Estados agregados de sustancias químicas. Estado agregado de una sustancia. Cambios en los estados agregados de la materia.

Estado de agregación- este es el estado de una sustancia en un cierto rango de temperaturas y presiones, caracterizado por propiedades: la capacidad (sólido) o incapacidad (líquido, gas) de mantener el volumen y la forma; la presencia o ausencia de orden de largo alcance (sólido) o de corto alcance (líquido) y otras propiedades.

Una sustancia puede estar en tres estados de agregación: sólido, líquido o gaseoso; en la actualidad, se distingue un estado plasmático (iónico) adicional.

EN gaseoso En este estado, la distancia entre los átomos y las moléculas de una sustancia es grande, las fuerzas de interacción son pequeñas y las partículas, que se mueven caóticamente en el espacio, tienen una gran energía cinética que excede la energía potencial. Un material en estado gaseoso no tiene forma ni volumen propios. El gas llena todo el espacio disponible. Este estado es típico de sustancias de baja densidad.

EN líquido En el estado, solo se conserva el orden de corto alcance de los átomos o moléculas, cuando en el volumen de una sustancia aparecen periódicamente áreas individuales con una disposición ordenada de los átomos, pero la orientación mutua de estas áreas también está ausente. El orden de corto alcance es inestable y bajo la influencia de las vibraciones térmicas de los átomos puede desaparecer o reaparecer. Las moléculas líquidas no tienen una posición específica y, al mismo tiempo, no tienen total libertad de movimiento. El material en estado líquido no tiene forma propia; sólo conserva su volumen. El líquido puede ocupar sólo una parte del volumen del recipiente, pero fluir libremente por toda la superficie del recipiente. El estado líquido suele considerarse intermedio entre un sólido y un gas.

EN duro En una sustancia, la disposición de los átomos se vuelve estrictamente definida, naturalmente ordenada, las fuerzas de interacción entre las partículas se equilibran mutuamente, por lo que los cuerpos conservan su forma y volumen. La disposición ordenada regularmente de los átomos en el espacio caracteriza el estado cristalino; los átomos forman una red cristalina.

Los sólidos tienen una estructura amorfa o cristalina. Para amorfo Los cuerpos se caracterizan únicamente por un orden de corto alcance en la disposición de los átomos o moléculas, una disposición caótica de los átomos, moléculas o iones en el espacio. Ejemplos de cuerpos amorfos son el vidrio, la brea y el var, que aparentemente se encuentran en estado sólido, aunque en realidad fluyen lentamente, como un líquido. Los cuerpos amorfos, a diferencia de los cristalinos, no tienen un punto de fusión específico. Los sólidos amorfos ocupan una posición intermedia entre los sólidos cristalinos y los líquidos.

La mayoría de los sólidos tienen cristalino Estructura caracterizada por la disposición ordenada de átomos o moléculas en el espacio. La estructura cristalina se caracteriza por un orden de largo alcance, cuando los elementos de la estructura se repiten periódicamente; con orden de corto alcance no existe tal repetición correcta. Característica distintiva El cuerpo cristalino es la capacidad de mantener la forma. Un signo de un cristal ideal, cuyo modelo es una red espacial, es la propiedad de la simetría. La simetría se refiere a la capacidad teórica. red cristalina sólido alinearse consigo mismo mediante el reflejo especular de sus puntos desde un determinado plano, llamado plano de simetría. La simetría de la forma externa refleja la simetría de la estructura interna del cristal. Por ejemplo, todos los metales tienen una estructura cristalina y se caracterizan por dos tipos de simetría: cúbica y hexagonal.

En estructuras amorfas con una distribución desordenada de átomos, las propiedades de la sustancia en direcciones diferentes son iguales, es decir, las sustancias vítreas (amorfas) son isotrópicas.

Todos los cristales se caracterizan por la anisotropía. En los cristales, las distancias entre los átomos están ordenadas, pero en diferentes direcciones el grado de ordenamiento puede no ser el mismo, lo que conduce a diferencias en las propiedades de la sustancia cristalina en diferentes direcciones. La dependencia de las propiedades de una sustancia cristalina de la dirección en su red se llama anisotropía propiedades. La anisotropía se manifiesta al medir características tanto físicas como mecánicas y de otro tipo. Hay propiedades (densidad, capacidad calorífica) que no dependen de la dirección en el cristal. La mayoría de las características dependen de la elección de la dirección.

Es posible medir las propiedades de objetos que tienen un cierto volumen material: tamaños, desde varios milímetros hasta decenas de centímetros. Estos objetos con una estructura idéntica a la celda cristalina se denominan monocristales.

La anisotropía de propiedades se manifiesta en cristales individuales y está prácticamente ausente en una sustancia policristalina, que consta de muchos pequeños cristales orientados aleatoriamente. Por tanto, las sustancias policristalinas se denominan cuasiisotrópicas.

La cristalización de polímeros, cuyas moléculas pueden disponerse de forma ordenada para formar estructuras supramoleculares en forma de paquetes, espirales (glóbulos), fibrillas, etc., se produce en un determinado rango de temperaturas. La compleja estructura de las moléculas y sus agregados determina el comportamiento específico de los polímeros cuando se calientan. No pueden pasar a un estado líquido con baja viscosidad y no tienen un estado gaseoso. En forma sólida, los polímeros pueden encontrarse en estados vítreos, muy elásticos y viscosos. Los polímeros con moléculas lineales o ramificadas pueden cambiar de un estado a otro cuando cambia la temperatura, lo que se manifiesta en el proceso de deformación del polímero. En la Fig. La Figura 9 muestra la dependencia de la deformación con la temperatura.

Arroz. 9 Curva termomecánica de un polímero amorfo: t C , t T, t p - transición vítrea, fluidez y temperaturas de inicio de descomposición química, respectivamente; I - III - zonas de estado vítreo, muy elástico y viscoso, respectivamente; Δ yo- deformación.

La estructura espacial de la disposición de las moléculas determina únicamente el estado vítreo del polímero. En temperaturas bajas todos los polímeros se deforman elásticamente (Fig.9, zona yo). Por encima de la temperatura de transición vítrea t c un polímero amorfo con una estructura lineal se transforma en un estado altamente elástico ( zona II), y su deformación en los estados vítreo y altamente elástico es reversible. Calentamiento por encima del punto de fluidez t t transfiere el polímero a un estado de flujo viscoso ( zona III). La deformación de un polímero en estado de flujo viscoso es irreversible. Un polímero amorfo con una estructura espacial (de red, reticulada) no tiene un estado de flujo viscoso; la región de temperatura del estado altamente elástico se expande hasta la temperatura de descomposición del polímero; t r. Este comportamiento es típico de materiales como el caucho.

La temperatura de una sustancia en cualquier estado de agregación caracteriza la energía cinética promedio de sus partículas (átomos y moléculas). Estas partículas en los cuerpos poseen principalmente la energía cinética de los movimientos vibratorios con respecto al centro de equilibrio, donde la energía es mínima. Cuando se alcanza una determinada temperatura crítica, el material sólido pierde su resistencia (estabilidad) y se funde, y el líquido se convierte en vapor: hierve y se evapora. Estos temperaturas críticas son los puntos de fusión y ebullición.

Cuando un material cristalino se calienta a una determinada temperatura, las moléculas se mueven con tanta energía que los enlaces rígidos del polímero se rompen y los cristales se destruyen y pasan a un estado líquido. La temperatura a la que los cristales y el líquido están en equilibrio se llama punto de fusión del cristal o punto de solidificación del líquido. Para el yodo, esta temperatura es de 114 o C.

Cada elemento químico tiene un punto de fusión individual t pl, separando la existencia de un sólido y un líquido, y el punto de ebullición t kip, correspondiente a la transición de líquido a gas. A estas temperaturas, las sustancias están en equilibrio termodinámico. Un cambio en el estado de agregación puede ir acompañado de un cambio abrupto en la energía libre, la entropía, la densidad y otros. Cantidades fisicas.

Para descripción varias condiciones V La física utiliza un concepto más amplio. Fase termodinámica. Los fenómenos que describen transiciones de una fase a otra se denominan críticos.

Cuando se calientan, las sustancias sufren transformaciones de fase. Cuando el cobre se funde (1083 o C) se convierte en un líquido en el que los átomos sólo tienen un orden de corto alcance. A una presión de 1 atm, el cobre hierve a 2310 o C y se convierte en cobre gaseoso con átomos de cobre dispuestos al azar. En el punto de fusión, las presiones de vapor saturado del cristal y del líquido son iguales.

El material en su conjunto es un sistema.

Sistema- un grupo de sustancias combinadas físico, interacciones químicas o mecánicas. Fase llamada parte homogénea de un sistema, separada de otras partes límites de la interfaz física (en hierro fundido: grafito + granos de hierro; en agua con hielo: hielo + agua).Componentes Los sistemas son diferentes fases que se forman. este sistema. Componentes del sistema- estas son las sustancias que forman todas las fases (componentes) de un sistema determinado.

Los materiales que constan de dos o más fases son disperso sistemas Los sistemas dispersos se dividen en soles, cuyo comportamiento se asemeja al de los líquidos, y geles con propiedades características sólidos En los soles, el medio de dispersión en el que se distribuye la sustancia es líquido; en los geles predomina la fase sólida. Los geles son metales semicristalinos, hormigón, una solución de gelatina en agua a bajas temperaturas (a altas temperaturas la gelatina se convierte en sol). Un hidrosol es una dispersión en agua, un aerosol es una dispersión en aire.

Diagramas de estado.

En un sistema termodinámico, cada fase se caracteriza por parámetros como la temperatura t, concentración Con y presión R. Para describir las transformaciones de fase, se utiliza una única característica de energía: la energía libre de Gibbs. ΔG(potencial termodinámico).

La termodinámica al describir transformaciones se limita a considerar el estado de equilibrio. Estado de equilibrio El sistema termodinámico se caracteriza por la invariancia de los parámetros termodinámicos (temperatura y concentración, ya que en los tratamientos tecnológicos R= constante) en el tiempo y la ausencia de flujos de energía y materia en él - con constancia Condiciones externas. Equilibrio de fases- el estado de equilibrio de un sistema termodinámico que consta de dos o más etapas

Para describir matemáticamente las condiciones de equilibrio de un sistema, existe regla de fase, derivado de Gibbs. Conecta el número de fases (F) y componentes (K) en un sistema en equilibrio con la variabilidad del sistema, es decir, el número de grados de libertad termodinámicos (C).

El número de grados de libertad termodinámicos (varianza) de un sistema es el número de variables independientes como internas ( composición química fases) y externa (temperatura), a la que se le pueden dar varios valores arbitrarios (en un cierto rango) para que no aparezcan nuevas fases y no desaparezcan las antiguas.

Ecuación de la regla de fase de Gibbs:

C = K - F + 1.

De acuerdo con esta regla, en un sistema de dos componentes (K = 2), son posibles los siguientes grados de libertad:

Para un estado monofásico (F = 1) C = 2, es decir, se puede cambiar la temperatura y la concentración;

Para un estado de dos fases (F = 2) C = 1, es decir, sólo se puede cambiar un parámetro externo (por ejemplo, temperatura);

Para un estado trifásico, el número de grados de libertad es cero, es decir, la temperatura no se puede cambiar sin alterar el equilibrio en el sistema (el sistema es invariante).

Por ejemplo, para un metal puro (K = 1) durante la cristalización, cuando hay dos fases (Ф = 2), el número de grados de libertad es cero. Esto significa que la temperatura de cristalización no se puede cambiar hasta que se complete el proceso y quede una fase: el cristal sólido. Una vez finalizada la cristalización (Ф = 1), el número de grados de libertad es 1, por lo que es posible cambiar la temperatura, es decir, enfriar el sólido sin alterar el equilibrio.

El comportamiento de los sistemas en función de la temperatura y la concentración se describe mediante un diagrama de fases. El diagrama de fases del agua es un sistema con un componente H 2 O, por lo tanto mayor número fases que pueden estar simultáneamente en equilibrio es igual a tres (Fig. 10). Estas tres fases son líquido, hielo y vapor. El número de grados de libertad en este caso es cero, es decir No se puede cambiar ni la presión ni la temperatura sin que desaparezca alguna de las fases. El hielo ordinario, el agua líquida y el vapor de agua pueden existir en equilibrio simultáneamente sólo a una presión de 0,61 kPa y una temperatura de 0,0075 ° C. El punto donde coexisten tres fases se llama punto triple ( oh).

Curva SO separa las regiones de vapor y líquido y representa la dependencia de la presión del vapor de agua saturado con la temperatura. La curva OS muestra aquellos valores interrelacionados de temperatura y presión a los que el agua líquida y el vapor de agua están en equilibrio entre sí, por lo que se denomina curva de equilibrio líquido-vapor o curva de ebullición.

Fig 10 Diagrama del estado del agua.

Curva transmisión exterior separa la región líquida de la región de hielo. Es la curva de equilibrio sólido-líquido y se llama curva de fusión. Esta curva muestra aquellos pares interrelacionados de valores de temperatura y presión en los que el hielo y el agua líquida están en equilibrio.

Curva O.A. Se llama curva de sublimación y muestra los pares interrelacionados de valores de presión y temperatura en los que el hielo y el vapor de agua están en equilibrio.

Un diagrama de fases es una forma visual de representar las regiones de existencia de diferentes fases dependiendo de las condiciones externas, como la presión y la temperatura. Los diagramas de fases se utilizan activamente en la ciencia de materiales en varios etapas tecnológicas recibiendo el producto.

Un líquido se diferencia de un sólido cristalino por su baja viscosidad (fricción interna de las moléculas) y valores altos fluidez (el recíproco de la viscosidad). Un líquido consta de muchos agregados de moléculas, dentro de los cuales las partículas están dispuestas en un orden determinado, similar al orden de los cristales. La naturaleza de las unidades estructurales y las interacciones entre partículas determina las propiedades del líquido. Hay líquidos: monoatómicos (gases nobles licuados), moleculares (agua), iónicos (sales fundidas), metálicos (metales fundidos), semiconductores líquidos. En la mayoría de los casos, el líquido no es sólo un estado de agregación, sino también una fase termodinámica (líquida).

Las sustancias líquidas suelen ser soluciones. Solución Una sustancia homogénea, pero no químicamente pura, está formada por una sustancia disuelta y un disolvente (ejemplos de disolvente son el agua o los disolventes orgánicos: dicloroetano, alcohol, tetracloruro de carbono, etc.), por lo que es una mezcla de sustancias. Un ejemplo es una solución de alcohol en agua. Sin embargo, las soluciones también son mezclas de sustancias gaseosas (por ejemplo, aire) o sólidas (aleaciones metálicas).

Cuando se enfría en condiciones de baja tasa de formación de centros de cristalización y un fuerte aumento de la viscosidad, puede producirse un estado vítreo. Los vidrios son materiales sólidos isotrópicos que se obtienen mediante sobreenfriamiento de compuestos orgánicos e inorgánicos fundidos.

Hay muchas sustancias conocidas cuya transición de un estado cristalino a un líquido isotrópico se produce a través de un estado líquido cristalino intermedio. Es típico de sustancias cuyas moléculas tienen la forma de varillas largas (barras) con una estructura asimétrica. Estas transiciones de fase, acompañadas de efectos térmicos, provocan cambios abruptos en las propiedades mecánicas, ópticas, dieléctricas y otras.

Cristales líquidos, como un líquido, puede tomar la forma de una gota alargada o la forma de un recipiente, tener una gran fluidez y ser capaz de fusionarse. Son ampliamente utilizados en diversos campos de la ciencia y la tecnología. Sus propiedades ópticas dependen en gran medida de pequeños cambios en las condiciones externas. Esta característica se utiliza en dispositivos electroópticos. En particular, los cristales líquidos se utilizan en la fabricación de dispositivos electrónicos. reloj de pulsera, equipo visual, etc.

Los principales estados de agregación incluyen plasma- gas parcial o totalmente ionizado. Según el método de formación, se distinguen dos tipos de plasma: térmico, que se produce cuando un gas se calienta a altas temperaturas, y gaseoso, formado durante descargas eléctricas en un ambiente gaseoso.

Los procesos químico-plasmáticos han adquirido gran importancia en numerosos sectores de la tecnología. Se utilizan para cortar y soldar metales refractarios, síntesis de diversas sustancias, se utilizan ampliamente fuentes de luz de plasma, el uso de plasma en centrales termonucleares es prometedor, etc.

Objetivos de la lección:

• Profundizar y generalizar el conocimiento sobre los estados agregados de la materia, estudiar en qué estados pueden existir las sustancias.

Objetivos de la lección:

Educativo: formular una idea de las propiedades de los sólidos, gases y líquidos.

De desarrollo: desarrollo de las habilidades del habla de los estudiantes, análisis, conclusiones sobre el material cubierto y estudiado.

Educativo: inculcar el trabajo mental, creando todas las condiciones para incrementar el interés por el tema estudiado.

Términos clave:

Estado de agregación- es un estado de la materia que se caracteriza por determinadas propiedades cualitativas: - la capacidad o incapacidad de mantener la forma y el volumen; - presencia o ausencia de orden de corto y largo plazo; - por otros.

Fig.6. Estado agregado de una sustancia cuando cambia la temperatura.

Cuando una sustancia pasa del estado sólido al estado líquido, a esto se le llama fusión; al proceso inverso se le llama cristalización. Cuando una sustancia pasa de líquido a gas, este proceso se llama vaporización y de gas a líquido, condensación. Y la transición directamente a gas desde un sólido, sin pasar por el líquido, es la sublimación, el proceso inverso es la desublimación.

1.Cristalización; 2. Derretimiento; 3. Condensación; 4. Vaporización;

5. Sublimación; 6. Desublimación.

Constantemente vemos estos ejemplos de transiciones en La vida cotidiana. Cuando el hielo se derrite, se convierte en agua y el agua a su vez se evapora, generando vapor. Si se considera en reverso luego el vapor, al condensarse, comienza a convertirse nuevamente en agua, y el agua, a su vez, se congela y se convierte en hielo. El olor de cualquier cuerpo sólido es el de sublimación. Algunas moléculas se escapan del cuerpo y se forma un gas que desprende el olor. Un ejemplo del proceso inverso está en horario de invierno patrones en el vidrio cuando el vapor en el aire se congela y se deposita en el vidrio.

El video muestra un cambio en el estado de agregación de una sustancia.

Bloque de control.

1.Después de congelarse, el agua se convirtió en hielo. ¿Cambiaron las moléculas de agua?

2.El éter médico se utiliza en interiores. Y por eso suele oler mucho a él allí. ¿En qué estado se encuentra el éter?

3. ¿Qué pasa con la forma del líquido?

4.Hielo. ¿Qué estado del agua es este?

5. ¿Qué pasa cuando el agua se congela?

Tarea.

Responde a las preguntas:

1. ¿Es posible llenar con gas la mitad del volumen de un recipiente? ¿Por qué?

2.¿Puede haber temperatura ambiente en estado líquido: ¿nitrógeno y oxígeno?

3. ¿Pueden existir el hierro y el mercurio en estado gaseoso a temperatura ambiente?

4. En un día helado de invierno, se formó niebla sobre el río. ¿Qué estado de la materia es este?

Creemos que la materia tiene tres estados de agregación. De hecho, hay al menos quince y la lista de estas condiciones sigue creciendo cada día. Estos son: sólido amorfo, sólido, neutronio, plasma de quarks-gluones, materia fuertemente simétrica, materia débilmente simétrica, condensado de fermiones, condensado de Bose-Einstein y materia extraña.

Estados agregados. Líquidos. Fases en termodinámica. Transiciones de fase.

Conferencia 1.16

Todas las sustancias pueden existir en tres estados de agregación: líquido sólido Y gaseoso. Las transiciones entre ellos van acompañadas de un cambio abrupto en la serie. propiedades físicas(densidad, conductividad térmica, etc.).

El estado físico depende de condiciones físicas, en el que se encuentra la sustancia. La existencia de varios estados de agregación en una sustancia se debe a diferencias en el movimiento térmico de sus moléculas (átomos) y en su interacción en diferentes condiciones.

Gas- el estado de agregación de una sustancia en el que las partículas no están conectadas o están muy débilmente conectadas por fuerzas de interacción; energía cinética movimiento térmico sus partículas (moléculas, átomos) superan significativamente la energía potencial de las interacciones entre ellas, por lo que las partículas se mueven casi libremente, llenando por completo el recipiente en el que se encuentran y tomando su forma. En estado gaseoso, una sustancia no tiene ni volumen ni forma propios. Cualquier sustancia se puede convertir en gas cambiando la presión y la temperatura.

Líquido- estado de agregación de una sustancia, intermedio entre sólido y gaseoso. Se caracteriza por una alta movilidad de partículas y un pequeño espacio libre entre ellas. Esto hace que los líquidos conserven su volumen y tomen la forma del recipiente. En un líquido, las moléculas se encuentran muy cerca unas de otras. Por tanto, la densidad del líquido es mucho mayor que la densidad de los gases (a presión normal). Las propiedades de un líquido son las mismas (isotrópicas) en todas las direcciones, a excepción de los cristales líquidos. Cuando se calienta o la densidad disminuye, las propiedades del líquido, la conductividad térmica y la viscosidad cambian, por regla general, hacia las propiedades de los gases.

El movimiento térmico de las moléculas líquidas consiste en una combinación de movimientos vibratorios colectivos y saltos de moléculas que ocurren de vez en cuando de una posición de equilibrio a otra.

Cuerpos sólidos (cristalinos)- el estado de agregación de una sustancia, caracterizado por la estabilidad de la forma y la naturaleza del movimiento térmico de los átomos. Este movimiento es la vibración de los átomos (o iones) que forman el sólido. La amplitud de la vibración suele ser pequeña en comparación con las distancias interatómicas.

Propiedades de los líquidos.

Las moléculas de una sustancia en estado líquido están ubicadas casi cerca unas de otras. A diferencia de los cuerpos cristalinos sólidos, en los que las moléculas forman estructuras ordenadas en todo el volumen del cristal y pueden realizar vibraciones térmicas alrededor de centros fijos, las moléculas líquidas tienen mayor libertad. Cada molécula de un líquido, al igual que en un sólido, está "intercalada" por todos lados por moléculas vecinas y sufre vibraciones térmicas alrededor de una determinada posición de equilibrio. Sin embargo, de vez en cuando cualquier molécula puede desplazarse a un sitio vacante cercano. Estos saltos en líquidos ocurren con bastante frecuencia; por tanto, las moléculas no están ligadas a centros específicos, como en los cristales, y pueden moverse por todo el volumen del líquido. Esto explica la fluidez de los líquidos. Debido a la fuerte interacción entre moléculas cercanas, pueden formar grupos ordenados locales (inestables) que contienen varias moléculas. Este fenómeno se llama cerrar orden.

Debido al denso empaquetamiento de las moléculas, la compresibilidad de los líquidos, es decir, el cambio de volumen con un cambio de presión, es muy pequeña; es decenas y cientos de miles de veces menor que en los gases. Por ejemplo, para cambiar el volumen de agua en un 1%, es necesario aumentar la presión unas 200 veces. Este aumento de presión respecto a la presión atmosférica se consigue a una profundidad de unos 2 km.

Los líquidos, al igual que los sólidos, cambian de volumen con los cambios de temperatura. Para rangos de temperatura no muy grandes, el cambio relativo de volumen Δ V / V 0 es proporcional al cambio de temperatura Δ t:

El coeficiente β se llama coeficiente de temperatura expansión volumétrica. Este coeficiente para los líquidos es decenas de veces mayor que para los sólidos. Para agua, por ejemplo, a una temperatura de 20 °C β ≈ 2 10 –4 K –1, para acero - β st ≈ 3,6 10 –5 K –1, para vidrio de cuarzo - β kV ≈ 9 10 – 6 K – 1.

La expansión térmica del agua tiene una anomalía interesante e importante para la vida en la Tierra. A temperaturas inferiores a 4 °C, el agua se expande a medida que la temperatura disminuye (β< 0). Максимум плотности ρ в = 10 3 кг/м 3 вода имеет при температуре 4 °С.

Cuando el agua se congela, se expande, por lo que el hielo permanece flotando en la superficie de una masa de agua helada. La temperatura del agua helada bajo el hielo es de 0 °C. En las capas más densas de agua en el fondo del depósito, la temperatura es de unos 4 °C. Gracias a esto, puede existir vida en el agua de embalses helados.

Mayoría característica interesante líquidos es la presencia superficie libre. El líquido, a diferencia de los gases, no llena todo el volumen del recipiente en el que se vierte. Se forma una interfaz entre el líquido y el gas (o vapor), que se encuentra en condiciones especiales respecto al resto del líquido. Las moléculas en la capa límite de un líquido, a diferencia de las moléculas en su profundidad, no están rodeadas por otras moléculas del mismo líquido por todos lados. Las fuerzas de interacción intermolecular que actúan sobre una de las moléculas dentro de un líquido desde las moléculas vecinas están, en promedio, mutuamente compensadas. Cualquier molécula en la capa límite es atraída por moléculas ubicadas dentro del líquido (las fuerzas que actúan sobre una determinada molécula de líquido desde las moléculas de gas (o vapor) pueden despreciarse). Como resultado, aparece una cierta fuerza resultante dirigida profundamente hacia el líquido. Las moléculas de la superficie son atraídas hacia el líquido por fuerzas de atracción intermolecular. Pero todas las moléculas, incluidas las de la capa límite, deben estar en estado de equilibrio. Este equilibrio se logra reduciendo ligeramente la distancia entre las moléculas de la capa superficial y sus vecinas más cercanas dentro del líquido. A medida que disminuye la distancia entre las moléculas, surgen fuerzas repulsivas. Si la distancia promedio entre las moléculas dentro de un líquido es r 0, entonces las moléculas de la capa superficial están algo más densamente empaquetadas y, por lo tanto, tienen una reserva adicional de energía potencial en comparación con las moléculas internas. Hay que tener en cuenta que, debido a la extremadamente baja compresibilidad, la presencia de una capa superficial más densamente compactada no provoca ningún cambio perceptible en el volumen del líquido. Si una molécula se mueve desde la superficie hacia el líquido, las fuerzas de interacción intermolecular aumentarán. trabajo positivo. Por el contrario, para atraer una cierta cantidad de moléculas desde la profundidad del líquido a la superficie (es decir, aumentar el área de superficie del líquido), Fuerzas externas debe hacer un trabajo positivo A externo, proporcional al cambio Δ Sárea de superficie:

El coeficiente σ se llama coeficiente de tensión superficial (σ > 0). Por tanto, el coeficiente de tensión superficial. igual al trabajo Se requiere para aumentar el área de superficie de un líquido a temperatura constante en una unidad.

En SI, el coeficiente de tensión superficial se mide en julios por metro cuadrado (J/m2) o en newtons por metro (1 N/m = 1 J/m2).

En consecuencia, las moléculas de la capa superficial de un líquido tienen un exceso de energía potencial. Energía potencial mi p de la superficie del líquido es proporcional a su área: (1.16.1)

Por la mecánica se sabe que los estados de equilibrio de un sistema corresponden al valor mínimo de su energía potencial. De ello se deduce que la superficie libre del líquido tiende a reducir su área. Por esta razón, una gota libre de líquido adquiere forma esférica. El líquido se comporta como si fuerzas que actúan tangencialmente a su superficie contrajeran (tiraran) de esta superficie. Estas fuerzas se llaman fuerzas de tensión superficial.

La presencia de fuerzas de tensión superficial hace que la superficie de un líquido parezca una película elástica estirada, con la única diferencia de que las fuerzas elásticas en la película dependen de su área superficial (es decir, de cómo se deforma la película) y de la tensión superficial. Las fuerzas no dependen del área de la superficie de los líquidos.

Las fuerzas de tensión superficial tienden a reducir la superficie de la película. Por tanto podemos escribir: (1.16.2)

Por lo tanto, el coeficiente de tensión superficial σ se puede definir como el módulo de la fuerza de tensión superficial que actúa por unidad de longitud de la línea que limita la superficie ( yo- la longitud de esta línea).

Debido a la acción de las fuerzas de tensión superficial en las gotas de líquido y dentro de las pompas de jabón, surge un exceso de presión Δ pag. Si mentalmente cortas una gota esférica de radio R en dos mitades, entonces cada una de ellas debe estar en equilibrio bajo la acción de las fuerzas de tensión superficial aplicadas al límite de corte de longitud 2π R y fuerza presión demasiada, actuando sobre el área π R 2 secciones (Fig. 1.16.1). La condición de equilibrio se escribe como

Cerca del límite entre un líquido, un sólido y un gas, la forma de la superficie libre del líquido depende de las fuerzas de interacción entre las moléculas del líquido y las moléculas sólidas (la interacción con las moléculas de gas (o vapor) puede despreciarse). Si estas fuerzas son mayores que las fuerzas de interacción entre las moléculas del propio líquido, entonces el líquido moja superficie de un sólido. En este caso, el líquido se acerca a la superficie del sólido formando un cierto ángulo agudo θ, característico de un determinado par líquido-sólido. El ángulo θ se llama Angulo de contacto. Si las fuerzas de interacción entre moléculas líquidas exceden las fuerzas de interacción con moléculas sólidas, entonces el ángulo de contacto θ resulta obtuso (figura 1.16.2(2)). En este caso dicen que el líquido no moja superficie de un sólido. De lo contrario (ángulo - agudo) líquido moja superficie (Fig. 1.16.2(1)). En humectación totalθ = 0, en completo no humectanteθ = 180°.

Fenómenos capilares llamado ascenso o descenso de líquido en tubos de pequeño diámetro - capilares. Los líquidos humectantes suben a través de los capilares, los líquidos no humectantes descienden.

La figura 1.16.3 muestra un tubo capilar de cierto radio. r, bajado por el extremo inferior a un líquido humectante de densidad ρ. El extremo superior del capilar está abierto. El ascenso de líquido en el capilar continúa hasta que la fuerza de gravedad que actúa sobre la columna de líquido en el capilar se vuelve igual en magnitud a la resultante. F n fuerzas de tensión superficial que actúan a lo largo del límite de contacto del líquido con la superficie del capilar: F t= F norte, donde F t= mg = ρ hπ r 2 gramo, F norte = σ2π r porque θ.

Esto implica:

Con humectación completa θ = 0, cos θ = 1. En este caso

Con total no humedecimiento θ = 180°, cos θ = –1 y, por lo tanto, h < 0. Уровень несмачивающей жидкости в капилляре опускается ниже уровня жидкости в сосуде, в которую опущен капилляр.

El agua moja casi por completo la superficie del vidrio limpio. Por el contrario, el mercurio no moja completamente la superficie del vidrio. Por lo tanto, el nivel de mercurio en el capilar de vidrio cae por debajo del nivel del recipiente.

En la práctica cotidiana, no tenemos que tratar por separado con átomos, moléculas e iones individuales, sino con sustancias reales: una colección de una gran cantidad de partículas. Dependiendo de la naturaleza de su interacción, se distinguen cuatro tipos de estados de agregación: sólido, líquido, gaseoso y plasma. Una sustancia puede transformarse de un estado de agregación a otro como resultado de una transición de fase adecuada.

La presencia de una sustancia en tal o cual estado de agregación está determinada por las fuerzas que actúan entre las partículas, la distancia entre ellas y las características de su movimiento. Cada estado de agregación se caracteriza por un conjunto de determinadas propiedades.

Propiedades de las sustancias según su estado de agregación:

De acuerdo con el grado de orden del sistema, cada estado de agregación se caracteriza por su propia relación entre las energías cinética y potencial de las partículas. En los sólidos el potencial prevalece sobre el cinético, ya que las partículas ocupan determinadas posiciones y sólo vibran a su alrededor. Para los gases, existe una relación inversa entre las energías potencial y cinética, como consecuencia de que las moléculas del gas siempre se mueven caóticamente y casi no existen fuerzas de cohesión entre ellas, por lo que el gas ocupa todo el volumen. En el caso de los líquidos, las energías cinética y potencial de las partículas son aproximadamente las mismas, existe una conexión no rígida entre las partículas, por lo que los líquidos se caracterizan por su fluidez y un volumen constante.

Cuando las partículas de una sustancia forman una estructura geométrica regular y la energía de los enlaces entre ellas es mayor que la energía de las vibraciones térmicas, lo que impide la destrucción de la estructura existente, significa que la sustancia se encuentra en estado sólido. Pero a partir de una determinada temperatura, la energía de las vibraciones térmicas supera la energía de los enlaces entre partículas. En este caso, las partículas, aunque permanecen en contacto, se mueven entre sí. Como resultado, la estructura geométrica se altera y la sustancia pasa al estado líquido. Si las vibraciones térmicas aumentan tanto que prácticamente se pierde la conexión entre las partículas, la sustancia adquiere un estado gaseoso. En un gas "ideal", las partículas se mueven libremente en todas direcciones.

A medida que aumenta la temperatura, una sustancia pasa de un estado ordenado (sólido) a un estado desordenado (gaseoso); el estado líquido es intermedio en el orden de las partículas;

El cuarto estado de agregación se llama plasma, un gas que consta de una mezcla de partículas y electrones neutros e ionizados. El plasma se forma a temperaturas ultraaltas (10 5 -10 7 0 C) debido a la importante energía de colisión de partículas que tienen un máximo desorden de movimiento. Una característica obligatoria del plasma, como de otros estados de la materia, es su neutralidad eléctrica. Pero como resultado del movimiento desordenado de partículas en el plasma, pueden aparecer microzonas cargadas individuales, por lo que se convierte en una fuente de radiación electromagnética. En estado de plasma, la materia existe en las estrellas y otros objetos espaciales, así como durante los procesos termonucleares.

Cada estado de agregación está determinado, en primer lugar, por el rango de temperaturas y presiones, por lo tanto, para una característica cuantitativa visual, se utiliza un diagrama de fases de una sustancia, que muestra la dependencia del estado de agregación de la presión y la temperatura.

Diagrama de estado de una sustancia con curvas de transición de fase: 1 - fusión-cristalización, 2 - ebullición-condensación, 3 - sublimación-desublimación

El diagrama de fases consta de tres regiones principales, que corresponden a los estados cristalino, líquido y gaseoso. Las áreas individuales están separadas por curvas que reflejan transiciones de fase:

1. estado sólido en líquido y, a la inversa, líquido en sólido (curva de fusión-cristalización - gráfico de puntos verdes)
2. conversión de líquido a gaseoso y conversión inversa de gas a líquido (curva de ebullición-condensación - gráfico azul)
3. sólido a gaseoso y gaseoso a sólido (curva de sublimación-desublimación - gráfico rojo).

Las coordenadas de intersección de estas curvas se denominan punto triple, en el que, en condiciones de una determinada presión P = P in y una determinada temperatura T = T in, una sustancia puede coexistir en tres estados de agregación a la vez, con el líquido y estados sólidos que tienen la misma presión de vapor. Las coordenadas P in y T in son los únicos valores de presión y temperatura en los que las tres fases pueden coexistir simultáneamente.

El punto K en el diagrama de fases del estado corresponde a la temperatura Tk, la llamada temperatura crítica a la cual la energía cinética de las partículas excede la energía de su interacción y, por lo tanto, se borra la línea de separación entre las fases líquida y gaseosa, y la La sustancia existe en estado gaseoso a cualquier presión.

Del análisis del diagrama de fases se deduce que a alta presión, mayor que en el punto triple (P in), el calentamiento de una sustancia sólida termina con su fusión, por ejemplo, en P 1 la fusión ocurre en el punto d. Un aumento adicional de temperatura de Td a Te conduce a la ebullición de la sustancia a una presión dada P1. A una presión P 2 menor que la presión en el punto triple P in, calentar la sustancia conduce a su transición directamente del estado cristalino al gaseoso (punto q), es decir, a la sublimación. Para la mayoría de las sustancias, la presión en el punto triple es menor que la presión de vapor saturado (P en

P es vapor saturado, por lo tanto, cuando se calientan cristales de tales sustancias, no se funden, sino que se evaporan, es decir, se subliman. Por ejemplo, los cristales de yodo o el “hielo seco” (CO 2 sólido) se comportan de esta manera.

Estado gaseoso

En condiciones normales (273 K, 101325 Pa), tanto las sustancias simples, cuyas moléculas constan de uno (He, Ne, Ar) o varios átomos simples (H 2, N 2, O 2), como las complejas, pueden encontrarse en estado gaseoso. Sustancias estatales con baja masa molar (CH 4, HCl, C 2 H 6).

Dado que la energía cinética de las partículas de gas excede su energía potencial, las moléculas en estado gaseoso se mueven continuamente de forma aleatoria. Debido a las grandes distancias entre las partículas, las fuerzas de interacción intermolecular en los gases son tan insignificantes que no son suficientes para atraer partículas entre sí y mantenerlas unidas. Es por ello que los gases no tienen forma propia y se caracterizan por una baja densidad y una alta capacidad de comprimirse y expandirse. Por lo tanto, el gas presiona constantemente las paredes del recipiente en el que se encuentra, por igual en todas las direcciones.

Para estudiar la relación entre los parámetros más importantes de un gas (presión P, temperatura T, cantidad de sustancia n, masa molar M, masa m), se utiliza el modelo más simple del estado gaseoso de una sustancia: gas ideal, que se basa en los siguientes supuestos:

• la interacción entre partículas de gas puede despreciarse;
• las partículas mismas son puntos materiales que no tienen tamaño propio.

La ecuación más general que describe el modelo de gas ideal se considera la ecuación Mendeleev-Clapeyron por un mol de sustancia:

Sin embargo, el comportamiento de un gas real suele diferir del de uno ideal. Esto se explica, en primer lugar, por el hecho de que todavía existen fuerzas insignificantes de atracción mutua entre las moléculas de un gas real, que comprimen el gas hasta cierto punto. Teniendo esto en cuenta, la presión total del gas aumenta en la cantidad a/V 2, que tiene en cuenta la presión interna adicional provocada por la atracción mutua de las moléculas. Como resultado, la presión total del gas se expresa mediante la suma P+ A/V 2. En segundo lugar, las moléculas de un gas real tienen, aunque pequeñas, un volumen bien definido. b , por lo tanto, el volumen real de todo el gas en el espacio es V— b . Al sustituir los valores considerados en la ecuación de Mendeleev-Clapeyron, obtenemos la ecuación de estado de un gas real, que se llama ecuación de van der Waals:

Dónde A Y b — coeficientes empíricos que se determinan en la práctica para cada gas real. Se ha establecido que el coeficiente a tiene un valor mayor para gases que se licuan fácilmente (por ejemplo, CO 2, NH 3), y el coeficiente b - por el contrario, cuanto mayor es la magnitud, más grandes son las moléculas de gas (por ejemplo, hidrocarburos gaseosos).

La ecuación de van der Waals describe el comportamiento de un gas real con mucha más precisión que la ecuación de Mendeleev-Clapeyron, que, sin embargo, debido a su claro significado físico, se utiliza ampliamente en cálculos prácticos. Aunque el estado ideal de un gas es un caso imaginario limitante, la simplicidad de las leyes que le corresponden, la posibilidad de su aplicación para describir las propiedades de muchos gases en condiciones de baja presión y altas temperaturas hace que el modelo del gas ideal sea muy conveniente.

Estado liquido de la materia

El estado líquido de cualquier sustancia en particular es termodinámicamente estable en un cierto rango de temperaturas y presiones características de la naturaleza (composición) de esta sustancia. El límite superior de temperatura del estado líquido es el punto de ebullición, por encima del cual una sustancia se encuentra en estado gaseoso en condiciones de presión estable. El límite inferior del estado estable de existencia de un líquido es la temperatura de cristalización (solidificación). Las temperaturas de ebullición y cristalización medidas a una presión de 101,3 kPa se denominan normales.

Los líquidos comunes se caracterizan por la isotropía: uniformidad de las propiedades físicas en todas las direcciones dentro de una sustancia. A veces se utilizan otros términos para la isotropía: invariancia, simetría con respecto a la elección de la dirección.

Al formarse opiniones sobre la naturaleza del estado líquido, es importante la idea de un estado crítico, que fue descubierta por Mendeleev (1860):

Un estado crítico es un estado de equilibrio en el que el límite de separación entre un líquido y su vapor desaparece porque el líquido y su vapor saturado adquieren las mismas propiedades físicas.

En un estado crítico, los valores tanto de las densidades como de los volúmenes específicos del líquido y su vapor saturado se vuelven iguales.

El estado líquido de una sustancia es intermedio entre gaseoso y sólido. Algunas propiedades acercan el estado líquido al estado sólido. Si los sólidos se caracterizan por un ordenamiento rígido de las partículas, que se extiende a distancias de hasta cientos de miles de radios interatómicos o intermoleculares, en el estado líquido, por regla general, no se observan más de varias decenas de partículas ordenadas. Esto se explica por el hecho de que el orden entre las partículas en diferentes lugares de una sustancia líquida surge rápidamente y con la misma rapidez es “erosionado” nuevamente por las vibraciones térmicas de las partículas. Al mismo tiempo, la densidad general del "empaquetado" de partículas difiere poco de la de un sólido, por lo que la densidad de los líquidos no es muy diferente de la densidad de la mayoría de los sólidos. Además, la capacidad de compresión de los líquidos es casi tan baja como la de los sólidos (unas 20.000 veces menor que la de los gases).

El análisis estructural confirmó que los líquidos exhiben el llamado cerrar orden, lo que significa que el número de "vecinos" más cercanos de cada molécula y sus posiciones relativas son aproximadamente los mismos en todo el volumen.

Un número relativamente pequeño de partículas de diferentes composiciones conectadas por fuerzas de interacción intermoleculares se llama grupo . Si todas las partículas en un líquido son idénticas, entonces dicho grupo se llama asociado . Es en los grupos y asociados donde se observa el orden de corto alcance.

El grado de orden en varios líquidos depende de la temperatura. A bajas temperaturas, ligeramente por encima del punto de fusión, el grado de orden en la colocación de las partículas es muy alto. A medida que la temperatura aumenta, disminuye y a medida que se calienta, las propiedades del líquido se vuelven cada vez más similares a las propiedades de los gases, y cuando se alcanza la temperatura crítica, la diferencia entre los estados líquido y gaseoso desaparece.

La cercanía del estado líquido al estado sólido se confirma mediante los valores de las entalpías estándar de evaporación DН 0 evaporación y fusión DН 0 fusión. Recordemos que el valor de evaporación DH 0 muestra la cantidad de calor que se necesita para convertir 1 mol de líquido en vapor a 101,3 kPa; Se gasta la misma cantidad de calor en la condensación de 1 mol de vapor en líquido en las mismas condiciones (es decir, evaporación DH 0 = condensación DH 0). La cantidad de calor gastada para convertir 1 mol de sólido en líquido a 101,3 kPa se llama entalpía estándar de fusión; Se libera la misma cantidad de calor durante la cristalización de 1 mol de líquido en condiciones de presión normales (fusión DH 0 = cristalización DH 0). Se sabe que la evaporación de DH 0<< DН 0 плавления, поскольку переход из твердого состояния в жидкое сопровождается меньшим нарушением межмолекулярного притяжения, чем переход из жидкого в газообразное состояние.

Sin embargo, otras propiedades importantes de los líquidos se parecen más a las de los gases. Entonces, al igual que los gases, los líquidos pueden fluir; esta propiedad se llama fluidez . Pueden resistir el flujo, es decir, tienen una inherente viscosidad . Estas propiedades están influenciadas por las fuerzas de atracción entre moléculas, el peso molecular de la sustancia líquida y otros factores. La viscosidad de los líquidos es aproximadamente 100 veces mayor que la de los gases. Al igual que los gases, los líquidos pueden difundirse, pero mucho más lentamente porque las partículas líquidas están más juntas que las partículas gaseosas.

Una de las propiedades más interesantes del estado líquido, que no es característica ni de los gases ni de los sólidos, es tensión superficial .

Una molécula ubicada en un volumen líquido recibe la acción uniforme de fuerzas intermoleculares desde todos los lados. Sin embargo, en la superficie del líquido se altera el equilibrio de estas fuerzas, como resultado de lo cual las moléculas de la superficie quedan bajo la influencia de alguna fuerza resultante, que se dirige hacia el interior del líquido. Por este motivo, la superficie del líquido se encuentra en estado de tensión. La tensión superficial es la fuerza mínima que retiene las partículas de líquido en su interior y, por tanto, evita que la superficie del líquido se contraiga.

Estructura y propiedades de los sólidos.

La mayoría de las sustancias conocidas, tanto naturales como artificiales, se encuentran en estado sólido en condiciones normales. De todos los compuestos conocidos hoy en día, alrededor del 95% son sólidos, que han adquirido importancia porque son la base no sólo de materiales estructurales sino también funcionales.

• Los materiales de construcción son sustancias sólidas o sus composiciones que se utilizan para la fabricación de herramientas, artículos para el hogar y otras estructuras diversas.
• Los materiales funcionales son sustancias sólidas, cuyo uso está determinado por la presencia de determinadas propiedades beneficiosas en ellas.

Por ejemplo, el acero, el aluminio, el hormigón y la cerámica pertenecen a materiales estructurales, mientras que los semiconductores y el fósforo pertenecen a materiales funcionales.

En estado sólido, las distancias entre las partículas de una sustancia son pequeñas y tienen el mismo orden de magnitud que las propias partículas. Las energías de interacción entre ellos son bastante altas, lo que impide el libre movimiento de las partículas: sólo pueden oscilar alrededor de ciertas posiciones de equilibrio, por ejemplo, alrededor de los nodos de una red cristalina. La incapacidad de las partículas para moverse libremente conduce a uno de los rasgos más característicos de los sólidos: la presencia de su propia forma y volumen. La compresibilidad de los sólidos es muy baja, y la densidad es alta y depende poco de los cambios de temperatura. Todos los procesos que ocurren en la materia sólida ocurren lentamente. Las leyes de la estequiometría para los sólidos tienen un significado diferente y, por regla general, más amplio que para las sustancias gaseosas y líquidas.

Una descripción detallada de los sólidos es demasiado voluminosa para este material y, por lo tanto, se analiza en artículos separados: y.

Definición

Los estados agregados de la materia (del latín aggrego - adjunto, conecto) son estados de la misma sustancia: sólido, líquido, gaseoso.

Al pasar de un estado a otro, se produce un cambio brusco de energía, entropía, densidad y otras características de la sustancia.

Sólidos y líquidos

Definición

Los sólidos son cuerpos que tienen forma y volumen constantes.

En ellos, las distancias intermoleculares son pequeñas y la energía potencial de las moléculas es comparable a la energía cinética. Los sólidos se dividen en dos tipos: cristalinos y amorfos. Sólo los cuerpos cristalinos se encuentran en estado de equilibrio termodinámico. Los cuerpos amorfos representan esencialmente estados metaestables, que en su estructura están cerca del desequilibrio y cristalizan lentamente líquidos. En un cuerpo amorfo hay un proceso muy lento de cristalización, el proceso de transición gradual de una sustancia a la fase cristalina. La diferencia entre un cristal y un sólido amorfo radica principalmente en la anisotropía de sus propiedades. Las propiedades de un cuerpo cristalino dependen de la dirección en el espacio. Varios procesos, como la conductividad térmica, la conductividad eléctrica, la luz y el sonido, se propagan en diferentes direcciones de un sólido de diferentes maneras. Los cuerpos amorfos (vidrio, resinas, plásticos) son isotrópicos, como los líquidos. La única diferencia entre los cuerpos amorfos y los líquidos es que estos últimos son fluidos y en ellos las deformaciones estáticas por corte son imposibles.

Los cuerpos cristalinos tienen una estructura molecular regular. La anisotropía de sus propiedades se debe a la correcta estructura del cristal. La correcta disposición de los átomos en un cristal forma lo que se llama red cristalina. En diferentes direcciones, la disposición de los átomos en la red es diferente, lo que conduce a la anisotropía. Los átomos (o iones, o moléculas enteras) en una red cristalina experimentan un movimiento oscilatorio aleatorio alrededor de posiciones promedio, que se consideran nodos de la red cristalina. Cuanto mayor es la temperatura, mayor es la energía de oscilación y, por tanto, la amplitud media de las oscilaciones. El tamaño del cristal depende de la amplitud de las oscilaciones. Un aumento en la amplitud de las oscilaciones conduce a un aumento en el tamaño del cuerpo. Esto explica la expansión térmica de los sólidos.

Definición

Los líquidos son cuerpos que tienen cierto volumen, pero no tienen elasticidad de forma.

Los líquidos se caracterizan por fuertes interacciones intermoleculares y baja compresibilidad. Un líquido ocupa una posición intermedia entre un sólido y un gas. Los líquidos, al igual que los gases, son isotrópicos. Además, el líquido tiene fluidez. En él, como en los gases, no existen tensiones tangenciales (esfuerzos cortantes) de los cuerpos. Los líquidos son pesados, es decir. sus gravedades específicas son comparables a las gravedades específicas de los sólidos. Cerca de las temperaturas de cristalización, sus capacidades caloríficas y otras características térmicas están cerca de las características correspondientes de los sólidos. En los líquidos existe un cierto grado de disposición regular de los átomos, pero sólo en áreas pequeñas. Aquí los átomos también sufren movimientos oscilatorios cerca de los nodos de la célula cuasicristalina, pero a diferencia de los átomos de un cuerpo sólido, saltan de un nodo a otro de vez en cuando. Como resultado, el movimiento de los átomos será muy complejo: es oscilatorio, pero al mismo tiempo el centro de oscilaciones se mueve en el espacio.

Gas, evaporación, condensación y fusión.

Definición

El gas es un estado de la materia en el que las distancias entre las moléculas son grandes.

Las fuerzas de interacción entre moléculas a bajas presiones pueden despreciarse. Las partículas de gas llenan todo el volumen proporcionado al gas. Los gases pueden considerarse vapores altamente sobrecalentados o insaturados. Un tipo especial de gas es el plasma: es un gas parcial o totalmente ionizado en el que las densidades de cargas positivas y negativas son casi idénticas. El plasma es un gas de partículas cargadas que interactúan entre sí utilizando fuerzas eléctricas a gran distancia, pero no tienen una disposición de partículas cercana y lejana.

Las sustancias pueden cambiar de un estado de agregación a otro.

Definición

La evaporación es un proceso de cambio del estado de agregación de una sustancia, en el que moléculas salen volando de la superficie de un líquido o sólido, cuya energía cinética excede la energía potencial de interacción de las moléculas.

La evaporación es una transición de fase. Durante la evaporación, parte de un líquido o sólido se convierte en vapor. Una sustancia en estado gaseoso que se encuentra en equilibrio dinámico con un líquido se llama vapor saturado. En este caso, el cambio en la energía interna del cuerpo:

\[\triangle \U=\pm señor\ \left(1\right),\]

donde m es la masa corporal, r es el calor específico de vaporización (J/kg).

Definición

La condensación es el proceso inverso de la evaporación.

El cambio de energía interna se calcula mediante la fórmula (1).

Definición

La fusión es el proceso de transición de una sustancia de un estado sólido a un estado líquido, el proceso de cambiar el estado agregado de una sustancia.

Cuando una sustancia se calienta, su energía interna aumenta, por lo tanto, aumenta la velocidad del movimiento térmico de las moléculas. Si se alcanza la temperatura de fusión de una sustancia, la red cristalina del sólido comienza a colapsar. Los enlaces entre partículas se destruyen y aumenta la energía de interacción entre partículas. El calor transferido al cuerpo aumenta la energía interna de este cuerpo, y parte de la energía se destina a realizar trabajo para cambiar el volumen del cuerpo cuando se derrite. Para la mayoría de los cuerpos cristalinos, el volumen aumenta cuando se derrite, pero hay excepciones, por ejemplo, el hielo y el hierro fundido. Los cuerpos amorfos no tienen un punto de fusión específico. La fusión es una transición de fase, que va acompañada de un cambio abrupto en la capacidad calorífica a la temperatura de fusión. El punto de fusión depende de la sustancia y no cambia durante el proceso. En este caso, el cambio en la energía interna del cuerpo:

\[\triangle U=\pm m\lambda \left(2\right),\]

donde $\lambda$ es el calor específico de fusión (J/kg).

El proceso inverso a la fusión es la cristalización. El cambio de energía interna se calcula mediante la fórmula (2).

El cambio en la energía interna de cada cuerpo del sistema en el caso de calefacción o refrigeración se puede calcular mediante la fórmula:

\[\triángulo U=mc\triángulo T\izquierda(3\derecha),\]

donde c es la capacidad calorífica específica de la sustancia, J/(kgK), $\triangle T$ es el cambio en la temperatura corporal.

Al estudiar las transiciones de sustancias de un estado de agregación a otro, es imposible prescindir de la llamada ecuación del equilibrio térmico, que establece: la cantidad total de calor que se libera en un sistema aislado térmicamente es igual a la cantidad de Calor (total) que se absorbe en este sistema.

En su significado, la ecuación del balance térmico es la ley de conservación de la energía para los procesos de transferencia de calor en sistemas con aislamiento térmico.

Ejemplo 1

Tarea: Un recipiente con aislamiento térmico contiene agua y hielo a una temperatura $t_i= 0^oС$. La masa de agua ($m_(v\ ))$ y de hielo ($m_(i\ ))$ son respectivamente iguales a 0,5 kg y 60 g. Se introduce en el agua vapor de agua con una masa de $m_(p\ )=$10 g. a temperatura $t_p= 100^oС$. ¿Cuál será la temperatura del agua en el recipiente una vez que se establezca el equilibrio térmico? Ignore la capacidad calorífica del recipiente.

Solución: Determinemos qué procesos ocurren en el sistema, qué estados de la materia tuvimos y qué recibimos.

El vapor de agua se condensa y desprende calor.

Este calor se destina a derretir el hielo y, posiblemente, a calentar el agua existente y el agua obtenida del hielo.

Primero comprobemos cuánto calor se libera cuando se condensa la masa de vapor existente:

aquí de los materiales de referencia tenemos $r=2.26 10^6\frac(J)(kg)$ - calor específico de vaporización (también aplicable para condensación).

Calor necesario para derretir el hielo:

Aquí, de los materiales de referencia, tenemos $\lambda =3.3\cdot 10^5\frac(J)(kg)$- calor específico de fusión del hielo.

Encontramos que el vapor emite más calor del necesario sólo para derretir el hielo existente, por lo tanto escribimos la ecuación del balance de calor en la forma:

El calor se libera durante la condensación del vapor con masa $m_(p\ )$ y el enfriamiento del agua, que se forma a partir del vapor desde la temperatura $T_p$ hasta la T deseada. El calor se absorbe durante el derretimiento del hielo con masa $m_(i\ )$ y calentamiento de agua con masa $m_v+ m_i$ desde la temperatura $T_i$ hasta $T.\ $ Denotemos $T-T_i=\triangle T$, por la diferencia $T_p-T$ obtenemos:

La ecuación del balance de calor tomará la forma:

\ \ \[\triangle T=\frac(rm_(p\ )+cm_(p\ )100-lm_(i\ ))(c\left(m_v+m_i+m_(p\ )\right))\left (1.6\derecha)\]

Realicemos los cálculos, teniendo en cuenta que la capacidad calorífica del agua está tabulada $c=4.2\cdot 10^3\frac(J)(kgK)$, $T_p=t_p+273=373K,$ $T_i=t_i +273=273K$:

$\triangle T=\frac(2.26\cdot 10^6\cdot 10^(-2)+4.2\cdot 10^3\cdot 10^(-2)10^2-6\cdot 10^ (-2) \cdot 3.3\cdot 10^5)(4.2\cdot 10^3\cdot 5.7\cdot 10^(-1))\aprox 3\left(K\right)$entonces T=273+3=276 (K)

Respuesta: La temperatura del agua en el recipiente después de que se establezca el equilibrio térmico será de 276 K.

Ejemplo 2

Tarea: La figura muestra una sección de la isoterma correspondiente a la transición de una sustancia del estado cristalino al líquido. ¿Qué corresponde a esta área en el diagrama p,T?

Todo el conjunto de estados representados en el diagrama p,V mediante un segmento de línea horizontal en el diagrama p,T está representado por un punto que determina los valores de p y T en los que ocurre la transición de un estado de agregación a otro. .