Starea fizică

Stările de agregare sunt manifestări fundamentale ale materiei care diferă foarte mult în ceea ce privește mobilitatea atomilor și moleculelor lor , precum și în rezistența interacțiunilor dintre ei. Stările clasice de agregare solide , lichide și gazoase pot fi, prin urmare, identificate folosind senzori pe baza diferitelor proprietăți mecanice și reologice macroscopice ale acestora. În plus, să fie în fizica și mai mult, în biosferă a Pământului numit puțin sau care apar forme de materie ca stat agregat nu în mod natural. De exemplu, plasma , din care este alcătuit soarele , este a patra stare agregată a materiei.

Anumite substanțe , cum ar fi cristale lichide , substanțe viscoelastice sau topituri de polimeri cu lanț lung , pot avea caracteristici atât ale stării solide, cât și a stării lichide de agregare. Paharele de polimeri atactici cu greutăți moleculare ridicate sunt adesea privite ca solide, deși acestea sunt doar lichide cu o dinamică care este foarte încetinită în comparație cu scările de timp ale percepției umane .

Termenul stare agregată trebuie distins de faza termenului mai restrâns . O fază este o zonă limitată spațial într-un material care are proprietăți uniforme din punct de vedere chimic și fizic. O stare fizică poate cuprinde mai multe faze. De exemplu, solidele omogene pot fi prezente la diferite temperaturi și presiuni în diferite modificări ale cristalelor care pot fi convertite una în cealaltă prin conversii enantiotrope și care fiecare reprezintă o fază separată. Amestecurile heterogene pot fi uniform în stare fizică solidă sau lichidă, dar conțin mai multe faze ale compozițiilor materiale diferite. În cazul gazelor și plasmelor, termenii stare fizică și fază pot fi folosiți sinonim .

Transferul unei substanțe într-o stare fizică diferită are loc printr-o tranziție de fază , care poate fi cauzată de o schimbare de stare , de exemplu printr-o schimbare de temperatură, presiune sau volum . La granițele dintre diferitele agregate state din spațiul de stat a unei substanțe poate fi reprezentate grafic cu ajutorul diagramelor de fază .

Cele trei stări clasice de agregare

Frecvența dependentă de temperatură a stărilor agregate ale elementelor (albastru: solid, roșu: lichid, verde: gazos)

Prezentare generală

Există trei stări clasice de agregare:

  • solid ( f alternativ s ): În această stare, o substanță păstrează de obicei atât forma, cât și volumul.
  • lichid ( fl alternativ l ): Aici volumul este reținut, dar forma este inconsistentă și se adaptează la spațiul din jur.
  • gazos ( g ): Nici aici nu există stabilitate de volum, un gaz umple complet spațiul disponibil.

Pentru substanțele solide și substanțele lichide există termenul colectiv de materie condensată . Lichidele și gazele sunt rezumate în fizică sub termenul generic fluide .

În cazul solidelor, se face distincție și în funcție de alte caracteristici:

Stările clasice de agregare pot fi explicate cu un model de particule care reduce cele mai mici particule ale unei substanțe (atomi, molecule, ioni ) la sfere mici. Energia cinetică medie a tuturor particulelor este o măsură a temperaturii în toate stările. Tipul de mișcare este complet diferit în cele trei stări agregate. În gaz, particulele se mișcă în linie dreaptă ca bilele de biliard până când se ciocnesc cu alta sau cu peretele vasului. În lichid, particulele trebuie să se strângă prin goluri între vecinii lor ( difuzie , mișcare moleculară browniană ). În stare solidă, particulele oscilează numai în jurul poziției lor de repaus.

Cu fermitate

Model de particule ale unui solid cristalin

Mișcare

Cele mai mici particule dintr-un solid sunt doar ușor în mișcare. Se leagănă în jurul unei poziții fixe, poziția grilei și se rotesc în principal în jurul axelor. Cu cât temperatura este mai ridicată, cu atât vibrează sau se rotesc mai violent, iar distanța dintre particule (în cea mai mare parte) crește. Excepție: anomalie de densitate .

Notă: Dacă privim particulele cu principii mecanice cuantice , atunci datorită principiului incertitudinii lui Heisenberg , particulele nu trebuie să stea niciodată în picioare. Au oscilații mici, care sunt, de asemenea, cunoscute sub numele de fluctuații de punct zero . Aceasta corespunde stării de bază a oscilatorului armonic .

atracţie

Diferite forțe acționează între cele mai mici particule, și anume forțele van der Waals , forța electrostatică dintre ioni, legăturile de hidrogen sau legăturile covalente . Tipul de forță este determinat de structura atomică a particulelor ( ioni , molecule, dipoli ...). În cazul substanțelor solide chiar și la temperaturi ridicate, atracția este deosebit de puternică.

aranjament

Datorită mișcării slabe și a coeziunii ferme, particulele sunt aranjate regulat.

  • Majoritatea substanțelor solide au deci o structură regulată (cristal), doar câteva sunt amorfe .
  • Aranjamentul particulelor într-un solid amorf este în mod similar dezordonat ca în lichid, dar este stabil din punct de vedere dimensional, deoarece mișcările particulelor unul împotriva celuilalt sunt în mare parte înghețate.

distanţă

Datorită atracției puternice, particulele sunt apropiate ( densitate mare de ambalare )

Lichid

Model de particule ale unui lichid sau unui solid amorf

Mișcare

Particulele nu sunt staționare, la fel ca în cazul solidelor, dar se pot mișca reciproc. Când temperatura crește, mișcările particulelor devin din ce în ce mai rapide.

atracţie

Ca urmare a încălzirii, mișcarea particulelor este atât de puternică încât forțele de interacțiune nu mai sunt suficiente pentru a menține particulele în locul lor. Particulele se pot mișca acum liber.

  • O substanță lichidă se răspândește singură dacă nu este ținută într-un recipient.
  • Un colorant se distribuie într-un lichid ( difuzie ).

distanţă

Deși mișcarea mai rapidă crește distanța dintre particule (majoritatea solidelor ocupă mai mult spațiu atunci când se topesc), particulele sunt încă lipite una de cealaltă. Același lucru se aplică la reducerea volumului unui lichid prin compresie ca la un solid, prin care modul de compresie corespunzător al lichidului intră în joc. Când temperatura scade, volumul devine și mai mic, dar în cazul apei doar până la o temperatură de 4 ° C ( anomalie a apei ), în timp ce sub aceasta volumul crește din nou la 0 ° C.

aranjament

Deși particulele se rearanjează constant și tremură / se rotesc, poate fi stabilit un aranjament. Această ordine pe termen scurt este similară cu cea din solidul amorf, dar vâscozitatea este mult mai mică, adică adică particulele sunt mai mobile.

Gazos

Model de particule ale unui gaz

Mișcare

În cazul substanțelor în stare gazoasă, particulele se mișcă rapid. Un gaz sau o substanță gazoasă se răspândește rapid într-o cameră. Într-un spațiu închis, lovirea celor mai mici particule împotriva pereților duce la presiunea gazului.

atracţie

Când starea gazoasă este energia cinetică a celor mai mici particule este atât de mare încât nu se lipesc între ele. Cele mai mici particule din substanța gazoasă sunt distribuite uniform în întregul spațiu disponibil.

distanţă

Mișcarea rapidă a particulelor dintr-un gaz înseamnă că acestea sunt îndepărtate. Se ciocnesc doar din când în când, dar rămân la o distanță mare în comparație cu faza lichidă. O substanță gazoasă poate fi comprimată, i. adică volumul poate fi redus.

aranjament

Din cauza mișcării, particulele sunt dezordonate.

În chimia fizică, se face distincția între abur și gaz. Din punct de vedere fizic, ambele nu sunt altceva decât starea de agregare gazoasă; termenii nu au nici o legătură directă cu gazul real și gazul ideal . Ceea ce este denumit în mod colocvial „abur” este, din punct de vedere fizic, un amestec de componente lichide și gazoase, care în cazul apei se numește abur umed .

Un vapor în sens mai restrâns este o stare de echilibru între faza lichidă și cea gazoasă. Poate fi lichefiat fără a fi nevoie să faceți nicio lucrare, adică nu există o creștere a presiunii atunci când este lichefiată. În tehnologie, acest tip de abur se numește abur umed, spre deosebire de așa-numitul abur supraîncălzit sau abur supraîncălzit, care este de fapt un gaz real format din molecule de apă și a cărui temperatură este peste temperatura de condensare a fazei lichide la presiunea respectivă .

Substanțe de bază selectate ca exemple

Substanțele pure sunt denumite solide, lichide sau gazoase în funcție de starea lor fizică la o temperatură de 20  ° C (vezi temperatura camerei ) și o presiune de 1013,25  hPa ( presiune normală ) . Exemplu: Bromul este lichid la temperatura camerei și la presiunea normală (vezi tabelul), deci bromul este considerat un lichid.

Acești termeni (solid, lichid, gaz) sunt utilizați și atunci când substanțele iau o stare fizică diferită în condiții modificate. Într-un sens mai restrâns, totuși, clasificarea se referă la condițiile standard menționate mai sus ; fiecare substanță aparține apoi uneia dintre categorii.

material Temperatura de topire 1 Punct de fierbere 1 Starea de agregare
în congelator (−10 ° C) 1
Stare fizică
la temperatura camerei (25 ° C) 1
Starea fizică
în cuptor (150 ° C) 1
fier 1535 ° C 2750 ° C cu fermitate cu fermitate cu fermitate
cupru 1084 ° C 2567 ° C cu fermitate cu fermitate cu fermitate
Cesiu 28 ° C 671 ° C cu fermitate cu fermitate lichid
oxigen −219 ° C −183 ° C gazos gazos gazos
heliu −272 ° C −269 ° C gazos gazos gazos
brom −7 ° C 59 ° C cu fermitate lichid gazos
clor −101 ° C −35 ° C gazos gazos gazos
apă 0 ° C 100 ° C cu fermitate lichid gazos

1 la presiune normală

Stări de agregare în amestecuri

Când substanțele sunt amestecate, rezultă amestecuri caracteristice , de exemplu ceață sau spumă, în funcție de starea fizică a componentelor și de proporția cantitativă a acestora .

Schimbarea stării fizice

Prezentare generală a modificărilor stării de agregare

Tranzițiile dintre diferitele stări agregate au denumiri speciale (eoc, omc, eon) și condiții speciale de tranziție, care în cazul substanțelor pure constau în presiune și temperatură. Aceste condiții de tranziție corespund punctelor de pe liniile limită de fază ale diagramelor de fază. O anumită cantitate de căldură este necesară pentru fiecare tranziție de fază sau este eliberată în proces.

de la ↓ la → Solid lichid gaz
Solid - Topirea
la punctul de topire
( căldura de fuziune )
Sublimare / sublimare
la punctul de sublimare
( căldura sublimării )
lichid Solidificare / congelare
până la punctul de îngheț
( căldură de solidificare )
- Evaporare / fierbere
la punctul de fierbere
( căldură de evaporare )
gaz Resublimare / resublimare
la punctul de resublimare
( căldura resublimării )
Condensare
la punctul de condensare
( căldura condensului )
-

Sublimarea și evaporarea apar, de asemenea, sub punctul de sublimare sau de fierbere. Se vorbește aici despre o evaporare .

Exemple de zi cu zi

Denumiri pentru modificări ale stării de agregare a apei

Toate tranzițiile pot fi observate folosind exemplul apei în viața de zi cu zi (a se vedea figura):

Topi

Zăpada sau gheața încep să devină lichide primăvara imediat ce predomină temperaturile peste temperatura de topire .

Îngheţa

Dacă apa din lacuri se răcește sub punctul de îngheț , se formează cristale de gheață , care în timp devin din ce în ce mai mari până când suprafața este acoperită cu un strat de gheață.

Evapora

Dacă apa din cratiță este încălzită peste punctul de fierbere , apa devine gazoasă. „Clocotirea” din cratiță apare deoarece apa de pe fundul fierbinte al cratiței atinge mai întâi temperatura de fierbere - bulele în creștere sunt vaporii de apă , care (la fel ca majoritatea substanțelor gazoase) este invizibilă. Evaporarea , trecerea de la forma lichidă la cea gazoasă fără a atinge punctul de fierbere, poate fi observată cu ușurință atunci când transpirați pe piele.

Condensa

Ceața clar vizibilă de deasupra apei clocotite, care este denumită în mod colocvial „abur”, este vaporul de apă condensat în picături mici de apă. Roua și norii sunt, de asemenea, creați prin condensarea vaporilor de apă.

sublimare

Bălțile înghețate se pot „usca” treptat prin sublimare iarna, chiar și la temperaturi cu mult sub punctul de îngheț, până când gheața s-a sublimat complet și bălta a dispărut.

Resublimarea

Gerul de hoar sau florile de gheață care se formează iarna sunt cauzate de vaporii de apă care se resublimă din aerul ambiant.

Modelul de particule al tranzițiilor de fază

Topi

Prin creșterea temperaturii (furnizarea de energie termică) cele mai mici particule se mișcă din ce în ce mai violent, iar distanța dintre ele (de obicei) crește. Dar forțele Van der Waals încă le mențin în poziția lor, locul lor de rețea. Numai din așa-numita temperatură de topire , amplitudinea oscilației particulelor devine atât de mare încât structura zăbrelei se prăbușește parțial. Sunt create grupuri de particule care se pot mișca liber. În ele există o ordine pe termen scurt , spre deosebire de ordinea pe termen lung a particulelor din rețeaua cristalină a substanțelor solide.

Îngheţa

Pe măsură ce temperatura scade, mișcarea particulelor scade și distanța dintre ele devine din ce în ce mai mică. Energia de rotație scade, de asemenea. La așa-numita temperatură de solidificare , distanța devine atât de mică încât particulele se blochează reciproc și interacționează între ele într-un mod din ce în ce mai atractiv - ocupă o poziție fixă ​​într-o rețea tridimensională.

Există lichide care se extind la scăderea temperaturii, cum ar fi apa. Acest comportament este cunoscut sub numele de anomalie a densității .

Evaporare și sublimare

Viteza celor mai mici particule nu este aceeași. Partea este mai rapidă, partea este mai lentă decât media. Particulele își schimbă în mod constant viteza curentă din cauza coliziunilor .

La limita unui solid sau a unui lichid, trecerea de la o fază la una gazoasă, se poate întâmpla ca o particulă să primească un impuls atât de puternic de la vecinii săi, încât să scape din zona de influență a forței de coeziune. . Această particulă se schimbă apoi în stare gazoasă și ia cu ea o anumită energie termică sub formă de energie cinetică, adică faza solidă sau lichidă se răcește puțin.

Dacă energia termică este furnizată unui sistem și temperatura atinge temperatura de sublimare sau fierbere, acest proces are loc continuu până când toate cele mai mici particule au trecut în faza gazoasă. În acest caz, temperatura în faza de evaporare rămâne de obicei neschimbată până când toate particulele cu o temperatură mai mare au dispărut din sistem. Alimentarea cu căldură este astfel transformată într-o creștere a entropiei .

Dacă forțele de coeziune sunt foarte puternice sau dacă este de fapt o legătură metalică sau ionică mult mai puternică , atunci nu va exista evaporare.

Creșterea puternică a volumului unei substanțe datorită evaporării poate duce la o explozie fizică dacă se aplică brusc multă căldură .

Condensare și resublimare

Procesul invers este condensarea sau resublimarea. O particulă minusculă lovește accidental o substanță solidă sau lichidă, îi transmite impulsul și este menținută în loc de forțele de coeziune. Ca rezultat, corpul se încălzește prin energia pe care cea mai mică particulă a transportat-o ​​mai mult decât media celor mai mici particule din faza solidă sau lichidă.

Cu toate acestea, dacă particula provine dintr-o substanță care este gazoasă la această temperatură, forțele de coeziune sunt prea slabe pentru ao menține în poziție. Chiar dacă se întâmplă să fi pierdut atât de multă energie încât este legată, următoarea coliziune cu particulele minuscule vecine o va arunca înapoi în faza gazoasă. Prin scăderea temperaturii se poate retrage energia din cele mai mici particule. Ca rezultat, când temperatura scade sub temperatura de sublimare sau solidificare, forțele de interacțiune cu alte particule le determină să se aglomereze și să formeze din nou un solid sau un lichid.

Diagramele de fază

Diagrama fazei a unei substanțe „obișnuite” și a apei ( anomalie de densitate )

Diagrama de fază pT a unei substanțe descrie, în funcție de presiune și temperatură, în câte faze este prezentă o substanță și în ce stare de agregare sunt. Liniile arată presiunea și temperatura la care substanțele își schimbă starea fizică. Într-o anumită măsură, tranziția de fază între stările agregate are loc pe linii, motiv pentru care acestea sunt denumite și linii de limitare a fazelor. Stările respective de agregare sunt prezente pe ele sub forma unui echilibru dinamic unul lângă celălalt în diferite faze.

  • La o anumită presiune și o anumită temperatură, așa-numitul punct triplu , toate cele trei stări de agregare pot exista în același timp. Acesta este punctul din „mijlocul” diagramei de fază la care se întâlnesc toate cele trei linii de graniță de fază. Prin urmare, punctul triplu este potrivit ca punct de plecare pentru aceste linii și pentru definirea multor scale de temperatură .
  • Peste o anumită presiune și o anumită temperatură, așa-numitul punct critic , gazul și lichidul nu mai pot fi diferențiate datorită densității lor identice . Prin urmare, nu se poate stabili nicio linie de fază în acest spațiu de stare .
  • Pentru presiuni sub presiunea triplă, substanța poate deveni solidă numai atunci când temperatura este redusă sau numai gazoasă atunci când temperatura este crescută. Linia de despărțire dintre cele două zone se numește curbă de sublimare . Pe ea pot coexista faze solide și gazoase. Teoretic, curba de sublimare începe la zero absolut și se termină în punctul triplu.
  • Pentru presiuni peste presiunea triplă, substanța este solidă la temperaturi sub punctul de topire , lichid între punctul de topire și punctul de fierbere și gazos peste punctul de fierbere. Linia de separare între faza solidă și cea lichidă, adică curba punctelor de topire, se numește curbă de topire , linia de separare între lichid și gaz se numește curbă a punctului de fierbere . Ambele curbe încep și de la punctul triplu, curba de topire continuând teoretic până la infinit, iar curba punctului de fierbere se termină la punctul critic.
  • De grade de libertate în diagrama de fază depinde de planul în cauză. Nu există un grad de libertate în punctul triplu și în punctul critic, deoarece atât presiunea, cât și temperatura au valori fixe care sunt doar dependente de substanță. Fie presiunea, fie temperatura pot fi selectate în mod liber la liniile limită de fază și sunt dependente reciproc, prin urmare există un grad de libertate. În spațiul de stare pură, adică în zonele diagramei de fază, presiunea și temperatura pot fi selectate liber, ceea ce corespunde a două grade de libertate.

Stări fizice neclasice

În plus față de cele trei stări clasice de agregare, există și alte stări ale materiei, dintre care unele apar doar în condiții extreme (sortate în funcție de temperatură, având tendința de la mai mare la mai mică).

  • Starea plasmei: apare, de exemplu, în arcuri , stele și în reactoarele de fuziune nucleară . La temperaturi foarte ridicate , atomii sunt defalcați în nucleu și înveliș; se creează electroni liberi .
  • Gaz atomic : Nu exista mai multe molecule în ea , deoarece ciocnirile constante distrug legăturile, dar electronii sunt încă legați ferm.
  • Starea supercritică apare atunci când se depășește punctul critic și este o stare mixtă între lichid și gazos.
  • Starea mezomorfă : Ocupă o poziție intermediară între stările de agregare lichide și solide și apare sub diferite forme, de exemplu în cristale lichide sau cristale de plastic .
  • Condensat Bose-Einstein : Acesta este un set de atomi extrem de reci , care au aceeași mecanică cuantică de stat, ceea ce face să le imperceptibil și , astfel , se comportă într - un complet coerent mod.
  • Condensatul fermion : O stare super - rece de fermioni , care diferă de bosonii (număr întreg de spin) prin spin jumătate de întreg.
  • Superfluid : un lichid fără frecare internă.
  • Suprasolid : o stare care este atins cu supercold heliu-4. Materia prezintă în același timp proprietăți ale corpurilor solide, precum și ale corpurilor superfluide.

literatură

Link-uri web

Commons : stare fizică  - colecție de imagini, videoclipuri și fișiere audio
Wikționar: Stare de agregare  - explicații ale semnificațiilor, originea cuvintelor, sinonime, traduceri

Dovezi individuale

  1. Ivan Gutzow, Jürn Schmelzer: The Vitreous State . Springer-Verlag, Berlin / Heidelberg 1995, ISBN 978-3-662-03189-6 , pp. 7 , doi : 10.1007 / 978-3-662-03187-2 ( online [accesat la 4 februarie 2021]).
  2. ↑ Starea de agregare. În: Lexicon of Physics. Adus la 4 februarie 2021 .
  3. Wolfgang Bechmann, Ilko Bald: Intrarea în chimia fizică pentru oamenii de știință din natură (=  cărți de studiu de chimie ). Ediția a VII-a. Springer-Verlag, Berlin / Heidelberg 2020, ISBN 978-3-662-62033-5 , capitolul "1.1 Termeni pentru a descrie stările materiale", doi : 10.1007 / 978-3-662-62034-2 ( online [accesat la 5. Februarie 2021]).
  4. ^ Charles E. Mortimer, Ulrich Müller: Chimie: cunoștințele de bază ale chimiei . Ediția a 13-a. Georg Thieme Verlag, Stuttgart 2020, ISBN 978-3-13-242274-2 , capitolul „1.2 elemente, compuși, amestecuri”, doi : 10.1055 / b-006-163279 ( online [accesat la 5 februarie 2021]).
  5. Ulrich Stroth: Fizica plasmei - fenomene, elemente de bază și aplicații . Ediția a II-a. Springer-Verlag, Berlin 2018, ISBN 978-3-662-55235-3 , capitolul „1 Introducere”, doi : 10.1007 / 978-3-662-55236-0 ( online [accesat la 5 februarie 2021]).
  6. David I. Bower: O introducere în fizica polimerilor . Cambridge University Press, Cambridge 2002, ISBN 0-511-07757-2 , 7.4 Echivalența timp-temperatură și suprapunere.
  7. ^ Gert Strobl: Fizica polimerilor - Concepte pentru înțelegerea structurilor și comportamentului lor . 3. Ediție. Springer-Verlag, Berlin / Heidelberg 2007, ISBN 978-3-540-25278-8 , 6.3 Procese specifice de relaxare și comportament de curgere, doi : 10.1007 / 978-3-540-68411-4 ( springer.com [accesat la 5. Februarie 2021]).
  8. ^ JB Clarke, JW Hastie, LHE Kihlborg, R. Metselaar, MM Thackeray: Definiții ale termenilor referitori la tranzițiile de fază ale stării solide (Recomandările IUPAC 1994) . În: Chimie pură și aplicată . bandă 66 , nr. 3 , 1 ianuarie 1994, ISSN  1365-3075 , pp. 577-594 , doi : 10.1351 / pac199466030577 ( online [accesat la 5 februarie 2021]).