Si el sistema es de un componente, es decir, consiste en una sustancia químicamente homogénea o su compuesto, entonces el concepto de fase coincide con el concepto de estado de agregación. Según el § 60, una misma sustancia, dependiendo de la relación entre el doble de la energía promedio por grado de libertad del movimiento térmico caótico de las moléculas y la energía potencial más baja de interacción entre las moléculas, puede encontrarse en uno de tres estados de agregación: sólido , líquido o gaseoso. Esta relación, a su vez, está determinada por las condiciones externas: temperatura y presión. En consecuencia, las transformaciones de fase también están determinadas por cambios de temperatura y presión. Para representar visualmente las transformaciones de fase, se utiliza diagrama de estado(Fig.115), en el que en coordenadas r, t la relación entre la temperatura y la presión de transición de fase se especifica en forma de curvas de evaporación (EC), fusión (MC) y sublimación (CS), dividiendo el campo del diagrama en tres áreas correspondientes a las condiciones de existencia del sólido (TT), fases líquida (L) y gaseosa (G) Las curvas en el diagrama se llaman curvas de equilibrio de fases, cada punto en ellos corresponde a

cumple las condiciones de equilibrio de dos fases coexistentes: CP - sólido y líquidos, CI - líquidos y gases, KS - sólidos y gases.

El punto en el que estas curvas se cruzan y que, por tanto, determina las condiciones (temperatura T tr y la correspondiente presión de equilibrio p tr) para la coexistencia simultánea en equilibrio de tres fases de una sustancia se llama triple punto. Cada sustancia tiene sólo un punto triple. Triple punto el agua se caracteriza por una temperatura de 273,16 K (en la escala Celsius corresponde a una temperatura de 0,01 °C) y es el principal punto de referencia para construir una escala de temperatura termodinámica.

La termodinámica proporciona un método para calcular la curva de equilibrio de dos fases de la misma sustancia. De acuerdo a Ecuación de Clapeyron-Clausius, derivada de la presión de equilibrio con respecto a la temperatura

Dónde l- calidez transición de fase, (V 2 -V 1) -cambio en el volumen de una sustancia durante su transición de la primera fase a la segunda, t- temperatura de transición (proceso isotérmico).

La ecuación de Clapeyron-Clausius nos permite determinar las pendientes de las curvas de equilibrio. Porque el l Y t son positivas, la pendiente viene dada por el signo V 2 -V 1 . Durante la evaporación de líquidos y la sublimación de sólidos, el volumen de la sustancia siempre aumenta, por lo tanto, según (76.1), d pag/d t>0; por tanto, en estos procesos, un aumento de temperatura conlleva un aumento de presión, y viceversa. Cuando la mayoría de las sustancias se derriten, el volumen suele aumentar, es decir, d pag/d t>0; por lo tanto, un aumento de presión conduce a un aumento de la temperatura de fusión (CP sólido en la Fig. 115). Para algunas sustancias (H 2 O, Ge, hierro fundido, etc.), el volumen de la fase líquida es menor que el volumen de la fase sólida, es decir, d pag/d t<0; следовательно, увеличение давления сопровождается понижением температуры плавления (штриховая ли­ния на рис. 115).

Diagrama de estado basado en

basado en datos experimentales, nos permite juzgar en qué estado se encuentra una sustancia determinada en ciertos R Y T, y también qué transiciones de fase ocurrirán durante un proceso particular. Por ejemplo, en las condiciones correspondientes al punto 1 (Fig. 116), la sustancia está en estado sólido, el punto 2 está en estado gaseoso y el punto 3 está tanto en estado líquido como gaseoso. Supongamos que la sustancia está en estado sólido correspondiente al punto 4, sufre calentamiento isobárico, como se muestra en el diagrama de fase de línea discontinua horizontal 4- 5-6. La figura muestra que a una temperatura correspondiente al punto 5, la sustancia se funde a una temperatura más alta correspondiente al punto 6 - comienza a convertirse en gas. Si la sustancia está en el estado sólido correspondiente al punto 7, entonces durante el calentamiento isobárico (línea discontinua 7- 8) el cristal se convierte en gas sin pasar por la fase líquida. Si la sustancia se encuentra en el estado correspondiente al punto 9, entonces durante la compresión isotérmica (línea discontinua 9-10) Pasará por los siguientes tres estados: gas - líquido - estado cristalino.

El diagrama de estados (ver Fig. 115 y 116) muestra que la curva de evaporación termina en el punto crítico K. Por lo tanto, es posible continuo transición de una sustancia del estado líquido al gaseoso y viceversa, sin pasar por el punto crítico, sin cruzar la curva de evaporación (transición 11 -12 en la Fig. 116), es decir, una transición que no va acompañada de transformaciones de fase. Esto es posible debido al hecho de que la diferencia entre gas y líquido es puramente cuantitativa.

nym (ambos estados, por ejemplo, son isotrópicos). La transición del estado cristalino (caracterizado por la anisotropía) al estado líquido o gaseoso sólo puede ser abrupta (como resultado de una transición de fase), por lo tanto

Las curvas de fusión y sublimación no pueden romperse, al igual que la curva de evaporación en el punto crítico. La curva de fusión va al infinito y la curva de sublimación va al punto donde R= 0 y T= 0.

Preguntas de control

¿En qué se diferencian los gases reales de los gases ideales? ¿Cuál es el significado de las correcciones al derivar la ecuación de van der Waals?

¿Por qué los estados metaestables del líquido sobrecalentado y del vapor sobresaturado? Durante la expansión adiabática de un gas al vacío, su energía interna no cambia. ¿Cómo cambiará la temperatura si el gas es ideal? ¿real?

¿Cuáles son la esencia y las causas del efecto Joule-Thomson? ¿Cuándo se llama positivo? ¿negativo?

¿Por qué la tensión superficial de todas las sustancias disminuye con la temperatura? ¿Qué son los tensioactivos? ¿En qué condiciones un líquido moja un sólido? ¿no se moja? ¿Qué determina la altura de subida del líquido humectante en el capilar? ¿En qué se diferencian los monocristales de los policristales? ¿Cómo se pueden clasificar los cristales?

¿Cómo obtener la ley de Dulong y Petit a partir de la teoría clásica de la capacidad calorífica? Se mezcla una cierta cantidad de una sustancia sólida con la misma sustancia en estado líquido. ¿Por qué cuando se calienta un poco esta mezcla no sube su temperatura? ¿En qué se diferencia una transición de fase de primer orden de una transición de fase de segundo orden?

Tareas

10.1. El dióxido de carbono con masa m=1 kg se encuentra a una temperatura de 290 K en un recipiente con una capacidad de 20 litros. Determine la presión del gas si: 1) el gas es real; 2) gas ideal. Explique la diferencia en los resultados. Enmiendas A Y b tome igual a 0,365 N m 4 /mol 2 y 4,3 10 -5 m 3 /mol, respectivamente. [1) 2,44 MPa; 2) 2,76MPa]

10.2. El oxígeno que contiene una cantidad de sustancia v = 2 mol ocupa un volumen V 1 = 1 l. Determine el cambio T en la temperatura del oxígeno si se expande adiabáticamente en el vacío hasta un volumen V 2 = 10 litros. Enmienda A tomar igual a 0,136 N m 4 /mol 2. [-11,8K |

10.3. Demuestre que el efecto Joule-Thomson siempre es negativo si se estrangula un gas, para lo cual se pueden despreciar las fuerzas de atracción de las moléculas.

10.4. Considerando que el proceso de formación de pompas de jabón es isotérmico, determine el trabajo A, lo cual se debe hacer para aumentar su diámetro de d 1 =2 cm a d 2 =6 cm. Tome la tensión superficial de la solución jabonosa igual a 40 mN/m.

10.7. Para calentar una bola de metal que pesa 25 g de 10 a 30 °C, se gastó una cantidad de calor igual a 117 J. Determine la capacidad calorífica de la bola a partir de la ley de Dulong y Petit y el material de la bola. [M107 kg/mol; plata]

*PAG. Laplace (1749) -1827) -Científico francés.

* K. Linde (1842-1934) - físico e ingeniero alemán.

Entonces, existen condiciones bajo las cuales el vapor, el líquido y el cristal pueden existir en pares en equilibrio. ¿Pueden los tres estados estar en equilibrio? Existe un punto así en el diagrama presión-temperatura; ¿Dónde está?

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

Las relaciones entre los diferentes estados se muestran clara y claramente en el diagrama del agua que se muestra en la Fig. 4.11.

Un diagrama de este tipo se puede construir para cualquier cuerpo.

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

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

Un diagrama de estado es una referencia condensada. Su objetivo es responder a la pregunta de qué estado del cuerpo es estable a tal o cual presión y tal o cual temperatura.

Si se coloca agua o vapor en las condiciones de la “región izquierda”, se convertirán en hielo. Si agrega un líquido o un sólido a la "región inferior", obtendrá vapor. En la “región correcta” el vapor se condensará y el hielo se derretirá.

El diagrama de existencia de fases le permite responder de inmediato qué le sucederá a una sustancia cuando se calienta o se comprime. El calentamiento a presión constante está representado en el diagrama por una línea horizontal. Un punto que representa el estado del cuerpo se mueve a lo largo de esta línea de izquierda a derecha.

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

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

En la Fig. 4.12, el mismo diagrama muestra qué fenómeno interesante ocurrirá cuando el vapor de agua se comprima en el estado marcado con una cruz en la figura. El vapor primero se convertirá en hielo y luego se derretirá. El dibujo le permite saber inmediatamente a qué presión comenzará a crecer el cristal y cuándo se fundirá.

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

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

Si la presión en el punto triple es menor que la atmosférica, entonces, para nosotros, que vivimos en condiciones "normales", la sustancia se clasifica como derretida. A medida que aumenta la temperatura, primero se vuelve líquido y luego hierve.

En el caso contrario, cuando la presión en el punto triple es superior a la atmosférica, no veremos líquido cuando se caliente, el sólido se convertirá directamente en vapor. Así se comporta el “hielo seco”, lo que resulta muy conveniente para los vendedores de helados. Las briquetas de helado se pueden traspasar con trozos de “hielo seco” y no tener miedo de que el helado se moje. El "hielo seco" es dióxido de carbono sólido C0 2. El punto triple de esta sustancia se encuentra a 73 atm. Por lo tanto, cuando se calienta CO 2 sólido, el punto que representa su estado se mueve horizontalmente, intersectando solo la curva de evaporación del sólido (lo mismo que para el hielo ordinario a una presión de aproximadamente 5 mm Hg).

Ya le hemos dicho al lector cómo se determina un grado de temperatura en la escala Kelvin o, como ahora nos exige el sistema SI, un kelvin. Sin embargo, estábamos hablando del principio de determinación de la temperatura. No todos los institutos de metrología cuentan con termómetros de gas ideal. Por tanto, la escala de temperatura se construye utilizando puntos de equilibrio fijados por la naturaleza entre diferentes estados de la materia.

En este sentido, el punto triple del agua juega un papel especial. Un grado Kelvin ahora se define como la 273,16 parte de la temperatura termodinámica del punto triple del agua. El punto triple del oxígeno se considera 54,361 K. La temperatura de solidificación del oro se establece en 1337,58 K. Utilizando estos puntos de referencia, cualquier termómetro se puede calibrar con precisión.

Movimiento. Calidez Kitaygorodsky Alexander Isaakovich

Triple punto

Triple punto

Entonces, existen condiciones bajo las cuales el vapor, el líquido y el cristal pueden existir en pares en equilibrio.

¿Pueden todos los estados estar en equilibrio? Existe un punto así en el diagrama presión-temperatura; ¿Dónde está?

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

Las relaciones entre los diferentes estados se muestran clara y claramente en el diagrama del agua que se muestra en la Fig. 103.

Un diagrama de este tipo se puede construir para cualquier cuerpo.

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

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

Un diagrama de estado es una referencia condensada. Su objetivo es responder a la pregunta de qué estado del cuerpo es estable a tal o cual presión y tal o cual temperatura.

Si se coloca agua o vapor en las condiciones de la “región izquierda”, se convertirán en hielo. Si agrega un líquido o un sólido a la "región inferior", obtendrá vapor. En la “región correcta” el vapor se condensará y el hielo se derretirá.

El diagrama de existencia de fases le permite responder de inmediato qué le sucederá a una sustancia cuando se calienta o se comprime. El calentamiento a presión constante está representado en el diagrama por una línea horizontal. Un punto que representa el estado del cuerpo se mueve a lo largo de esta línea de izquierda a derecha.

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

La situación será diferente para el hielo calentado a muy baja presión, digamos justo por debajo de 5 mm Hg.

El proceso de calentamiento se representa mediante una línea que pasa por debajo del punto triple. Las curvas de fusión y ebullición no se cruzan con esta línea. A una presión tan baja, el calentamiento provocará una transición directa del hielo a vapor.

En la Fig. 104, el mismo diagrama muestra qué fenómeno interesante ocurrirá cuando el vapor de agua se comprima en el estado marcado con una cruz en la figura. El vapor primero se convertirá en hielo y luego se derretirá. El dibujo le permite saber inmediatamente a qué presión comenzará a crecer el cristal y cuándo se fundirá.

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

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

Si la presión en el punto triple es menor que la atmosférica, entonces, para nosotros, que vivimos en condiciones "normales", la sustancia se clasifica como derretida. A medida que aumenta la temperatura, primero se vuelve líquido y luego hierve. En el caso contrario, cuando la presión en el punto triple es superior a la atmosférica, no veremos líquido cuando se caliente, el sólido se convertirá directamente en vapor. Así se comporta el “hielo seco”, lo que resulta muy conveniente para los vendedores de helados. Las briquetas de helado se pueden traspasar con trozos de “hielo seco” y no tener miedo de que el helado se moje. El “hielo seco” es dióxido de carbono sólido CO 2 . El punto triple de esta sustancia se encuentra a 73 atm. Por lo tanto, cuando se calienta CO 2 sólido, el punto que representa su estado se mueve horizontalmente, intersectando solo la curva de evaporación del sólido (lo mismo que para el hielo ordinario a una presión de aproximadamente 5 mm Hg).