Transformări de stări de agregare

În natură sunt cunoscute patru stări de agregare: solidă, lichidă, gazoasă și plasma.

Faza unui sistem este regiunea sistemului aflată într-o anumită stare de agregare și separată de restul regiunilor prin suprafețe clar delimitate.

Înțelegem prin echilibru de fază starea în care două sau mai multe faze ale unui sistem se află în contact dar masele fazelor sunt constante în timp.

Transformarea de stare de agregare este procesul în urma căruia un sistem sau o porțiune a unui sistem trece dintr-o stare de agregare în altă stare de agregare.

Transformarea de stare de agregare se produce cu schimb de căldură. Transformarea de stare de agregarea se produce la temperatură constantă.

Căldură latentă

Căldura latentă specifică este egală cu cantitatea de căldură necesară unității de masă dintr-o substanță pentru a trece dintr-o stare de agregare în alta. Vom avea astfel căldură latentă de topire, fierbere și sublimare sau desublimare, condensare și solidificare.

$\lambda =\frac{Q}{m}$

Vaporizarea

Vaporizarea este fenomenul de trecere a unei substanțe din stare lichidă în stare de vapori. Viteza de vaporizare poate fi descrisă empiric cu relația:

$v=\frac{KS\left(p_m-p\right)}{p_0}$

unde;

$$\begin{gathered} K - cons\tan tă ce depinde de temperatură și viteza atmosferei exterioare lichidului; \\ S - aria suprafaței libere a lichidului; \\ {p}_m- presiunea maximă a vaporilor la temperatura dată sau presiunea vaporilor saturanți; \\ p- presiunea vaporilor în atmosferă; \\ {p}_0- presiunea atmosferică. \end{gathered}$$

Presiunea vaporilor saturanți este o caracteristică a fiecărei substanțe și este dependentă numai de temperatură. Odată atinsă presiunea vaporilor saturanți faza de vapori intră în echilibru de fază cu faza lichidă.

Există trei tipuri de vaporizare.

Vaporizarea în vid care este instantanee.

Vaporizarea in atmosfera limitată care se produce lent până la atingerea presiunii vaporilor saturanți.

Evaporarea sau vaporizarea în atmosfera liberă.

Fierberea și condensarea

Fierberea este procesul de vaporizare în toată masa lichidului.

Fierberea se produce la temperatură constantă numită temperatură de fierbere. Temperatura de fierbere este o caracteristică a substanței și depinde doar de presiunea atmosferei exterioare lichidului.

Fierberea începe în momentul în care presiunea vaporilor saturanți ai lichidului devine egală cu presiunea atmosferei exterioare lichidului.

Fierberea se produce cu absorbție de căldură și este caracterizată de căldura latentă specifică de fierbere.

Procesul invers fierberii este condensarea, adică trecerea unei substanțe din starea de vapori în starea lichidă. Procesul se produce cu emisie de căldură.

Căldura latentă specifică de condensare este egală cu cea de fierbere.

Izotermele lui Andrews

Andrews a lichefiat pentru prima dată un gaz (dioxidul de carbon). Trecerea unei substanțe din stare gazoasă în stare lichidă se numește lichefiere. Lichefierea unui gaz este descrisă de izotermele lui Andrews.

Reprezentarea in aceeași diagramă p - V a dependenței volumului unei substanțe de presiune la diferite temperaturi ne permite să identificăm domeniile de tempratură și presiune la care o substanță se află în stare lichidă, în stare de vapori și în stare gazoasă.

Lichefierea unui gaz este posibilă doar dacă temperatura gazului este mai mică decât o temperatură critică și presiunea este mai mare decăt o presiune critică. Pe diagramă punctul caracterizat de temperatura critică și presiunea critică se numește punct critic. în acest punct substanța trece brusc din stare de vapori în stare lichidă.

La temperaturi mai mici decât temperatura critică substanța trece în stare lichidă la o anumită presiune, pe timpul transformării de fază presiunea rămânând constantă. La temperaturimai mari decât temperatura critică substanța are comportament cu atât mai apropiat de gazul ideal cu cât temperatura este mai ridicată.

Lichefierea gazelor poate fi explicată doar dacă se iau în considerare interacțiile intermoleculare și volumele moleculelor. Compertamentul gazului real este destul de bine descris de ecuația van der Waals:

$\left(p+\frac{a}{{V_{\mu }}^2}\right)\left(V_{\mu }-b\right)=RT$

unde:

$$\begin{gathered} a - intereacția intermoleculară; \\ {V}_{\mu }=\frac{V}{\nu } - volumul molar; \\ b - covolumul molecular. \end{gathered}$$

Topirea și solidificarea

Trecerea unei substanțe din stare solidă în stare lichidă se numește topire. Temperatura de topire depinde numai de presiunea externă substanței. Dacă volumul substanței crește la topire, atunci temperatura de topire crește odată cu presiunea. Dacă volumul substanței scade la topire atunci temperatura de topire scade odată cu creșterea presiunii. Topirea are loc cu absorbție de căldură. Pe durata topirii temperatura amestecului solid lichid rămâne constantă.

Solidifcarea este procesul invers topirii și se produce cu cedare de căldură.

Căldura latentă specifică de topire este egală cu căldura latentă specifică de solidificare.

${\lambda }_t={\lambda }_s$

Sublimarea și desublimarea

Trecerea unei substanțe din stare solidă în stare de vapori se numește sublimare. Sublimarea se produce cu absorbție de căldură.

Trecerea unei substanțe din stare de vapori în stare solidă se numește desublimare. Desublimarea se produce cu cedare de căldură.

Punctul triplu al substanței

Dacă reprezentăm în aceeași diagramă de fază toate transformările de stare de agregare ale unei substanțe constatăm că există cel puțin un punct caracterizat de o temperatură și o presiune la care cele trei faze se află în echilibru. La apă punctul triplu se găsește la 0°C și presiunea atmosferică normală.

Pentru substanțe a căror volum scade la topire diagrama de fază p - T are forma:

Diagrama este caracterizată de temperatura și presiunea caracteristice punctului triplu și de temperatura și presiunea critică peste care substanța se află doar în stare gazoasă.

Pe fiecare curbă două stări de agregare se află în echilibru de fază.

Diagrama caracteristică substanțelor a căror volum crește la topire are forma: