O etanol é o principal ingrediente das bebidas alcoólicas. A vodka comum custa 40% disso. Na vida cotidiana, é chamado de álcool. Embora, de fato, esse termo caracterize uma enorme classe de substâncias orgânicas. O ponto de ebulição do álcool à pressão normal é de 78,3 graus Celsius. Isso se aplica apenas ao etanol não diluído. O ponto de ebulição de uma solução de álcool é geralmente um pouco menor. Neste artigo, vamos entender o que é o etanol. Discutiremos também suas propriedades físicas e químicas, características de produção e aplicação. Não vamos ignorar a questão principal sobre qual é o ponto de ebulição do álcool.

informações gerais

O etanol é um dos álcoois mais famosos. A composição de sua molécula inclui elementos como carbono, hidrogênio e oxigênio. A fórmula química do etanol é C 2 H 6 O. É um líquido incolor com odor alcoólico específico. É mais leve que a água. O ponto de ebulição do álcool é 78,39 graus Celsius. Mas isso é na pressão normal. O ponto de ebulição do álcool retificado é de 78,15 graus Celsius. Contém 4,43% de água. O ponto de ebulição do álcool etílico é menor quanto mais diluído ele é.

Aplicação na vida cotidiana e na indústria

O álcool etílico é um excelente solvente. É produzido pela fermentação do açúcar com fermento. Em muitas aldeias de países pós-soviéticos, ainda é feito em casa. A bebida alcoólica resultante é chamada aguardente. O álcool etílico é a droga recreativa mais antiga utilizada pelo homem. Pode causar intoxicação alcoólica se consumido em grandes quantidades.

O etanol é uma substância inflamável volátil. É usado em residências e na indústria como anti-séptico, solvente, combustível e líquido ativo em termômetros sem mercúrio (congela a -114 graus Celsius).

O ponto de ebulição do álcool contra a pressão

Quando as propriedades físicas das substâncias são indicadas em livros de referência, deve-se entender que todas essas medições foram feitas nas chamadas condições normais. À medida que a pressão aumenta, o ponto de ebulição do etanol diminui. Hoje você pode encontrar muitas tabelas que fornecem dados de referência sobre esse assunto. A 780 mmHg, o etanol ferve a 78,91 graus Celsius, a 770 - 78,53ºC, a 760 - 78,15ºC, a 750 - 77,77ºC, a 740 - 77,39ºC, a 720 - 76,63ºC .

Ponto de ebulição do álcool metílico

CH 3 OH foi originalmente produzido como subproduto da destilação destrutiva da madeira. Até o momento, é obtido diretamente do dióxido de carbono e do hidrogênio. O cheiro é muito parecido com o etanol. No entanto, o metanol é altamente tóxico e pode levar à morte humana. O ponto de ebulição do álcool é de 64,7 graus Celsius. É usado como anticongelante e solvente. Também é usado para a produção de biodiesel.

Histórico de fabricação

A fermentação do açúcar para produzir etanol é uma das primeiras biotecnologias a serviço da humanidade. O efeito inebriante das bebidas à base dele é conhecido desde os tempos antigos. As pessoas sempre gostaram do estado de consciência alterada que ela causa. Até 9.000 anos atrás, os chineses conheciam as bebidas alcoólicas. A destilação como processo era bem conhecida dos árabes e gregos, mas eles tinham bastante vinho. Os alquimistas aprenderam a produzir álcool a partir dele apenas no século XII. Sinteticamente, o etanol foi produzido pela primeira vez apenas em 1825 por Michael Faraday.

química e medicina

O etanol é utilizado principalmente como matéria-prima para a produção de outras substâncias e como solvente. É um dos componentes de muitos produtos químicos domésticos usados ​​diariamente na vida cotidiana. O etanol é encontrado em limpadores de para-brisa e anticongelantes. Na medicina, é usado como o anti-séptico mais simples. Desinfeta bem e seca as feridas. Também é usado para fazer todos os tipos de tinturas e extratos. Além disso, esfria e aquece bem. Na ausência de outros medicamentos, foi usado como anestésico.

Sociedade e cultura

Um estudo publicado em 2002 descobriu que 41% das mortes em acidentes de carro são causadas por dirigir embriagado. Quanto maior o teor de álcool no sangue do motorista, maior o risco. O uso de bebidas alcoólicas tem uma longa história. Muitos estudos têm se dedicado a esse fenômeno social. O processo de ingestão de bebidas alcoólicas e intoxicação são descritos em muitas obras de arte. O famoso filme de Ano Novo "A Ironia do Destino, ou Aproveite o Seu Banho!" é dedicado apenas às consequências do abuso de álcool, ainda que de forma cômica. Muitas pessoas criativas usaram o álcool como um elemento necessário para gerar novas ideias ou como uma maneira fácil de superar o estresse. Beber moderadamente é aceitável e até desejável na maioria das culturas modernas. Beber álcool é uma tradição em muitas ocasiões festivas. A exceção é o Islã. De acordo com as regras desta religião, o uso de qualquer bebida alcoólica é um pecado terrível.

Alcoolismo e suas consequências

Beber em excesso é uma doença. É caracterizada pela dependência física e mental de vodca ou outras bebidas fortes, é uma espécie de abuso de substâncias. Os alcoólatras perdem o controle sobre o quanto bebem. Eles precisam cada vez mais se divertir. Acredita-se que melhorar o bem-estar da população leva apenas ao aumento do consumo de bebidas alcoólicas. Pela primeira vez, o médico sueco M. Huss começou a estudar o alcoolismo crônico em 1849. Ele destacou uma série de alterações patológicas que aparecem em uma pessoa com uso sistemático de álcool. Agora os cientistas traçam uma linha clara entre embriaguez e alcoolismo. A segunda é uma doença com a qual a própria pessoa não consegue lidar. Ele passa por várias etapas em seu desenvolvimento. A cada nova etapa, há um aumento gradual da dependência. O paciente precisa de uma dose crescente. Gradualmente, a intoxicação alcoólica crônica leva a distúrbios somáticos. Os sinais iniciais de dependência física e mental incluem a perda de controle sobre o uso e o aparecimento de episódios de compulsão alimentar. Pessoas com alcoolismo grave se distinguem por mau funcionamento dos órgãos internos e transtornos mentais.

Tratamento e prevenção

As drogas são necessárias para combater o vício do álcool. Primeiro, os medicamentos são necessários para eliminar o mau funcionamento do corpo. Em segundo lugar, os medicamentos incompatíveis com o álcool são obrigatórios. É levado ao conhecimento do paciente que o consumo excessivo de álcool durante o tratamento pode levar à sua morte. Além disso, os psicólogos devem trabalhar com os pacientes. Sua tarefa é consolidar o efeito do tratamento e formar uma imagem negativa da embriaguez. Também é obrigatória a reinserção social dos ex-alcoólatras. É importante ajudar a pessoa a encontrar seu lugar na sociedade, a devolver a família. Pessoas felizes não ficam bêbadas. Portanto, o tratamento do alcoolismo depende mais das habilidades de um psicólogo.

Ebulição- Trata-se de uma transição intensa do líquido para o vapor, ocorrendo com a formação de bolhas de vapor em todo o volume do líquido a uma determinada temperatura.

Durante a ebulição, a temperatura do líquido e do vapor acima dele não muda. Ele permanece inalterado até que todo o líquido ferva. Isso ocorre porque toda a energia fornecida ao líquido é gasta para transformá-lo em vapor.

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

O ponto de ebulição depende da pressão exercida na superfície livre do líquido. Isso se deve à dependência da pressão de vapor saturado com a temperatura. Uma bolha de vapor cresce enquanto a pressão do vapor saturado dentro dela excede ligeiramente a pressão no líquido, que é a soma da pressão externa e da pressão hidrostática da coluna de líquido.

Quanto maior a pressão externa, mais temperatura de ebulição.

Todo mundo sabe que a água ferve a 100 ºC. Mas não devemos esquecer que isso é verdade apenas na pressão atmosférica normal (cerca de 101 kPa). Com o aumento da pressão, o ponto de ebulição da água aumenta. Assim, por exemplo, em panelas de pressão, os alimentos são cozidos sob uma pressão de cerca de 200 kPa. O ponto de ebulição da água chega a 120°C. Em água desta temperatura, o processo de cozimento é muito mais rápido do que em água fervente comum. Isso explica o nome "panela de pressão".

Por outro lado, reduzindo a pressão externa, diminuímos o ponto de ebulição. Por exemplo, em regiões montanhosas (a uma altitude de 3 km, onde a pressão é de 70 kPa), a água ferve a uma temperatura de 90 ° C. Portanto, os habitantes dessas áreas, usando essa água fervente, precisam de muito mais tempo para cozinhar do que os habitantes das planícies. E cozinhar nesta água fervente, por exemplo, um ovo de galinha geralmente é impossível, pois a uma temperatura abaixo de 100 ° C a proteína não coagula.

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

O calor da vaporização.

Calor de vaporização (calor de vaporização)- a quantidade de calor que deve ser transmitida à substância (a pressão e temperatura constantes) para a transformação completa de uma substância líquida em vapor.

A quantidade de calor necessária para a vaporização (ou liberada durante a condensação). Para calcular a quantidade de calor Q, necessário para a transformação em vapor de um líquido de qualquer massa, tomado no ponto de ebulição, você precisa do calor específico de vaporização r faca mental para a massa m:

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

A tarefa consiste em duas etapas - estabelecer a dependência da pressão atmosférica com a altitude e a dependência do ponto de ebulição com a pressão. Vamos começar com o último, como o mais interessante.

A ebulição é uma transição de fase do primeiro tipo (a água muda seu estado de agregação de líquido para gasoso).
A transição de fase do primeiro tipo é descrita pela equação de Clapeyron:
,
Onde
- calor específico da transição de fase, que é numericamente igual à quantidade de calor relatada à unidade de massa da substância para a implementação da transição de fase,
- temperatura de transição de fase,
- mudança no volume específico durante a transição

Clausius simplificou a equação de Clapeyron para os casos de evaporação e sublimação assumindo que

1. O vapor obedece à lei dos gases ideais
2. O volume específico do líquido é muito menor que o volume específico do vapor

Do ponto um segue que o estado do vapor pode ser descrito pela equação de Mendeleev-Clapeyron
,
e do ponto dois - que o volume específico do líquido pode ser desprezado.

Assim, a equação de Clapeyron assume a forma
,
onde o volume específico pode ser expresso em termos de
,
e finalmente

separando as variáveis, obtemos

Tendo integrado o lado esquerdo de a e o lado direito de a , ou seja, de um ponto a outro situado na linha de equilíbrio líquido-vapor, obtemos a equação

chamada equação de Clausius-Clapeyron.

Na verdade, esta é a dependência desejada do ponto de ebulição da pressão.

Vamos fazer mais algumas mudanças.
,
Aqui
- massa molar de água, 18 g/mol

Constante universal do gás, 8,31 J/(mol × K)

Calor específico de vaporização da água 2,3 × 10 6 J/kg

Agora resta estabelecer a dependência da pressão atmosférica com a altitude. Aqui vamos usar a fórmula barométrica (ainda não temos outra):

ou
,
Aqui
- massa molar do ar, 29 g/mol
- constante de gás universal, 8,31 J/(mol × K)
- aceleração da gravidade, 9,81 m/(s×s)
- temperatura do ar

Os valores relacionados ao ar serão marcados com o índice v, os relacionados à água - h
Igualando e eliminando o expoente, obtemos

Bem, a fórmula final

De fato, a pressão real do ar não segue a fórmula barométrica, pois com grandes mudanças de altitude, a temperatura do ar não pode ser considerada constante. Além disso, a aceleração da queda livre depende da latitude geográfica e a pressão atmosférica também depende da concentração de vapor d'água. Ou seja, de acordo com esta fórmula, obteremos um valor aproximado. Portanto, abaixo incluí outra calculadora que usa uma fórmula para calcular o ponto de ebulição em função da pressão do ar em milímetros de mercúrio.

Calculadora de temperatura de ebulição versus altitude.

Estados da matéria

Vapor de ferro e ar sólido

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

De quais condições estamos falando? O estado da matéria é determinado por duas circunstâncias: temperatura e pressão.

Nossa vida ocorre em condições relativamente pouco mutáveis. A pressão do ar flutua dentro de alguns por cento em torno de uma atmosfera; a temperatura do ar, digamos, na área de Moscou fica na faixa de -30 a + 30 ° C; na escala de temperatura absoluta, em que a menor temperatura possível (-273°C) é tida como zero; esse intervalo parecerá menos impressionante: 240-300 K, que também é apenas ±10% do valor médio.

É bastante natural que estejamos acostumados a essas condições comuns e, portanto, quando dizemos verdades simples como: "o ferro é um sólido, o ar é um gás" etc., esquecemos de acrescentar: "em condições normais".

Se o ferro for aquecido, ele primeiro derrete e depois evapora. Se o ar for resfriado, ele primeiro se transformará em líquido e depois solidificará.

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

É fácil acreditar nisso porque uma substância, sem a qual a vida na Terra seria impossível, todos observaram tanto na forma de um gás, como de um líquido, quanto na forma de um corpo sólido. Claro que estamos falando de água.

Quais são as condições sob as quais uma substância muda de um estado para outro?

Ebulição

Se abaixarmos o termômetro na água que é despejada na chaleira, ligarmos o fogão elétrico e monitorarmos o mercúrio do termômetro, veremos o seguinte: quase imediatamente o nível de mercúrio aumentará. Já são 90, 95, enfim 100°C. A água ferve e, ao mesmo tempo, o aumento do mercúrio para. A água está fervendo há muitos minutos, mas o nível de mercúrio não muda. Até que toda a água ferva, a temperatura não mudará (Fig. 4.1).

Arroz. 4.1

Para onde vai o calor se a temperatura da água não muda? A resposta é óbvia. O processo de transformar água em vapor requer energia.

Vamos comparar a energia de um grama de água e um grama de vapor formado a partir dela. As moléculas de vapor estão mais distantes do que as moléculas de água. É claro que, por causa disso, a energia potencial da água será diferente da energia potencial do vapor.

A energia potencial das partículas atraídas diminui à medida que se aproximam umas das outras. Portanto, a energia do vapor é maior que a energia da água, e a transformação da água em vapor requer energia. Esse excesso de energia é comunicado por um fogão elétrico à água fervendo em uma chaleira.

A energia necessária para transformar a água em vapor; chamado de calor de vaporização. São necessárias 539 calorias para transformar 1 g de água em vapor (este é o valor para uma temperatura de 100°C).

Se 539 cal for para 1 g, então 18 * 539 \u003d 9700 cal serão gastos em 1 mol de água. Essa quantidade de calor deve ser gasta para quebrar as ligações intermoleculares.

Você pode comparar esse valor com a quantidade de trabalho necessária para quebrar as ligações intramoleculares. Para dividir 1 mol de vapor de água em átomos, são necessárias cerca de 220.000 calorias, ou seja, 25 vezes mais energia. Isso prova diretamente a fraqueza das forças que ligam as moléculas umas às outras, em comparação com as forças que unem os átomos em uma molécula.

Temperatura de ebulição versus pressão

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

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

Perto do topo do Elbrus existe uma casa para turistas e uma estação científica. Os iniciantes às vezes se perguntam "como é difícil ferver um ovo em água fervente" ou "por que a água fervente não queima". Nessas condições, eles são informados de que a água ferve no topo do Elbrus já a 82°C.

Qual é o problema aqui? Que fator físico interfere no fenômeno da ebulição? Qual é o significado da altitude?

Este fator físico é a pressão que atua na superfície do líquido. Você não precisa subir ao topo da montanha para verificar a validade do que foi dito.

Ao colocar água aquecida sob o sino e bombear ar para dentro ou para fora dele, pode-se estar convencido de que o ponto de ebulição aumenta com o aumento da pressão e diminui com a diminuição da pressão.

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

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

Arroz. 4.2

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

Você pode até obter "água fervente", que tem a temperatura da água gelada. Para fazer isso, você terá que reduzir a pressão para 4,6 mm Hg. Arte.

Uma imagem interessante pode ser observada se você colocar um recipiente aberto com água sob o sino e bombear o ar. O bombeamento fará a água ferver, mas ferver requer calor. Não há de onde tirá-lo e a água terá que abrir mão de sua energia. A temperatura da água fervente começará a cair, mas à medida que o bombeamento continua, a pressão também diminui. Portanto, a fervura não parará, a água continuará esfriando e eventualmente congelando.

Essa fervura de água fria ocorre não apenas quando o ar é bombeado para fora. Por exemplo, quando a hélice de um navio gira, a pressão em uma camada de água que se move rapidamente perto de uma superfície metálica cai drasticamente e a água nessa camada ferve, ou seja, várias bolhas cheias de vapor aparecem nela. Esse fenômeno é chamado de cavitação (da palavra latina cavitas - cavidade).

Ao diminuir a pressão, diminuímos o ponto de ebulição. Que tal aumentá-lo? Um gráfico como o nosso responde a essa pergunta. Uma pressão de 15 atm pode atrasar a fervura da água, ela só começará a 200°C, e uma pressão de 80 atm fará a água ferver apenas a 300°C.

Assim, uma certa pressão externa corresponde a um certo ponto de ebulição. Mas esta afirmação também pode ser "invertida", dizendo o seguinte: cada ponto de ebulição da água corresponde à sua própria pressão específica. Essa pressão é chamada de pressão de vapor.

A curva que representa o ponto de ebulição em função da pressão é também a curva da pressão de vapor em função da temperatura.

As figuras plotadas em um gráfico de ponto de ebulição (ou gráfico de pressão de vapor) mostram que a pressão de vapor muda muito rapidamente com a temperatura. A 0°C (isto é, 273 K), a pressão de vapor é 4,6 mm Hg. Art., a 100 ° C (373 K) é igual a 760 mm Hg. Art., ou seja, aumenta 165 vezes. Quando a temperatura dobra (de 0 ° C, ou seja, 273 K, para 273 ° C, ou seja, 546 K), a pressão de vapor aumenta de 4,6 mm Hg. Arte. até quase 60 atm, ou seja, cerca de 10.000 vezes.

Portanto, ao contrário, o ponto de ebulição muda lentamente com a pressão. Quando a pressão é dobrada de 0,5 atm para 1 atm, o ponto de ebulição aumenta de 82°C (355 K) para 100°C (373 K) e quando a pressão é dobrada de 1 para 2 atm, de 100°C (373 K K) a 120°C (393 K).

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

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

Tanto durante a fervura quanto durante a condensação, o ponto não sairá da curva até que a conversão de vapor em água ou água em vapor esteja completa. Isso também pode ser formulado da seguinte forma: nas condições de nossa curva, e somente nessas condições, a coexistência de líquido e vapor é possível. Se ao mesmo tempo nenhum calor for adicionado ou retirado, as quantidades de vapor e líquido em um recipiente fechado permanecerão inalteradas. Tal vapor e líquido são ditos em equilíbrio, e um vapor em equilíbrio com seu líquido é dito saturado.

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

A curva de equilíbrio vapor-líquido, ou seja, a dependência do ponto de ebulição da pressão ou, o que é o mesmo, pressão do vapor da temperatura, é aproximadamente a mesma para todos os líquidos. Em alguns casos, a mudança pode ser um pouco mais abrupta, em outros - um pouco mais lenta, mas sempre a pressão do vapor aumenta rapidamente com o aumento da temperatura.

Já usamos muitas vezes as palavras "gás" e "vapor". Essas duas palavras são praticamente as mesmas. Podemos dizer: o gás de água é o vapor de água, o oxigênio do gás é o vapor de um líquido de oxigênio. No entanto, algum hábito se desenvolveu no uso dessas duas palavras. Como estamos acostumados a uma certa faixa de temperatura relativamente pequena, geralmente aplicamos a palavra "gás" àquelas substâncias cuja pressão de vapor em temperaturas normais está acima da pressão atmosférica. Pelo contrário, falamos de vapor quando, à temperatura ambiente e à pressão atmosférica, a substância é mais estável na forma líquida.

Evaporação

A fervura é um processo rápido e, em pouco tempo, não há vestígios de água fervente, ela se transforma em vapor.

Mas existe outro fenômeno da transformação de água ou outro líquido em vapor - é a evaporação. A evaporação ocorre a qualquer temperatura, independentemente da pressão, que em condições normais é sempre próxima de 760 mm Hg. Arte. A evaporação, ao contrário da ebulição, é um processo muito lento. O frasco de colônia que esquecemos de fechar ficará vazio em alguns dias; mais tempo o pires com água ficará em pé, mas mais cedo ou mais tarde ficará seco.

O ar desempenha um papel importante no processo de evaporação. Por si só, não impede a evaporação da água. Assim que abrirmos a superfície do líquido, as moléculas de água começarão a se mover para a camada de ar mais próxima.

A densidade do vapor nesta camada aumentará rapidamente; após um curto período de tempo, a pressão de vapor se tornará igual à elasticidade característica da temperatura do meio. Nesse caso, a pressão de vapor será exatamente a mesma que na ausência de ar.

A transição do vapor para o ar não significa, obviamente, um aumento de pressão. A pressão total no espaço acima da superfície da água não aumenta, apenas a parcela dessa pressão que é assumida pelo vapor aumenta e, conseqüentemente, a proporção de ar que é deslocada pelo vapor diminui.

Acima da água há vapor misturado com ar, acima há camadas de ar sem vapor. Eles inevitavelmente se misturarão. O vapor d'água se moverá continuamente para as camadas superiores e, em seu lugar, o ar fluirá para a camada inferior, que não contém moléculas de água. Portanto, na camada mais próxima da água, lugares sempre serão liberados para novas moléculas de água. A água irá evaporar continuamente, mantendo a pressão de vapor d'água na superfície igual à elasticidade, e o processo continuará até que a água tenha evaporado completamente.

Começamos com o exemplo da colônia e da água. É bem conhecido que eles evaporam em taxas diferentes. O éter evapora excepcionalmente rápido, o álcool rapidamente e a água muito mais lentamente. Entenderemos imediatamente qual é o problema se encontrarmos no livro de referência os valores da pressão de vapor desses líquidos, digamos, à temperatura ambiente. Aqui estão os números: éter - 437 mm Hg. Art., álcool - 44,5 mm Hg. Arte. e água - 17,5 mm Hg. Arte.

Quanto maior a elasticidade, mais vapor na camada de ar adjacente e mais rápido o líquido evapora. Sabemos que a pressão de vapor aumenta com a temperatura. Está claro por que a taxa de evaporação aumenta com o aquecimento.

A taxa de evaporação também pode ser influenciada de outra maneira. Se quisermos facilitar a evaporação, devemos retirar rapidamente o vapor do líquido, ou seja, acelerar a mistura do ar. É por isso que a evaporação é muito acelerada pelo sopro do líquido. A água, embora tenha uma pressão de vapor relativamente pequena, desaparecerá rapidamente se o disco for colocado ao vento.

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

O bem-estar de uma pessoa depende se há muito ou pouco vapor de água no ar. Tanto o ar seco quanto o úmido são desagradáveis. A umidade é considerada normal quando é de 60%. Isso significa que a densidade do vapor d'água é 60% da densidade do vapor d'água saturado na mesma temperatura.

Se o ar úmido for resfriado, eventualmente a pressão do vapor d'água nele será igual à pressão do vapor nessa temperatura. O vapor ficará saturado e, conforme a temperatura cair ainda mais, começará a condensar em água. O orvalho da manhã, grama e folhas hidratantes, aparece apenas por causa desse fenômeno.

A 20°C, a densidade do vapor de água saturado é de cerca de 0,00002 g/cm 3 . Sentir-nos-emos bem se o ar contiver 60% desse número de vapor d'água - o que significa apenas pouco mais de um centésimo de milésimo de grama em 1 cm3.

Embora esse número seja pequeno, ele produzirá quantidades impressionantes de vapor em uma sala. É fácil calcular que em uma sala de tamanho médio com área de 12 m 2 e altura de 3 m, cerca de um quilo de água pode "caber" na forma de vapor saturado.

Portanto, se você fechar bem essa sala e colocar um barril de água aberto, um litro de água evaporará, independentemente da capacidade do barril.

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

Na sala que acabamos de discutir, não caberá mais do que 1 g de vapor de mercúrio.

A propósito, o vapor de mercúrio é muito tóxico e 1 g de vapor de mercúrio pode prejudicar seriamente a saúde de qualquer pessoa. Ao trabalhar com mercúrio, deve-se tomar cuidado para que nem mesmo a menor gota de mercúrio seja derramada.

Temperatura critica

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

No século 19, aumentar a pressão parecia mais fácil do que baixar a temperatura. No início deste século, o grande físico inglês Michael Farada conseguiu comprimir gases aos valores da pressão de vapor e, assim, transformar muitos gases (cloro, dióxido de carbono, etc.) em líquido.

No entanto, alguns gases - hidrogênio, nitrogênio, oxigênio - não se prestam à liquefação. Por mais que a pressão aumentasse, eles não se transformavam em líquido. Alguém poderia pensar que o oxigênio e outros gases não poderiam ser líquidos. Eles foram classificados como gases verdadeiros ou permanentes.

Na verdade, as falhas foram causadas por um mal-entendido de uma circunstância importante.

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

Como a densidade do líquido cai e a densidade do vapor aumenta, movendo-se "para cima" ao longo da curva de ebulição, chegaremos inevitavelmente a um ponto em que as densidades do líquido e do vapor se igualam (Fig. 4.3).

Arroz. 4.3

Nesse ponto notável, chamado de ponto crítico, a curva de ebulição termina. Como todas as diferenças entre gás e líquido se devem à diferença de densidade, no ponto crítico as propriedades do líquido e do gás tornam-se as mesmas. Cada substância tem sua própria temperatura crítica e sua própria pressão crítica. Assim, para a água, o ponto crítico corresponde a uma temperatura de 374°C e uma pressão de 218,5 atm.

Se você comprimir um gás cuja temperatura está abaixo da crítica, o processo de sua compressão será representado por uma seta cruzando a curva de ebulição (Fig. 4.4). Isso significa que, no momento em que atingir uma pressão igual à pressão de vapor (o ponto de interseção da seta com a curva de ebulição), o gás começará a se condensar em um líquido. Se nosso vaso fosse transparente, neste momento veríamos o início da formação de uma camada líquida no fundo do vaso. A pressão constante, a camada de líquido vai crescendo até que, finalmente, todo o gás se transforme em líquido. Uma compressão adicional exigirá um aumento na pressão.

Arroz. 4.4

A situação é completamente diferente quando o gás é comprimido, cuja temperatura é superior à crítica. O processo de compressão pode novamente ser descrito como uma seta indo de baixo para cima. Mas agora esta flecha não cruza a curva de ebulição. Isso significa que, durante a compressão, o vapor não condensará, mas apenas condensará continuamente.

A uma temperatura acima da crítica, a existência de um líquido e um gás separados por uma interface é impossível: quando comprimida a qualquer densidade, uma substância homogênea estará sob o pistão e é difícil dizer quando pode ser chamada de gás e quando pode ser chamado de líquido.

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

Este caminho de transformação é mostrado na Fig. 4.4. O líquido conhecido é marcado com uma cruz. Se baixar um pouco a pressão (seta para baixo), vai ferver, vai ferver se aumentar um pouco a temperatura (seta para a direita). Mas faremos algo completamente diferente, comprimiremos o líquido com muita força, a uma pressão acima da crítica. O ponto que representa o estado do líquido irá verticalmente para cima. Em seguida, aquecemos o líquido - esse processo é representado por uma linha horizontal. Agora, depois de nos encontrarmos à direita da temperatura crítica, baixaremos a pressão para a inicial. Se agora reduzirmos a temperatura, podemos obter o vapor mais real, que poderia ser obtido desse líquido de maneira mais simples e rápida.

Assim, sempre é possível, variando a pressão e a temperatura para contornar o ponto crítico, obter vapor por transição contínua de líquido ou líquido de vapor. Essa transição contínua não requer ebulição ou condensação.

As primeiras tentativas de liquefazer gases como oxigênio, nitrogênio e hidrogênio não tiveram sucesso porque a existência de uma temperatura crítica não era conhecida. Esses gases têm temperaturas críticas muito baixas: o nitrogênio tem -147°C, o oxigênio tem -119°C, o hidrogênio tem -240°C ou 33 K. O detentor do recorde é o hélio, sua temperatura crítica é de 4,3 K. Transforme esses gases em líquido só pode ser feito de uma maneira - é necessário reduzir a temperatura abaixo do especificado.

Obtendo baixas temperaturas

Uma diminuição significativa na temperatura pode ser alcançada de várias maneiras. Mas a ideia de todos os métodos é a mesma: devemos forçar o corpo que queremos esfriar a gastar sua energia interna.

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

No entanto, há um limite para a queda de temperatura durante esse processo: a pressão do vapor acaba se tornando completamente insignificante e mesmo as bombas de bombeamento mais fortes não conseguem criar a pressão necessária.

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

Agora o processo de bombeamento pode ser repetido com a segunda substância e, assim, podem ser obtidas temperaturas mais baixas. Se necessário, esse método de "cascata" para obter baixas temperaturas pode ser estendido.

Isso é exatamente o que eles fizeram no final do século passado; a liquefação dos gases foi realizada em etapas: etileno, oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, substâncias com pontos de ebulição de -103, -183, -196 e -253°C, foram sucessivamente convertidos em líquido. Tendo hidrogênio líquido, você também pode obter o líquido de ebulição mais baixo - hélio (-269 ° C). O vizinho da "esquerda" ajudou a pegar o vizinho da "direita".

O método de resfriamento em cascata tem quase cem anos. Em 1877, o ar líquido foi obtido por este método.

Em 1884-1885. hidrogênio líquido foi produzido pela primeira vez. Finalmente, depois de mais vinte anos, a última fortaleza foi tomada: em 1908, Kamerling-Onnes, na cidade de Leiden, na Holanda, transformou o hélio em líquido - substância com a temperatura crítica mais baixa. O 70º aniversário desta importante conquista científica foi recentemente celebrado.

Por muitos anos, o Laboratório de Leiden foi o único laboratório de "baixa temperatura". Agora, em todos os países, existem dezenas desses laboratórios, sem falar nas plantas que produzem ar líquido, nitrogênio, oxigênio e hélio para fins técnicos.

O método em cascata para obtenção de baixas temperaturas agora é raramente usado. Nas instalações técnicas, para diminuir a temperatura, outro método é usado para diminuir a energia interna do gás: o gás é forçado a se expandir rapidamente e realizar trabalho à custa da energia interna.

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

Os gases líquidos são amplamente utilizados na engenharia. O oxigênio líquido é usado em tecnologia explosiva como um componente da mistura de combustível em motores a jato.

A liquefação do ar é usada na engenharia para separar os gases que compõem o ar.

Em vários campos da tecnologia, é necessário trabalhar na temperatura do ar líquido. Mas para muitos estudos físicos, essa temperatura não é baixa o suficiente. De fato, se traduzirmos graus Celsius em uma escala absoluta, veremos que a temperatura do ar líquido é cerca de 1/3 da temperatura ambiente. Muito mais interessantes para a física são as temperaturas de "hidrogênio", ou seja, temperaturas da ordem de 14-20 K, e especialmente as temperaturas de "hélio". A temperatura mais baixa obtida quando o hélio líquido é bombeado é de 0,7 K.

Os físicos conseguiram chegar muito mais perto do zero absoluto. Atualmente, temperaturas que excedem o zero absoluto em apenas alguns milésimos de grau foram obtidas. No entanto, essas temperaturas ultrabaixas são obtidas de maneiras diferentes daquelas que descrevemos acima.

Nos últimos anos, a física de baixa temperatura deu origem a um ramo especial da indústria dedicado à produção de aparelhos que permitem manter grandes volumes a uma temperatura próxima do zero absoluto; foram desenvolvidos cabos de energia cujos barramentos operam a uma temperatura inferior a 10 K.

Vapor super-resfriado e líquido superaquecido

Na transição do ponto de ebulição, o vapor deve condensar, transformar-se em líquido. No entanto,; Acontece que se o vapor não entrar em contato com o líquido e se o vapor for muito puro, é possível obter um vapor superresfriado ou supersaturado - um vapor que deveria ter se tornado líquido há muito tempo.

O vapor supersaturado é muito instável. Às vezes, basta um empurrão ou um grão de vapor lançado ao espaço para iniciar uma condensação tardia.

A experiência mostra que a condensação de moléculas de vapor é muito facilitada pela introdução de pequenas partículas estranhas no vapor. No ar empoeirado, a supersaturação do vapor de água não ocorre. Pode causar condensação com baforadas de fumaça. Afinal, a fumaça é formada por pequenas partículas sólidas. Entrando no vapor, essas partículas acumulam moléculas ao seu redor e se tornam centros de condensação.

Assim, embora instável, o vapor pode existir na faixa de temperatura adaptada para a "vida" do líquido.

Pode um líquido 'viver' na região do vapor nas mesmas condições? Em outras palavras, é possível superaquecer um líquido?

Acontece que você pode. Para fazer isso, é necessário garantir que as moléculas do líquido não se soltem de sua superfície. O remédio radical é eliminar a superfície livre, ou seja, colocar o líquido em um recipiente onde seria comprimido por todos os lados por paredes sólidas. Desta forma, é possível atingir o superaquecimento da ordem de vários graus, ou seja, mover o ponto que representa o estado dos líquidos para a direita da curva de ebulição (Fig. 4.4).

O superaquecimento é uma mudança de um líquido para uma região de vapor, de modo que o superaquecimento de um líquido pode ser alcançado tanto pelo fornecimento de calor quanto pela redução da pressão.

A última maneira de obter resultados surpreendentes. Água ou outro líquido, cuidadosamente liberado dos gases dissolvidos (isso não é fácil de fazer), é colocado em um recipiente com um pistão que atinge a superfície do líquido. O vaso e o pistão devem ser umedecidos com líquido. Se você agora puxar o pistão em sua direção, a água aderida ao fundo do pistão o seguirá. Mas a camada de água, agarrada ao pistão, vai puxar a próxima camada de água, essa camada vai puxar a subjacente, como resultado, o líquido vai esticar.

No final, a coluna d'água vai quebrar (é a coluna d'água, e não a água, que vai sair do pistão), mas isso vai acontecer quando a força por unidade de área atingir dezenas de quilos. Em outras palavras, uma pressão negativa de dezenas de atmosferas é criada no líquido.

Mesmo em baixas pressões positivas, o estado de vapor da matéria é estável. Um líquido pode ser levado a uma pressão negativa. Você não pode imaginar um exemplo mais impressionante de "superaquecimento".

Derretendo

Não existe tal corpo sólido que resistiria a um aumento de temperatura tanto quanto necessário. Mais cedo ou mais tarde, uma peça sólida se transforma em líquido; certo, em alguns casos não conseguiremos chegar ao ponto de fusão - pode ocorrer decomposição química.

À medida que a temperatura aumenta, as moléculas se movem cada vez mais rápido. Por fim, chega um momento em que se torna impossível manter a ordem "entre moléculas fortemente" oscilantes. são metais de baixo ponto de fusão. O mercúrio, como é sabido, já derrete a uma temperatura de -39 ° C. As substâncias orgânicas não têm pontos de fusão elevados. Naftaleno funde a 80 ° C, tolueno - a -94,5 ° C.

Não é nada difícil medir o ponto de fusão de um corpo, especialmente se ele derrete na faixa de temperatura medida com um termômetro comum. Não é necessário seguir o corpo derretido com os olhos. Basta olhar a coluna de mercúrio do termômetro. Até o derretimento começar, a temperatura do corpo sobe (Fig. 4.5). Assim que a fusão começa, o aumento da temperatura para e a temperatura permanecerá inalterada até que o processo de fusão esteja completo.

Arroz. 4.5

Assim como a transformação de um líquido em vapor, a transformação de um sólido em líquido requer calor. O calor necessário para isso é chamado de calor latente de fusão. Por exemplo, derreter um quilo de gelo requer 80 kcal.

O gelo é um dos corpos com alto calor de fusão. O derretimento do gelo requer, por exemplo, 10 vezes mais energia do que o derretimento da mesma massa de chumbo. Claro, estamos falando do próprio derretimento, não estamos dizendo aqui que antes de começar o derretimento do chumbo, ele deve ser aquecido a + 327 ° C. Devido ao alto calor do derretimento do gelo, o derretimento da neve diminui. Imagine que o calor de fusão seria 10 vezes menor. Então, as enchentes da primavera trariam desastres inimagináveis ​​todos os anos.

Assim, o calor de fusão do gelo é grande, mas também é pequeno se comparado com o calor específico de vaporização de 540 kcal/kg (sete vezes menos). No entanto, essa diferença é bastante natural. Ao converter um líquido em vapor, devemos separar as moléculas umas das outras e, ao fundir, basta destruir a ordem na disposição das moléculas, deixando-as quase à mesma distância. É claro que menos trabalho é necessário no segundo caso.

A presença de um certo ponto de fusão é uma característica importante das substâncias cristalinas. É com base nisso que eles são fáceis de distinguir de outros sólidos, chamados amorfos ou vidros. Os vidros são encontrados entre substâncias inorgânicas e orgânicas. As vidraças são geralmente feitas de silicatos de sódio e cálcio; muitas vezes, o vidro orgânico é colocado na mesa (também chamado de plexiglass).

As substâncias amorfas, ao contrário dos cristais, não têm um ponto de fusão definido. O vidro não derrete, mas amolece. Quando aquecido, um pedaço de vidro primeiro torna-se macio a partir do duro, pode ser facilmente dobrado ou esticado; a uma temperatura mais elevada, a peça começa a mudar de forma sob a influência da sua própria gravidade. À medida que aquece, a espessa massa viscosa de vidro toma a forma do recipiente em que se encontra. Essa massa é a princípio espessa, como mel, depois como creme azedo e, finalmente, torna-se um líquido quase tão pouco viscoso quanto a água. Com todo o nosso desejo, não podemos indicar aqui uma temperatura específica para a transição de um sólido para um líquido. As razões para isso residem na diferença fundamental entre a estrutura do vidro e a estrutura dos corpos cristalinos. Como mencionado acima, os átomos em corpos amorfos são arranjados aleatoriamente. A estrutura dos vidros se assemelha a líquidos.Mesmo no vidro sólido, as moléculas são arranjadas aleatoriamente. Isso significa que um aumento na temperatura do vidro apenas aumenta a gama de vibrações de suas moléculas, dando-lhes gradativamente mais e mais liberdade de movimento. Portanto, o vidro amolece gradativamente e não apresenta uma transição nítida "sólido" - "líquido", característica da transição do arranjo das moléculas em uma ordem estrita para um arranjo aleatório.

Quando se trata da curva de ebulição, dissemos que o líquido e o vapor podem, embora em estado instável, viver em regiões estranhas - o vapor pode ser superresfriado e transferido para a esquerda da curva de ebulição, o líquido pode ser superaquecido e puxado para a direita desta curva.

Fenômenos semelhantes são possíveis no caso de um cristal com um líquido? Acontece que a analogia aqui é incompleta.

Se você aquecer o cristal, ele começará a derreter em seu ponto de fusão. O cristal não pode ser superaquecido. Pelo contrário, ao resfriar o líquido, é possível, se forem tomadas certas medidas, “escorregar” o ponto de fusão com relativa facilidade. Em alguns líquidos, grandes subresfriamentos podem ser alcançados. Existem até líquidos que são fáceis de super-resfriar, mas difíceis de cristalizar. À medida que esse líquido esfria, torna-se cada vez mais viscoso e, finalmente, solidifica sem cristalizar. Assim é o vidro.

Você também pode resfriar a água. Gotas de neblina podem não congelar mesmo em geadas severas. Se um cristal de uma substância, uma semente, for jogado em um líquido super-resfriado, a cristalização começará imediatamente.

Finalmente, em muitos casos, a cristalização retardada pode ser iniciada por uma agitação ou outros eventos aleatórios. Sabe-se, por exemplo, que o glicerol cristalino foi obtido pela primeira vez durante o transporte ferroviário. Os vidros depois de muito tempo podem começar a cristalizar (desvitrificar ou "colapsar", como dizem na tecnologia).

Como crescer um cristal

Quase qualquer substância pode dar cristais sob certas condições. Os cristais podem ser obtidos a partir de uma solução ou fusão de uma determinada substância, bem como de seus vapores (por exemplo, cristais de iodo em forma de diamante negro precipitam-se facilmente de seus vapores à pressão normal sem uma transição intermediária para um estado líquido) .

Comece dissolvendo o sal de mesa ou o açúcar na água. À temperatura ambiente (20°C), você poderá dissolver apenas 70 g de sal em um vidro facetado. Outras adições de sal não se dissolverão e se depositarão no fundo na forma de sedimentos. Uma solução na qual não ocorre mais dissolução é chamada de saturada. .Se você mudar a temperatura, o grau de solubilidade da substância também mudará. Todos sabem que a água quente dissolve a maioria das substâncias com muito mais facilidade do que a água fria.

Imagine agora - que você preparou uma solução saturada de, digamos, açúcar a uma temperatura de 30 ° C e começou a resfriá-la a 20 ° C. A 30°C, você conseguiu dissolver 223g de açúcar em 100g de água, a 20°C, dissolve 205g. Então, quando resfriado de 30 para 20°C, 18g serão "extras" e, como eles dizem, vai cair fora de solução. Assim, uma das formas possíveis de se obter cristais é resfriar a solução saturada.

Você pode fazer diferente. Prepare uma solução salina saturada e deixe em um vidro aberto. Depois de um tempo, você encontrará o aparecimento de cristais. Por que eles se formaram? Uma observação cuidadosa mostrará que, simultaneamente à formação dos cristais, ocorreu outra mudança - a quantidade de água diminuiu. A água evaporou e a substância "extra" apareceu na solução. Assim, outra forma possível para a formação de cristais é a evaporação de uma solução.

Como os cristais se formam a partir da solução?

Dissemos que os cristais "caem" da solução; É necessário entender isso de tal forma que não houve cristal por uma semana e em um momento apareceu de repente? Não, não é assim: os cristais crescem. É claro que não é possível detectar a olho nu os primeiros momentos de crescimento. A princípio, algumas das moléculas ou átomos do soluto que se movem aleatoriamente se reúnem na ordem aproximada necessária para formar a rede cristalina. Tal grupo de átomos ou moléculas é chamado de núcleo.

A experiência mostra que os núcleos são formados com mais frequência na presença de quaisquer partículas de poeira estranhas na solução. A cristalização mais rápida e fácil começa quando um pequeno cristal semente é colocado em uma solução saturada. Nesse caso, o isolamento de um sólido da solução não consistirá na formação de novos cristais, mas no crescimento da semente.

O crescimento do embrião não difere, é claro, do crescimento da semente. O significado de usar uma semente é que ela "puxa" a substância liberada para si mesma e, assim, evita a formação simultânea de um grande número de núcleos. Se muitos núcleos forem formados, eles irão interferir uns com os outros durante o crescimento e não nos permitirão obter grandes cristais.

Como as porções de átomos ou moléculas liberadas da solução são distribuídas na superfície do núcleo?

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

Na fig. 4.6 são dados os contornos de três cristais da mesma substância que ocorrem durante seu crescimento. Padrões semelhantes podem ser observados ao microscópio. No caso mostrado à esquerda, o número de faces é conservado durante o crescimento. O desenho do meio dá um exemplo de um novo rosto aparecendo (canto superior direito) e desaparecendo novamente.

Arroz. 4.6

É muito importante observar que a taxa de crescimento das faces, ou seja, a velocidade de seu movimento paralelo a si mesmas, não é a mesma para diferentes faces. Nesse caso, exatamente aquelas faces que se movem mais rapidamente, por exemplo, a face inferior esquerda na figura do meio, "crescem demais" (desaparecem). Pelo contrário, rostos de crescimento lento são os mais largos, como dizem, os mais desenvolvidos.

Isso fica especialmente claro na última figura. O fragmento sem forma adquire a mesma forma que outros cristais precisamente por causa da anisotropia da taxa de crescimento. Facetas bem definidas desenvolvem-se à custa de outras mais fortemente e dão ao cristal uma forma característica de todas as amostras desta substância.

Formas de transição muito bonitas são observadas quando uma bola é tomada como uma semente e a solução é levemente resfriada e aquecida alternadamente. Quando aquecida, a solução torna-se insaturada e a semente é parcialmente dissolvida. O resfriamento leva à saturação da solução e crescimento da semente. Mas as moléculas se acomodam de maneira diferente, como se estivessem dando preferência a determinados lugares. A substância é assim transferida de um lugar da bola para outro.

Primeiro, pequenos rostos em forma de círculo aparecem na superfície da bola. Os círculos aumentam gradativamente e, tocando-se, fundem-se ao longo de arestas retas. A bola se transforma em um poliedro. Então algumas faces ultrapassam outras, algumas das faces crescem demais e o cristal adquire sua forma característica (Fig. 4.7).

Arroz. 4.7

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

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

Arroz. 4.8

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

Vamos começar a aquecer alguma substância cristalina, por exemplo, sal-gema. Até 804°C, os cristais de sal-gema mudam pouco: eles se expandem apenas ligeiramente e a substância permanece sólida. Um medidor de temperatura colocado em um recipiente com uma substância mostra um aumento contínuo da temperatura quando aquecido. A 804°C, descobriremos imediatamente dois novos fenômenos interconectados: a substância começará a derreter e o aumento da temperatura será interrompido. Até que toda a matéria se transforme em um líquido; a temperatura não mudará; um novo aumento de temperatura já está aquecendo o líquido. Todas as substâncias cristalinas têm um certo ponto de fusão. O gelo derrete a 0°C, o ferro derrete a 1527°C, o mercúrio derrete a -39°C, etc.

Como já sabemos, em cada cristal os átomos ou moléculas de uma substância formam um empacotamento G ordenado e fazem pequenas vibrações em torno de suas posições médias. À medida que o corpo aquece, a velocidade das partículas oscilantes aumenta junto com a amplitude das oscilações. Esse aumento na velocidade das partículas com o aumento da temperatura é uma das leis básicas da natureza, que se aplica à matéria em qualquer estado - sólido, líquido ou gasoso.

Quando uma certa temperatura suficientemente alta do cristal é atingida, as vibrações de suas partículas tornam-se tão enérgicas que um arranjo preciso das partículas se torna impossível - o cristal derrete. Com o início da fusão, o calor fornecido não é mais usado para aumentar a velocidade das partículas, mas para destruir a rede cristalina. Portanto, o aumento da temperatura é suspenso. O aquecimento subseqüente é um aumento na velocidade das partículas líquidas.

No caso da cristalização de um fundido que nos interessa, os fenômenos acima são observados na ordem inversa: à medida que o líquido esfria, suas partículas diminuem seu movimento caótico; quando uma certa temperatura suficientemente baixa é atingida, a velocidade das partículas já é tão baixa que algumas delas, sob a influência de forças atrativas, começam a se ligar umas às outras, formando núcleos cristalinos. Até que toda a substância cristalize, a temperatura permanece constante. Esta temperatura é geralmente a mesma que o ponto de fusão.

Se medidas especiais não forem tomadas, a cristalização do derretimento começará imediatamente em muitos lugares. Os cristais crescerão na forma de poliedros regulares característicos deles exatamente da mesma maneira que descrevemos acima. No entanto, o crescimento livre não dura muito: crescendo, os cristais colidem uns com os outros, o crescimento para nos pontos de contato e o corpo endurecido adquire uma estrutura granular. Cada grão é um cristal separado, que falhou em assumir sua forma correta.

Dependendo de muitas condições, e sobretudo da taxa de resfriamento, um corpo sólido pode ter grãos mais ou menos grandes: quanto mais lento o resfriamento, maiores os grãos. Os tamanhos de grão dos corpos cristalinos variam de um milionésimo de centímetro a vários milímetros. Na maioria dos casos, a estrutura cristalina granular pode ser observada ao microscópio. Os sólidos geralmente têm essa estrutura de grão fino.

Para a tecnologia, o processo de solidificação de metais é de grande interesse. Os eventos que ocorrem durante a fundição e durante a solidificação do metal em moldes foram estudados detalhadamente pelos físicos.

Na maior parte, durante a solidificação, crescem monocristais semelhantes a árvores, chamados de dendritos. Em outros casos, os dendritos são orientados aleatoriamente, em outros casos, são paralelos entre si.

Na fig. 4.9 mostra os estágios de crescimento de um dendrito. Com esse comportamento, um dendrito pode crescer demais antes de encontrar outro semelhante. Então não encontraremos dendritos na fundição. Os eventos também podem se desenvolver de maneira diferente: os dendritos podem se encontrar e crescer uns nos outros (ramos de um nas lacunas entre os ramos de outro) enquanto ainda são "jovens".

Arroz. 4.9

Desta forma, podem surgir fundidos cujos grãos (mostrado na Fig. 2.22) tenham uma estrutura muito diferente. E as propriedades dos metais dependem significativamente da natureza dessa estrutura. É possível controlar o comportamento do metal durante a solidificação alterando a taxa de resfriamento e o sistema de remoção de calor.

Agora vamos falar sobre como crescer um grande monocristal. É claro que medidas devem ser tomadas para garantir que o cristal cresça de um só lugar. E se vários cristais já começaram a crescer, então, em qualquer caso, é necessário garantir que as condições de crescimento sejam favoráveis ​​\u200b\u200bpara apenas um deles.

Aqui, por exemplo, é como eles procedem ao cultivar cristais de metais de baixo ponto de fusão. O metal é fundido em um tubo de ensaio de vidro com a extremidade esticada. Um tubo de ensaio suspenso por um fio dentro de um forno cilíndrico vertical é lentamente abaixado. A extremidade desenhada sai gradualmente do forno e esfria. A cristalização começa. A princípio, vários cristais se formam, mas aqueles que crescem lateralmente ficam encostados na parede do tubo de ensaio e seu crescimento diminui. Apenas o cristal que cresce ao longo do eixo do tubo de ensaio, ou seja, profundamente no fundido, estará em condições favoráveis. À medida que o tubo de ensaio é abaixado, novas porções do fundido, caindo na região de baixas temperaturas, irão "alimentar" esse monocristal. Portanto, de todos os cristais, só ele sobrevive; conforme o tubo é abaixado, ele continua a crescer ao longo de seu eixo. No final, todo o metal fundido solidifica na forma de um único cristal.

A mesma ideia está subjacente ao crescimento de cristais de rubi refratários. Um pó fino da substância é esguichado através da chama. Ao mesmo tempo, os pós derretem; gotas minúsculas caem sobre um suporte refratário de área muito pequena, formando muitos cristais. À medida que as gotas vão caindo no suporte, todos os cristais crescem, mas novamente, apenas aquele que está na posição mais favorável para "receber" as gotas que caem cresce.

Para que servem os cristais grandes?

A indústria e a ciência geralmente precisam de grandes monocristais. De grande importância para a tecnologia são os cristais de sal de Rochelle e quartzo, que possuem a notável propriedade de converter ações mecânicas (por exemplo, pressão) em tensão elétrica.

A indústria ótica precisa de grandes cristais de calcita, sal-gema, fluorita, etc.

A indústria relojoeira precisa de cristais de rubis, safiras e algumas outras pedras preciosas. O fato é que partes móveis individuais de relógios comuns produzem até 20.000 vibrações por hora. Uma carga tão alta exige muito da qualidade das pontas dos eixos e dos rolamentos. A abrasão será menor quando um rubi ou safira servir de rolamento para a ponta de um eixo com diâmetro de 0,07-0,15 mm. Os cristais artificiais dessas substâncias são muito duráveis ​​e são muito pouco desgastados pelo aço. É notável que as pedras artificiais sejam melhores do que as mesmas pedras naturais.

No entanto, o crescimento de monocristais de semicondutores - silício e germânio - é da maior importância para a indústria.

A influência da pressão no ponto de fusão

Se a pressão for alterada, o ponto de fusão também mudará. Encontrámo-nos com a mesma regularidade quando falávamos sobre ferver. Quanto mais pressão; quanto maior for o ponto de ebulição. Como regra, isso também é verdade para o derretimento. No entanto, há um pequeno número de substâncias que se comportam de forma anômala: seu ponto de fusão diminui com o aumento da pressão.

O fato é que a grande maioria dos sólidos é mais densa que seus líquidos. A exceção a este dravil são precisamente aquelas substâncias cujo ponto de fusão não muda normalmente com uma mudança de pressão, por exemplo, água. O gelo é mais leve que a água e o ponto de fusão do gelo diminui à medida que a pressão aumenta.

A compressão promove a formação de um estado mais denso. Se um sólido é mais denso que um líquido, a compressão ajuda a solidificar e evita o derretimento. Mas se a fusão for dificultada pela compressão, isso significa que a substância permanece sólida, enquanto antes nessa temperatura ela já teria derretido, ou seja, com o aumento da pressão, o ponto de fusão aumenta. No caso anômalo, o líquido é mais denso que o sólido, e a pressão favorece a formação do líquido, ou seja, diminui o ponto de fusão.

O efeito da pressão no ponto de fusão é muito menor do que o da ebulição. Um aumento de pressão de mais de 100 kgf/cm 2 reduz o ponto de fusão do gelo em 1°C.

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

Evaporação de sólidos

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

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

Um casaco de pele coberto com naftaleno está saturado com vapor de naftaleno e cria uma atmosfera que as mariposas não suportam. Qualquer cheiro sólido sublimes em grande medida. Afinal, o cheiro é criado por moléculas que se desprenderam da substância e chegaram ao nosso nariz. No entanto, há casos mais frequentes em que a substância é sublimada em um grau insignificante, às vezes em um grau que não pode ser detectado mesmo por uma pesquisa muito cuidadosa. Em princípio, qualquer substância sólida (precisamente qualquer, mesmo ferro ou cobre) evapora. Se não detectarmos sublimações, isso significa apenas que a densidade do vapor saturante é muito baixa.

Pode-se ver que várias substâncias que têm um odor pungente à temperatura ambiente o perdem em baixa temperatura.

A densidade do vapor saturado em equilíbrio com um sólido aumenta rapidamente com o aumento da temperatura. Ilustramos esse comportamento com a curva para gelo mostrada na Fig. 4.10. É verdade que o gelo não cheira ...

Arroz. 4.10

Na maioria dos casos, é impossível aumentar significativamente a densidade do vapor saturado de um sólido por uma razão simples - a substância derreterá mais cedo.

O gelo também evapora. Isso é bem conhecido das donas de casa que penduram roupas molhadas para secar em tempo frio... A água primeiro congela, depois o gelo evapora e a roupa fica seca.

ponto Triplo

Assim, existem condições sob as quais vapor, líquido e cristal podem existir em pares em equilíbrio. Os três estados podem estar em equilíbrio? Tal ponto no diagrama pressão-temperatura existe, é chamado triplo. Onde ela está?

Se você colocar água com gelo flutuante em um recipiente fechado a zero grau, os vapores de água (e "gelo") começarão a fluir para o espaço livre. A uma pressão de vapor de 4,6 mm Hg. Arte. A evaporação irá parar e a saturação começará. Agora as três fases - gelo, água e vapor - estarão em equilíbrio. Este é o ponto triplo.

A relação entre os vários estados é clara e claramente mostrada pelo diagrama da água mostrado na fig. 4.11.

Arroz. 4.11

Tal diagrama pode ser construído para qualquer corpo.

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

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

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

Se água ou vapor forem colocados nas condições da "região esquerda", eles se tornarão gelo. Se um líquido ou um corpo sólido for introduzido na "região inferior", será obtido vapor. Na "região certa" o vapor condensará e o gelo derreterá.

O diagrama da existência de fases permite responder imediatamente o que acontece com a substância quando aquecida ou quando comprimida. O aquecimento a uma pressão constante é mostrado como uma linha horizontal no diagrama. Um ponto se move ao longo desta linha da esquerda para a direita, representando o estado do corpo.

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

A situação será diferente para o gelo aquecido a uma pressão muito baixa, digamos logo abaixo de 5 mm Hg. Arte. O processo de aquecimento é representado por uma linha abaixo do ponto triplo. As curvas de fusão e ebulição não se cruzam com esta linha. A uma pressão tão leve, o aquecimento levará a uma transição direta do gelo para o vapor.

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

Arroz. 4.12

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

Afinal, existimos perto de "condições normais", ou seja, principalmente a uma pressão próxima a uma atmosfera. Como o ponto triplo da matéria está localizado em relação à linha de pressão normal é muito importante para nós.

Se a pressão no ponto triplo for menor que a atmosférica, então para nós, vivendo em condições "normais", a substância está derretendo. Quando a temperatura aumenta, ela primeiro se transforma em líquido e depois ferve.

No caso oposto - quando a pressão no ponto triplo for maior que a atmosférica - não veremos o líquido quando aquecido, o sólido se transformará diretamente em vapor. É assim que o "gelo seco" se comporta, o que é muito conveniente para os vendedores de sorvete. Blocos de sorvete podem ser deslocados com pedaços de "gelo seco" e não tenha medo de que o sorvete fique molhado. "Gelo seco" é dióxido de carbono sólido CO 2 . O ponto triplo dessa substância está em 73 atm. Portanto, quando o CO 2 sólido é aquecido, o ponto que representa seu estado move-se horizontalmente, cruzando apenas a curva de evaporação do sólido (exatamente como para o gelo comum a uma pressão de cerca de 5 mm Hg).

Já dissemos ao leitor como um grau de temperatura é determinado na escala Kelvin, ou, como agora exige o sistema SI, um kelvin. No entanto, era sobre o princípio de determinar a temperatura. Nem todos os institutos de metrologia possuem termômetros de gás ideal. Portanto, a escala de temperatura é construída com a ajuda de pontos de equilíbrio fixados pela natureza entre diferentes estados da matéria.

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

Os mesmos átomos, mas ... cristais diferentes

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

Lembre-se da rede do grafite em camadas, cada átomo com três vizinhos mais próximos, e da rede do diamante, cujo átomo tem quatro vizinhos mais próximos. Este exemplo mostra claramente que as propriedades dos cristais são determinadas pelo arranjo mútuo dos átomos. O grafite é usado para fazer cadinhos refratários que podem suportar temperaturas de até dois a três mil graus, e o diamante queima em temperaturas acima de 700 ° C; a densidade do diamante é 3,5 e a do grafite é 2,3; grafite conduz eletricidade, diamante não, etc.

Não é só o carbono que tem essa característica de produzir cristais diferentes. Quase todo elemento químico, e não apenas um elemento, mas qualquer substância química, pode existir em diversas variedades. Seis variedades de gelo, nove variedades de enxofre, quatro variedades de ferro são conhecidas.

Ao discutir o diagrama de estado, não falamos sobre diferentes tipos de cristais e desenhamos uma única área de um corpo sólido. E esta área para muitas substâncias é dividida em seções, cada uma das quais corresponde a um certo "grau" de um corpo sólido ou, como dizem, uma certa fase sólida (uma certa modificação cristalina).

Cada fase cristalina tem sua própria região de estado estável, limitada por uma certa faixa de pressões e temperaturas. As leis de transformação de uma variedade cristalina em outra são as mesmas que as leis de fusão e evaporação.

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

Para que o enxofre vermelho fique amarelo na pressão normal, é necessária uma temperatura abaixo de 110 ° C. Acima dessa temperatura, até o ponto de fusão, o arranjo dos átomos característico do enxofre vermelho é estável. A temperatura cai, as vibrações dos átomos diminuem e, a partir de 110 ° C, a natureza encontra um arranjo de átomos mais conveniente. Há uma transformação de um cristal em outro.

Ninguém inventou nomes para seis sorvetes diferentes. Então eles dizem: gelo um, gelo dois, ... gelo sete. Que tal sete, se houver apenas seis variedades? O fato é que o gelo quatro não foi detectado durante experimentos repetidos.

Se a água for comprimida a uma temperatura de cerca de zero, a uma pressão de cerca de 2.000 atm, o gelo cinco é formado e a uma pressão de cerca de 6.000 atm, o gelo seis é formado.

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

Gelo sete - gelo quente; ocorre quando a água quente é comprimida a pressões de cerca de 20.000 atm.

Todo gelo, exceto o gelo comum, é mais pesado que a água. O gelo produzido em condições normais se comporta de forma anômala; pelo contrário, o gelo obtido em condições diferentes da norma comporta-se normalmente.

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

Essa "ilegalidade" no mundo dos cristais é muito comum. A capacidade de viver em condições "estranhas" para os cristais é quase a regra. Se para transferir um vapor ou um líquido para outras áreas da existência é preciso recorrer a vários truques, então um cristal, ao contrário, quase nunca pode ser forçado a permanecer dentro dos limites que lhe são atribuídos pela natureza.

O superaquecimento e o superresfriamento dos cristais são explicados pela dificuldade de converter uma ordem em outra em condições de aglomeração extrema. O enxofre amarelo deve ficar vermelho a 95,5°C. Com um aquecimento mais ou menos rápido, vamos "pular" esse ponto de transformação e levar a temperatura até o ponto de fusão do enxofre 113°C.

A verdadeira temperatura de transformação é mais fácil de detectar quando os cristais entram em contato. Se eles forem colocados um em cima do outro e mantidos a 96°C, o amarelo será comido pelo vermelho e, a 95°C, o amarelo absorverá o vermelho. Em contraste com a transição "cristal-líquido", as transformações "cristal-cristal" geralmente são atrasadas durante o superresfriamento e o superaquecimento.

Em alguns casos, estamos lidando com tais estados da matéria, que supostamente viveriam em temperaturas completamente diferentes.

A lata branca deve ficar cinza quando a temperatura cair para +13°C. Costumamos lidar com lata branca e sabemos que nada é feito com ela no inverno. Suporta perfeitamente a hipotermia de 20 a 30 graus. No entanto, em condições severas de inverno, o estanho branco se transforma em cinza. A ignorância desse fato foi uma das circunstâncias que arruinou a expedição de Scott ao Pólo Sul (1912). O combustível líquido levado pela expedição estava em recipientes soldados com estanho. Em grandes resfriados, o estanho branco se transformava em pó cinza - os vasos não eram soldados; e o combustível derramou. Não é de admirar que o aparecimento de manchas cinzentas na lata branca seja chamado de praga do estanho.

Assim como no caso do enxofre, o estanho branco pode se transformar em cinza em temperatura pouco abaixo de 13°C; se apenas um minúsculo grão da variedade cinza cair sobre um objeto de estanho.

A existência de diversas variedades da mesma substância e atrasos em suas transformações mútuas são de grande importância para a tecnologia.

À temperatura ambiente, os átomos de ferro formam uma rede cúbica de corpo centrado na qual os átomos ocupam posições nos vértices e no centro do cubo. Cada átomo tem 8 vizinhos. Em altas temperaturas, os átomos de ferro formam uma "embalagem" mais densa - cada átomo tem 12 vizinhos. Ferro com 8 vizinhos é macio, ferro com 12 vizinhos é duro. Acontece que é possível obter ferro do segundo tipo à temperatura ambiente. Este método - endurecimento - é amplamente utilizado na metalurgia.

O endurecimento é realizado de maneira muito simples - um objeto de metal é incandescente e depois jogado em água ou óleo. O resfriamento ocorre tão rapidamente que a transformação da estrutura, que é estável em alta temperatura, não tem tempo para ocorrer. Assim, uma estrutura de alta temperatura existirá indefinidamente sob condições incomuns para ela: a recristalização em uma estrutura estável ocorre tão lentamente que é praticamente imperceptível.

Falando sobre o endurecimento do ferro, não fomos totalmente precisos. O aço é temperado, ou seja, ferro contendo frações de um por cento de carbono. A presença de impurezas de carbono muito pequenas retarda a transformação do ferro duro em macio e permite o endurecimento. Quanto ao ferro totalmente puro, não é possível endurecê-lo - a transformação da estrutura tem tempo para ocorrer mesmo com o resfriamento mais brusco.

Dependendo do tipo de diagrama de estado, alterando a pressão ou temperatura, certas transformações são alcançadas.

Muitas transformações de cristal para cristal são observadas apenas com uma mudança na pressão. Desta forma, o fósforo preto foi obtido.

Arroz. 4.13

Foi possível transformar grafite em diamante apenas usando alta temperatura e alta pressão ao mesmo tempo. Na fig. 4.13 mostra o diagrama de estados do carbono. Em pressões abaixo de dez mil atmosferas e em temperaturas abaixo de 4.000 K, o grafite é uma modificação estável. Assim, o diamante vive em condições "estrangeiras", podendo ser facilmente transformado em grafite. Mas o problema inverso é de interesse prático. Não é possível realizar a transformação do grafite em diamante apenas aumentando a pressão. A transformação de fase no estado sólido aparentemente ocorre muito lentamente. A aparência do diagrama de estados sugere a solução correta: aumentar a pressão e o calor ao mesmo tempo. Então obtemos (canto direito do diagrama) carbono fundido. Resfriando-o em alta pressão, devemos entrar na área do diamante.

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

Líquido Incrível

Se você diminuir a temperatura corporal, mais cedo ou mais tarde ela endurecerá e adquirirá uma estrutura cristalina. Não importa a que pressão ocorre o resfriamento. Esta circunstância parece bastante natural e compreensível do ponto de vista das leis da física, com as quais já nos familiarizamos. De fato, diminuindo a temperatura, reduzimos a intensidade do movimento térmico. Quando o movimento das moléculas se torna tão fraco que não interfere mais nas forças de interação entre elas, as moléculas se alinham em uma ordem perfeita - elas formam um cristal. O resfriamento posterior retirará das moléculas toda a energia de seu movimento e, no zero absoluto, a substância deve existir na forma de moléculas em repouso dispostas em uma rede regular.

A experiência mostra que todas as substâncias se comportam dessa maneira. Todos, exceto um e apenas: tal "aberração" é o hélio.

Já demos ao leitor algumas informações sobre o hélio. O hélio detém o recorde de temperatura crítica. Nenhuma substância tem temperatura crítica inferior a 4,3 K. No entanto, esse recorde em si não significa nada de surpreendente. Outra coisa chama a atenção: ao resfriar o hélio abaixo da temperatura crítica, chegando quase ao zero absoluto, não obteremos hélio sólido. O hélio permanece líquido mesmo no zero absoluto.

O comportamento do hélio é completamente inexplicável do ponto de vista das leis do movimento que esboçamos e é um dos sinais da validade limitada de tais leis da natureza, que pareciam ser universais.

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

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

O fato de o hélio "se recusar" a cristalizar no zero absoluto não pode ser conciliado de forma alguma com a mecânica que estudamos até agora. A contradição com a qual nos deparamos pela primeira vez - a desobediência do mundo dos átomos às leis da mecânica - é apenas o primeiro elo na cadeia de contradições cada vez mais nítidas na física.

Essas contradições levam à necessidade de revisar os fundamentos da mecânica do mundo atômico. Essa revisão é muito profunda e leva a uma mudança em toda a nossa compreensão da natureza.

A necessidade de uma revisão radical da mecânica do mundo atômico não significa que devamos acabar com as leis da mecânica que estudamos. Seria injusto forçar o leitor a aprender coisas desnecessárias. A velha mecânica é totalmente válida no mundo dos grandes corpos. Isso já é suficiente para tratar os capítulos relevantes da física com total respeito. No entanto, também é importante que várias leis da "antiga" mecânica passem para a "nova" mecânica. Isso inclui, em particular, a lei da conservação da energia.

A presença de energia "irremovível" no zero absoluto não é uma propriedade especial do hélio. Acontece; A energia "zero" está presente em todas as substâncias.

Somente no hélio essa energia é suficiente para impedir que os átomos formem a rede cristalina correta.

Não é necessário pensar que o hélio não pode estar em estado cristalino. Para a cristalização do hélio, basta aumentar a pressão para cerca de 25 atm. O resfriamento realizado a uma pressão mais alta levará à formação de hélio cristalino sólido com propriedades bastante comuns. O hélio forma uma rede cúbica de face centrada.

Na fig. 4.14 mostra um diagrama do estado do hélio. Difere nitidamente dos diagramas de todas as outras substâncias na ausência de um ponto triplo. As curvas de fusão e ebulição não se cruzam.

Arroz. 4.14

E este diagrama de estado exclusivo tem mais uma característica: existem dois líquidos de hélio diferentes... Qual é a diferença deles - você aprenderá um pouco mais tarde.

Acima de todos os líquidos, como resultado de sua evaporação, estabelece-se um equilíbrio entre o líquido e o vapor e, conseqüentemente, uma certa pressão de vapor. A magnitude dessa pressão depende da natureza do líquido e da temperatura. Com o aumento da temperatura, a energia cinética das moléculas no líquido aumenta, um número cada vez maior delas consegue passar para a fase gasosa e, conseqüentemente, a pressão de vapor acima do líquido aumenta (Figura 4).

Figura 4 - Curva de pressão de vapor d'água

A temperatura na qual a pressão de vapor torna-se igual à pressão externa é chamada ponto de ebulição. O ponto de interseção (Figura 4) da linha horizontal corresponde a uma pressão de 760 mm Hg. Art., e a curva de pressão de vapor corresponde ao ponto de ebulição à pressão normal. Qualquer líquido que não se decompõe quando aquecido a uma temperatura na qual a pressão de vapor se torna 760 mm Hg. Art., tem seu próprio ponto de ebulição característico à pressão atmosférica normal. A Figura 4 também mostra isso a uma pressão de 200 mm Hg. Arte. a água ferveria a cerca de 66°C. Essa dependência do ponto de ebulição da pressão é usada na prática laboratorial e na indústria para destilação sem decomposição de substâncias que fervem em altas temperaturas (destilação a vácuo). Em várias referências e auxiliares de ensino, são fornecidos nomogramas que permitem relacionar os pontos de ebulição à pressão atmosférica e no vácuo, ou seja, determinar a pressão residual máxima que deve haver na planta de destilação para que a substância seja destilada abaixo sua temperatura de decomposição (ver, por exemplo, /3, p. 32/).

Outras modificações da destilação servem ao mesmo propósito (purificação de substâncias de alto ponto de ebulição). Por exemplo, a destilação a vapor permite destilar uma substância de alto ponto de ebulição à pressão atmosférica, mas a pressão de vapor acima da superfície do líquido, que é igual à pressão atmosférica, é a soma das pressões parciais da própria substância e do vapor d'água. O vapor de água neste método é soprado (espalhado) através da espessura da substância no cubo de destilação.

Na maioria dos casos, a determinação do ponto de ebulição é realizada durante a destilação de uma substância durante sua purificação. Se necessário, a determinação do ponto de ebulição de uma pequena quantidade de líquido pode ser usada micrométodo de Sivolobov(Figura 6).

Para realizá-lo, você pode usar o dispositivo padrão para determinar o ponto de fusão descrito acima (Figura 5). Uma gota de líquido é colocada em um tubo de vidro de parede fina (6) selado em uma das extremidades (diâmetro ~ 3 mm). Um capilar (4), vedado na extremidade superior, é abaixado no tubo, o tubo é preso ao termômetro com um elástico (5) e aquecido no aparelho até que bolhas comecem a emergir do capilar em um fluxo contínuo. Observe a temperatura na qual o borbulhamento contínuo começou. Corresponde ao ponto de ebulição do líquido. Certifique-se de registrar a pressão barométrica. Pelo valor do ponto de ebulição, uma substância pode ser identificada e sua pureza pode ser determinada.