Prin evaporare, condensare, fierbere

Orice substanță în anumite condiții poate fi în diferite stări de agregare - solid, lichid sau gazos. Trecerea de la un stat la altul se numește o tranziție de fază. Evaporarea și condensarea sunt exemple de tranziții de fază.

Toate gazele reale (oxigen, azot, hidrogen și t. D.) capabil de a fi convertit într-un lichid, în anumite condiții. Cu toate acestea, conversia de gaz în lichid poate avea loc numai la temperaturi de sub un anumit temperaturyTkr așa-numita critică. De exemplu, pentru temperatura critica a apei este de 647.3 K 126 K azot, oxigen 154,3 K. La temperatura camerei (≈ 300K) și apa poate fi prezentă în stările lichidă și gazoasă, și azot și oxigen există doar sub formă de gaze.

Evaporarea se numește o tranziție de fază de la lichid la starea gazoasă. Din punct de vedere al evaporării molecular teoriei cinetice - un proces în care o suprafață lichidă a moleculei zbura energie cinetică mai rapidă depășește energia lor de legare la alte molecule de lichid. Acest lucru reduce energia cinetică medie a moleculelor rămase, adică. E. Pentru fluid de răcire (dacă nu există nici o sursă de energie din corp înconjurător).

Condensul - un proces de evaporare proces invers. Când moleculele de vapori se condensează înapoi la un lichid.

Într-un vas închis lichidul și vaporii săi pot fi într-o stare de echilibru dinamic. când numărul de molecule, care ies din lichid, egal cu numărul de molecule, revenind din vaporii lichidului, r. e. când viteza proceselor de evaporare și condensare sunt identice. Un astfel de sistem se numește în două faze. Vaporii în echilibru cu lichidul său, numit saturat.

Numărul de molecule care scapă suprafața lichidului a unităților pătrat pe secundă, în funcție de temperatura lichidului. Numărul de molecule, revenind la vaporii lichidului depinde de concentrația moleculelor de vapori și viteza medie a mișcării lor termice, care este determinată de temperatura vaporilor. Rezultă că pentru concentrația de substanță a moleculelor la echilibru vapori-lichid și echilibrul său de vapori este determinată de temperatura lor. Stabilirea de un echilibru dinamic între procesele de evaporare si condensare are loc la temperaturi mai mari la concentrații mai mari de molecule de vapori. Deoarece presiunea gazului (p) este determinat prin concentrare și temperatura sa, putem concluziona că p0 presiunea saturată a vaporilor substanței depinde numai de temperatura acestuia și este independentă de volum. De aceea Izoterma gazele reale în planul (p. V) includ porțiuni orizontale, corespunzătoare sistemului în două faze (Fig. 3.4.1).

Figura 3.4.1. Izotermele unui gaz reale. Regiunea I - regiunea lichid II - un sistem cu două faze „+ lichid abur saturat“, regiunea III - substanță gazoasă. K - un punct critic.

Pe măsură ce temperatura crește creșterea presiunii vaporilor și densitatea și densitatea lichidului este redusă din cauza dilatării termice. Când temperatura temperaturii critice ale TCR-ului substanței, densitatea de vapori și lichid devin la fel. Când T> Tcr dispar diferențele fizice între lichid și vaporii de saturație.

În cazul în care comprima izoterm perechi nesaturate la T

Dintr-o stare gazoasă la lichidul poate trece, trece regiunea în două faze. Pentru a face acest lucru, aveți nevoie pentru a face procesul de ocolind punctul critic K. Unul dintre posibilele procese de acest tip este prezentat în Fig. 3.4.1 ABC linie inclinata.

În aerul atmosferic întotdeauna conține și vapori de apă la o presiune p parțială. care este, în general mai mică decât P0 saturat la presiunea vaporilor. Raportul dintre p / p0. exprimată în procente, aceasta se numește umiditatea relativă.

Vaporii nesaturate poate fi descrisă teoretic, prin ecuația de stare a unui gaz ideal sub limite normale pentru gaze reale: presiunea aburului nu trebuie sa fie prea mare (practic p ≤ (10 6 -10 7) Pa) și la o temperatură peste o anumită valoare pentru fiecare substanță. Pentru abur saturat poate aplica legile gazelor ideale, de asemenea, să fie aproximată, cu condiția ca pentru fiecare temperatură T p0 saturată presiunii de vapori este determinată de ravnovesiyap0 curba (T) pentru substanța.

presiune P0 saturate crește cu abur foarte rapid odată cu creșterea temperaturii T. Dependența p0 (T) nu pot fi obținute din legea gazului ideal. Presiunea gazului la o concentrație constantă de molecule crește direct proporțional cu temperatura. Aburul saturat la temperaturi mai mari, nu numai că mărește energia cinetică medie a moleculelor, dar, de asemenea, concentrația lor. Prin urmare, presiunea de vapori saturați crește odată cu creșterea temperaturii mai rapidă decât presiunea gazului ideal la o concentrație constantă a moleculelor.

Evaporarea poate avea loc nu numai de la suprafață, ci și în lichidul în vrac. În lichidul există întotdeauna bule mici de gaz. Dacă saturat la presiunea vaporilor de lichid egală cu presiunea exterioară (adică. E. Presiunea gazului în bule) sau depășește, lichidul se va evapora în bule. Bulele umplute cu abur, se extinde și ridica la suprafață. Acest proces se numește fierbere. Astfel, lichidul începe să fiarbă la o temperatură la care presiunea de vapori saturați devine egală cu presiunea externă.

În special, la presiunea atmosferică, apa fierbe la o temperatură de 100 ° C Aceasta înseamnă că, la o temperatură de presiune a vaporilor de apă saturată este de 1 atm. Când creșterea în munți de presiune atmosferică scade și, prin urmare, punctul de fierbere al apei este redus (cu aproximativ 1 ° C pe înălțime de 300 de metri). La o înălțime de presiune 7 km este de circa 0,4 atm și temperatura de fierbere scade la 70 ° C

Intr-un vas etanș să fiarbă lichidul nu poate, adică. K. O temperatură la fiecare valoare a unui echilibru între lichid și vaporii de saturație. Prin p0 curba de echilibru (T) poate fi determinată de punctul de fierbere al lichidului la presiuni diferite.

Se arată în Fig. 3.4.1 izotermele de imagine ale unui gaz reale descrie procesele de evaporare și condensare, t. E. Tranziția de fază între faze gazoasă și lichidă a materiei. De fapt, această imagine este incompletă, adică. A. Dintre statele gazoase și lichide de orice substanță poate intra în stare solidă. La o anumită temperatură T echilibru termodinamic între cele două faze ale unuia și același material este posibilă numai la o anumită valoare a presiunii în sistem. Dependența fazei de temperatură a presiunii de echilibru se numește curba de echilibru. Un exemplu este p0 curba de echilibru (T) vapori saturați și lichide. În cazul în care curbele de echilibru între diferitele faze ale materialului construi pe planul (. P T), ei împart avionul în zonele în care există substanța într-o stare omogenă de agregare - (. Figura 3.4.2) solid, lichid sau gazos. Reprezentat în sistemul de coordonate (p. T) Curbele sunt numite diagrama de fază de echilibru.

Figura 3.4.2. O diagramă de fază tipică a unei substanțe. K - un punct critic, T - triplu punct. Regiunea I - solid, regiunea II - regiunea lichidă III - substanță gazoasă.

Curve OT. echilibrul corespunzător între fazele solidă și gazoasă, numită curba sublimare. Curba TK echilibru între lichid și vapori se numește curba de evaporare. Acesta se termină la punctul critic K. TM echilibru curba între curba de topire solid și lichid numit.

Curbele de echilibru converg în punctul în care T. pot coexista în toate cele trei faze de echilibru. Acest punct este numit triplu punct.

Pentru mai multe substanțe, presiunea Pp la punctul triplu mai mic de 1 atm ≈ 10 5 Pa. Astfel de materiale atunci când este încălzit la presiune atmosferică pentru a se topi. De exemplu, punctul triplu al apei are coordonatele TTR = 273,16 K, Pp = 6,02 x 10 2 Pa. Acest punct este utilizat ca referință pentru scara de temperatura absoluta de calibrare Kelvin (vezi. §3.2). Există, totuși, și astfel de substanțe în care Pp depășește 1 atm. Deci, pentru o presiune de dioxid de carbon (CO2) Pp = 5,11 atm și o temperatură TTR = 216,5 K. De aceea, la presiunea atmosferică, bioxid de carbon solid poate exista doar la o temperatură scăzută și lichid la p = 1 atm, ea nu există. La echilibru cu vaporii săi la presiunea atmosferică este dioxidul de carbon, la o temperatură de 173 K sau -80 ° C într-o stare solidă. Este utilizat pe scară largă „gheață uscată“, care se topește niciodată și doar se evaporă (sublimează).