na Fig. A Figura 4.6 mostra os contornos que ocorrem em três cristais da mesma substância durante seu crescimento. Imagens semelhantes podem ser observadas ao microscópio. No caso mostrado à esquerda, o número de faces é mantido durante o crescimento. A imagem 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 do seu movimento paralelo a si mesmas, não é a mesma para faces diferentes. Nesse caso, são justamente as bordas que se movem mais rápido que “crescem” (desaparecem), por exemplo, a borda inferior esquerda na imagem do meio. Pelo contrário, as bordas de crescimento lento revelam-se as mais largas e, como dizem, as mais desenvolvidas.

Isto é especialmente visível na última figura. Um fragmento disforme adquire a mesma forma que outros cristais precisamente por causa da anisotropia da taxa de crescimento. Certas facetas desenvolvem-se mais fortemente às custas de outras 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 fica 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 dassem preferência a determinados locais. A substância é assim transferida de um local da bola para outro.

Primeiro, pequenas bordas em forma de círculos aparecem na superfície da bola. Os círculos aumentam gradualmente de tamanho e, tocando-se, fundem-se em bordas retas. A bola se transforma em um poliedro. Então, algumas faces ultrapassam outras, algumas faces ficam cobertas de vegetação e o cristal adquire sua forma característica (Fig. 4.7).

Arroz. 4.7

Ao observar o crescimento dos cristais, ficamos impressionados com a principal característica do crescimento - o movimento paralelo das faces. Acontece que a substância liberada acumula a borda em camadas: até que uma camada seja concluída, a próxima não começa a ser construída.

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

Arroz. 4.8

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

Vamos começar a aquecer alguma substância cristalina, como o 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 fenómenos novos e interligados: a substância começará a derreter e o aumento da temperatura irá parar. Até que toda a substância se transforme em líquido; a temperatura não mudará; um aumento adicional na temperatura significa aquecimento do líquido. Todas as substâncias cristalinas têm um certo ponto de fusão. O gelo derrete a 0°C, o ferro - a 1527°C, o mercúrio - a -39°C, etc.

Como já sabemos, em cada cristal os átomos ou moléculas da substância formam um empacotamento G ordenado e realizam pequenas vibrações em torno de suas posições médias. À medida que o corpo aquece, a velocidade das partículas oscilantes aumenta junto com a amplitude das oscilações. Este aumento na velocidade do movimento das partículas com o aumento da temperatura constitui uma das leis fundamentais 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 tornam-se tão energéticas que um arranjo perfeito das partículas se torna impossível - o cristal derrete. Com o início da fusão, o calor fornecido não vai mais aumentar a velocidade das partículas, mas sim destruir a rede cristalina. Portanto, o aumento da temperatura para. 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 descritos são observados na ordem inversa: à medida que o líquido esfria, suas partículas retardam seu movimento caótico; ao atingir uma determinada temperatura suficientemente baixa, a velocidade das partículas já é tão baixa que algumas delas, sob a influência de forças atrativas, começam a se ligar, formando núcleos cristalinos. Até que toda a substância cristalize, a temperatura permanece constante. Esta temperatura é geralmente igual ao ponto de fusão.

Se não forem tomadas medidas especiais, a cristalização do fundido começará em vários lugares ao mesmo tempo. Os cristais crescerão na forma de poliedros regulares e característicos exatamente da mesma maneira que descrevemos acima. Porém, o crescimento livre não dura muito: à medida que os cristais crescem, eles colidem entre si, nos pontos de contato o crescimento cessa e o corpo solidificado adquire uma estrutura granular. Cada grão é um cristal separado que não conseguiu assumir a forma correta.

Dependendo de muitas condições, e principalmente da taxa de resfriamento, um sólido pode ter grãos mais ou menos grandes: quanto mais lento o resfriamento, maiores serão os grãos. Os tamanhos dos grãos 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 cristalina fina.

O processo de solidificação de metais é de grande interesse para a tecnologia. Os físicos estudaram detalhadamente os eventos que ocorrem durante a fundição e durante a solidificação do metal nos moldes.

Na maior parte, quando solidificados, crescem monocristais semelhantes a árvores, chamados dendritos. Em outros casos, os dendritos são orientados aleatoriamente, em outros casos - paralelos entre si.

Na Fig. A Figura 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 (os ramos de um nos espaços entre os ramos do outro) enquanto ainda são “jovens”.

Arroz. 4.9

Assim, podem surgir peças fundidas cujos grãos (mostrados na Fig. 2.22) possuem estruturas muito diferentes. E as propriedades dos metais dependem significativamente da natureza desta estrutura. Você pode 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 fazer crescer um único cristal grande. É claro que devem ser tomadas medidas para garantir que o cristal cresça em um só lugar. E se vários cristais já começaram a crescer, então em qualquer caso é necessário garantir que as condições de crescimento sejam favoráveis ​​​​para apenas um deles.

Aqui, por exemplo, está o que se faz quando se cultivam cristais de metais de baixo ponto de fusão. O metal é derretido em um tubo de ensaio de vidro com a extremidade puxada para fora. Um tubo de ensaio suspenso por um fio dentro de um forno cilíndrico vertical é abaixado lentamente. A ponta desenhada sai gradativamente do forno e esfria. A cristalização começa. No início, vários cristais se formam, mas aqueles que crescem lateralmente ficam encostados na parede do tubo de ensaio e seu crescimento fica mais lento. Somente 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 desce, novas porções do fundido que entram na região de baixa temperatura “alimentarão” este único cristal. Portanto, de todos os cristais, é o único que sobrevive; à medida que o tubo de ensaio desce, ele continua a crescer ao longo do seu eixo. Eventualmente, todo o metal fundido solidifica em um único cristal.

A mesma ideia está subjacente ao cultivo de cristais de rubi refratários. Pó fino da substância é pulverizado através da chama. Os pós derretem; minúsculas gotas caem sobre um suporte refratário de uma área muito pequena, formando muitos cristais. À medida que as gotas continuam a cair no suporte, todos os cristais crescem, mas novamente apenas cresce aquele que está na posição mais favorável para “receber” as gotas que caem.

Para que são necessários cristais grandes?

A indústria e a ciência muitas vezes precisam de grandes monocristais. Grande importância para a tecnologia contam com cristais de sal de Rochelle e quartzo, que possuem 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 de um relógio comum produzem até 20.000 vibrações por hora. Uma carga tão grande impõe exigências excepcionalmente altas à qualidade das pontas dos eixos e dos rolamentos. A abrasão será menor quando o rolamento da ponta do eixo com diâmetro de 0,07-0,15 mm for rubi ou safira. Os cristais artificiais dessas substâncias são muito duráveis ​​e pouco desgastados pelo aço. É notável que as pedras artificiais sejam melhores do que as mesmas pedras naturais.

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

Se você alterar a pressão, o ponto de fusão também mudará. Encontramos o mesmo padrão quando falamos sobre fervura. Quanto maior a pressão; quanto maior o ponto de ebulição. Isso geralmente também se aplica ao derretimento. No entanto, há um pequeno número de substâncias que se comportam de forma anormal: o seu ponto de fusão diminui com o aumento da pressão.

O fato é que a grande maioria dos sólidos é mais densa que os líquidos. A exceção a esta regra são precisamente aquelas substâncias cujo ponto de fusão muda de forma incomum com uma mudança na 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 for mais denso que um líquido, a compressão ajuda a solidificar e evita o derretimento. Mas se a fusão for dificultada pela compressão, isso significa que a substância permanece sólida, enquanto anteriormente a esta temperatura ela já teria fundido, ou seja, com o aumento da pressão, a temperatura 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 efeito semelhante na ebulição. Um aumento na pressão em mais de 100 kgf/cm2 reduz o ponto de fusão do gelo em 1°C.

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

Quando dizem “uma substância evapora”, geralmente querem dizer que um líquido evapora. Mas os sólidos também podem evaporar. Às vezes, a evaporação de sólidos é chamada de sublimação.

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

Um casaco de pele coberto de naftalina fica saturado com vapores de naftaleno e cria uma atmosfera que as mariposas não toleram. Qualquer coisa que cheire sólido sublima em grande medida. Afinal, o cheiro é criado por moléculas que se desprendem da substância e chegam ao nosso nariz. Contudo, os casos mais frequentes são quando uma substância sublima num pequeno grau, por vezes num grau que não pode ser detectado mesmo por uma investigação muito cuidadosa. Em princípio, qualquer substância sólida (e qualquer substância sólida, mesmo ferro ou cobre) evapora. Se não detectarmos a sublimação, isso significa apenas que a densidade do vapor saturante é muito insignificante.

Você pode verificar que várias substâncias que apresentam odor pungente à temperatura ambiente o perdem em baixas temperaturas.

A densidade do vapor saturado em equilíbrio com um sólido aumenta rapidamente com o aumento da temperatura. Ilustramos esse comportamento com a curva de 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 corpo sólido por uma razão simples - a substância derreterá mais cedo.

O gelo também evapora. Isso é bem conhecido das 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.

Portanto, existem condições sob as quais vapor, líquido e cristal podem existir em pares em equilíbrio. Todos os três estados podem estar em equilíbrio? Tal ponto no diagrama pressão-temperatura existe e é chamado de triplo; Cadê?

Se você colocar água com gelo flutuante em um recipiente fechado a zero graus, o vapor de água (e “gelo”) começará a fluir para o espaço livre. 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 estado de equilíbrio. Este é o ponto triplo.

As relações entre os diferentes estados são mostradas clara e claramente pelo diagrama da água mostrado na Fig. 4.11.

Arroz. 4.11

Tal diagrama pode ser construído para qualquer corpo.

As curvas da figura são familiares para nós - são as curvas de equilíbrio entre gelo e vapor, gelo e água, água e vapor. A pressão é plotada verticalmente, como de costume, a temperatura é plotada horizontalmente.

As três curvas se cruzam no ponto triplo e dividem o diagrama em três regiões – os espaços vivos de gelo, água e vapor d'água.

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

Se água ou vapor forem colocados nas condições da “região esquerda”, eles se transformarão em gelo. Se você adicionar um líquido ou um sólido à “região inferior”, obterá vapor. Na “região certa” o vapor irá condensar e o gelo derreterá.

O diagrama de existência de fase permite responder imediatamente o que acontecerá com uma substância quando aquecida ou comprimida. O aquecimento a pressão constante é representado no diagrama por uma linha horizontal. Um ponto que representa o estado do corpo se move ao longo desta linha da esquerda para a direita.

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

A situação será diferente para o gelo aquecido a uma pressão muito baixa, digamos, pouco abaixo de 5 mmHg. 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 baixa, o aquecimento levará a uma transição direta do gelo em vapor.

Na Fig. 4.12, o mesmo diagrama mostra que fenômeno interessante ocorrerá quando o vapor d’água for comprimido no estado marcado com uma cruz na figura. O vapor primeiro se transformará em gelo e depois derreterá. O desenho permite dizer imediatamente a que pressão o cristal começará a crescer e quando ocorrerá o derretimento.

Arroz. 4.12

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

Afinal, existimos perto" condições normais", ou seja, em primeiro lugar, a uma pressão próxima de uma atmosfera. A localização do ponto triplo de uma substância 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, que vivemos em condições “normais”, a substância é classificada como em fusão. À medida que a temperatura aumenta, primeiro ele se transforma em líquido e depois ferve.

No caso oposto - quando a pressão no ponto triplo for superior à atmosférica - não veremos líquido quando aquecido, o sólido se transformará diretamente em vapor. É assim que se comporta o “gelo seco”, o que é muito conveniente para os vendedores de sorvete. Os briquetes de sorvete podem ser transferidos com pedaços de “gelo seco” e não tenha medo de que o sorvete fique molhado. "Gelo seco" é dióxido de carbono sólido C0 2. O ponto triplo desta substância está em 73 atm. Portanto, quando o CO 2 sólido é aquecido, o ponto que representa o 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 que digamos, um Kelvin. No entanto, estávamos falando sobre o princípio da determinação da temperatura. Nem todos os institutos de metrologia possuem termômetros de gás ideais. Portanto, a escala de temperatura é construída a partir de pontos de equilíbrio fixados pela natureza entre os diferentes estados da matéria.

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

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

Considere a rede de grafite em camadas, cada átomo com três vizinhos mais próximos, e a rede de diamante, cujo átomo tem quatro vizinhos mais próximos. Este exemplo mostra claramente que as propriedades dos cristais são determinadas pelo arranjo relativo dos átomos. Os cadinhos à prova de fogo são feitos de grafite 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 da grafite - 2,3; a grafite conduz eletricidade, o diamante não, etc.

Não é só o carbono que tem essa propriedade de produzir cristais diversos. Quase todo elemento químico, e não apenas um elemento, mas qualquer Substância química, pode existir em diversas variedades. Existem seis variedades de gelo, nove variedades de enxofre e quatro variedades de ferro.

Ao discutir o diagrama de estado, não falamos sobre tipos diferentes cristais e desenhou uma única região do sólido. E esta região para muitas substâncias é dividida em seções, cada uma das quais corresponde a um certo “tipo” de sólido ou, como se costuma dizer, a uma certa fase sólida (uma certa modificação cristalina).

Cada fase cristalina possui 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 iguais às leis de fusão e evaporação.

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

Para que o enxofre vermelho fique amarelo à pressão normal, é necessária uma temperatura inferior a 110°C. Acima desta temperatura, até o ponto de fusão, a ordem de disposição dos átomos característica 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.

Seis sorvetes diferentes ninguém inventou nomes. É o que 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 você comprimir a água a uma temperatura próxima de zero, então, a uma pressão de cerca de 2.000 atm, o gelo é formado cinco, e a uma pressão de cerca de 6.000 atm, o gelo é formado seis.

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

O gelo sete é 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 comporta-se de forma anormal; pelo contrário, o gelo obtido em condições diferentes da norma comporta-se normalmente.

Dizemos que cada modificação cristalina é caracterizada por uma determinada região de existência. Mas se sim, então como é que a grafite e o diamante existem nas mesmas condições?

Essa “ilegalidade” ocorre com muita frequência no mundo dos cristais. A capacidade de viver em condições “estranhas” é quase uma regra para os cristais. Se, para transferir vapor ou líquido para áreas estrangeiras da existência, é necessário recorrer a vários truques, então um cristal, pelo contrário, quase nunca pode ser forçado a permanecer dentro dos limites que lhe são atribuídos pela natureza.

O superaquecimento e o super-resfriamento dos cristais são explicados pela dificuldade de converter uma ordem em outra sob condições extremamente lotadas. O enxofre amarelo deve se transformar em vermelho a 95,5°C. Com um aquecimento mais ou menos rápido, iremos “ultrapassar” este ponto de transformação e levar a temperatura ao ponto de fusão do enxofre de 113°C.

A verdadeira temperatura de transformação é mais fácil de detectar quando os cristais entram em contato. Se forem colocados uns sobre os outros e a temperatura for mantida a 96°C, então 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” são geralmente atrasadas durante o super-resfriamento e o superaquecimento.

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

O estanho branco deve ficar cinza quando a temperatura cai para +13°C. Costumamos lidar com estanho branco e sabemos que nada se faz com ele no inverno. Suporta perfeitamente a hipotermia de 20 a 30 graus. Contudo, em condições Inverno Rigoroso o estanho branco fica cinza. A ignorância deste fato foi uma das circunstâncias que arruinaram a expedição de Scott ao pólo Sul(1912). O combustível líquido levado pela expedição estava em vasilhas soldadas com estanho. No frio extremo, o estanho branco se transformava em pó cinza - os vasos não eram soldados; e o combustível derramou. Não é à toa que o aparecimento de manchas cinzentas no estanho branco é chamado de praga do estanho.

Tal como acontece com o enxofre, o estanho branco pode ser convertido em cinza a temperaturas pouco abaixo de 13°C; a menos que um minúsculo grão cinza caia sobre um objeto de estanho.

A existência de diversas variedades da mesma substância e os atrasos nas 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. O ferro com 8 vizinhos é macio, o 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 feito de forma muito simples - um objeto de metal é aquecido em brasa e depois jogado em água ou óleo. O resfriamento ocorre tão rapidamente que a transformação de uma estrutura estável em altas temperaturas não tem tempo para ocorrer. Assim, a estrutura de alta temperatura existirá indefinidamente por muito tempo em condições incomuns para ela: a recristalização em uma estrutura estável ocorre tão lentamente que é praticamente imperceptível.

Ao falar sobre o endurecimento do ferro, não fomos totalmente precisos. O aço é endurecido, ou seja, ferro contendo frações de uma porcentagem de carbono. A presença de impurezas de carbono muito pequenas atrasa a transformação do ferro duro em ferro macio e permite o endurecimento. Já o ferro totalmente puro não pode ser endurecido - a transformação da estrutura consegue ocorrer mesmo com o resfriamento mais rápido.

Dependendo do tipo de diagrama de estado, mudança de pressão ou temperatura, uma ou outra transformação é alcançada.

Muitas transformações cristal a cristal são observadas apenas com mudanças na pressão. O fósforo preto foi obtido desta forma.

Arroz. 4.13

Só foi possível transformar grafite em diamante utilizando altas temperaturas e alta pressão. Na Fig. A Figura 4.13 mostra o diagrama de fases 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 “alienígenas”, por isso pode ser transformado em grafite sem muita dificuldade. Mas o problema inverso é de interesse prático. Não é possível transformar grafite em diamante apenas aumentando a pressão. A transformação de fase no estado sólido é aparentemente muito lenta. A aparência do diagrama de fases sugere a solução correta: aumentar a pressão e o calor ao mesmo tempo. Então obtemos (canto direito do diagrama) carbono fundido. Ao resfriá-lo em alta pressão, deveríamos entrar na região do diamante.

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

Se baixarmos a temperatura de um corpo, mais cedo ou mais tarde ele irá endurecer e adquirir uma estrutura cristalina. Não importa a que pressão ocorre o resfriamento. Esta circunstância parece completamente natural e compreensível do ponto de vista das leis da física, que já conhecemos. Na verdade, ao baixar 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 alinharão em uma ordem organizada - elas formarão um cristal. O resfriamento adicional tirará toda a energia de seu movimento das moléculas, e quando 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 desta forma. Todos, exceto uma coisa: o hélio é um “monstro”.

Já fornecemos 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 recorde por si só não significa nada de surpreendente. Outra coisa chama a atenção: resfriando o hélio abaixo da temperatura crítica, chegando quase ao zero absoluto, não obteremos 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 delineamos e é um dos sinais da validade limitada de tais leis da natureza que pareciam universais.

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

O comportamento “estranho” do hélio é um indício de um fato de grande importância. Pela primeira vez encontramos a impossibilidade de aplicar no mundo dos átomos as leis básicas da mecânica estabelecidas pelo estudo direto do movimento dos corpos visíveis - leis que pareciam ser o fundamento inabalável da física.

O fato de que no zero absoluto o hélio “se recusa” a cristalizar não pode de forma alguma ser conciliado com a mecânica que estudamos até agora. A contradição que encontramos pela primeira vez - a não subordinação do mundo dos átomos às leis da mecânica - é apenas o primeiro elo de uma cadeia de contradições ainda mais agudas e drásticas na física.

Essas contradições levam à necessidade de revisar os fundamentos da mecânica 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 precisemos pôr fim às leis da mecânica que estudamos. Seria injusto obrigar o leitor a estudar coisas desnecessárias. A velha mecânica é totalmente válida no mundo dos grandes corpos. Isto por si só é suficiente para tratar os capítulos relevantes da física com total respeito. No entanto, também é importante que uma série de leis da “velha” mecânica passem para a “nova” mecânica. Isto inclui, em particular, a lei da conservação da energia.

A presença de energia “irremovível” no zero absoluto não é propriedade especial hélio. Acontece que; Todas as substâncias têm energia “zero”.

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

Não pense que o hélio não pode estar no estado cristalino. Para cristalizar o hélio, basta aumentar a pressão para cerca de 25 atm. O resfriamento realizado a pressões mais altas resultará na formação de hélio cristalino sólido com propriedades completamente normais. O hélio forma uma rede cúbica de face centrada.

Na Fig. A Figura 4.14 mostra o diagrama de fases do hélio. Difere nitidamente dos diagramas de todas as outras substâncias pela ausência de um ponto triplo. As curvas de fusão e ebulição não se cruzam.

Arroz. 4.14

E esse diagrama de estado único tem mais uma característica: existem dois líquidos de hélio diferentes. Você descobrirá qual é a diferença deles um pouco mais tarde.

Porque é que as pessoas começaram a ferver água antes de a utilizarem directamente? Isso mesmo, para se proteger de muitas bactérias e vírus patogênicos. Essa tradição chegou ao território da Rússia medieval antes mesmo de Pedro, o Grande, embora se acredite que foi ele quem trouxe o primeiro samovar ao país e introduziu o ritual de beber chá à noite sem pressa. Na verdade, nosso povo usava algum tipo de samovar lá atrás antiga Rússia' para preparar bebidas a partir de ervas, frutos silvestres e raízes. A fervura era necessária aqui principalmente para extrair extratos vegetais úteis, e não para desinfecção. Afinal, naquela época nem se sabia sobre o microcosmo onde viviam essas bactérias e vírus. No entanto, graças à fervura, o nosso país foi poupado de pandemias globais de doenças terríveis como a cólera ou a difteria.

Celsius

O grande meteorologista, geólogo e astrônomo da Suécia usou originalmente o valor de 100 graus para indicar o ponto de congelamento da água em condições normais, e o ponto de ebulição da água foi considerado zero grau. E depois da sua morte em 1744, nada menos pessoa famosa, o botânico Carl Linnaeus e o receptor Celsius Morten Stremer, inverteram esta escala para facilitar o uso. No entanto, de acordo com outras fontes, o próprio Celsius fez isso pouco antes de sua morte. Mas em qualquer caso, a estabilidade das leituras e a calibração compreensível influenciaram a ampla difusão do seu uso entre as profissões científicas de maior prestígio da época - os químicos. E, apesar de, invertida, a marca da escala de 100 graus estabelecer o ponto de ebulição estável da água, e não o início de seu congelamento, a escala passou a levar o nome de seu principal criador, Celsius.

Abaixo da atmosfera

Porém, nem tudo é tão simples como parece à primeira vista. Observando qualquer diagrama de fases nas coordenadas PT ou PS (a entropia S é uma função direta da temperatura), vemos quão intimamente a temperatura e a pressão estão relacionadas. Da mesma forma, a água altera seus valores dependendo da pressão. E qualquer alpinista conhece bem essa propriedade. Qualquer pessoa que já tenha experimentado altitudes acima de 2.000 a 3.000 metros acima do nível do mar pelo menos uma vez na vida sabe como é difícil respirar em altitude. Isso ocorre porque quanto mais subimos, mais rarefeito o ar se torna. A pressão atmosférica cai abaixo de uma atmosfera (abaixo do nível do mar, ou seja, abaixo das “condições normais”). O ponto de ebulição da água também cai. Dependendo da pressão em cada altura, pode ferver tanto a oitenta como a sessenta

Panelas de pressão

Contudo, deve ser lembrado que embora a maioria dos micróbios morra a temperaturas acima dos sessenta graus Celsius, muitos podem sobreviver a oitenta graus ou mais. É por isso que conseguimos ferver a água, ou seja, levamos sua temperatura para 100 ° C. No entanto, existem interessantes utensílios de cozinha que permitem reduzir o tempo e aquecer o líquido a altas temperaturas, sem fervê-lo e sem perder massa por evaporação. Percebendo que o ponto de ebulição da água pode mudar dependendo da pressão, engenheiros dos EUA, baseados em um protótipo francês, apresentaram ao mundo uma panela de pressão na década de 1920. O princípio de seu funcionamento baseia-se no fato de a tampa ficar bem pressionada contra as paredes, sem possibilidade de saída de vapor. O aumento da pressão é criado no interior e a água ferve em temperaturas mais altas. No entanto, tais dispositivos são bastante perigosos e muitas vezes provocam explosões e queimaduras graves nos utilizadores.

Idealmente

Vejamos como o processo em si começa e se desenvolve. Imaginemos uma superfície de aquecimento idealmente lisa e infinitamente grande, onde a distribuição do calor ocorre uniformemente (a mesma quantidade de energia térmica é fornecida a cada milímetro quadrado da superfície) e o coeficiente de rugosidade da superfície tende a zero. Neste caso, no n. você. a ebulição em uma camada limite laminar começará simultaneamente em toda a área da superfície e ocorrerá instantaneamente, evaporando imediatamente todo o volume unitário de líquido localizado em sua superfície. Esse condições ideais, V Vida real Isso não acontece.

Na real

Vamos descobrir qual é o ponto de ebulição inicial da água. Dependendo da pressão, também muda seus valores, mas o ponto principal aqui está nisso. Mesmo se pegarmos a panela mais lisa, em nossa opinião, e a colocarmos sob um microscópio, então em sua ocular veremos bordas irregulares e picos agudos e frequentes projetando-se acima da superfície principal. Assumiremos que o calor é fornecido uniformemente à superfície da panela, embora na realidade isso também não seja inteiramente verdade. afirmação verdadeira. Mesmo quando a panela está no queimador maior, o gradiente de temperatura no fogão é distribuído de forma desigual, e sempre há zonas locais de superaquecimento responsáveis ​​pela fervura precoce da água. Quantos graus existem nos picos da superfície e nos seus vales? Os picos da superfície, com fornecimento ininterrupto de calor, aquecem mais rapidamente do que as planícies e as chamadas depressões. Além disso, cercados por água em baixa temperatura por todos os lados, eles transferem melhor energia para as moléculas de água. O coeficiente de difusividade térmica dos picos é uma vez e meia a duas vezes maior que o das terras baixas.

Temperaturas

É por isso que o ponto de ebulição inicial da água é de cerca de oitenta graus Celsius. Neste valor, os picos superficiais fornecem o suficiente para a ebulição instantânea do líquido e a formação das primeiras bolhas, visível aos olhos, que timidamente começam a subir à superfície. Muitas pessoas perguntam qual é o ponto de ebulição da água à pressão normal. A resposta a esta pergunta pode ser facilmente encontrada nas tabelas. À pressão atmosférica, a ebulição estável é estabelecida em 99,9839 °C.