P, es decir, T y otros parámetros, cambian abruptamente con un cambio continuo en estos parámetros. En este caso, se libera o absorbe calor de transición. En un sistema de un componente, el calor de transición T 1 está relacionado con la presión de Clapeyron-Clausius p 1 mediante la ecuación dp 1 /dT 1 = QIT 1 DV, donde Q es el calor de transición, DV es el salto de volumen. Las transiciones de fase del primer tipo se caracterizan por fenómenos de histéresis (por ejemplo, sobrecalentamiento o sobreenfriamiento de una de las fases), necesarios para la formación de núcleos de otra fase y la aparición de transiciones de fase a un ritmo finito. En ausencia de núcleos estables, la fase sobrecalentada (sobreenfriada) se encuentra en un estado de equilibrio metaestable (ver Nucleación de una nueva fase). Puede existir la misma fase (aunque metaestable) a ambos lados del punto de transición en el diagrama de fases (sin embargo, la fase cristalina no puede sobrecalentarse por encima de la temperatura de fusión o sublimación). En el punto transiciones de fase La energía de Gibbs de tipo I G en función de los parámetros de estado es continua (consulte la figura en el artículo. Diagrama de estado), y ambas fases pueden coexistir durante el tiempo que se desee, es decir, la llamada. separación de fases (por ejemplo, la coexistencia de un líquido y su vapor o un sólido y una masa fundida para un volumen total determinado del sistema).

F Las transiciones básicas del primer tipo son fenómenos muy extendidos en la naturaleza. Estos incluyen la evaporación y condensación de la fase gaseosa a líquida, la fusión y solidificación, la sublimación y condensación (desublimación) de la fase gaseosa a sólida, la mayoría de las transformaciones polimórficas, ciertas transiciones estructurales en sólidos, por ejemplo, la formación de martensita en una capa de hierro. aleación de carbono. Los superconductores puros tienen un campo magnético bastante fuerte. el campo provoca transiciones de fase de primer orden desde el estado superconductor al estado normal.

Durante las transiciones de fase del segundo tipo, el valor G en sí y las primeras derivadas de G con respecto a T, p y otros parámetros de estado cambian continuamente, y las segundas derivadas (respectivamente, capacidad calorífica, coeficiente de compresibilidad y expansión térmica) con una transición continua. Los cambios en los parámetros cambian abruptamente o son singulares. El calor no se libera ni se absorbe, no hay fenómenos de histéresis ni estados metaestables. A transiciones de fase El tipo II, que se observa cuando cambia la temperatura, incluye, por ejemplo, transiciones de un estado paramagnético (desordenado) a un estado magnéticamente ordenado (ferro y ferrimagnético en el punto de Curie, antiferromagnético en el punto de Neel) con la aparición de magnetización espontánea ( respectivamente en toda la red o en cada una de las subredes magnéticas); transición dieléctrico-ferroeléctrica con aparición de polarización espontánea; la aparición de un estado ordenado en sólidos (al ordenar aleaciones); transición esméctica cristales líquidos en nematic fase, acompañada de un aumento anómalo de la capacidad calorífica, así como de transiciones entre diferentes. esméctico etapas; l -transición en 4 He, acompañada de la aparición de una conductividad térmica y superfluidez anormalmente altas (ver Helio); transición de metales a un estado superconductor en ausencia de un imán. campos.

Transiciones de fase puede estar asociado con cambios de presión. Muchas sustancias cristalizan a bajas presiones formando estructuras poco empaquetadas. Por ejemplo, la estructura del grafito es una serie de capas de átomos de carbono muy espaciadas entre sí. A presiones suficientemente altas, tales estructuras sueltas corresponden a valores grandes de energía de Gibbs, y las fases compactas de equilibrio corresponden a valores más bajos. Por tanto, a altas presiones, el grafito se transforma en diamante. Los líquidos cuánticos 4 He y 3 He a presión normal permanecen líquidos hasta las temperaturas más bajas alcanzadas cerca de la presión absoluta. cero. La razón de esto es una interacción débil. átomos y la gran amplitud de sus “vibraciones cero” (alta probabilidad de túnel cuántico de una posición fija a otra). Sin embargo, el aumento de presión hace que el helio líquido se solidifique; por ejemplo, 4 He a 2,5 MPa forma hexágeno, una red muy compacta.

Interpretación general transiciones de fase El tipo II fue propuesto por L. D. Landau en 1937. Por encima del punto de transición, el sistema, por regla general, tiene una simetría mayor que por debajo del punto de transición, por lo que una transición de fase de orden II se interpreta como un punto de cambio de simetría. Por ejemplo, en un ferroimán, por encima del punto de Curie, las direcciones de los imanes de espín. Los momentos de las partículas se distribuyen caóticamente, por lo que la rotación simultánea de todos los espines alrededor del mismo eje en el mismo ángulo no cambia lo físico. St. en el sistema. Por debajo del punto de transición, los backs tienen ventajas. orientación, y su rotación conjunta en el sentido anterior cambia la dirección del campo magnético. momento del sistema. En una aleación de dos componentes, los átomos A y B están ubicados en los nodos de una cúbica simple. cristalino Enrejado, el estado desordenado se caracteriza por caótico. distribución de A y B sobre los nodos de la red, de modo que desplazar la red un período no cambia la propiedad. Debajo del punto de transición, los átomos de la aleación están dispuestos de manera ordenada: ...ABAB... Un desplazamiento de dicha red en un período conduce a la sustitución de todos los átomos A por B y viceversa. T. Arr., la simetría de la red disminuye porque las subredes formadas por los átomos A y B se vuelven no equivalentes.

La simetría aparece y desaparece abruptamente; en este caso, la violación de la simetría puede caracterizarse por física. magnitud, los bordes durante las transiciones de fase del segundo tipo cambian continuamente y se llaman. parámetro de orden. Para líquidos puros, este parámetro es la densidad, para soluciones - composición, para ferro y ferrimagnetos - magnetización espontánea, para ferroeléctricos - eléctrica espontánea. polarización, para aleaciones: la proporción de átomos ordenados para esméctico. cristales líquidos: la amplitud de la onda de densidad, etc. En todos los casos anteriores, a temperaturas superiores al punto de transición de fase del segundo tipo, el parámetro de orden es igual a cero, por debajo de este punto comienza su crecimiento anómalo, lo que lleva a un máximo valor en T = O.

En condiciones críticas también se observa la ausencia de calor de transición, saltos de densidad y concentraciones, características de las transiciones de fase de segundo orden. punto en las curvas de transiciones de fase de primer orden (ver Fenómenos críticos). La similitud resulta ser muy profunda. El estado de la propiedad es casi crítico. Los puntos también se pueden caracterizar por una cantidad que desempeña el papel de parámetro de pedido. Por ejemplo, en el caso del equilibrio líquido-vapor, dicho parámetro es la desviación de la densidad de la sustancia del valor crítico. valores: cuando se avanza por puntos críticos isocoro en el lado de alta temperatura, el gas es homogéneo y la desviación de densidad es crítica. Los valores son cero y están por debajo del crítico. t-ry la sustancia se estratifica en dos fases, en cada una de las cuales la desviación de la densidad de la crítica no es igual a cero.

Dado que cerca del punto de una transición de fase de segundo orden las fases difieren poco entre sí, es posible que existan fluctuaciones del parámetro de orden, al igual que cerca del punto crítico. puntos. Hay críticas asociadas con esto. fenómenos en los puntos de transiciones de fase del segundo tipo: crecimiento anómalo de mag. susceptibilidad de ferromagnetos y dieléctricos. susceptibilidad de los ferroeléctricos (un análogo es el aumento de la compresibilidad cerca del punto crítico de la transición líquido-vapor); un fuerte aumento de la capacidad calorífica; dispersión anómala de ondas de luz en el sistema

Fase termodinámica– una parte de un sistema termodinámico que tiene propiedades termodinámicamente homogéneas, separada de otras fases por interfaces en las que algunas propiedades del sistema cambian abruptamente1.

En un sistema de un solo componente, las diferentes fases pueden representarse mediante diferentes estados de agregación o diversas modificaciones polimórficas de la sustancia. En un sistema multicomponente, las fases pueden tener diferentes composiciones y estructuras.

Un gas siempre consta de una fase, un líquido puede estar formado por varias fases líquidas de diferente composición, pero dos líquidos diferentes de la misma composición no pueden coexistir en equilibrio. Una sustancia en estado sólido puede constar de varias fases, algunas de las cuales pueden tener la misma composición pero una estructura diferente (modificaciones polimórficas, alotropía).

Estado de agregación- un estado de la materia caracterizado por ciertas propiedades cualitativas: la capacidad o incapacidad de mantener el volumen y la forma, la presencia o ausencia de orden de largo y corto alcance, etc.

Un cambio en el estado de agregación va acompañado de un cambio abrupto en la energía libre, la entropía, la densidad y otras propiedades físicas básicas. Se distinguen los siguientes estados de agregación: sólido, líquido, gaseoso, plasma.

El conjunto de fases termodinámicas de una sustancia suele ser mucho más rico que el conjunto de estados agregados, es decir, un mismo estado agregado de una sustancia puede estar en diferentes fases termodinámicas (el hielo, por ejemplo, se encuentra en cinco modificaciones - fases diferentes) . Por eso la descripción de la materia en términos de estados de agregación es bastante tosca y no puede distinguir entre algunas situaciones físicas diferentes.

En cualquier caso, en presencia de separación de fases, implica la posibilidad fundamental de que una sustancia pase de una fase a otra.

Transición de fase(transformación de fase) en termodinámica: la transición de una sustancia de una fase termodinámica a otra cuando cambian las condiciones externas.

El valor de temperatura, presión o cualquier otra magnitud física en el que se producen las transiciones de fase en un sistema de un componente se denomina punto de transición.

Un ejemplo de transición de fase pueden ser cambios en el estado agregado de una sustancia o transiciones asociadas con cambios en la composición, estructura y propiedades de una sustancia (por ejemplo, la transición de una sustancia cristalina de una modificación a otra).

Dado que la división en fases termodinámicas es una clasificación de estados más pequeña que la división en estados agregados de una sustancia, no toda transición de fase va acompañada de un cambio en el estado agregado. Sin embargo, cualquier cambio en el estado de agregación es una transición de fase.

Hay dos tipos de transiciones de fase.

Una transición de fase de primer orden (por ejemplo, fusión, cristalización, etc.) va acompañada de la absorción o liberación de calor, denominada calor de transición de fase.

Durante una transición de fase de primer orden, los parámetros extensos primarios más importantes cambian abruptamente: volumen específico, cantidad de energía interna almacenada, concentración de componentes, etc.

Los ejemplos más comunes de transiciones de fase de primer orden son: fusión y cristalización, evaporación y condensación, sublimación y desublimación.

Las transiciones de fase de primer orden se caracterizan por temperatura constante y cambios de entropía y volumen. Una explicación para esto se puede dar de la siguiente manera.

Por cambio brusco en las propiedades de una sustancia nos referimos a un salto con un cambio de temperatura y presión. En realidad, al influir en el sistema, no cambiamos estas cantidades, sino su volumen y su energía interna total. Este cambio siempre ocurre a un ritmo finito, lo que significa que para “cubrir” toda la brecha en densidad o energía interna específica, necesitamos un tiempo finito. Durante este tiempo, la transición de fase no se produce inmediatamente en todo el volumen de la sustancia, sino de forma gradual. En este caso, en el caso de una transición de fase de primer orden, se libera (o se quita) una cierta cantidad de energía, lo que se denomina Calor latente de transición de fase. Para que la transición de fase no se detenga, es necesario eliminar (o suministrar) continuamente este calor, o compensarlo realizando trabajos en el sistema.

Por ejemplo, durante la fusión, se debe impartir una cierta cantidad de calor al cuerpo para provocar la destrucción de la red cristalina. El calor suministrado durante la fusión no se destina a calentar el cuerpo, sino a romper los enlaces interatómicos, por lo que la fusión se produce a una temperatura constante. Durante tales transiciones, de un estado cristalino más ordenado a un estado líquido menos ordenado, el grado de desorden aumenta y, desde el punto de vista de la segunda ley de la termodinámica, este proceso está asociado con un aumento de la entropía del sistema. Si la transición ocurre en la dirección opuesta (cristalización), entonces el sistema libera calor.

Las transiciones de fase que no están asociadas con la absorción o liberación de calor y un cambio de volumen se denominan transiciones de fase de segundo orden.

Estas transiciones se caracterizan por un volumen y una entropía constantes. Al mismo tiempo, la densidad y la energía interna tampoco cambian, por lo que dicha transición de fase puede no ser perceptible a simple vista. El salto lo experimentan sus derivadas en temperatura y presión: capacidad calorífica, coeficiente de expansión térmica, susceptibilidades diversas, etc.

El científico soviético L. D. Landau (1908-1968) propuso una interpretación general de las transiciones de fase de segundo orden. Según esta interpretación, las transiciones de fase del segundo tipo están asociadas con un cambio de simetría: por encima del punto de transición, el sistema, por regla general, tiene una simetría mayor que por debajo del punto de transición.

Los ejemplos más comunes de transiciones de fase de segundo orden son: el paso de un sistema por un punto crítico, la transición paramagnético-ferromagnética o paramagnético-antiferromagnética, la transición de metales y aleaciones al estado superconductor, la transición del helio líquido al estado estado superfluido, la transición de materiales amorfos al estado vítreo.

La física moderna también estudia sistemas que tienen transiciones de fase de tercer orden o superior. Recientemente, se ha generalizado el concepto de transición de fase cuántica, es decir. una transición de fase controlada no por fluctuaciones térmicas clásicas, sino por fluctuaciones cuánticas que existen incluso a temperaturas del cero absoluto.

La división de las transiciones de fase en dos tipos es algo arbitraria, ya que hay transiciones de fase de primer orden con pequeños saltos en el parámetro de orden y calores de transición bajos con fluctuaciones muy desarrolladas. Esto es más típico para las transiciones entre fases cristalinas líquidas.

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Universidad Estatal de Smolensk

Sobre el tema: “Transiciones de fase”

Realizado por: estudiante de 1er año

Dólnikov Alejandro

1. El concepto de transición de fase.

2. Clasificación de transiciones de fase.

3. Transiciones de fase de primer orden

4. Estados agregados de sustancias

4.1 Concepto de sustancia gaseosa

4.2 El concepto de materia líquida.

4.3 Concepto de materia sólida

4.4 Concepto de plasma

5. Transición de fase cuántica

6. Transiciones de fase de segundo orden

7. Equilibrio de fases

Bibliografía

1. Concepto de transición de fase

Transición de fase(transformación de fase) en termodinámica es la transición de una sustancia de una fase termodinámica a otra cuando cambian las condiciones externas. Desde el punto de vista del movimiento de un sistema a lo largo del diagrama de fases cuando cambian sus parámetros intensivos (temperatura, presión, etc.), se produce una transición de fase cuando el sistema cruza la línea que separa dos fases. Dado que diferentes fases termodinámicas se describen mediante diferentes ecuaciones de estado, siempre es posible encontrar una cantidad que cambie abruptamente durante una transición de fase.

Dado que la división en fases termodinámicas es una clasificación de estados más precisa que la división en estados agregados de una sustancia, no toda transición de fase va acompañada de un cambio en el estado agregado. Sin embargo, cualquier cambio en el estado de agregación es una transición de fase.

La mayoría de las veces, las transiciones de fase se consideran cuando cambia la temperatura, pero a una presión constante (generalmente igual a 1 atmósfera). Por eso a menudo se utilizan los términos "punto" (y no línea) de transición de fase, punto de fusión, etc.. Por supuesto, una transición de fase puede ocurrir con un cambio de presión, y a temperatura y presión constantes, pero también con un cambio en la concentración de componentes (por ejemplo, la aparición de cristales de sal en una solución que ha alcanzado la saturación).

2. Clasificación de transiciones de fase.

Transiciones de fase durante las cuales las primeras derivadas de los potenciales termodinámicos con respecto a parámetros intensivos del sistema (temperatura o presión) cambian abruptamente. Las transiciones del primer tipo se realizan tanto durante la transición de un sistema de un estado de agregación a otro, como dentro de un estado de agregación (a diferencia de las transiciones de fase de segundo orden, que ocurren dentro de un estado de agregación)

Ejemplos más comunes transiciones de fase de primer orden:

fusión y cristalización

· evaporación y condensación

· sublimación y desublimación

Transiciones de fase durante las cuales las segundas derivadas de los potenciales termodinámicos con respecto a la presión y la temperatura cambian abruptamente, mientras que sus primeras derivadas cambian gradualmente. De ello se deduce, en particular, que la energía y el volumen de una sustancia durante una transición de fase de segundo orden no cambian, pero cambian su capacidad calorífica, compresibilidad, diversas susceptibilidades, etc. Las transiciones de fase de segundo orden ocurren en los casos en que la simetría La estructura de la sustancia cambia (la simetría puede desaparecer o disminuir por completo). La descripción de una transición de fase de segundo orden como consecuencia de un cambio de simetría viene dada por la teoría de Landau. Actualmente, se acostumbra hablar no de un cambio de simetría, sino de la apariencia en el punto de transición. parámetro de orden, igual a cero en una fase menos ordenada y que varía de cero (en el punto de transición) a valores distintos de cero en una fase más ordenada.

Los ejemplos más comunes de transiciones de fase de segundo orden son:

· paso del sistema a través de un punto crítico

· transición paramagnet-ferromagnet o paramagnet-antiferromagnet (parámetro de orden - magnetización)

· transición de metales y aleaciones al estado de superconductividad (parámetro de orden - densidad del condensado superconductor)

· transición del helio líquido a un estado superfluido (p.p. - densidad del componente superfluido)

· transición de materiales amorfos a un estado vítreo

La física moderna también estudia sistemas que tienen transiciones de fase de tercer orden o superior.

Recientemente, se ha generalizado el concepto de transición de fase cuántica, es decir, una transición de fase controlada no por fluctuaciones térmicas clásicas, sino cuánticas, que existen incluso a temperaturas del cero absoluto, donde la transición de fase clásica no se puede realizar debido a la teoría de Nernst. teorema.

3. Transiciones de fase de primer orden

· Plavlja metro ción es el proceso de transición de un cuerpo de un estado sólido cristalino a un estado líquido, es decir, la transición de una sustancia de un estado de agregación a otro. La fusión ocurre con la absorción de calor específico y la fusión y es una transición de fase de primer orden, que va acompañada espasmódico un cambio en la capacidad calorífica en un punto de transformación de temperatura específico para cada sustancia: el punto de fusión.

capacidad de fusión Se refiere a las propiedades físicas de la materia.

A presión normal, temperatura más alta. derritiendo entre los metales se encuentra el tungsteno (3422 °C), entre las sustancias simples, el carbono (según diversas fuentes, 3500 - 4500 °C) y entre las sustancias arbitrarias, el carburo de tantalio-hafnio Ta 4 HfC 5 (4216 °C). Podemos suponer que el helio tiene el punto de fusión más bajo: a presión normal permanece líquido a temperaturas arbitrariamente bajas.

Muchas sustancias a presión normal no tienen fase líquida. Cuando se calientan, se transforman inmediatamente en estado gaseoso por sublimación.

· Cristalización -- el proceso de transición de fase de una sustancia del estado líquido al estado cristalino sólido con la formación de cristales. Una fase es una parte homogénea de un sistema termodinámico separada de otras partes del sistema (otras fases) por una interfaz, durante la transición a través de la cual la composición química, estructura y propiedades de la sustancia cambian abruptamente.

La cristalización es el proceso de aislar la fase sólida en forma de cristales de soluciones o masas fundidas; en la industria química, el proceso de cristalización se utiliza para obtener sustancias en su forma pura.

La cristalización comienza cuando se alcanza una determinada condición límite, por ejemplo, el sobreenfriamiento de un líquido o la saturación del vapor, cuando muchos cristales pequeños aparecen casi instantáneamente. centros de cristalización. Los cristales crecen uniendo átomos o moléculas de un líquido o vapor. El crecimiento de las caras del cristal ocurre capa por capa; los bordes de las capas atómicas incompletas (escalones) se mueven a lo largo de la cara a medida que crecen. La dependencia de la tasa de crecimiento de las condiciones de cristalización conduce a una variedad de formas de crecimiento y estructuras cristalinas (formas poliédricas, laminares, aciculares, esqueléticas, dendríticas y otras, estructuras de lápiz, etc.). Durante la cristalización surgen inevitablemente diversos defectos.

El número de centros de cristalización y la tasa de crecimiento se ven significativamente afectados por el grado de sobreenfriamiento.

El grado de sobreenfriamiento es el nivel de enfriamiento de un metal líquido por debajo de la temperatura de su transición a una modificación cristalina (sólida). S.p. necesario para compensar la energía del calor latente de cristalización. La cristalización primaria es la formación de cristales en metales (aleaciones y líquidos) durante la transición del estado líquido al sólido.

· Evaporación - el proceso de transición de fase de una sustancia de un estado líquido a un estado de vapor o gaseoso, que ocurre en la superficie de la sustancia. El proceso de evaporación es el inverso del proceso de condensación (transición de un estado de vapor a un estado líquido). Durante la evaporación, las partículas (moléculas, átomos) salen volando (se desprenden) de la superficie de un líquido o sólido, y su energía cinética debe ser suficiente para realizar el trabajo necesario para superar las fuerzas de atracción de otras moléculas del líquido.

· Condensación vapores (lat. condensar- acumular, condensar, espesar) - la transición de una sustancia a un estado líquido o sólido desde un estado gaseoso (lo inverso de este último proceso se llama sublimación). La temperatura máxima por debajo de la cual se produce la condensación se llama crítica. El vapor a partir del cual puede producirse la condensación puede ser saturado o insaturado.

· Sublimación - la transición de una sustancia de un estado sólido directamente a un estado gaseoso, sin pasar por el estado líquido. Dado que durante la sublimación el volumen específico de la sustancia cambia y se absorbe energía ( calor de sublimación), la sublimación es una transición de fase de primer orden.

El proceso inverso es la desublimación. Un ejemplo de desublimación son fenómenos atmosféricos como la escarcha en la superficie de la tierra y la escarcha en las ramas de los árboles y en los cables.

· Desublimación -- el proceso físico de transición de una sustancia del estado gaseoso al sólido, sin pasar por el estado líquido. Un ejemplo de desublimación es la aparición de patrones de hielo en el cristal de las ventanas en invierno y fenómenos atmosféricos como las heladas y las heladas.

Durante la desublimación, se libera energía. La desublimación es una transición de fase exotérmica.

El proceso inverso es la sublimación (sublimación).

4. Estados agregados de sustancias.

4.1 Concepto de sustancia gaseosa

La evaporación es la formación de vapor que se produce en la superficie de un líquido. Diferentes moléculas de un líquido a la misma temperatura se mueven a diferentes velocidades. Si una molécula suficientemente “rápida” termina en la superficie del líquido, puede vencer la atracción de las moléculas vecinas y salir volando del líquido. Las moléculas emitidas desde la superficie del líquido forman vapor. Simultáneamente con la evaporación, las moléculas se transfieren del vapor al líquido. El fenómeno de la transformación del vapor en líquido se llama condensación. Si no hay entrada de energía al líquido desde el exterior, entonces el líquido que se evapora se enfría. La condensación de vapor va acompañada de la liberación de energía. La velocidad de evaporación de un líquido depende del tipo de líquido y su temperatura, de su superficie y del movimiento de las masas de aire (viento) sobre la superficie del líquido. La ebullición es la evaporación desde el interior y desde la superficie de un líquido. Cuando se calienta un líquido, en su interior crecen gradualmente burbujas de aire (disueltas en él). La fuerza de Arquímedes que actúa sobre las burbujas aumenta, flotan y estallan. Estas burbujas no solo contienen aire, sino también vapor de agua, ya que el líquido se evapora dentro de estas burbujas. El punto de ebullición es la temperatura a la que hierve un líquido. Durante el proceso de ebullición en t o = constante, se debe suministrar energía al líquido mediante intercambio de calor, es decir añadir calor de vaporización

El calor de vaporización es proporcional a la masa de la sustancia convertida en vapor. El valor es el calor específico de vaporización. Muestra cuánto calor se necesita para convertir 1 kg de líquido en vapor a temperatura constante. Se mide en J/kg, kJ/kg. La mayor parte del calor de vaporización se gasta en romper los enlaces entre las partículas, una parte se destina al trabajo realizado durante la expansión del vapor. A medida que aumenta la presión, aumenta el punto de ebullición del líquido y disminuye el calor específico de vaporización.

Cuanto más ligero sea el gas, es decir Cuanto menor es el peso atómico de una sustancia, más grande es.

Las moléculas líquidas que participan en el movimiento térmico chocan continuamente entre sí. Esto lleva al hecho de que algunos de ellos adquieren energía cinética suficiente para superar la atracción molecular. Estas moléculas, al estar en la superficie del líquido, salen volando y forman vapor (gas) sobre el líquido. Las moléculas de vapor, que se mueven caóticamente, golpean la superficie del líquido. En este caso, algunos de ellos pueden volverse líquidos. Estos dos procesos de salida de moléculas líquidas y su regreso al líquido ocurren simultáneamente. Si el número de moléculas que escapan es mayor que el número de moléculas que regresan, entonces la masa del líquido disminuye, es decir el líquido se evapora; si por el contrario, la cantidad de líquido aumenta, es decir Se observa condensación de vapor. Es posible un caso en el que las masas del líquido y el vapor ubicados encima no cambian. Esto es posible cuando el número de moléculas que salen del líquido es igual al número de moléculas que regresan a él. Este estado se llama equilibrio dinámico y el vapor que está en equilibrio dinámico con su líquido se llama saturado. Si no existe un equilibrio dinámico entre el vapor y el líquido, se dice que es insaturado. Es obvio que el vapor saturado a una temperatura determinada tiene una cierta densidad, llamada equilibrio.

La cantidad de calor que se debe impartir a una unidad de masa de líquido para transformarlo en vapor a temperatura constante se llama calor específico de vaporización. El calor específico de vaporización depende de la temperatura del líquido, disminuyendo a medida que aumenta. Durante la condensación se libera la cantidad de calor gastada en la evaporación del líquido. La condensación es el proceso de cambio de un estado gaseoso a un estado líquido.

Esto se debe a la distribución desigual de la energía cinética del movimiento térmico. Que a cualquier temperatura la energía cinética de alguna de las moléculas puede superar la energía potencial de unión con el resto. La evaporación es el proceso por el cual las moléculas escapan de la superficie de un líquido o sólido. La evaporación va acompañada de enfriamiento, porque Las moléculas más rápidas abandonan el líquido. La evaporación de un líquido en un recipiente cerrado a temperatura constante provoca un aumento de la concentración de moléculas en estado gaseoso. Después de un tiempo, se produce un equilibrio entre el número de moléculas que se evaporan y las que regresan al líquido.

Una sustancia gaseosa en equilibrio dinámico con su líquido se llama vapor saturado. El vapor a una presión inferior a la presión de vapor saturado se llama insaturado. La presión de vapor saturado no depende del volumen a temperatura constante. A una concentración constante de moléculas, la presión del vapor saturado aumenta más rápido que la presión de un gas ideal, porque Bajo la influencia de la temperatura, aumenta el número de moléculas. La relación entre la presión del vapor de agua a una temperatura determinada y la presión del vapor saturado a la misma temperatura, expresada como porcentaje, se llama humedad relativa. Cuanto menor es la temperatura, menor es la presión del vapor saturado, por lo que cuando se enfría a una determinada temperatura, el vapor se satura. Esta temperatura se llama punto de rocío t p.

4.2 El concepto de materia líquida.

Las moléculas de un líquido están ubicadas lo suficientemente cerca unas de otras que al intentar comprimir el líquido se generan grandes fuerzas repulsivas. De ahí la baja compresibilidad de los líquidos. Las moléculas llevan una vida sedentaria, en promedio es de 10 a 11 s. Los líquidos son fluidos, es decir. no conservan su forma

Deja que el líquido ocupe parte del volumen de un recipiente cerrado. A cualquier temperatura, dentro del líquido hay una serie de moléculas suficientemente energéticas que son capaces de romper los enlaces con las moléculas vecinas y salir volando del líquido. A mayor temperatura y en presencia de viento, más rápida se produce la evaporación. Al mismo tiempo, en el vapor que ocupa el volumen restante dentro del recipiente, siempre habrá moléculas que regresan al líquido y no pueden salir. Por lo tanto, en este recipiente ocurren constantemente dos procesos en competencia: la evaporación y la condensación inversa. Cuando el número de moléculas que salen del líquido es igual al número de moléculas que regresan, se produce un equilibrio dinámico entre las fases líquida y gaseosa y se dice que el vapor ha alcanzado la saturación.

A medida que aumenta la temperatura del líquido, aumenta la velocidad de evaporación y el líquido comienza a hervir. Al hervir, se forman burbujas de vapor de rápido crecimiento en todo el volumen del líquido, que flotan hacia la superficie. El punto de ebullición del líquido permanece constante. Esto sucede porque toda la energía suministrada al líquido se gasta convirtiéndolo en vapor.

Los líquidos siempre contienen gases disueltos, que se liberan en el fondo y las paredes del recipiente, así como en las partículas de polvo suspendidas en el líquido. Los vapores líquidos que se encuentran dentro de las burbujas están saturados. A medida que aumenta la temperatura, aumenta la presión de vapor y las burbujas aumentan de tamaño. Bajo la influencia de la fuerza de flotación flotan hacia arriba. Si las capas superiores del líquido tienen una temperatura más baja, entonces se produce condensación de vapor en burbujas en estas capas. La presión cae rápidamente y las burbujas colapsan. El colapso se produce tan rápidamente que las paredes de la burbuja chocan y se produce algo parecido a una explosión. Muchas de estas microexplosiones crean un ruido característico. Cuando el líquido se caliente lo suficiente, las burbujas dejarán de colapsar y flotarán hacia la superficie. El líquido hervirá. Antes de hervir, la tetera casi deja de hacer ruido.

La dependencia de la presión de vapor saturado de la temperatura explica por qué el punto de ebullición de un líquido depende de la presión sobre su superficie. Una burbuja de vapor puede crecer cuando la presión del vapor saturado en su interior excede ligeramente la presión en el líquido, que es la suma de la presión del aire sobre la superficie del líquido (presión externa) y la presión hidrostática de la columna de líquido. La ebullición comienza a la temperatura a la que la presión del vapor saturado en las burbujas es igual a la presión en el líquido. Cuanto mayor es la presión externa, mayor es el punto de ebullición, y viceversa, al disminuir la presión externa, el punto de ebullición disminuye.

Cada líquido tiene su propio punto de ebullición, que depende de la presión del vapor saturado. Cuanto mayor sea la presión de vapor saturado, menor será el punto de ebullición del líquido correspondiente, porque a temperaturas más bajas, la presión del vapor saturado se vuelve igual a la presión atmosférica.

La temperatura crítica es la temperatura a la que desaparecen las diferencias en las propiedades físicas entre un líquido y su vapor saturado. El concepto de temperatura crítica fue introducido por D. I. Mendeleev. A la temperatura crítica, la densidad y presión del vapor saturado se vuelven máximas y la densidad del líquido en equilibrio con el vapor se vuelve mínima. La importancia especial de la temperatura crítica es que a una temperatura superior a la temperatura crítica, el gas no puede convertirse en líquido a ninguna presión. Un gas que tiene una temperatura inferior a la temperatura crítica es vapor insaturado.

4.3 Concepto de materia sólida

En un sólido, los átomos o moléculas sólo pueden vibrar alrededor de determinadas posiciones de equilibrio. Por tanto, los sólidos conservan tanto la forma como el volumen. En los sólidos cristalinos, los centros de los átomos (moléculas) forman una red espacial, en cuyos nodos se encuentran los átomos de la sustancia. Los sólidos amorfos no tienen una estructura rígida y más bien se parecen a los líquidos congelados.

La transición de una sustancia de sólido a líquido se llama fusión. El proceso inverso se llama endurecimiento. La temperatura a la que una sustancia se funde (solidifica) se llama temperatura de fusión (solidificación) de la sustancia. Las temperaturas de fusión y solidificación de una sustancia determinada en las mismas condiciones son las mismas. Cuando se funde (endurece), la temperatura de la sustancia no cambia. Sin embargo, esto no significa que durante el proceso de fusión no sea necesario suministrar energía al cuerpo. La experiencia demuestra que si se detiene el suministro de energía mediante el intercambio de calor, también se detiene el proceso de fusión. Durante la fusión, el calor suministrado al cuerpo reduce los enlaces entre las partículas de la sustancia, es decir. para destruir la red cristalina. Al mismo tiempo, aumenta la energía de interacción entre partículas. Una pequeña parte del calor durante la fusión se gasta en realizar trabajo para cambiar el volumen del cuerpo, ya que para la mayoría de las sustancias el volumen aumenta durante la fusión. Durante el proceso de fusión, se suministra al cuerpo una cierta cantidad de calor, lo que se denomina calor de fusión. El calor de fusión es proporcional a la masa de la sustancia fundida. La cantidad (lambda) se llama calor específico de fusión de una sustancia. El calor específico de fusión muestra cuánto calor se necesita para fundir una unidad de masa de una sustancia determinada en su punto de fusión. Se mide en J/kg, kJ/kg.

4.4 Concepto de plasma

El término "plasma" fue propuesto por los físicos estadounidenses Langmuir y Tonks en 1923. El plasma es la forma normal de existencia de la materia a temperaturas de unos 10.000 grados o más; es un gas en el que una parte importante de los átomos o moléculas están ionizados. Sorprendentemente, el plasma es el estado de la materia más común en la naturaleza y representa aproximadamente el 99% de la masa del Universo. El Sol y las estrellas, como se mencionó anteriormente, no son más que grupos de plasma de alta temperatura, la capa superior de la capa atmosférica de la Tierra, la llamada ionosfera, también está formada a partir de plasma, y ​​los cinturones de radiación que contienen plasma se encuentran aún más arriba. . Las auroras y los relámpagos, incluidos los relámpagos globulares, son tipos diferentes de plasma que se pueden observar en condiciones naturales en la Tierra. Y sólo una parte insignificante del Universo está formada por materia sólida: planetas, asteroides y nebulosas de polvo. Además, el plasma tiene propiedades muy interesantes, que se utilizan cada vez más en desarrollos dedicados a los grandes problemas de la tecnología moderna. Consideremos un recipiente cerrado hecho de un material muy refractario que contiene una pequeña cantidad de alguna sustancia. Aumentando poco a poco su temperatura, calentaremos el recipiente junto con la sustancia que contiene. Deje que la sustancia contenida en el recipiente esté inicialmente en estado sólido. En algún momento, esta sustancia comenzará a derretirse y, a una temperatura aún más alta, se evaporará. El gas resultante llenará uniformemente todo el volumen. Cuando la temperatura alcanza un nivel suficientemente alto, todas las moléculas de gas, si se trata de un gas molecular, se disocian, se dividen en átomos individuales. Como resultado, quedará en el recipiente una mezcla gaseosa de los elementos que componen la sustancia. Al experimentar colisiones entre sí de vez en cuando, los átomos de esta sustancia se moverán rápida y aleatoriamente.

5. Transición de fase cuántica

Transición de fase cuántica(transformación de fase cuántica): la transición de una sustancia de una fase termodinámica cuántica a otra cuando cambian las condiciones externas, que ocurre, sin embargo, en ausencia de fluctuaciones térmicas, es decir, cuando. Por tanto, el sistema se reconstruye bajo la influencia de algunos parámetros no térmicos (por ejemplo, presión o campo magnético).

Una transición de fase clásica se describe por una discontinuidad en las funciones termodinámicas de un sistema dado. Tal brecha indica que las partículas del sistema se están reorganizando. Un ejemplo típico de este comportamiento es la transición del agua del estado líquido al sólido (hielo). Dos parámetros en competencia son responsables de los procesos que ocurren durante las transiciones de fase clásicas: la energía del sistema y la entropía de sus fluctuaciones térmicas. No hay entropía en un sistema clásico a temperatura cero, por lo que no puede ocurrir una transición de fase. agregado cuántico de transición de fase

Sin embargo, en un sistema de mecánica cuántica se producen fluctuaciones cuánticas que son responsables de la transición de fase. Por tanto, las fluctuaciones cuánticas pueden transferir el sistema a una fase diferente. Estas fluctuaciones cuánticas están controladas por parámetros no térmicos como la presión y la concentración.

El sistema que sufre una transición de fase cuántica de primer orden es el helio. A presión atmosférica no se transforma en fase sólida ni siquiera en el cero absoluto. Sin embargo, a presiones superiores a 25 atmósferas, el helio cristaliza formando una empaquetadura hexagonal.

El representante más sorprendente de los materiales en los que se produce una transición de fase cuántica de segundo orden es el ferroimán helicoidal MnSi. Este material a presión normal tiene una temperatura de transición crítica de un estado paramagnético a un estado ferromagnético débil de 29 K. Sin embargo, cuando se aplica una presión hidrostática externa del orden de 14,6 kbar, se produce una transición de fase cuántica.

6. Transiciones de fase de segundo orden.

Cambiando la simetría

Las transiciones de fase de segundo orden van acompañadas de un cambio en la simetría de la sustancia. Un cambio de simetría puede estar asociado con el desplazamiento de átomos de cierto tipo en la red cristalina o con un cambio en el orden de la sustancia.

En la mayoría de los casos, la fase con mayor simetría (es decir, que incluye todas las simetrías de otra fase) corresponde a temperaturas más altas, pero hay excepciones. Por ejemplo, al pasar por el punto Curie inferior en la sal de Rochelle, la fase correspondiente a la temperatura más baja tiene simetría ortorrómbica, mientras que la fase correspondiente a la temperatura más alta tiene simetría monoclínica.

Para caracterizar cuantitativamente la simetría durante una transición de fase de segundo orden, se introduce un parámetro de orden, que toma valores distintos de cero en la fase con mayor simetría y es idénticamente igual a cero en la fase desordenada.

Descripción teórica de las transiciones de fase de segundo orden.

Teoría de Landau

La teoría del campo medio es la primera y más sencilla forma de describir teóricamente fenómenos críticos. Para hacer esto, la interacción hamiltoniana multiparcial se linealiza, es decir, de hecho, se reemplaza por un hamiltoniano parcial único con algún campo autoconsistente efectivo. Así, pasamos de una interacción de corto alcance a una de largo alcance, es decir, a una interacción con un radio formalmente infinito. También descuidamos los efectos de correlación.

El uso de la teoría del campo medio para describir transiciones de fase es en realidad equivalente al uso de la teoría de Landau, es decir, la expansión del funcional de energía libre en potencias del parámetro de orden cerca del punto crítico.

Al describir las transiciones de fase, generalmente se supone que el campo efectivo es proporcional al parámetro de orden. Como regla general, el factor de proporcionalidad es la energía de interacción promedio de las partículas del sistema. Así, en los imanes, se considera el efecto sobre el espín de un electrón individual de un campo magnético local creado por espines vecinos.

Indicadores críticos de un imán en la teoría de Landau:

Para otros sistemas (un antiferroimán, una aleación binaria y un sistema líquido-vapor), la teoría del campo medio proporciona los mismos indicadores críticos.

Los exponentes críticos obtenidos en la teoría del campo medio no concuerdan con los valores experimentales. Pero predice la completa universalidad de los indicadores, es decir, su independencia de los detalles de la teoría.

La principal desventaja de la teoría es que no es aplicable en los casos en que las fluctuaciones del parámetro de orden se vuelven significativas, es decir, directamente en las proximidades del punto de transición de fase: la teoría de Landau es válida siempre que las fluctuaciones en un volumen con dimensiones lineales en el orden del radio de correlación son pequeños en comparación con el valor de equilibrio del parámetro de orden. De lo contrario, el enfoque termodinámico no es aplicable. Para los propios puntos de transición de fase, la teoría da lecturas sobreestimadas y los indicadores críticos que predice difieren de los valores experimentales. Además, los exponentes críticos, según la teoría del campo medio, no dependen de las dimensiones del espacio ni del parámetro de orden. Para sistemas con dimensiones d=1, d=2, la teoría del campo medio no es aplicable en absoluto.

· Ejemplos de transiciones de fase de segundo orden

· transición paramagnet-ferromagnet o paramagnet-antiferromagnet (parámetro de orden - magnetización),

· transición de metales y aleaciones al estado de superconductividad (parámetro de orden - densidad del condensado superconductor),

· transición del helio líquido a un estado superfluido (pp. - densidad del componente superfluido),

· transición de materiales amorfos a un estado vítreo.

7. Equilibrio de fases

Equilibrio de fases en termodinámica: un estado en el que las fases de un sistema termodinámico están en un estado térmico,mecánico Y químico balance.

Tipos de equilibrios de fases:

Equilibrio termal significa que todas las fases de la sustancia en el sistema tienen la misma temperatura.

Balanza mecánica significa igualdad de presiones en lados opuestos de la interfaz entre las fases en contacto. Estrictamente hablando, en los sistemas reales estas presiones son sólo aproximadamente iguales; la diferencia de presión se crea por la tensión superficial.

Equilibrio químico se expresa en la igualdad de los potenciales químicos de todas las fases de la sustancia.

Condición de equilibrio de fase

Consideremos un sistema químicamente homogéneo (que consta de partículas del mismo tipo). Dejemos que este sistema tenga una interfaz entre las fases 1 y 2. Como se indicó anteriormente, el equilibrio de las fases requiere igualdad de temperaturas y presiones en la interfaz. Que el estado de equilibrio termodinámico en un sistema con temperatura y presión constantes corresponde al punto mínimo del potencial de Gibbs.

El potencial de Gibbs de dicho sistema será igual a

donde y son potenciales químicos, y y son los números de partículas en la primera y segunda fase, respectivamente.

En este caso, la suma (el número total de partículas en el sistema) no puede cambiar, por lo que podemos escribir

Supongamos que, para ser más precisos, . Entonces, obviamente, se alcanza el mínimo del potencial de Gibbs en (toda la materia ha pasado a la primera fase).

Por tanto, el equilibrio de fases sólo es posible si los potenciales químicos de estas fases en lados opuestos de la interfaz son iguales:

Ecuación de Claperón-Clausis

De la condición de equilibrio de fases, podemos obtener la dependencia de la presión en un sistema en equilibrio de la temperatura. hablando de equilibrio líquido - vapor, entonces por presión nos referimos a la presión de los vapores saturados, y la dependencia se llama curva de evaporación.

De la condición de igualdad de potenciales químicos se deriva la condición de igualdad de potenciales termodinámicos específicos:, donde

El potencial de Gibbs de la i-ésima fase es su masa.

lo que significa

donde y son el volumen específico y la entropía de las fases. Resulta que

y finalmente

¿Dónde está el calor específico de transición de fase (por ejemplo, calor específico de fusión o calor específico de evaporación)?

La última ecuación se llama Ecuación de Clapeyron-Clausius.

Regla de la fase de Gibbs

equilibrio termodinámico, el número de fases no puede exceder el número de componentes aumentado en 2; establecido por J. W. Gibbs en 1873-76.

Consideremos ahora un sistema que es, en términos generales, químicamente heterogéneo (que consta de varias sustancias). Sea el número de componentes (sustancias) del sistema y sea el número de fases. La condición de equilibrio de fases para dicho sistema se puede escribir como un sistema de ecuaciones:

Aquí está el potencial químico para el i-ésimo componente en la j-ésima fase. Está determinado únicamente por la presión, temperatura y concentración de cada componente en la fase. Las concentraciones de los componentes no son independientes (su suma es 1). Por lo tanto, el sistema de ecuaciones considerado contiene incógnitas (las concentraciones de los componentes en las fases, más la temperatura y la presión).

Un sistema es solucionable, en términos generales, si el número de ecuaciones no excede el número de incógnitas (un sistema que no cumple esta condición también puede ser solucionable, pero este es un caso excepcional que puede ignorarse en física). Es por eso

es decir, el número de fases en un sistema en equilibrio no puede exceder el número de componentes en no más de dos.

La última desigualdad se llama Regla de la fase de Gibbs. En el caso particular de un sistema monocomponente (químicamente homogéneo), se convierte en la condición

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En condiciones normales, cualquier sustancia existe en uno de tres estados: sólido, líquido o gaseoso ( cm. Estados agregados de la materia). Cada una de estas condiciones corresponde a su propia estructura de enlaces entre moléculas y/o átomos, caracterizada por una determinada energía de enlace entre ellos. Para cambiar esta estructura, se requiere una entrada de energía térmica desde el exterior (por ejemplo, durante la fusión de una sustancia sólida) o una salida de energía hacia afuera (por ejemplo, durante la cristalización).

Tomando, para empezar, una sustancia sólida, entendemos especulativamente que las moléculas/átomos que contiene están unidas en algún tipo de estructura cristalina o amorfa rígida; con un ligero calentamiento sólo comienzan a "temblar" alrededor de su posición fija (cuanto mayor es la temperatura , mayor es la amplitud de las vibraciones ). A medida que la sustancia se calienta más, las moléculas se aflojan cada vez más hasta que, finalmente, se separan de su “hogar” y “flotan libremente”. Eso es lo que es derritiendo o derritiendo sólido en líquido. El suministro de energía necesario para fundir una sustancia se llama calor de fusión.

La gráfica del cambio de temperatura de un sólido a medida que pasa su punto de fusión es de por sí muy interesante. Hasta el punto de fusión, a medida que se calientan, los átomos/moléculas oscilan cada vez más alrededor de su posición fija, y la llegada de cada porción adicional de energía térmica conduce a un aumento de la temperatura del sólido. Sin embargo, una vez que un sólido alcanza su punto de fusión, permanece a esta temperatura durante algún tiempo, a pesar del flujo continuo de calor, hasta que acumula una cantidad suficiente de energía térmica para romper los enlaces intermoleculares rígidos. Es decir, en el proceso transición de fase una sustancia del estado sólido al líquido es absorbida por ella sin aumentar la temperatura, ya que toda ella se gasta en romper los enlaces intermoleculares. Es por eso que un cubito de hielo en un cóctel, incluso en el clima más caluroso, permanece helado hasta que se derrite por completo. Al mismo tiempo, al derretirse, el cubo de hielo quita calor al cóctel que lo rodea (y así lo enfría a una temperatura agradable) y él mismo gana la energía que necesita para romper los enlaces intermoleculares y, en última instancia, autodestruirse.

La cantidad de calor necesaria para fundir o evaporar una unidad de volumen de un sólido o líquido se denomina, respectivamente, calor latente de fusión o calor latente de vaporización. Y las cantidades involucradas aquí son a veces considerables. Por ejemplo, para calentar 1 kg de agua de 0°C a 100°C se necesitan “sólo” 420.000 julios (J) de energía térmica, y para convertir este kilogramo de agua en 1 kg de vapor con una temperatura igual a los mismos 100°C. °C , - hasta 2.260.000 J de energía.

Una vez que la masa sólida se ha convertido completamente en líquido, el calor adicional conducirá nuevamente a un aumento en la temperatura de la sustancia. En estado líquido, las moléculas de una sustancia todavía están en estrecho contacto, pero los enlaces intermoleculares rígidos entre ellas se rompen y las fuerzas de interacción que mantienen unidas las moléculas son varios órdenes de magnitud más débiles que en un sólido, por lo que las moléculas comienzan a moverse con bastante libertad entre sí. Un mayor suministro de energía térmica lleva el líquido a la fase. hirviendo y activo evaporación o vaporización.

Y, nuevamente, como se describió en el caso de la fusión o fusión, durante algún tiempo toda la energía adicional suministrada se gasta en romper los enlaces líquidos entre las moléculas y liberarlas a un estado gaseoso (a un punto de ebullición constante). La energía gastada en romper estos vínculos aparentemente débiles es la llamada. calor latente de vaporización - También se requiere una cantidad considerable (ver ejemplo arriba).

Todos los mismos procesos durante la salida de energía (enfriamiento) de una sustancia ocurren en orden inverso. Primero, el gas se enfría a medida que la temperatura disminuye, y esto continúa hasta que alcanza puntos de condensación- temperatura a la que comienza licuefacción, - y es exactamente igual a la temperatura de evaporación (ebullición) del líquido correspondiente. Durante la condensación, a medida que las fuerzas de atracción mutua entre las moléculas comienzan a tener prioridad sobre la energía del movimiento térmico, el gas comienza a convertirse en líquido: "condensarse". En este caso, el llamado específico. calor de condensación - es exactamente igual al calor específico latente de evaporación, que ya se ha comentado. Es decir, cuánta energía se gasta en evaporar una determinada masa de líquido, exactamente la misma cantidad de energía que desprenderá el vapor en forma de calor al condensarse nuevamente en el líquido.

El hecho de que la cantidad de calor liberada durante la condensación sea muy elevada es un hecho fácilmente comprobable: basta con acercar la palma de la mano al pico de una tetera hirviendo. Además del calor del vapor en sí, tu piel también sufrirá el calor liberado como resultado de su condensación en agua líquida.

A medida que el líquido se enfría más puntos de congelación(cuya temperatura es igual a punto de fusion), el proceso de liberación de energía térmica al exterior comenzará nuevamente sin bajar la temperatura de la propia sustancia. Este proceso se llama cristalización, y libera exactamente la misma cantidad de energía térmica que se extrae del medio ambiente durante la fusión (la transición de una sustancia de una fase sólida a una líquida).

Existe otro tipo de transición de fase: del estado sólido de una sustancia directamente al estado gaseoso (sin pasar por el líquido). Esta transformación de fase se llama sublimación, o sublimación. El ejemplo más común: ropa húmeda tendida a secar al frío. El agua que contiene primero cristaliza en hielo y luego, bajo la influencia de la luz solar directa, los cristales de hielo microscópicos simplemente se evaporan, sin pasar por la fase líquida. Otro ejemplo: en los conciertos de rock se utiliza "hielo seco" (dióxido de carbono CO 2 congelado) para crear una cortina de humo que se evapora directamente en el aire, envolviendo a los músicos y evitando la fase líquida. En consecuencia, se necesita energía de sublimación.

El paso de una sustancia de un estado a otro es un fenómeno muy común en la naturaleza. Hervir agua en una tetera, congelar ríos en invierno, fundir metales, licuar gases, desmagnetizar ferritas al calentarlas, etc. se refieren específicamente a fenómenos llamados transiciones de fase. Las transiciones de fase se detectan mediante un cambio brusco en las propiedades y características (anomalías) de las características de una sustancia en el momento de la transición de fase: mediante la liberación o absorción de calor latente; un salto de volumen o un salto de capacidad calorífica y coeficiente de expansión térmica; cambio en la resistencia eléctrica; la aparición de propiedades magnéticas, ferroeléctricas, piezomagnéticas, cambios en el patrón de difracción de rayos X, etc. La fase de una sustancia que es estable en determinadas condiciones está determinada por uno de los potenciales termodinámicos. A una temperatura y volumen dados en un termostato, esta es la energía libre de Helmholtz; a una temperatura y presión dadas, este es el potencial de Gibbs.

Permítanme recordarles que el potencial de Helmholtz F (energía libre) es la diferencia entre la energía interna de una sustancia E y su entropía S, multiplicada por la temperatura absoluta T:

Tanto la energía como la entropía en (1) son funciones de condiciones externas (presión p y temperatura T), y la fase que se realiza bajo ciertas condiciones externas tiene el potencial de Gibbs más pequeño de todas las fases posibles. En el marco de la termodinámica, este es un principio. Cuando las condiciones externas cambian, puede resultar que la energía libre de otra fase haya disminuido. Los cambios en las condiciones externas siempre ocurren continuamente y, por lo tanto, pueden describirse como cierta dependencia del volumen del sistema con la temperatura. Dada esta concordancia en los valores de T y V, podemos decir que un cambio en la estabilidad de fase y la transición de una sustancia de una fase a otra ocurre a una determinada temperatura a lo largo de la trayectoria termodinámica, y los valores para ambos Las fases son funciones de la temperatura cerca de este punto. Consideremos con más detalle cómo ocurre el cambio de signo. Adicción de cerca para uno y para otra fase se puede aproximar mediante algunos polinomios que dependen de:

La diferencia entre las energías libres de las dos fases toma la forma

Siempre que la diferencia sea lo suficientemente pequeña, podemos limitarnos solo al primer término y afirmar que si , entonces la fase I es estable a bajas temperaturas y la fase II es estable a altas temperaturas. En el propio punto de transición, la primera derivada de la energía libre con respecto a la temperatura experimenta naturalmente un salto: en , y en . Como sabemos, existe, en esencia, la entropía de la materia. En consecuencia, durante una transición de fase, la entropía experimenta un salto, determinando el calor latente de transición, ya que . Las transiciones descritas se denominan transiciones del primer tipo y son ampliamente conocidas y estudiadas en la escuela. Todos conocemos el calor latente de vaporización o fusión. Eso es lo que es .

Al describir la transición en el marco de las consideraciones termodinámicas anteriores, no consideramos sólo una posibilidad, a primera vista, improbable: puede suceder que no sólo las energías libres sean iguales, sino también sus derivadas con respecto a la temperatura, eso es, . De (2) se deduce que dicha temperatura, al menos desde el punto de vista de las propiedades de equilibrio de una sustancia, no debe aislarse. De hecho, con y para una primera aproximación con respecto a tenemos

y, al menos en este punto, no debería ocurrir ninguna transición de fase: el potencial de Gibbs, que era menor en , también será menor en .

En la naturaleza, por supuesto, no todo es tan sencillo. A veces hay razones profundas para que dos igualdades se mantengan simultáneamente. Además, la fase I se vuelve absolutamente inestable con respecto a fluctuaciones arbitrariamente pequeñas de los grados de libertad internos en , y la fase II en . En este caso se producen aquellas transiciones que, según la conocida clasificación de Ehrenfest, se denominan transiciones de segundo tipo. Este nombre se debe a que durante las transiciones de segundo orden sólo se produce un salto en la segunda derivada del potencial de Gibbs con respecto a la temperatura. Como sabemos, la segunda derivada de la energía libre con respecto a la temperatura determina la capacidad calorífica de una sustancia.

Por lo tanto, durante las transiciones de segundo orden, se debe observar un salto en la capacidad calorífica de la sustancia, pero no debe haber calor latente. Dado que la fase II es absolutamente inestable con respecto a pequeñas fluctuaciones y lo mismo se aplica a la fase I en , durante las transiciones de segundo orden no se debe observar ni sobrecalentamiento ni enfriamiento excesivo, es decir, no hay histéresis de temperatura del punto de transición de fase. Hay también otros signos destacables que caracterizan estas transiciones.

¿Cuáles son las razones subyacentes de las condiciones termodinámicamente necesarias para una transición de segundo orden? El caso es que tanto cuando como cuando existe la misma sustancia. Las interacciones entre los elementos que lo componen no cambian abruptamente, esta es la naturaleza física del hecho de que los potenciales termodinámicos de ambas fases no pueden ser completamente independientes. Cómo surge la conexión entre y , y , etc. se puede rastrear utilizando modelos simples de transiciones de fase, calculando potenciales termodinámicos en diferentes condiciones externas utilizando métodos de mecánica estadística. La forma más sencilla de calcular la energía libre.

WIKIPEDIA

Transición de fase(transformación de fase) en termodinámica: la transición de una sustancia de una fase termodinámica a otra cuando cambian las condiciones externas. Desde el punto de vista del movimiento de un sistema a lo largo del diagrama de fases cuando cambian sus parámetros intensivos (temperatura, presión, etc.), se produce una transición de fase cuando el sistema cruza la línea que separa dos fases. Dado que diferentes fases termodinámicas se describen mediante diferentes ecuaciones de estado, siempre es posible encontrar una cantidad que cambie abruptamente durante una transición de fase.

Dado que la división en fases termodinámicas es una clasificación de estados más pequeña que la división en estados agregados de una sustancia, no toda transición de fase va acompañada de un cambio en el estado agregado. Sin embargo, cualquier cambio en el estado de agregación es una transición de fase.

La mayoría de las veces, las transiciones de fase se consideran cuando cambia la temperatura, pero a una presión constante (generalmente igual a 1 atmósfera). Por eso a menudo se utilizan los términos "punto" (y no línea) de transición de fase, punto de fusión, etc.. Por supuesto, una transición de fase puede ocurrir con un cambio de presión, y a temperatura y presión constantes, pero también con un cambio en la concentración de componentes (por ejemplo, la aparición de cristales de sal en una solución que ha alcanzado la saturación).

En transición de fase de primer orden los parámetros extensos primarios más importantes cambian abruptamente: volumen específico, cantidad de energía interna almacenada, concentración de componentes, etc. Enfatizamos: nos referimos a un cambio abrupto en estas cantidades con cambios de temperatura, presión, etc., y no un cambio abrupto en estas cantidades con cambios de temperatura, presión, etc. cambio en el tiempo (para este último, consulte la sección siguiente Dinámica de las transiciones de fase.).

Ejemplos más comunes transiciones de fase de primer orden:

fusión y cristalización

· evaporación y condensación

· sublimación y desublimación

En transición de fase de segundo orden la densidad y la energía interna no cambian, por lo que dicha transición de fase puede no ser perceptible a simple vista. El salto lo experimentan sus derivadas en temperatura y presión: capacidad calorífica, coeficiente de expansión térmica, susceptibilidades diversas, etc.

Las transiciones de fase de segundo orden ocurren en los casos en que cambia la simetría de la estructura de una sustancia (la simetría puede desaparecer o disminuir por completo). La descripción de una transición de fase de segundo orden como consecuencia de un cambio de simetría viene dada por la teoría de Landau. Actualmente, se acostumbra hablar no de un cambio de simetría, sino de la apariencia en el punto de transición. parámetro de orden, igual a cero en una fase menos ordenada y que varía de cero (en el punto de transición) a valores distintos de cero en una fase más ordenada.

Los ejemplos más comunes de transiciones de fase de segundo orden son:

· paso del sistema a través de un punto crítico

· transición paramagnet-ferromagnet o paramagnet-antiferromagnet (parámetro de orden - magnetización)

· transición de metales y aleaciones al estado de superconductividad (parámetro de orden - densidad del condensado superconductor)

· transición del helio líquido a un estado superfluido (pp - densidad del componente superfluido)

· transición de materiales amorfos a un estado vítreo

La física moderna también estudia sistemas que tienen transiciones de fase de tercer orden o superior.

Recientemente, se ha generalizado el concepto de transición de fase cuántica, es decir. una transición de fase controlada no por fluctuaciones térmicas clásicas, sino por fluctuaciones cuánticas, que existen incluso a temperaturas del cero absoluto, donde la transición de fase clásica no se puede realizar debido al teorema de Nernst.