W codziennej praktyce nie mamy do czynienia osobno z pojedynczymi atomami, cząsteczkami i jonami, ale z rzeczywistymi substancjami – agregatem dużej liczby cząstek. W zależności od charakteru ich interakcji wyróżnia się cztery rodzaje stanu agregatowego: stały, ciekły, gazowy i plazmowy. Substancja może przejść z jednego stanu skupienia w inny w wyniku odpowiedniego przejścia fazowego.
Obecność substancji w określonym stanie skupienia wynika z sił działających pomiędzy cząsteczkami, odległości między nimi oraz cech ich ruchu. Każdy stan agregacji charakteryzuje się zestawem pewnych właściwości.
Właściwości substancji w zależności od stanu skupienia:
| państwo | nieruchomość |
| gazowy |
|
| płyn |
|
| solidny |
|
W zależności od stopnia uporządkowania układu każdy stan skupienia charakteryzuje się własnym stosunkiem energii kinetycznej i potencjalnej cząstek. W ciałach stałych potencjał przeważa nad kinetycznym, ponieważ cząstki zajmują określone pozycje i tylko oscylują wokół nich. W przypadku gazów istnieje odwrotna zależność między energią potencjalną i kinetyczną, co wynika z faktu, że cząsteczki gazu zawsze poruszają się losowo i prawie nie ma między nimi sił spójności, więc gaz zajmuje całą objętość. W przypadku cieczy energie kinetyczne i potencjalne cząstek są w przybliżeniu takie same, między cząstkami działa niesztywne wiązanie, dlatego płynność i stała objętość są nieodłączną cechą cieczy.
Kiedy cząstki substancji tworzą regularną strukturę geometryczną, a energia wiązań między nimi jest większa od energii drgań termicznych, co zapobiega zniszczeniu istniejącej struktury, oznacza to, że substancja jest w stanie stałym. Jednak począwszy od pewnej temperatury energia drgań termicznych przewyższa energię wiązań między cząsteczkami. W tym przypadku cząstki, choć pozostają w kontakcie, poruszają się względem siebie. W rezultacie struktura geometryczna zostaje rozbita, a substancja przechodzi w stan ciekły. Jeśli wahania termiczne wzrosną tak bardzo, że połączenie między cząsteczkami zostanie praktycznie utracone, substancja przechodzi w stan gazowy. W gazie „idealnym” cząstki poruszają się swobodnie we wszystkich kierunkach.
Gdy temperatura wzrasta, substancja przechodzi ze stanu uporządkowanego (stałego) do stanu nieuporządkowanego (gazowego), stan ciekły jest pośredni pod względem uporządkowania cząstek.
Czwarty stan agregacji nazywany jest plazmą – gazem składającym się z mieszaniny obojętnych i zjonizowanych cząstek oraz elektronów. Plazma powstaje w bardzo wysokich temperaturach (10 5 -10 7 0 C) w wyniku znacznej energii zderzenia cząstek, które mają maksymalne zaburzenie ruchu. Obowiązkową cechą plazmy, a także innych stanów materii, jest jej neutralność elektryczna. Jednak w wyniku nieuporządkowanego ruchu cząstek w plazmie mogą pojawić się oddzielne naładowane mikrostrefy, dzięki czemu staje się ona źródłem promieniowania elektromagnetycznego. W stanie plazmowym występuje materia na gwiazdach, innych obiektach kosmicznych, a także w procesach termojądrowych.
Każdy stan agregacji jest określony przede wszystkim zakresem temperatur i ciśnień, dlatego dla wizualnej charakterystyki ilościowej stosuje się diagram fazowy substancji, który pokazuje zależność stanu agregacji od ciśnienia i temperatury.
Schemat stanu skupienia z krzywymi przemian fazowych: 1 - topienie-krystalizacja, 2 - wrzenie-kondensacja, 3 - sublimacja-desublimacja
Diagram stanu składa się z trzech głównych obszarów, które odpowiadają stanom krystalicznym, ciekłym i gazowym. Poszczególne obszary oddzielone są krzywymi odzwierciedlającymi przejścia fazowe:
- ciało stałe w ciecz i odwrotnie, ciecz w ciało stałe (krzywa topnienia-krystalizacji - wykres przerywany w kolorze zielonym)
- ciecz w gaz i odwrotna konwersja gazu w ciecz (krzywa wrzenia-kondensacji - niebieski wykres)
- ze stanu stałego do gazowego i gazowego do stałego (krzywa sublimacji-desublimacji – czerwony wykres).
Współrzędne przecięcia tych krzywych nazywane są punktem potrójnym, w którym w warunkach pewnego ciśnienia P \u003d P in i określonej temperatury T \u003d T in substancja może współistnieć w trzech stanach agregacji jednocześnie, a stany ciekły i stały mają tę samą prężność pary. Współrzędne Pv i Tv są jedynymi wartościami ciśnienia i temperatury, w których wszystkie trzy fazy mogą współistnieć jednocześnie.
Punkt K na diagramie fazowym stanu odpowiada temperaturze Tk – tzw. temperaturze krytycznej, w której energia kinetyczna cząstek przewyższa energię ich oddziaływania i dlatego linia rozdziału fazy ciekłej i gazowej jest równa usunięta, a substancja istnieje w stanie gazowym pod dowolnym ciśnieniem.
Z analizy diagramu fazowego wynika, że przy wysokim ciśnieniu większym niż w punkcie potrójnym (P c) nagrzewanie ciała stałego kończy się jego stopieniem, na przykład w P 1, topienie następuje w punkcie D. Dalszy wzrost temperatury od T d do Te prowadzi do wrzenia substancji przy danym ciśnieniu P 1 . Przy ciśnieniu Р 2 mniejszym niż ciśnienie w punkcie potrójnym Р в, ogrzewanie substancji prowadzi do jej przejścia bezpośrednio ze stanu krystalicznego do stanu gazowego (punkt Q), czyli do sublimacji. W przypadku większości substancji ciśnienie w punkcie potrójnym jest niższe niż ciśnienie pary nasyconej (P in
P para nasyconadlatego po podgrzaniu kryształy takich substancji nie topią się, ale odparowują, to znaczy ulegają sublimacji. Na przykład kryształy jodu lub „suchy lód” (stały CO 2) zachowują się w ten sposób.
Analiza diagramu stanu stan gazowy
W normalnych warunkach (273 K, 101325 Pa) zarówno substancje proste, których cząsteczki składają się z jednego (He, Ne, Ar) lub kilku prostych atomów (H 2, N 2, O 2), jak i substancje złożone o niskim masa molowa (CH 4, HCl, C 2 H 6).
Ponieważ energia kinetyczna cząstek gazu przekracza ich energię potencjalną, cząsteczki w stanie gazowym poruszają się w sposób ciągły i losowy. Ze względu na duże odległości między cząsteczkami siły oddziaływania międzycząsteczkowego w gazach są tak małe, że nie są wystarczające, aby przyciągnąć cząstki do siebie i utrzymać je razem. Z tego powodu gazy nie mają własnego kształtu i charakteryzują się małą gęstością oraz dużą zdolnością do sprężania i rozszerzania. Dlatego gaz stale naciska na ścianki naczynia, w którym się znajduje, jednakowo we wszystkich kierunkach.
Do badania zależności pomiędzy najważniejszymi parametrami gazu (ciśnieniem P, temperaturą T, ilością substancji n, masą molową M, masą m) wykorzystuje się najprostszy model stanu gazowego - gaz doskonały, które opiera się na następujących założeniach:
- można pominąć interakcję między cząsteczkami gazu;
- same cząstki są punktami materialnymi, które nie mają własnego rozmiaru.
Za najbardziej ogólne równanie opisujące model gazu doskonałego uważa się równania Mendelejew-Clapeyron na jeden mol substancji:
Jednak zachowanie gazu rzeczywistego z reguły różni się od gazu idealnego. Wyjaśnia to, po pierwsze, fakt, że między cząsteczkami prawdziwego gazu nadal istnieją niewielkie siły wzajemnego przyciągania, które w pewnym stopniu ściskają gaz. Mając to na uwadze, całkowite ciśnienie gazu wzrasta o tę wartość A/v2, który uwzględnia dodatkowe ciśnienie wewnętrzne spowodowane wzajemnym przyciąganiem cząsteczek. W rezultacie całkowite ciśnienie gazu wyraża się sumą P+ A/v2. Po drugie, cząsteczki prawdziwego gazu mają wprawdzie niewielką, ale dość określoną objętość B , więc rzeczywista objętość całego gazu w przestrzeni wynosi V- B . Podstawiając rozważane wartości do równania Mendelejewa-Clapeyrona, otrzymujemy równanie stanu gazu rzeczywistego, które nazywa się Równanie van der Waalsa:
Gdzie A I B są współczynnikami empirycznymi, które wyznacza się w praktyce dla każdego gazu rzeczywistego. Ustalono, że współczynnik A ma dużą wartość dla gazów, które łatwo ulegają skropleniu (na przykład CO 2, NH 3), a współczynnik B - wręcz przeciwnie, im większy rozmiar, tym większe cząsteczki gazu (na przykład gazowe węglowodory).
Równanie van der Waalsa opisuje zachowanie prawdziwego gazu znacznie dokładniej niż równanie Mendelejewa-Clapeyrona, które mimo to jest szeroko stosowane w obliczeniach praktycznych ze względu na jego jasne znaczenie fizyczne. Choć stan idealny gazu jest przypadkiem granicznym, wyimaginowanym, prostota odpowiadających mu praw, możliwość ich zastosowania do opisu właściwości wielu gazów przy niskich ciśnieniach i wysokich temperaturach, sprawia, że model gazu idealnego jest bardzo wygodny .
Płynny stan materii
Stan ciekły dowolnej substancji jest stabilny termodynamicznie w pewnym zakresie temperatur i ciśnień charakterystycznych dla charakteru (składu) substancji. Górną granicą temperatury stanu ciekłego jest temperatura wrzenia, powyżej której substancja w warunkach stałego ciśnienia przechodzi w stan gazowy. Dolną granicą stanu stabilnego istnienia cieczy jest temperatura krystalizacji (krzepnięcia). Temperatury wrzenia i krystalizacji mierzone przy ciśnieniu 101,3 kPa nazywane są normalnymi.
W przypadku zwykłych cieczy nieodłączną cechą jest izotropia - jednorodność właściwości fizycznych we wszystkich kierunkach w obrębie substancji. Czasami na określenie izotropii używa się również innych terminów: niezmienność, symetria w odniesieniu do wyboru kierunku.
W kształtowaniu poglądów na naturę stanu ciekłego ogromne znaczenie ma koncepcja stanu krytycznego, którą odkrył Mendelejew (1860):
Stan krytyczny to stan równowagi, w którym zanika granica separacji cieczy od jej pary, gdyż ciecz i jej para nasycona uzyskują te same właściwości fizyczne.
W stanie krytycznym wartości zarówno gęstości, jak i objętości właściwych cieczy i jej pary nasyconej stają się takie same.
Ciekły stan skupienia jest pośredni pomiędzy gazowym i stałym. Niektóre właściwości przybliżają stan ciekły do stałego. Jeśli ciała stałe charakteryzują się sztywnym uporządkowaniem cząstek, które rozciąga się na odległość setek tysięcy promieni międzyatomowych lub międzycząsteczkowych, to w stanie ciekłym z reguły obserwuje się nie więcej niż kilkadziesiąt uporządkowanych cząstek. Wyjaśnia to fakt, że szybko powstaje porządek pomiędzy cząstkami w różnych miejscach ciekłej substancji i równie szybko zostaje ponownie „zatarty” przez drgania termiczne cząstek. Jednocześnie ogólna gęstość „upakowania” cząstek niewiele różni się od gęstości ciała stałego, więc gęstość cieczy nie różni się zbytnio od gęstości większości ciał stałych. Ponadto zdolność cieczy do kompresji jest prawie tak mała jak w ciałach stałych (około 20 000 razy mniejsza niż gazów).
Analiza strukturalna potwierdziła, że tzw zamówienie krótkiego zasięgu, co oznacza, że liczba najbliższych „sąsiadów” każdej cząsteczki i ich wzajemne rozmieszczenie są w przybliżeniu takie same w całej objętości.
Nazywa się stosunkowo małą liczbą cząstek o różnym składzie, połączonych siłami oddziaływania międzycząsteczkowego grupa . Jeśli wszystkie cząstki w cieczy są takie same, wówczas taki klaster nazywa się współpracownik . To właśnie w skupiskach i skojarzeniach obserwuje się porządek krótkiego zasięgu.
Stopień uporządkowania różnych cieczy zależy od temperatury. W niskich temperaturach nieco powyżej temperatury topnienia stopień uporządkowania rozmieszczenia cząstek jest bardzo wysoki. Wraz ze wzrostem temperatury maleje, a wraz ze wzrostem temperatury właściwości cieczy coraz bardziej zbliżają się do właściwości gazów, a po osiągnięciu temperatury krytycznej zanika różnica między stanem ciekłym i gazowym.
Bliskość stanu ciekłego do stanu stałego potwierdzają wartości standardowych entalpii parowania DH 0 parowania i topnienia DH 0 topnienia. Przypomnijmy, że wartość parowania DH 0 pokazuje ilość ciepła potrzebną do przekształcenia 1 mola cieczy w parę pod ciśnieniem 101,3 kPa; taką samą ilość ciepła zużywa się na skraplanie 1 mola pary do cieczy w tych samych warunkach (tzn. parowanie DH 0 = kondensacja DH 0). Nazywa się ilość ciepła potrzebną do przekształcenia 1 mola ciała stałego w ciecz pod ciśnieniem 101,3 kPa standardowa entalpia topnienia; taka sama ilość ciepła jest wydzielana podczas krystalizacji 1 mola cieczy w warunkach normalnego ciśnienia (topienie DH 0 = krystalizacja DH 0). Wiadomo, że parowanie DH 0<< DН 0 плавления, поскольку переход из твердого состояния в жидкое сопровождается меньшим нарушением межмолекулярного притяжения, чем переход из жидкого в газообразное состояние.
Jednak inne ważne właściwości cieczy są bardziej podobne do właściwości gazów. Tak więc, podobnie jak gazy, ciecze mogą przepływać - nazywa się tę właściwość płynność . Mogą oprzeć się przepływowi, to znaczy są nieodłączne lepkość . Na te właściwości wpływają siły przyciągania między cząsteczkami, masa cząsteczkowa ciekłej substancji i inne czynniki. Lepkość cieczy jest około 100 razy większa niż lepkość gazów. Podobnie jak gazy, ciecze mogą dyfundować, ale ze znacznie mniejszą szybkością, ponieważ cząstki cieczy są upakowane gęściej niż cząstki gazu.
Jedną z najciekawszych właściwości stanu ciekłego, która nie jest charakterystyczna ani dla gazów, ani dla ciał stałych, jest napięcie powierzchniowe .
Schemat napięcia powierzchniowego cieczy Na cząsteczkę znajdującą się w objętości cieczy siły międzycząsteczkowe działają równomiernie ze wszystkich stron. Jednakże na powierzchni cieczy równowaga tych sił zostaje zaburzona, w wyniku czego na cząsteczki powierzchniowe działa jakaś siła wypadkowa, która skierowana jest do wnętrza cieczy. Z tego powodu powierzchnia cieczy znajduje się w stanie napięcia. Napięcie powierzchniowe to minimalna siła, która utrzymuje cząsteczki cieczy wewnątrz, zapobiegając w ten sposób kurczeniu się powierzchni cieczy.
Budowa i właściwości ciał stałych
Większość znanych substancji, zarówno naturalnych, jak i sztucznych, w normalnych warunkach występuje w stanie stałym. Ze wszystkich znanych dziś związków około 95% to ciała stałe, które stały się ważne, ponieważ stanowią podstawę nie tylko materiałów konstrukcyjnych, ale także funkcjonalnych.
- Materiały konstrukcyjne to ciała stałe lub ich kompozycje, które są używane do wytwarzania narzędzi, artykułów gospodarstwa domowego i różnych innych konstrukcji.
- Materiały funkcjonalne to ciała stałe, których zastosowanie wynika z obecności w nich pewnych użytecznych właściwości.
Na przykład stal, aluminium, beton, ceramika należą do materiałów konstrukcyjnych, a półprzewodniki, luminofory do funkcjonalnych.
W stanie stałym odległości między cząstkami materii są małe i mają ten sam rząd wielkości, co same cząstki. Energie interakcji między nimi są na tyle duże, że uniemożliwiają swobodny ruch cząstek – mogą one oscylować jedynie wokół pewnych pozycji równowagi, np. wokół węzłów sieci krystalicznej. Brak możliwości swobodnego poruszania się cząstek prowadzi do jednej z najbardziej charakterystycznych cech ciał stałych – obecności własnego kształtu i objętości. Zdolność do ściskania ciał stałych jest bardzo mała, a gęstość duża i mało zależna od zmian temperatury. Wszystkie procesy zachodzące w materii stałej zachodzą powoli. Prawa stechiometrii dla ciał stałych mają inne i z reguły szersze znaczenie niż dla substancji gazowych i ciekłych.
Szczegółowy opis ciał stałych jest zbyt obszerny dla tego materiału i dlatego został omówiony w osobnych artykułach: i.
Skupiony stan skupienia
Substancja- rzeczywisty zbiór cząstek połączonych wiązaniami chemicznymi i znajdujących się pod pewnymi warunkami w jednym ze stanów agregacji. Każda substancja składa się ze zbioru bardzo dużej liczby cząstek: atomów, cząsteczek, jonów, które mogą łączyć się ze sobą w asocjaty, zwane także agregatami lub klastrami. W zależności od temperatury i zachowania cząstek w asocjatach (wzajemne rozmieszczenie cząstek, ich liczba i oddziaływanie w asocjacie, a także rozmieszczenie asocjatów w przestrzeni i ich wzajemne oddziaływanie) substancja może znajdować się w dwóch głównych stanach agregacji - krystaliczny (stały) lub gazowy, oraz w przejściowych stanach agregacji - amorficzny (stały), ciekły kryształ, ciecz i para. Stałe, ciekłokrystaliczne i ciekłe stany skupienia ulegają kondensacji, a pary i gazy są silnie wyładowywane.
Faza- jest to zbiór jednorodnych mikroobszarów, charakteryzujących się tym samym uporządkowaniem i koncentracją cząstek, zamkniętych w makroskopowej objętości substancji ograniczonej powierzchnią międzyfazową. W tym rozumieniu faza jest charakterystyczna tylko dla substancji znajdujących się w stanie krystalicznym i gazowym, ponieważ są to jednorodne stany agregatowe.
metafaza- jest to zbiór heterogenicznych mikroobszarów, które różnią się między sobą stopniem uporządkowania cząstek lub ich stężeniem i są zamknięte w makroskopowej objętości substancji ograniczonej powierzchnią międzyfazową. W tym rozumieniu metafaza jest charakterystyczna tylko dla substancji znajdujących się w niejednorodnych przejściowych stanach agregacji. Różne fazy i metafazy mogą się ze sobą mieszać, tworząc jeden stan skupienia, po czym nie ma między nimi interfejsu.
Zwykle nie oddziela się pojęcia „podstawowego” i „przejściowego” stanu skupienia. Pojęcia „stan skupienia”, „faza” i „mezofaza” są często używane jako synonimy. Wskazane jest rozważenie pięciu możliwych stanów agregatowych stanu substancji: ciało stałe, ciekły kryształ, ciecz, para, gaz. Przejście jednej fazy do drugiej nazywa się przejściem fazowym pierwszego i drugiego rzędu. Przejścia fazowe pierwszego rodzaju charakteryzują się:
Nagła zmiana wielkości fizycznych opisujących stan materii (objętość, gęstość, lepkość itp.);
Określona temperatura, w której następuje dane przejście fazowe
Pewne ciepło, które charakteryzuje to przejście, ponieważ rozrywać wiązania międzycząsteczkowe.
Przejścia fazowe pierwszego rodzaju obserwuje się podczas przejścia z jednego stanu skupienia do innego stanu skupienia. Przejścia fazowe drugiego rodzaju obserwuje się, gdy zmienia się uporządkowanie cząstek w tym samym stanie skupienia, charakteryzują się one:
Stopniowa zmiana właściwości fizycznych substancji;
Zmiana uporządkowania cząstek substancji pod wpływem gradientu pól zewnętrznych lub w określonej temperaturze, zwanej temperaturą przemiany fazowej;
Ciepło przejść fazowych drugiego rzędu jest równe i bliskie zeru.
Zasadnicza różnica pomiędzy przejściami fazowymi pierwszego i drugiego rodzaju polega na tym, że podczas przejść pierwszego rzędu zmienia się przede wszystkim energia cząstek układu, a w przypadku przejść drugiego rodzaju – uporządkowanie cząstki systemu ulegają zmianom.
Przejście substancji ze stanu stałego w ciekły nazywa się topienie i charakteryzuje się temperaturą topnienia. Nazywa się przejście substancji ze stanu ciekłego w stan pary odparowanie i charakteryzuje się temperaturą wrzenia. W przypadku niektórych substancji o małej masie cząsteczkowej i słabych oddziaływaniach międzycząsteczkowych możliwe jest bezpośrednie przejście ze stanu stałego do stanu pary, z pominięciem stanu ciekłego. Takie przejście nazywa się sublimacja. Wszystkie te procesy mogą przebiegać w odwrotnym kierunku: wtedy są wywoływane zamrażanie, kondensacja, desublimacja.
Substancje, które nie ulegają rozkładowi podczas topnienia i wrzenia, mogą w zależności od temperatury i ciśnienia znajdować się we wszystkich czterech stanach skupienia.
Stan stały
W wystarczająco niskich temperaturach prawie wszystkie substancje są w stanie stałym. W tym stanie odległość między cząsteczkami substancji jest porównywalna z wielkością samych cząstek, co zapewnia ich silne oddziaływanie i znaczny nadmiar ich energii potencjalnej nad energią kinetyczną. Prowadzi to do wewnętrznego porządku w ułożeniu cząstek. Dlatego ciała stałe charakteryzują się własnym kształtem, wytrzymałością mechaniczną, stałą objętością (są praktycznie nieściśliwe). W zależności od stopnia uporządkowania cząstek, ciała stałe dzielą się na krystaliczny i amorficzny.
Substancje krystaliczne charakteryzują się obecnością porządku w układzie wszystkich cząstek. Faza stała substancji krystalicznych składa się z cząstek tworzących jednorodną strukturę, charakteryzującą się ścisłą powtarzalnością tej samej komórki elementarnej we wszystkich kierunkach. Komórka elementarna kryształu charakteryzuje się trójwymiarową okresowością układu cząstek, tj. jego sieć krystaliczna. Sieci krystaliczne są klasyfikowane według rodzaju cząstek tworzących kryształ i charakteru sił przyciągania między nimi.
Wiele substancji krystalicznych, w zależności od warunków (temperatura, ciśnienie), może mieć różną strukturę krystaliczną. Zjawisko to nazywa się wielopostaciowość. Znane polimorficzne modyfikacje węgla: grafit, fuleren, diament, karabinek.
Substancje amorficzne (bezkształtne). Stan ten jest typowy dla polimerów. Długie cząsteczki łatwo się wyginają i splatają z innymi cząsteczkami, co prowadzi do nieregularności w ułożeniu cząstek.
Różnica między cząstkami amorficznymi i krystalicznymi:
izotropia - identyczność właściwości fizycznych i chemicznych ciała lub ośrodka we wszystkich kierunkach, tj. niezależność właściwości od kierunku;
nie ma ustalonej temperatury topnienia.
Szkło, topiony kwarc i wiele polimerów ma strukturę amorficzną. Substancje amorficzne są mniej stabilne niż krystaliczne, dlatego każde ciało amorficzne może ostatecznie przejść do stanu energetycznie bardziej stabilnego - krystalicznego.
stan ciekły
Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta energia drgań termicznych cząstek i dla każdej substancji istnieje temperatura, od której energia drgań termicznych przewyższa energię wiązań. Cząsteczki mogą wykonywać różne ruchy, przesuwając się względem siebie. Nadal pozostają w kontakcie, chociaż zostaje naruszona prawidłowa struktura geometryczna cząstek - substancja występuje w stanie ciekłym. Ze względu na ruchliwość cząstek stan ciekły charakteryzuje się ruchem Browna, dyfuzją i lotnością cząstek. Ważną właściwością cieczy jest lepkość, która charakteryzuje siły wzajemne, które uniemożliwiają swobodny przepływ cieczy.
Ciecze zajmują pozycję pośrednią pomiędzy stanem gazowym i stałym. Struktura bardziej uporządkowana niż gaz, ale mniej niż ciało stałe.
Stany parowe i gazowe
Stan parowo-gazowy zwykle nie jest rozróżniany.
Gaz - jest to wysoce rozrzedzony, jednorodny układ, składający się z pojedynczych cząsteczek znacznie od siebie oddalonych, co można uznać za pojedynczą fazę dynamiczną.
Para - jest to silnie rozładowany układ niejednorodny, będący mieszaniną cząsteczek i niestabilnych małych towarzyszów składających się z tych cząsteczek.
Teoria molekularno-kinetyczna wyjaśnia właściwości gazu doskonałego w oparciu o następujące założenia: cząsteczki wykonują ciągły, losowy ruch; objętość cząsteczek gazu jest znikoma w porównaniu z odległościami międzycząsteczkowymi; pomiędzy cząsteczkami gazu nie występują siły przyciągające ani odpychające; średnia energia kinetyczna cząsteczek gazu jest proporcjonalna do jego temperatury bezwzględnej. Ze względu na znikome siły oddziaływania międzycząsteczkowego i obecność dużej wolnej objętości, gazy charakteryzują się: dużą prędkością ruchu termicznego i dyfuzją molekularną, chęcią cząsteczek do zajęcia jak największej objętości, a także wysoką ściśliwością .
Izolowany układ fazy gazowej charakteryzuje się czterema parametrami: ciśnieniem, temperaturą, objętością, ilością substancji. Zależność pomiędzy tymi parametrami opisuje równanie stanu gazu doskonałego:
R = 8,31 kJ/mol to uniwersalna stała gazowa.
Cała materia może istnieć w jednej z czterech form. Każdy z nich jest pewnym zbiorczym stanem materii. W naturze Ziemi tylko jeden jest reprezentowany w trzech z nich na raz. To jest woda. Łatwo zobaczyć, jak odparowuje, topi się i twardnieje. Czyli para, woda i lód. Naukowcy nauczyli się zmieniać zbiorcze stany materii. Największą trudnością jest dla nich tylko plazma. Stan ten wymaga specjalnych warunków.
Czym jest, od czego zależy i czym się charakteryzuje?
Jeśli ciało przeszło w inny skupiony stan materii, nie oznacza to, że pojawiło się coś innego. Substancja pozostaje ta sama. Jeśli ciecz miała cząsteczki wody, to te same będą w parze z lodem. Zmieni się jedynie ich położenie, prędkość poruszania się i siły wzajemnego oddziaływania.
Studiując temat „Stany agregatowe (klasa 8)” brane są pod uwagę tylko trzy z nich. Są to ciecz, gaz i ciało stałe. Ich przejawy zależą od warunków fizycznych środowiska. Charakterystykę tych stanów przedstawiono w tabeli.
| Zbiorcza nazwa stanu | solidny | płyn | gaz |
| Jego właściwości | zachowuje swój kształt i objętość | ma stałą objętość, przybiera formę naczynia | nie ma stałej objętości i kształtu |
| Układ cząsteczek | w węzłach sieci krystalicznej | nieporządny | chaotyczny |
| Odległość między nimi | porównywalna z wielkością cząsteczek | w przybliżeniu równy rozmiarowi cząsteczek | znacznie większe niż ich rozmiar. |
| Jak poruszają się cząsteczki | oscylować wokół punktu sieci | nie ruszaj się z punktu równowagi, ale czasami wykonuj duże skoki | nieregularny, sporadycznie dochodzi do kolizji |
| Jak wchodzą w interakcję | mocno przyciągane | silnie się do siebie przyciągają | nie są przyciągane, podczas uderzeń ujawniają się siły odpychające |
Stan pierwszy: stały
Zasadniczą różnicą od innych jest to, że cząsteczki mają ściśle określone miejsce. Mówiąc o stałym stanie skupienia, najczęściej mają na myśli kryształy. W nich struktura sieci jest symetryczna i ściśle okresowa. Dlatego jest zawsze zachowywane, bez względu na to, jak daleko rozprzestrzeni się ciało. Ruch oscylacyjny cząsteczek substancji nie wystarczy, aby zniszczyć tę sieć.
Ale są też ciała amorficzne. Brakuje im ścisłej struktury w rozmieszczeniu atomów. Mogą być wszędzie. Ale to miejsce jest tak samo stabilne jak w ciele krystalicznym. Różnica między substancjami amorficznymi i krystalicznymi polega na tym, że nie mają one określonej temperatury topnienia (krzepnięcia) i charakteryzują się płynnością. Żywymi przykładami takich substancji są szkło i plastik.
Stan drugi: ciecz
Ten skupiony stan materii jest skrzyżowaniem ciała stałego i gazu. Łączy zatem w sobie pewne właściwości z pierwszej i drugiej. Zatem odległość między cząstkami i ich wzajemne oddziaływanie są podobne do tego, co miało miejsce w przypadku kryształów. Ale tutaj jest lokalizacja i ruch bliżej gazu. Dlatego ciecz nie zachowuje swojego kształtu, ale rozprzestrzenia się po naczyniu, do którego jest wlewana.
Stan trzeci: gaz
Dla nauki zwanej „fizyką” stan skupienia w postaci gazu nie jest na ostatnim miejscu. W końcu studiuje otaczający ją świat, a powietrze w nim jest bardzo powszechne.
Cechą tego stanu jest to, że siły oddziaływania między cząsteczkami są praktycznie nieobecne. To wyjaśnia ich swobodę ruchu. Dzięki temu substancja gazowa wypełnia całą dostarczoną jej objętość. Co więcej, wszystko można przenieść do tego stanu, wystarczy zwiększyć temperaturę o żądaną ilość.
Stan czwarty: plazma
Ten skupiony stan materii to gaz całkowicie lub częściowo zjonizowany. Oznacza to, że liczba w nim cząstek naładowanych ujemnie i dodatnio jest prawie taka sama. Taka sytuacja ma miejsce, gdy gaz jest podgrzewany. Następuje wówczas gwałtowne przyspieszenie procesu jonizacji termicznej. Polega to na tym, że cząsteczki dzielą się na atomy. Te ostatnie następnie zamieniają się w jony.
We wszechświecie taki stan jest bardzo powszechny. Ponieważ zawiera wszystkie gwiazdy i medium pomiędzy nimi. W granicach powierzchni Ziemi występuje niezwykle rzadko. Oprócz jonosfery i wiatru słonecznego, plazma jest możliwa tylko podczas burz. W błyskach piorunów powstają warunki, w których gazy atmosferyczne przechodzą w czwarty stan skupienia.
Nie oznacza to jednak, że plazma nie została wytworzona w laboratorium. Pierwszą rzeczą, którą można było odtworzyć, było wyładowanie gazowe. Plazma wypełnia teraz świetlówki i neony.
Jak przebiega przejście między stanami?
Aby to zrobić, musisz stworzyć określone warunki: stałe ciśnienie i określoną temperaturę. W tym przypadku zmianie stanów agregatowych substancji towarzyszy uwolnienie lub absorpcja energii. Co więcej, przejście to nie następuje błyskawicznie, ale wymaga pewnego czasu. W tym czasie warunki muszą pozostać niezmienione. Przejście następuje przy jednoczesnym istnieniu materii w dwóch formach, które zachowują równowagę termiczną.
Pierwsze trzy stany materii mogą wzajemnie przechodzić jeden w drugi. Istnieją procesy bezpośrednie i odwrotne. Mają następujące nazwy:
- topienie(ze stanu stałego do ciekłego) i krystalizacja na przykład topnienie lodu i krzepnięcie wody;
- odparowanie(z cieczy do gazu) i kondensacja przykładem jest odparowanie wody i jej produkcja z pary;
- sublimacja(ze stanu stałego do gazowego) i desublimacja na przykład wyparowanie suchego zapachu w przypadku pierwszego z nich i mroźne wzory na szkle w przypadku drugiego.
Fizyka topnienia i krystalizacji
Jeśli ciało stałe jest podgrzewane, to w określonej temperaturze, tzw temperatura topnienia konkretnej substancji, rozpocznie się zmiana stanu skupienia, nazywana topnieniem. Procesowi temu towarzyszy pochłanianie energii, co nazywa się ilość ciepła i jest oznaczony literą Q. Aby to obliczyć, musisz to wiedzieć ciepło właściwe topnienia, co jest oznaczone λ . A formuła wygląda następująco:
Q=λ*m, gdzie m jest masą substancji biorącej udział w topnieniu.
Jeżeli zachodzi proces odwrotny, czyli krystalizacja cieczy, wówczas warunki się powtarzają. Jedyna różnica polega na tym, że uwalniana jest energia, a we wzorze pojawia się znak minus.
Fizyka parowania i kondensacji
W miarę dalszego ogrzewania substancja będzie stopniowo zbliżać się do temperatury, w której rozpocznie się jej intensywne parowanie. Proces ten nazywa się parowaniem. Charakteryzuje się ponownie absorpcją energii. Aby to obliczyć, musisz to wiedzieć ciepło właściwe parowania R. A formuła będzie następująca:
Q=r*m.
Proces odwrotny, czyli kondensacja, zachodzi przy uwalnianiu tej samej ilości ciepła. Dlatego we wzorze ponownie pojawia się minus.
W zależności od temperatury i ciśnienia każda substancja może przyjmować różne stany skupienia. Każdy taki stan charakteryzuje się pewnymi właściwościami jakościowymi, które pozostają niezmienione w ramach temperatur i ciśnień wymaganych dla danego stanu skupienia.
Do charakterystycznych właściwości stanów agregatowych zalicza się np. zdolność ciała w stanie stałym do zachowania swojego kształtu i odwrotnie, zdolność ciała płynnego do zmiany kształtu. Czasami jednak granice pomiędzy różnymi stanami materii są dość rozmyte, jak w przypadku ciekłych kryształów, czyli tzw. „ciał amorficznych”, które mogą być elastyczne jak ciała stałe i płynne jak ciecze.
Przejście między stanami agregacji może nastąpić wraz z uwolnieniem darmowej energii, zmianami gęstości, entropii lub innych wielkości fizycznych. Przejście z jednego stanu skupienia do drugiego nazywa się przejściem fazowym, a zjawiska towarzyszące takim przejściom nazywane są zjawiskami krytycznymi.
Lista znanych stanów agregatowych
Solidny |
||
|---|---|---|
Ciała stałe, których atomy lub cząsteczki nie tworzą sieci krystalicznej. |
||
Ciało stałe, którego atomy lub cząsteczki tworzą sieć krystaliczną. |
||
mezofaza |
||
Ciekły kryształ to stan fazowy, w którym substancja ma jednocześnie właściwości cieczy i właściwości kryształów. |
||
Płyn |
||
Stan skupienia w temperaturach powyżej temperatury topnienia i poniżej temperatury wrzenia. |
||
Ciecz, której temperatura przekracza temperaturę wrzenia. |
||
Ciecz, której temperatura jest niższa od temperatury krystalizacji. |
||
Stan ciekłej substancji pod podciśnieniem wywołanym siłami van der Waalsa (siłami przyciągania pomiędzy cząsteczkami). |
||
Stan cieczy w temperaturze powyżej punktu krytycznego. |
||
Ciecz, na której właściwości wpływają efekty kwantowe. |
||
Stan materii, w którym występują bardzo słabe wiązania między cząsteczkami lub atomami. Nie nadaje się do matematycznego opisu gazu doskonałego. |
||
Gaz, na którego właściwości wpływają efekty kwantowe. |
||
Stan skupienia, reprezentowany przez zbiór pojedynczych naładowanych cząstek, których całkowity ładunek w dowolnej objętości układu jest równy zeru. |
||
Stan materii, w którym stanowi zbiór gluonów, kwarków i antykwarków. |
||
Chwilowy stan, podczas którego gluonowe pola siłowe są rozciągane pomiędzy jądrami. Poprzedzone plazmą kwarkowo-gluonową. |
||
gaz kwantowy |
||
Gaz złożony z fermionów, na którego właściwości wpływają efekty kwantowe. |
||
Gaz złożony z bozonów, na którego właściwości wpływają efekty kwantowe. |
||
Definicja 1
Zbiorcze stany skupienia(od łacińskiego „aggrego” oznacza „przywiązuję”, „wiążę”) - są to stany tej samej substancji w postaci stałej, ciekłej i gazowej.
Podczas przejścia z jednego stanu do drugiego obserwuje się nagłą zmianę energii, entropii, gęstości i innych właściwości materii.
Ciała stałe i ciekłe
Definicja 2ciała stałe- Są to ciała wyróżniające się stałością kształtu i objętości.
W ciałach stałych odległości międzycząsteczkowe są małe, a energię potencjalną cząsteczek można porównać z energią kinetyczną.
Ciała stałe dzielą się na 2 typy:
- krystaliczny;
- Amorficzny.
Tylko ciała krystaliczne znajdują się w stanie równowagi termodynamicznej. Ciała amorficzne to w rzeczywistości stany metastabilne, które swoją budową przypominają nierównowagowe, wolno krystalizujące ciecze. W ciele amorficznym zachodzi nadmiernie powolny proces krystalizacji, proces stopniowego przechodzenia substancji w fazę krystaliczną. Różnica między kryształem a amorficznym ciałem stałym polega przede wszystkim na anizotropii jego właściwości. Właściwości ciała krystalicznego określa się w zależności od kierunku w przestrzeni. Różne procesy (na przykład przewodność cieplna, przewodność elektryczna, światło, dźwięk) rozchodzą się w różnych kierunkach ciała stałego na różne sposoby. Ale ciała amorficzne (na przykład szkło, żywice, tworzywa sztuczne) są izotropowe, podobnie jak ciecze. Różnica między ciałami amorficznymi a cieczami polega jedynie na tym, że te ostatnie są płynne, nie występują w nich statyczne odkształcenia ścinające.
Ciała krystaliczne mają prawidłową budowę molekularną. To dzięki prawidłowej strukturze kryształ ma właściwości anizotropowe. Prawidłowe ułożenie atomów kryształu tworzy tzw. sieć krystaliczną. W różnych kierunkach położenie atomów w siatce jest różne, co prowadzi do anizotropii. Atomy (jony lub całe cząsteczki) w sieci krystalicznej wykonują losowy ruch oscylacyjny w pobliżu środkowych pozycji, które są uważane za węzły sieci krystalicznej. Im wyższa temperatura, tym wyższa energia oscylacji, a co za tym idzie, średnia amplituda oscylacji. W zależności od amplitudy oscylacji określa się wielkość kryształu. Wzrost amplitudy oscylacji prowadzi do wzrostu wielkości ciała. W ten sposób wyjaśniono rozszerzalność cieplną ciał stałych.
Definicja 3
ciała płynne- Są to ciała, które mają określoną objętość, ale nie mają elastycznego kształtu.
Substancja w stanie ciekłym charakteryzuje się silnym oddziaływaniem międzycząsteczkowym i niską ściśliwością. Ciecz zajmuje pozycję pośrednią pomiędzy ciałem stałym a gazem. Ciecze, podobnie jak gazy, mają właściwości izotopowe. Ponadto ciecz ma właściwość płynności. W nim, podobnie jak w gazach, nie ma ciał naprężeń ścinających (naprężeń ścinających). Ciecze są ciężkie, to znaczy ich ciężar właściwy można porównać z ciężarem właściwym ciał stałych. W pobliżu temperatur krystalizacji ich pojemność cieplna i inne właściwości termiczne są zbliżone do ciał stałych. W cieczach obserwuje się w pewnym stopniu prawidłowe rozmieszczenie atomów, ale tylko na małych obszarach. Tutaj atomy również wykonują ruch oscylacyjny wokół węzłów komórki kwazikrystalicznej, ale w przeciwieństwie do atomów ciała stałego okresowo przeskakują z jednego węzła do drugiego. W rezultacie ruch atomów będzie bardzo złożony: oscylacyjny, ale jednocześnie środek oscylacji porusza się w przestrzeni.
Definicja 4Gaz Jest to stan materii, w którym odległości pomiędzy cząsteczkami są ogromne.
Siły oddziaływania między cząsteczkami przy niskich ciśnieniach można pominąć. Cząsteczki gazu wypełniają całą objętość przewidzianą dla gazu. Gazy uważa się za pary silnie przegrzane lub nienasycone. Szczególnym rodzajem gazu jest plazma (gaz częściowo lub całkowicie zjonizowany, w którym gęstość ładunków dodatnich i ujemnych jest prawie taka sama). Oznacza to, że plazma jest gazem naładowanych cząstek oddziałujących ze sobą za pomocą sił elektrycznych na dużą odległość, ale nie zawierających cząstek bliskich ani dalekich.
Jak wiadomo, substancje potrafią przechodzić z jednego stanu skupienia do drugiego.
Definicja 5
Odparowanie- jest to proces zmiany stanu skupienia substancji, w którym cząsteczki wylatują z powierzchni ciała płynnego lub stałego, których energia kinetyczna przekształca energię potencjalną oddziaływania cząsteczek.
Parowanie jest przemianą fazową. Podczas parowania część cieczy lub ciała stałego zamienia się w parę.
Definicja 6
Substancję w stanie gazowym, która jest w równowadze dynamicznej z cieczą, nazywa się nasyconą prom. W tym przypadku zmiana energii wewnętrznej ciała jest równa:
∆ U = ± m r (1) ,
gdzie m jest masą ciała, r jest ciepłem właściwym parowania (J / kg g).
Definicja 7
Kondensacja jest odwrotnym procesem parowania.
Zmianę energii wewnętrznej oblicza się ze wzoru (1) .
Definicja 8
Topienie- Jest to proces przekształcania substancji ze stanu stałego w stan ciekły, proces zmiany stanu skupienia substancji.
Kiedy substancja jest podgrzewana, jej energia wewnętrzna wzrasta, dlatego wzrasta prędkość ruchu termicznego cząsteczek. Kiedy substancja osiąga temperaturę topnienia, sieć krystaliczna ciała stałego ulega zniszczeniu. Zniszczeniu ulegają także wiązania między cząsteczkami, a energia oddziaływania między cząsteczkami wzrasta. Ciepło przekazane ciału zwiększa energię wewnętrzną tego ciała, a część energii jest zużywana na wykonanie pracy polegającej na zmianie objętości ciała po jego stopieniu. W przypadku wielu ciał krystalicznych objętość wzrasta po stopieniu, ale są wyjątki (na przykład lód, żeliwo). Ciała amorficzne nie mają określonej temperatury topnienia. Topnienie to przejście fazowe, które charakteryzuje się nagłą zmianą pojemności cieplnej w temperaturze topnienia. Temperatura topnienia zależy od substancji i pozostaje stała podczas procesu. Wtedy zmiana energii wewnętrznej ciała jest równa:
∆ U = ± m λ (2) ,
gdzie λ jest ciepłem właściwym topnienia (D f / k g) .
Definicja 9
Krystalizacja jest odwrotnym procesem topienia.
Zmianę energii wewnętrznej oblicza się ze wzoru (2) .
Zmianę energii wewnętrznej każdego ciała układu podczas ogrzewania lub chłodzenia oblicza się ze wzoru:
∆ U = m do ∆ T (3) ,
gdzie c to ciepło właściwe substancji, J do g K, △ T to zmiana temperatury ciała.
Definicja 10
Rozważając przemiany substancji z jednego stanu skupienia w drugi, nie można obejść się bez tzw równania bilansu cieplnego: całkowita ilość ciepła uwolnionego w systemie izolowanym termicznie jest równa ilości ciepła (całkowitej), które zostało pochłonięte w tym systemie.
Pytanie 1 + Pytanie 2 + Pytanie 3 + . . . + Q n = Q " 1 + Q " 2 + Q " 3 + . . . + Q " k .
Zasadniczo równanie bilansu cieplnego jest prawem zachowania energii dla procesów wymiany ciepła w układach izolowanych termicznie.
Przykład 1
W izolowanym cieplnie naczyniu znajduje się woda i lód o temperaturze t i = 0 ° C. Masa wody m υ i lodu m i wynosi odpowiednio 0,5 kg i 60 g. Para wodna o masie m p = 10 g wprowadzana jest do wody o temperaturze t p = 100 ° C. Jaka będzie temperatura wody w naczyniu po ustaleniu się równowagi termicznej? W takim przypadku nie trzeba brać pod uwagę pojemności cieplnej naczynia.
Obrazek 1
Rozwiązanie
Ustalmy, jakie procesy zachodzą w układzie, jakie zbiorcze stany materii zaobserwowaliśmy, a jakie uzyskaliśmy.
Para wodna skrapla się, wydzielając ciepło.
Energia cieplna jest wydawana na topienie lodu i być może podgrzewanie dostępnej i uzyskanej z lodu wody.
Przede wszystkim sprawdźmy, ile ciepła wydziela się podczas kondensacji dostępnej masy pary:
Q p = - r m p ; Q p \u003d 2, 26 10 6 10 - 2 \u003d 2, 26 10 4 (D w),
tutaj z materiałów odniesienia mamy r = 2,26 10 6 J k g - ciepło właściwe parowania (wykorzystuje się je również do kondensacji).
Do stopienia lodu potrzebna jest następująca ilość ciepła:
Q ja \u003d λ m ja Q i \u003d 6 10 - 2 3, 3 10 5 ≈ 2 10 4 (D w),
tutaj z materiałów odniesienia mamy λ = 3, 3 10 5 J k g - ciepło właściwe topnienia lodu.
Okazuje się, że para oddaje więcej ciepła niż to konieczne, tylko po to, aby stopić istniejący lód, co oznacza, że równanie bilansu cieplnego zapisujemy następująco:
r m p + do m p (T p - T) = λ m ja + do (m υ + m ja) (T - T ja) .
Ciepło wydziela się podczas kondensacji pary o masie m p i schładzania wody powstałej z pary od temperatury T p do żądanej T . Ciepło jest pobierane, gdy lód o masie m topi się, a woda o masie m υ + m i ogrzewa się od temperatury T i do T . Oznaczmy T - T i = ∆ T dla różnicy T p - T otrzymujemy:
T p - T = T p - T ja - ∆ T = 100 - ∆ T .
Równanie bilansu cieplnego będzie wyglądać następująco:
r m p + do m p (100 - ∆ T) = λ m ja + do (m υ + m ja) ∆ T ; do (m υ + m ja + m p) ∆ T = r m p + do m p 100 - λ m ja ; ∆ T = r m p + do m p 100 - λ m ja do m υ + m ja + m p .
Dokonajmy obliczeń, biorąc pod uwagę fakt, że pojemność cieplna wody jest tabelaryczna
c \u003d 4, 2 10 3 J k g K, T p \u003d t p + 273 \u003d 373 K, T ja \u003d t ja + 273 \u003d 273 K: ∆ T \u003d 2, 26 10 6 10 - 2 + 4 , 2 10 3 10 - 2 10 2 - 6 10 - 2 3, 3 10 5 4, 2 10 3 5, 7 10 - 1 ≈ 3 (K),
wtedy T = 273 + 3 = 276 K
Odpowiedź: Temperatura wody w naczyniu po ustaleniu się równowagi termicznej wyniesie 276 K.
Przykład 2
Rysunek 2 pokazuje przekrój izotermy, który odpowiada przejściu substancji ze stanu krystalicznego do ciekłego. Co odpowiada tej sekcji na diagramie p, T?
Rysunek 2
Odpowiedź: Cały zbiór stanów, które są pokazane na wykresie p, V w postaci poziomego odcinka linii na wykresie p, T, jest pokazany przez jeden punkt, który wyznacza wartości p i T, przy których następuje przejście z jednego stanu następuje agregacja do innego.
Jeśli zauważysz błąd w tekście, zaznacz go i naciśnij Ctrl+Enter
