L'éthanol est l'ingrédient principal des boissons alcoolisées. La vodka ordinaire en coûte 40 %. Dans la vie de tous les jours, cela s'appelle de l'alcool. Bien qu'en fait ce terme caractérise une vaste classe de substances organiques. Le point d'ébullition de l'alcool à pression normale est de 78,3 degrés Celsius. Ceci ne s'applique qu'à l'éthanol non dilué. Le point d'ébullition d'une solution d'alcool est généralement légèrement inférieur. Dans cet article, nous allons comprendre ce qu'est l'éthanol. Nous discuterons également de ses propriétés physiques et chimiques, de ses caractéristiques de production et de son application. Nous ne passerons pas à côté de la question principale de savoir quel est le point d'ébullition de l'alcool.

informations générales

L'éthanol est l'un des alcools les plus connus. La composition de sa molécule comprend des éléments tels que le carbone, l'hydrogène et l'oxygène. La formule chimique de l'éthanol est C 2 H 6 O. C'est un liquide incolore avec une odeur alcoolique spécifique. Il est plus léger que l'eau. Le point d'ébullition de l'alcool est de 78,39 degrés Celsius. Mais c'est à pression normale. Le point d'ébullition de l'alcool rectifié est de 78,15 degrés Celsius. Il contient 4,43% d'eau. Le point d'ébullition de l'alcool éthylique est d'autant plus bas qu'il est dilué.

Application dans la vie quotidienne et dans l'industrie

L'alcool éthylique est un excellent solvant. Il est produit par la fermentation du sucre avec de la levure. Dans de nombreux villages des pays post-soviétiques, il est encore fabriqué à la maison. La boisson alcoolisée qui en résulte est appelée moonshine. L'alcool éthylique est la plus ancienne drogue récréative utilisée par l'homme. Il peut provoquer une intoxication alcoolique s'il est consommé en grande quantité.

L'éthanol est une substance inflammable volatile. Il est utilisé dans les ménages et l'industrie comme antiseptique, solvant, carburant et fluide actif dans les thermomètres sans mercure (il gèle à -114 degrés Celsius).

Le point d'ébullition de l'alcool contre la pression

Lorsque les propriétés physiques des substances sont indiquées dans des ouvrages de référence, il faut comprendre que toutes ces mesures ont été faites dans des conditions dites normales. Lorsque la pression augmente, le point d'ébullition de l'éthanol diminue. Aujourd'hui, vous pouvez trouver de nombreux tableaux qui fournissent des données de référence sur cette question. À 780 mmHg, l'éthanol bout à 78,91 degrés Celsius, à 770 - 78,53 ºC, à 760 - 78,15 ºC, à 750 - 77,77 ºC, à 740 - 77,39 ºC, à 720 - 76,63 ºC.

Point d'ébullition de l'alcool méthylique

Le CH 3 OH était à l'origine produit comme sous-produit de la distillation destructive du bois. À ce jour, il est obtenu directement à partir de dioxyde de carbone et d'hydrogène. Il sent très semblable à l'éthanol. Cependant, le méthanol est hautement toxique et peut entraîner la mort humaine. Le point d'ébullition de l'alcool est de 64,7 degrés Celsius. Il est utilisé comme antigel et solvant. Il est également utilisé pour la production de carburant biodiesel.

Historique de fabrication

La fermentation du sucre pour produire de l'éthanol est l'une des premières biotechnologies au service de l'humanité. L'effet enivrant des boissons à base de celui-ci est connu depuis l'Antiquité. Les gens ont toujours aimé l'état de conscience altérée qu'il provoque. Il y a encore 9 000 ans, les Chinois connaissaient les boissons alcoolisées. La distillation en tant que procédé était bien connue des Arabes et des Grecs, mais ils avaient assez de vin. Les alchimistes n'ont appris à en produire de l'alcool qu'au XIIe siècle. Synthétiquement, l'éthanol n'a été produit pour la première fois qu'en 1825 par Michael Faraday.

Chimie et médecine

L'éthanol est principalement utilisé comme matière première pour la production d'autres substances et comme solvant. C'est l'un des composants de nombreux produits chimiques ménagers utilisés quotidiennement dans la vie de tous les jours. L'éthanol se trouve dans les essuie-glaces et l'antigel. En médecine, il est utilisé comme antiseptique le plus simple. Il désinfecte bien et assèche les plaies. Il est également utilisé pour fabriquer toutes sortes de teintures et d'extraits. De plus, il refroidit et réchauffe bien. En l'absence d'autres médicaments, il était utilisé comme anesthésique.

Société et culture

Une étude publiée en 2002 a révélé que 41 % des décès dans des accidents de voiture sont dus à l'alcool au volant. Plus le taux d'alcoolémie du conducteur est élevé, plus le risque est grand. La consommation de boissons alcoolisées a une longue histoire. De nombreuses études ont été consacrées à ce phénomène social. Le processus de consommation de boissons alcoolisées et d'intoxication est décrit dans de nombreuses œuvres d'art. Le célèbre film du Nouvel An "L'ironie du destin ou profitez de votre bain!" est consacré uniquement aux conséquences de l'abus d'alcool, bien que sous une forme comique. De nombreuses personnes créatives ont utilisé l'alcool comme élément nécessaire pour générer de nouvelles idées ou comme moyen facile de surmonter le stress. Une consommation modérée est acceptable et même souhaitable dans la plupart des cultures modernes. Boire de l'alcool est une tradition à de nombreuses occasions festives. L'exception est l'Islam. Selon les règles de cette religion, l'utilisation de toute boisson alcoolisée est un terrible péché.

L'alcoolisme et ses conséquences

La consommation excessive d'alcool est une maladie. Il se caractérise par une dépendance physique et mentale à la vodka ou à d'autres boissons fortes, c'est une sorte de toxicomanie. Les alcooliques perdent le contrôle de leur consommation d'alcool. Ils ont de plus en plus besoin de se faire plaisir. On pense que l'amélioration du bien-être de la population ne conduit qu'à une augmentation de la consommation de boissons alcoolisées. Pour la première fois, le médecin suédois M. Huss a entrepris l'étude de l'alcoolisme chronique en 1849. Il a distingué un certain nombre de changements pathologiques qui apparaissent chez une personne avec une consommation systématique d'alcool. Maintenant, les scientifiques tracent une ligne claire entre l'ivresse et l'alcoolisme. La seconde est une maladie à laquelle la personne elle-même n'est pas en mesure de faire face. Il passe par plusieurs étapes dans son développement. A chaque nouvelle étape, on assiste à une augmentation progressive de la dépendance. Le patient a besoin d'une dose croissante. Progressivement, l'intoxication chronique à l'alcool entraîne des troubles somatiques. Les premiers signes de dépendance physique et mentale comprennent la perte de contrôle sur la consommation et l'apparition de crises de boulimie. Les personnes souffrant d'alcoolisme grave se distinguent par des dysfonctionnements dans le travail des organes internes et des troubles mentaux.

Traitement et prévention

Les médicaments sont nécessaires pour lutter contre la dépendance à l'alcool. Premièrement, des médicaments sont nécessaires pour éliminer les dysfonctionnements du corps. Deuxièmement, les médicaments non compatibles avec l'alcool sont obligatoires. Il est porté à l'attention du patient que la consommation excessive d'alcool pendant le traitement peut entraîner sa mort. De plus, les psychologues doivent travailler avec les patients. Leur tâche est de consolider l'effet du traitement et de former une image négative de l'ivresse. La réinsertion sociale des anciens alcooliques est également obligatoire. Il est important d'aider une personne à trouver sa place dans la société, à rendre la famille. Les gens heureux ne se saoulent pas. Par conséquent, le traitement de l'alcoolisme dépend davantage des compétences d'un psychologue.

États de la matière

Vapeur de fer et air solide

N'est-ce pas une étrange combinaison de mots ? Cependant, ce n'est pas du tout absurde : la vapeur de fer et l'air solide existent dans la nature, mais pas dans des conditions ordinaires.

De quelles conditions parle-t-on ? L'état de la matière est déterminé par deux circonstances : la température et la pression.

Notre vie se déroule dans des conditions relativement peu changeantes. La pression atmosphérique fluctue de quelques pour cent autour d'une atmosphère ; la température de l'air, par exemple, dans la région de Moscou se situe entre -30 et + 30 ° C; dans l'échelle de température absolue, dans laquelle la température la plus basse possible (-273 ° C) est considérée comme nulle; cet intervalle paraîtra moins impressionnant : 240-300 K, ce qui n'est aussi que ±10 % de la valeur moyenne.

Il est tout à fait naturel que nous soyons habitués à ces conditions ordinaires, et donc, quand nous disons des vérités simples comme : « le fer est un solide, l'air est un gaz », etc., nous oublions d'ajouter : « dans des conditions normales ».

Si le fer est chauffé, il fond d'abord puis s'évapore. Si l'air est refroidi, il se transformera d'abord en liquide, puis se solidifiera.

Même si le lecteur n'a jamais rencontré de vapeur de fer et d'air solide, il croira sans doute facilement que toute substance, en changeant la température, peut être obtenue à l'état solide, liquide et gazeux, ou, comme on dit, à l'état solide, liquide. ou phases gazeuses.

Il est facile d'y croire car une substance, sans laquelle la vie sur Terre serait impossible, tout le monde l'observe à la fois sous la forme d'un gaz, et sous la forme d'un liquide, et sous la forme d'un corps solide. Nous parlons bien sûr de l'eau.

Quelles sont les conditions dans lesquelles une substance passe d'un état à un autre ?

Ébullition

Si nous baissons le thermomètre dans l'eau qui est versée dans la bouilloire, allumons la cuisinière électrique et surveillons le mercure du thermomètre, nous verrons ce qui suit : presque immédiatement, le niveau de mercure augmentera. Il fait déjà 90, 95, enfin 100°C. L'eau bout, et en même temps la montée du mercure s'arrête. L'eau a bouilli pendant de nombreuses minutes, mais le niveau de mercure ne change pas. Jusqu'à ce que toute l'eau bout, la température ne changera pas (Fig. 4.1).

Riz. 4.1

Où va la chaleur si la température de l'eau ne change pas ? La réponse est évidente. Le processus de transformation de l'eau en vapeur nécessite de l'énergie.

Comparons l'énergie d'un gramme d'eau et d'un gramme de vapeur formée à partir de celle-ci. Les molécules de vapeur sont plus éloignées que les molécules d'eau. Il est clair qu'à cause de cela, l'énergie potentielle de l'eau sera différente de l'énergie potentielle de la vapeur.

L'énergie potentielle des particules attirées diminue à mesure qu'elles se rapprochent. Par conséquent, l'énergie de la vapeur est supérieure à l'énergie de l'eau et la transformation de l'eau en vapeur nécessite de l'énergie. Ce surplus d'énergie est communiqué par une cuisinière électrique à de l'eau bouillante dans une bouilloire.

L'énergie nécessaire pour transformer l'eau en vapeur; appelée chaleur de vaporisation. Il faut 539 calories pour transformer 1 g d'eau en vapeur (c'est le chiffre pour une température de 100°C).

Si 539 cal passe à 1 g, alors 18 * 539 \u003d 9700 cal seront dépensés pour 1 mole d'eau. Cette quantité de chaleur doit être dépensée pour rompre les liaisons intermoléculaires.

Vous pouvez comparer ce chiffre avec la quantité de travail nécessaire pour rompre les liaisons intramoléculaires. Pour diviser 1 mole de vapeur d'eau en atomes, il faut environ 220 000 calories, soit 25 fois plus d'énergie. Cela prouve directement la faiblesse des forces qui lient les molécules entre elles, par rapport aux forces qui rassemblent les atomes en une molécule.

Température d'ébullition en fonction de la pression

Le point d'ébullition de l'eau est de 100°C ; on pourrait penser que c'est une propriété inhérente à l'eau, que l'eau, où qu'elle soit et dans quelles conditions elle se trouve, bouillira toujours à 100°C.

Mais il n'en est rien et les habitants des villages de haute montagne en sont bien conscients.

Près du sommet d'Elbrus, il y a une maison pour les touristes et une station scientifique. Les débutants se demandent parfois "à quel point il est difficile de faire bouillir un œuf dans de l'eau bouillante" ou "pourquoi l'eau bouillante ne brûle pas". Dans ces conditions, on leur dit que l'eau bout déjà au sommet d'Elbrouz à 82°C.

Quel est le problème ici? Quel facteur physique interfère avec le phénomène d'ébullition ? Quelle est la signification de l'altitude ?

Ce facteur physique est la pression agissant à la surface du liquide. Vous n'avez pas besoin de monter au sommet de la montagne pour vérifier la validité de ce qui a été dit.

En plaçant de l'eau chauffée sous la cloche et en pompant de l'air à l'intérieur ou à l'extérieur de celle-ci, on peut être convaincu que le point d'ébullition augmente avec l'augmentation de la pression et diminue avec la diminution de la pression.

L'eau bout à 100°C seulement à une certaine pression - 760 mm Hg. Art. (ou 1 atm).

La courbe du point d'ébullition en fonction de la pression est illustrée à la fig. 4.2. Au sommet d'Elbrus, la pression est de 0,5 atm, et cette pression correspond à un point d'ébullition de 82°C.

Riz. 4.2

Mais de l'eau bouillante à 10-15 mm Hg. Art., vous pouvez vous rafraîchir par temps chaud. A cette pression, le point d'ébullition chutera à 10-15°C.

Vous pouvez même obtenir de "l'eau bouillante", qui a la température de l'eau glaciale. Pour ce faire, vous devrez réduire la pression à 4,6 mm Hg. Art.

Une image intéressante peut être observée si vous placez un récipient ouvert avec de l'eau sous la cloche et pompez l'air. Le pompage fera bouillir l'eau, mais l'ébullition nécessite de la chaleur. Il n'y a nulle part où le prendre, et l'eau devra abandonner son énergie. La température de l'eau bouillante commencera à baisser, mais à mesure que le pompage se poursuivra, la pression diminuera également. Par conséquent, l'ébullition ne s'arrêtera pas, l'eau continuera à refroidir et finira par geler.

Une telle ébullition de l'eau froide ne se produit pas seulement lorsque l'air est pompé. Par exemple, lorsque l'hélice d'un navire tourne, la pression dans une couche d'eau se déplaçant rapidement près d'une surface métallique chute brusquement et l'eau de cette couche bout, c'est-à-dire que de nombreuses bulles remplies de vapeur y apparaissent. Ce phénomène est appelé cavitation (du mot latin cavitas - cavité).

En baissant la pression, on abaisse le point d'ébullition. Et si vous l'augmentiez ? Un graphique comme le nôtre répond à cette question. Une pression de 15 atm peut retarder l'ébullition de l'eau, elle ne démarrera qu'à 200°C, et une pression de 80 atm ne fera bouillir l'eau qu'à 300°C.

Ainsi, une certaine pression externe correspond à un certain point d'ébullition. Mais cette affirmation peut aussi être "retournée", en disant ceci : chaque point d'ébullition de l'eau correspond à sa propre pression spécifique. Cette pression est appelée pression de vapeur.

La courbe représentant le point d'ébullition en fonction de la pression est également la courbe de la pression de vapeur en fonction de la température.

Les chiffres tracés sur un graphique de point d'ébullition (ou graphique de pression de vapeur) montrent que la pression de vapeur change très rapidement avec la température. A 0°C (soit 273 K), la pression de vapeur est de 4,6 mm Hg. Art., à 100 ° C (373 K), il est égal à 760 mm Hg. Art., c'est-à-dire augmente de 165 fois. Lorsque la température double (de 0°C, soit 273 K, à 273°C, soit 546 K), la pression de vapeur augmente de 4,6 mm Hg. Art. jusqu'à près de 60 atm, soit environ 10 000 fois.

Par conséquent, au contraire, le point d'ébullition change assez lentement avec la pression. Lorsque la pression est doublée de 0,5 atm à 1 atm, le point d'ébullition passe de 82°C (355 K) à 100°C (373 K) et lorsque la pression est doublée de 1 à 2 atm, de 100°C (373 K) à 120°C (393 K).

La même courbe que nous considérons maintenant contrôle également la condensation (épaississement) de la vapeur dans l'eau.

La vapeur peut être convertie en eau par compression ou refroidissement.

Tant pendant l'ébullition que pendant la condensation, le point ne sortira pas de la courbe tant que la conversion de la vapeur en eau ou de l'eau en vapeur ne sera pas terminée. Cela peut aussi se formuler comme suit : dans les conditions de notre courbe, et uniquement dans ces conditions, la coexistence du liquide et de la vapeur est possible. Si en même temps aucune chaleur n'est ajoutée ou retirée, les quantités de vapeur et de liquide dans un récipient fermé resteront inchangées. Cette vapeur et ce liquide sont dits en équilibre, et une vapeur en équilibre avec son liquide est dite saturée.

La courbe d'ébullition et de condensation, on le voit, a un autre sens : c'est la courbe d'équilibre du liquide et de la vapeur. La courbe d'équilibre divise le champ du diagramme en deux parties. À gauche et vers le haut (vers des températures plus élevées et des pressions plus basses) se trouve la région de l'état stable de la vapeur. À droite et en bas - la région de l'état stable du liquide.

La courbe d'équilibre vapeur-liquide, c'est-à-dire la dépendance du point d'ébullition à la pression ou, ce qui revient au même, la pression de vapeur à la température, est approximativement la même pour tous les liquides. Dans certains cas, le changement peut être un peu plus brusque, dans d'autres - un peu plus lent, mais toujours la pression de vapeur augmente rapidement avec l'augmentation de la température.

Nous avons utilisé les mots "gaz" et "vapeur" à plusieurs reprises. Ces deux mots sont à peu près les mêmes. On peut dire : le gaz eau est la vapeur d'eau, le gaz oxygène est la vapeur d'un oxygène liquide. Néanmoins, une certaine habitude s'est développée dans l'utilisation de ces deux mots. Étant donné que nous sommes habitués à une certaine plage de températures relativement petite, nous appliquons généralement le mot «gaz» aux substances dont la pression de vapeur aux températures ordinaires est supérieure à la pression atmosphérique. Au contraire, on parle de vapeur lorsque, à température ambiante et pression atmosphérique, la substance est plus stable sous forme liquide.

Évaporation

L'ébullition est un processus rapide, et en peu de temps il n'y a aucune trace d'eau bouillante, elle se transforme en vapeur.

Mais il existe un autre phénomène de transformation de l'eau ou d'un autre liquide en vapeur - c'est l'évaporation. L'évaporation se produit à n'importe quelle température, quelle que soit la pression, qui dans des conditions normales est toujours proche de 760 mm Hg. Art. L'évaporation, contrairement à l'ébullition, est un processus très lent. La bouteille d'eau de Cologne que nous avons oublié de fermer sera vide dans quelques jours ; plus de temps o une soucoupe avec de l'eau restera debout, mais tôt ou tard elle se révélera sèche.

L'air joue un rôle important dans le processus d'évaporation. En soi, il n'empêche pas l'eau de s'évaporer. Dès que nous ouvrons la surface du liquide, les molécules d'eau commencent à se déplacer dans la couche d'air la plus proche.

La densité de vapeur dans cette couche augmentera rapidement ; après un court laps de temps, la pression de vapeur deviendra égale à l'élasticité caractéristique de la température du milieu. Dans ce cas, la pression de vapeur sera exactement la même qu'en l'absence d'air.

La transition de la vapeur dans l'air ne signifie bien sûr pas une augmentation de la pression. La pression totale dans l'espace au-dessus de la surface de l'eau n'augmente pas, seule la part de cette pression prise par la vapeur augmente et, par conséquent, la proportion d'air déplacée par la vapeur diminue.

Au-dessus de l'eau, il y a de la vapeur mélangée à de l'air, au-dessus il y a des couches d'air sans vapeur. Ils vont inévitablement se mélanger. La vapeur d'eau se déplacera continuellement vers les couches supérieures et, à sa place, l'air s'écoulera dans la couche inférieure, qui ne contient pas de molécules d'eau. Ainsi, dans la couche la plus proche de l'eau, des places seront toujours libérées pour de nouvelles molécules d'eau. L'eau s'évaporera en continu, maintenant la pression de vapeur d'eau à la surface égale à l'élasticité, et le processus se poursuivra jusqu'à ce que l'eau se soit complètement évaporée.

Nous avons commencé avec l'exemple de l'eau de Cologne et de l'eau. Il est bien connu qu'ils s'évaporent à des vitesses différentes. L'éther s'évapore exceptionnellement vite, l'alcool assez vite et l'eau beaucoup plus lentement. Nous comprendrons immédiatement de quoi il s'agit si nous trouvons dans l'ouvrage de référence les valeurs de la pression de vapeur de ces liquides, disons, à température ambiante. Voici les chiffres : éther - 437 mm Hg. Art., alcool - 44,5 mm Hg. Art. et eau - 17,5 mm Hg. Art.

Plus l'élasticité est grande, plus il y a de vapeur dans la couche d'air adjacente et plus le liquide s'évapore rapidement. Nous savons que la pression de vapeur augmente avec la température. On comprend pourquoi le taux d'évaporation augmente avec le chauffage.

Le taux d'évaporation peut également être influencé d'une autre manière. Si nous voulons aider à l'évaporation, nous devons éliminer rapidement la vapeur du liquide, c'est-à-dire accélérer le mélange d'air. C'est pourquoi l'évaporation est fortement accélérée en soufflant le liquide. L'eau, bien qu'elle ait une pression de vapeur relativement faible, disparaîtra assez rapidement si la soucoupe est placée face au vent.

On comprend donc pourquoi un nageur qui sort de l'eau a froid au vent. Le vent accélère le mélange de l'air avec la vapeur et, par conséquent, accélère l'évaporation, et la chaleur d'évaporation est forcée d'abandonner le corps humain.

Le bien-être d'une personne dépend du fait qu'il y ait beaucoup ou peu de vapeur d'eau dans l'air. L'air sec et humide est désagréable. L'humidité est considérée comme normale lorsqu'elle est de 60 %. Cela signifie que la densité de la vapeur d'eau est de 60% de la densité de la vapeur d'eau saturée à la même température.

Si l'air humide est refroidi, la pression de vapeur d'eau qu'il contient sera finalement égale à la pression de vapeur à cette température. La vapeur deviendra saturée et, à mesure que la température baissera, elle commencera à se condenser en eau. La rosée du matin, hydratant l'herbe et les feuilles, apparaît juste à cause de ce phénomène.

A 20°C, la densité de la vapeur d'eau saturée est d'environ 0,00002 g/cm 3 . Nous nous sentirons bien si l'air contient 60% de ce nombre de vapeur d'eau - ce qui signifie seulement un peu plus d'un cent millième de gramme dans 1 cm 3.

Bien que ce chiffre soit faible, il conduira à des quantités impressionnantes de vapeur pour une pièce. Il est facile de calculer que dans une pièce de taille moyenne d'une superficie de 12 m 2 et d'une hauteur de 3 m, environ un kilogramme d'eau peut « tenir » sous forme de vapeur saturée.

Donc, si vous fermez hermétiquement une telle pièce et mettez un baril d'eau ouvert, un litre d'eau s'évaporera, quelle que soit la capacité du baril.

Il est intéressant de comparer ce résultat pour l'eau avec les chiffres correspondants pour le mercure. A la même température de 20°C, la densité de vapeur saturée de mercure est de 10 -8 g/cm 3 .

Dans la pièce dont nous venons de parler, pas plus de 1 g de vapeur de mercure conviendra.

Soit dit en passant, la vapeur de mercure est très toxique et 1 g de vapeur de mercure peut gravement nuire à la santé de toute personne. Lorsque vous travaillez avec du mercure, veillez à ce que même la plus petite goutte de mercure ne se répande pas.

Température critique

Comment transformer le gaz en liquide ? Le graphique d'ébullition répond à cette question. Vous pouvez transformer un gaz en liquide en diminuant la température ou en augmentant la pression.

Au 19ème siècle, augmenter la pression semblait plus facile que de baisser la température. Au début de ce siècle, le grand physicien anglais Michael Farada a réussi à comprimer les gaz aux valeurs de la pression de vapeur et à transformer ainsi de nombreux gaz (chlore, dioxyde de carbone, etc.) en liquide.

Cependant, certains gaz - hydrogène, azote, oxygène - ne se prêtaient pas à la liquéfaction. Peu importe combien la pression a été augmentée, ils ne se sont pas transformés en liquide. On aurait pu penser que l'oxygène et d'autres gaz ne pouvaient pas être liquides. Ils ont été classés comme gaz vrais ou permanents.

En fait, les échecs ont été causés par une mauvaise compréhension d'une circonstance importante.

Considérez un liquide et une vapeur en équilibre et considérez ce qui leur arrive lorsque le point d'ébullition augmente et, bien sûr, lorsque la pression augmente en conséquence. En d'autres termes, imaginez qu'un point sur le graphique d'ébullition se déplace vers le haut le long de la courbe. Il est clair que le liquide se dilate lorsque la température augmente et que sa densité diminue. Quant à la vapeur, une augmentation du point d'ébullition ? bien sûr, il contribue à sa dilatation, mais, comme nous l'avons déjà dit, la pression de vapeur saturante augmente beaucoup plus vite que le point d'ébullition. Par conséquent, la densité de vapeur ne diminue pas, mais au contraire augmente rapidement avec l'augmentation du point d'ébullition.

Étant donné que la densité du liquide diminue et que la densité de la vapeur augmente, alors, en "remontant" le long de la courbe d'ébullition, nous atteindrons inévitablement un point auquel les densités du liquide et de la vapeur deviennent égales (Fig. 4.3).

Riz. 4.3

A ce point remarquable, appelé point critique, la courbe d'ébullition se termine. Étant donné que toutes les différences entre le gaz et le liquide sont dues à la différence de densité, au point critique, les propriétés du liquide et du gaz deviennent les mêmes. Chaque substance a sa propre température critique et sa propre pression critique. Ainsi, pour l'eau, le point critique correspond à une température de 374°C et une pression de 218,5 atm.

Si vous comprimez un gaz dont la température est inférieure à la température critique, le processus de sa compression sera représenté par une flèche traversant la courbe d'ébullition (Fig. 4.4). Cela signifie qu'au moment d'atteindre une pression égale à la pression de vapeur (le point d'intersection de la flèche avec la courbe d'ébullition), le gaz commencera à se condenser en un liquide. Si notre récipient était transparent, alors à ce moment nous verrions le début de la formation d'une couche liquide au fond du récipient. A pression constante, la couche de liquide va croître jusqu'à ce que, finalement, tout le gaz se transforme en liquide. Une compression supplémentaire nécessitera une augmentation de la pression.

Riz. 4.4

La situation est complètement différente lorsque le gaz est comprimé, dont la température est supérieure à la température critique. Le processus de compression peut à nouveau être représenté par une flèche allant de bas en haut. Mais maintenant, cette flèche ne traverse pas la courbe d'ébullition. Cela signifie que pendant la compression, la vapeur ne se condensera pas, mais se condensera uniquement en continu.

À une température supérieure à la température critique, l'existence d'un liquide et d'un gaz séparés par une interface est impossible : lorsqu'elle est comprimée à n'importe quelle densité, une substance homogène se trouvera sous le piston, et il est difficile de dire quand on peut l'appeler un gaz et quand on peut l'appeler liquide.

La présence d'un point critique montre qu'il n'y a pas de différence fondamentale entre les états liquide et gazeux. À première vue, il peut sembler qu'il n'y a pas de différence aussi fondamentale uniquement dans le cas où nous parlons de températures supérieures à la température critique. Ceci, en revanche, n'est pas le cas. L'existence d'un point critique indique la possibilité de transformation d'un liquide - un vrai liquide que l'on peut verser dans un verre - en un état gazeux sans aucune apparence d'ébullition.

Ce chemin de transformation est illustré à la Fig. 4.4. Le liquide connu est marqué d'une croix. Si vous baissez un peu la pression (flèche vers le bas), ça va bouillir, ça va bouillir si vous montez un peu la température (flèche vers la droite). Mais nous ferons quelque chose de complètement différent, nous comprimerons le liquide très fortement, à une pression supérieure à la pression critique. Le point représentant l'état du liquide ira verticalement vers le haut. Ensuite, nous chauffons le liquide - ce processus est représenté par une ligne horizontale. Maintenant, après nous être retrouvés à droite de la température critique, nous allons abaisser la pression à la valeur initiale. Si nous réduisons maintenant la température, nous pouvons obtenir la vapeur la plus réelle, qui pourrait être obtenue à partir de ce liquide de manière plus simple et plus courte.

Ainsi, il est toujours possible, en faisant varier la pression et la température pour contourner le point critique, d'obtenir de la vapeur par transition continue du liquide ou du liquide de la vapeur. Une telle transition continue ne nécessite ni ébullition ni condensation.

Les premières tentatives de liquéfaction des gaz tels que l'oxygène, l'azote, l'hydrogène ont donc échoué car l'existence d'une température critique n'était pas connue. Ces gaz ont des températures critiques très basses : l'azote a -147°C, l'oxygène a -119°C, l'hydrogène a -240°C, soit 33 K. Le détenteur du record est l'hélium, sa température critique est de 4,3 K. Transformez ces gaz en le liquide ne peut être fait que d'une seule manière - il est nécessaire de réduire leur température en dessous de celle spécifiée.

Obtenir des températures basses

Une diminution significative de la température peut être obtenue de différentes manières. Mais l'idée de toutes les méthodes est la même : il faut forcer le corps que l'on veut refroidir à dépenser son énergie interne.

Comment faire? Une façon consiste à faire bouillir le liquide sans fournir de chaleur de l'extérieur. Pour ce faire, comme nous le savons, il est nécessaire de réduire la pression - de la réduire à la valeur de la pression de vapeur. La chaleur dépensée pour l'ébullition sera empruntée au liquide et à la température du liquide et de la vapeur, et avec elle la pression de vapeur chutera. Par conséquent, pour que l'ébullition ne s'arrête pas et se produise plus rapidement, l'air doit être continuellement pompé hors du récipient avec le liquide.

Cependant, il y a une limite à la chute de température au cours de ce processus : la pression de vapeur finit par devenir complètement insignifiante, et même les pompes de pompage les plus puissantes ne peuvent pas créer la pression requise.

Afin de continuer à baisser la température, il est possible, en refroidissant le gaz avec le liquide résultant, de le transformer en un liquide à point d'ébullition plus bas.

Maintenant, le processus de pompage peut être répété avec la deuxième substance et ainsi des températures plus basses peuvent être obtenues. Si nécessaire, une telle méthode "en cascade" d'obtention de basses températures peut être étendue.

C'est exactement ce qu'ils ont fait à la fin du siècle dernier ; la liquéfaction des gaz se faisait par étapes : l'éthylène, l'oxygène, l'azote, l'hydrogène, substances aux points d'ébullition de -103, -183, -196 et -253°C, étaient successivement transformés en liquide. Ayant de l'hydrogène liquide, vous pouvez également obtenir le liquide à point d'ébullition le plus bas - l'hélium (-269 ° C). Le voisin de "gauche" a aidé à obtenir le voisin de "droite".

La méthode de refroidissement en cascade a presque cent ans. En 1877, l'air liquide a été obtenu par cette méthode.

En 1884-1885. de l'hydrogène liquide a été produit pour la première fois. Enfin, après encore vingt ans, la dernière forteresse a été prise : en 1908, Kamerling-Onnes dans la ville de Leiden en Hollande a transformé l'hélium en liquide - une substance avec la température critique la plus basse. Le 70e anniversaire de cette importante réalisation scientifique a récemment été célébré.

Pendant de nombreuses années, le laboratoire de Leiden a été le seul laboratoire "à basse température". Aujourd'hui, dans tous les pays, il existe des dizaines de laboratoires de ce type, sans parler des usines qui produisent de l'air liquide, de l'azote, de l'oxygène et de l'hélium à des fins techniques.

La méthode en cascade pour obtenir des basses températures est maintenant rarement utilisée. Dans les installations techniques, pour abaisser la température, une autre méthode est utilisée pour abaisser l'énergie interne du gaz : le gaz est forcé de se dilater rapidement et d'effectuer un travail au détriment de l'énergie interne.

Si, par exemple, de l'air comprimé à plusieurs atmosphères est placé dans un détendeur, alors lorsque le travail de déplacement du piston ou de rotation de la turbine est effectué, l'air se refroidira si fortement qu'il se transformera en liquide. Le dioxyde de carbone, s'il est rapidement libéré du cylindre, se refroidit si brusquement qu'il se transforme en "glace" à la volée.

Les gaz liquides sont largement utilisés en ingénierie. L'oxygène liquide est utilisé dans la technologie des explosifs en tant que composant du mélange de carburant dans les moteurs à réaction.

La liquéfaction de l'air est utilisée en ingénierie pour séparer les gaz qui composent l'air.

Dans divers domaines de la technologie, il est nécessaire de travailler à la température de l'air liquide. Mais pour de nombreuses études physiques, cette température n'est pas assez basse. En effet, si nous traduisons les degrés Celsius en échelle absolue, nous verrons que la température de l'air liquide est d'environ 1/3 de la température ambiante. Beaucoup plus intéressantes pour la physique sont les températures « hydrogène », c'est-à-dire des températures de l'ordre de 14-20 K, et surtout les températures « hélium ». La température la plus basse obtenue lors du pompage de l'hélium liquide est de 0,7 K.

Les physiciens ont réussi à se rapprocher beaucoup plus du zéro absolu. Actuellement, des températures dépassant le zéro absolu de quelques millièmes de degré seulement ont été obtenues. Cependant, ces températures ultra-basses sont obtenues de manières qui ne sont pas similaires à celles que nous avons décrites ci-dessus.

Ces dernières années, la physique des basses températures a donné naissance à une branche industrielle particulière engagée dans la production d'appareils permettant de maintenir de grands volumes à une température proche du zéro absolu ; des câbles de puissance ont été développés dont les jeux de barres fonctionnent à une température inférieure à 10 K.

Vapeur surfondue et liquide surchauffé

Au passage du point d'ébullition, la vapeur doit se condenser, se transformer en liquide. Cependant,; Il s'avère que si la vapeur n'entre pas en contact avec le liquide, et si la vapeur est très pure, alors il est possible d'obtenir une vapeur surfondue ou sursaturée - une vapeur qui aurait dû devenir liquide depuis longtemps.

La vapeur sursaturée est très instable. Parfois une poussée ou un grain de vapeur jeté dans l'espace suffit à déclencher une condensation tardive.

L'expérience montre que la condensation des molécules de vapeur est grandement facilitée par l'introduction de petites particules étrangères dans la vapeur. Dans l'air poussiéreux, la sursaturation de la vapeur d'eau ne se produit pas. Peut provoquer de la condensation avec des bouffées de fumée. Après tout, la fumée est composée de petites particules solides. En pénétrant dans la vapeur, ces particules collectent des molécules autour d'elles et deviennent des centres de condensation.

Ainsi, bien qu'instable, la vapeur peut exister dans la plage de température adaptée à la "durée de vie" du liquide.

Un liquide peut-il « vivre » dans la région de la vapeur dans les mêmes conditions ? Autrement dit, est-il possible de surchauffer un liquide ?

Il s'avère que vous pouvez. Pour ce faire, il faut s'assurer que les molécules du liquide ne se détachent pas de sa surface. Le remède radical est d'éliminer la surface libre, c'est-à-dire de placer le liquide dans un vase où il serait comprimé de toutes parts par des parois solides. De cette manière, il est possible d'obtenir une surchauffe de l'ordre de plusieurs degrés, c'est-à-dire de déplacer le point représentant l'état des liquides à droite de la courbe d'ébullition (Fig. 4.4).

La surchauffe est un déplacement d'un liquide dans une région de vapeur, de sorte que la surchauffe d'un liquide peut être obtenue à la fois en fournissant de la chaleur et en réduisant la pression.

La dernière façon d'obtenir des résultats étonnants. De l'eau ou un autre liquide, soigneusement débarrassé des gaz dissous (ce n'est pas facile à faire), est placé dans un récipient avec un piston qui atteint la surface du liquide. Le récipient et le piston doivent être mouillés par du liquide. Si vous tirez maintenant le piston vers vous, l'eau adhérant au bas du piston le suivra. Mais la couche d'eau, accrochée au piston, tirera la couche d'eau suivante, cette couche tirera celle sous-jacente, en conséquence, le liquide s'étirera.

Au final, la colonne d'eau va casser (c'est la colonne d'eau, et non l'eau, qui sortira du piston), mais cela arrivera lorsque la force par unité de surface atteindra des dizaines de kilogrammes. En d'autres termes, une pression négative de plusieurs dizaines d'atmosphères est créée dans le liquide.

Même à de faibles pressions positives, l'état de vapeur de la matière est stable. Un liquide peut être amené à une pression négative. Vous ne pouvez pas imaginer un exemple plus frappant de "surchauffe".

Fusion

Il n'existe pas de tel corps solide qui résisterait à une augmentation de température autant que nécessaire. Tôt ou tard, un morceau solide se transforme en liquide ; à droite, dans certains cas, nous ne pourrons pas atteindre le point de fusion - une décomposition chimique peut se produire.

Lorsque la température augmente, les molécules se déplacent de plus en plus vite. Enfin, il arrive un moment où le maintien de l'ordre "parmi les molécules fortement "basculées" devient impossible. Le solide fond. Le tungstène a le point de fusion le plus élevé : 3380°C. L'or fond à 1063°C, le fer à 1539°C. sont des métaux à bas point de fusion.Le mercure, comme on le sait, fond déjà à une température de -39 ° C. Les substances organiques n'ont pas de points de fusion élevés.Le naphtalène fond à 80 ° C, le toluène - à -94,5 ° C.

Il n'est pas du tout difficile de mesurer le point de fusion d'un corps, surtout s'il fond dans la plage de température mesurée avec un thermomètre ordinaire. Il n'est pas du tout nécessaire de suivre du regard le corps qui fond. Il suffit de regarder la colonne de mercure du thermomètre. Jusqu'à ce que la fonte ait commencé, la température corporelle augmente (Fig. 4.5). Dès que la fusion commence, la montée en température s'arrête et la température reste inchangée jusqu'à ce que le processus de fusion soit terminé.

Riz. 4.5

Comme la transformation d'un liquide en vapeur, la transformation d'un solide en liquide nécessite de la chaleur. La chaleur nécessaire pour cela s'appelle la chaleur latente de fusion. Par exemple, faire fondre un kilogramme de glace nécessite 80 kcal.

La glace est l'un des corps à haute chaleur de fusion. La fonte de la glace nécessite, par exemple, 10 fois plus d'énergie que la fonte de la même masse de plomb. Bien sûr, nous parlons de la fusion elle-même, nous ne disons pas ici qu'avant que la fusion du plomb ne commence, il doit être chauffé à + 327 ° C. En raison de la chaleur élevée de la fonte des glaces, la fonte de la neige ralentit. Imaginez que la chaleur de fusion soit 10 fois moindre. Ensuite, les crues printanières apporteraient chaque année des catastrophes inimaginables.

Ainsi, la chaleur de fonte de la glace est grande, mais elle est aussi faible si on la compare à la chaleur spécifique de vaporisation de 540 kcal/kg (sept fois moins). Cependant, cette différence est tout à fait naturelle. Lors de la conversion d'un liquide en vapeur, nous devons arracher les molécules les unes aux autres, et lors de la fusion, nous n'avons qu'à détruire l'ordre dans l'arrangement des molécules, en les laissant à peu près aux mêmes distances. Il est clair que moins de travail est nécessaire dans le second cas.

La présence d'un certain point de fusion est une caractéristique importante des substances cristallines. C'est sur cette base qu'ils sont faciles à distinguer des autres solides, dits amorphes ou verres. Les verres se trouvent parmi les substances inorganiques et organiques. Les vitres sont généralement fabriquées à partir de silicates de sodium et de calcium ; souvent du verre organique est posé sur le bureau (on l'appelle aussi plexiglas).

Les substances amorphes, contrairement aux cristaux, n'ont pas de point de fusion défini. Le verre ne fond pas, mais se ramollit. Lorsqu'il est chauffé, un morceau de verre devient d'abord mou à dur, il peut être facilement plié ou étiré; à une température plus élevée, la pièce commence à changer de forme sous l'influence de sa propre gravité. En s'échauffant, l'épaisse masse visqueuse de verre prend la forme du récipient dans lequel elle repose. Cette masse est d'abord épaisse, comme du miel, puis comme de la crème aigre, et, enfin, elle devient un liquide presque aussi peu visqueux que l'eau. Avec tout notre désir, nous ne pouvons pas indiquer ici une température spécifique pour la transition d'un solide à un liquide. Les raisons en sont la différence fondamentale entre la structure du verre et la structure des corps cristallins. Comme mentionné ci-dessus, les atomes des corps amorphes sont disposés de manière aléatoire. La structure des verres ressemble à celle des liquides. Même dans le verre solide, les molécules sont disposées de manière aléatoire. Cela signifie qu'une augmentation de la température du verre ne fait qu'augmenter la plage de vibrations de ses molécules, leur donnant progressivement de plus en plus de liberté de mouvement. Par conséquent, le verre se ramollit progressivement et ne présente pas de transition nette "solide" - "liquide", caractéristique de la transition de l'arrangement des molécules dans un ordre strict à un arrangement aléatoire.

En ce qui concerne la courbe d'ébullition, nous avons dit que le liquide et la vapeur peuvent, bien que dans un état instable, vivre dans des régions étrangères - la vapeur peut être surfondue et transférée à gauche de la courbe d'ébullition, le liquide peut être surchauffé et tiré vers la droite de cette courbe.

Des phénomènes similaires sont-ils possibles dans le cas d'un cristal avec un liquide ? Il s'avère que l'analogie ici est incomplète.

Si vous chauffez le cristal, il commencera à fondre à son point de fusion. Le cristal ne peut pas être surchauffé. Au contraire, en refroidissant le liquide, il est possible, si certaines mesures sont prises, de « passer » relativement facilement le point de fusion. Dans certains liquides, de grands sous-refroidissements peuvent être obtenus. Il existe même des liquides faciles à sur-refroidir, mais difficiles à faire cristalliser. Au fur et à mesure qu'un tel liquide se refroidit, il devient de plus en plus visqueux et finit par se solidifier sans cristalliser. Tel est le verre.

Vous pouvez également refroidir l'eau. Les gouttelettes de brouillard peuvent ne pas geler même en cas de fortes gelées. Si un cristal d'une substance, une graine, est jeté dans un liquide surfondu, la cristallisation commencera immédiatement.

Enfin, dans de nombreux cas, la cristallisation retardée peut être initiée par une secousse ou d'autres événements aléatoires. On sait, par exemple, que le glycérol cristallin a d'abord été obtenu lors du transport par chemin de fer. Après un long repos, les verres peuvent commencer à se cristalliser (se dévitrifier, ou "s'effondrer", comme on dit en technologie).

Comment faire pousser un cristal

Presque toutes les substances peuvent donner des cristaux dans certaines conditions. Les cristaux peuvent être obtenus à partir d'une solution ou d'une fusion d'une substance donnée, ainsi qu'à partir de ses vapeurs (par exemple, des cristaux d'iode en forme de diamant noir précipitent facilement à partir de ses vapeurs à pression normale sans transition intermédiaire vers un état liquide) .

Commencez à dissoudre le sel de table ou le sucre dans l'eau. A température ambiante (20°C), vous ne pourrez dissoudre que 70 g de sel dans un verre à facettes. D'autres ajouts de sel ne se dissoudront pas et se déposeront au fond sous forme de sédiments. Une solution dans laquelle aucune autre dissolution ne se produit est dite saturée. .Si vous modifiez la température, le degré de solubilité de la substance changera également. Tout le monde sait bien que l'eau chaude dissout la plupart des substances beaucoup plus facilement que l'eau froide.

Imaginez maintenant - que vous avez préparé une solution saturée de sucre, par exemple, à une température de 30 ° C et que vous commencez à la refroidir à 20 ° C. A 30°C, vous avez pu dissoudre 223 g de sucre dans 100 g d'eau, à 20°C, 205 g se dissolvent, puis refroidi de 30 à 20°C, 18 g seront "en plus" et, comme disent-ils, tomberont hors de la solution. Ainsi, l'une des façons possibles d'obtenir des cristaux est de refroidir la solution saturée.

Vous pouvez le faire différemment. Préparez une solution saturée de sel et laissez-la dans un verre ouvert. Au bout d'un moment, vous retrouverez l'apparition de cristaux. Pourquoi se sont-ils formés ? Une observation attentive montrera que simultanément à la formation de cristaux, un autre changement s'est produit - la quantité d'eau a diminué. L'eau s'est évaporée et la substance "supplémentaire" est apparue dans la solution. Ainsi, une autre voie possible pour la formation de cristaux est l'évaporation d'une solution.

Comment les cristaux se forment-ils à partir d'une solution ?

Nous avons dit que les cristaux « tombaient » de la solution ; Est-il nécessaire de comprendre cela de manière à ce qu'il n'y ait pas eu de cristal pendant une semaine et qu'en un instant, il soit soudainement apparu? Non, ce n'est pas le cas : les cristaux grossissent. Il n'est pas possible, bien sûr, de détecter les tout premiers moments de la croissance avec l'œil. Au début, quelques-unes des molécules ou atomes du soluté se déplaçant au hasard s'assemblent dans l'ordre approximatif nécessaire pour former le réseau cristallin. Un tel groupe d'atomes ou de molécules s'appelle un noyau.

L'expérience montre que les noyaux se forment plus souvent en présence de minuscules particules de poussière étrangères dans la solution. La cristallisation la plus rapide et la plus facile commence lorsqu'un petit germe cristallin est placé dans une solution saturée. Dans ce cas, l'isolement d'un solide de la solution ne consistera pas en la formation de nouveaux cristaux, mais en la croissance du germe.

La croissance de l'embryon ne diffère évidemment pas de la croissance de la graine. Le sens de l'utilisation d'une graine est qu'elle "attire" la substance libérée sur elle-même et empêche ainsi la formation simultanée d'un grand nombre de noyaux. Si de nombreux noyaux se forment, ils interféreront les uns avec les autres pendant la croissance et ne nous permettront pas d'obtenir de gros cristaux.

Comment les portions d'atomes ou de molécules libérées de la solution sont-elles réparties à la surface du noyau ?

L'expérience montre que la croissance d'un noyau ou d'une graine consiste, pour ainsi dire, à déplacer les faces parallèlement à elles-mêmes dans une direction perpendiculaire à la face. Dans ce cas, les angles entre les faces restent constants (nous savons déjà que la constance des angles est la caractéristique la plus importante d'un cristal, qui découle de sa structure en réseau).

Sur la fig. 4.6 les contours de trois cristaux de la même substance qui se produisent au cours de leur croissance sont donnés. Des motifs similaires peuvent être observés au microscope. Dans le cas représenté à gauche, le nombre de faces est conservé pendant la croissance. Le dessin du milieu donne un exemple d'un nouveau visage apparaissant (en haut à droite) et disparaissant à nouveau.

Riz. 4.6

Il est très important de noter que le taux de croissance des visages, c'est-à-dire la vitesse de leur mouvement parallèle à eux-mêmes, n'est pas le même pour les différents visages. Dans ce cas, exactement les visages qui se déplacent le plus rapidement, par exemple, le visage inférieur gauche de la figure du milieu, "prolifèrent" (disparaissent). Au contraire, les visages à croissance lente sont les plus larges, comme on dit, les plus développés.

Ceci est particulièrement clair dans la dernière figure. Le fragment informe acquiert la même forme que les autres cristaux précisément à cause de l'anisotropie du taux de croissance. Des facettes bien définies se développent le plus fortement aux dépens des autres et donnent au cristal une forme caractéristique de tous les échantillons de cette substance.

De très belles formes de transition sont observées lorsqu'une balle est prise comme graine et que la solution est alternativement légèrement refroidie et chauffée. Lorsqu'elle est chauffée, la solution devient insaturée et la graine est partiellement dissoute. Le refroidissement conduit à la saturation de la solution et à la croissance de la graine. Mais les molécules s'installent différemment, comme si elles privilégiaient certains endroits. La substance est ainsi transférée d'un endroit de la balle à un autre.

Tout d'abord, de petits visages en forme de cercle apparaissent à la surface de la balle. Les cercles augmentent progressivement et, se touchant, fusionnent le long de bords droits. La boule se transforme en polyèdre. Ensuite, certaines faces en dépassent d'autres, certaines des faces se développent et le cristal acquiert sa forme caractéristique (Fig. 4.7).

Riz. 4.7

Lors de l'observation de la croissance des cristaux, la principale caractéristique de la croissance est frappante - le mouvement parallèle des faces. Il s'avère que la substance libérée construit le visage en couches: jusqu'à ce qu'une couche soit terminée, la suivante ne commence pas à se construire.

Sur la fig. 4.8 montre l'empilement "inachevé" des atomes. Dans laquelle des positions indiquées par des lettres le nouvel atome sera-t-il le plus fermement maintenu, attaché au cristal ? Sans doute en A, puisqu'ici il éprouve l'attraction des voisins de trois côtés, tandis qu'en B - de deux, et en C - d'un seul côté. Par conséquent, la colonne est d'abord terminée, puis l'avion entier, et alors seulement la pose d'un nouvel avion commence.

Riz. 4.8

Dans un certain nombre de cas, les cristaux sont formés à partir d'une masse fondue - à partir d'une masse fondue. Dans la nature, cela se produit à une échelle énorme : les basaltes, les granits et de nombreuses autres roches sont issus d'un magma ardent.

Commençons à chauffer une substance cristalline, par exemple du sel gemme. Jusqu'à 804°C, les cristaux de sel gemme changent peu : ils ne se dilatent que légèrement et la substance reste solide. Un thermomètre placé dans un récipient contenant une substance indique une augmentation continue de la température lorsqu'il est chauffé. A 804°C, nous découvrirons immédiatement deux nouveaux phénomènes liés entre eux : la substance commencera à fondre et la montée en température s'arrêtera. Jusqu'à ce que toute matière se transforme en liquide,; la température ne changera pas; une nouvelle élévation de température chauffe déjà le liquide. Toutes les substances cristallines ont un certain point de fusion. La glace fond à 0°C, le fer fond à 1527°C, le mercure fond à -39°C, etc.

Comme nous le savons déjà, dans chaque cristal, les atomes ou les molécules d'une substance forment un emballage G ordonné et font de petites vibrations autour de leurs positions moyennes. Lorsque le corps se réchauffe, la vitesse des particules oscillantes augmente avec l'amplitude des oscillations. Cette augmentation de la vitesse des particules avec l'augmentation de la température est l'une des lois fondamentales de la nature, qui s'applique à la matière dans n'importe quel état - solide, liquide ou gazeux.

Lorsqu'une certaine température suffisamment élevée du cristal est atteinte, les vibrations de ses particules deviennent si énergiques qu'un arrangement précis des particules devient impossible - le cristal fond. Avec le début de la fusion, la chaleur fournie n'est plus utilisée pour augmenter la vitesse des particules, mais pour détruire le réseau cristallin. Par conséquent, la montée en température est suspendue. Le chauffage ultérieur est une augmentation de la vitesse des particules liquides.

Dans le cas de la cristallisation à partir d'un bain qui nous intéresse, les phénomènes ci-dessus s'observent dans l'ordre inverse : à mesure que le liquide se refroidit, ses particules ralentissent leur mouvement chaotique ; lorsqu'une certaine température suffisamment basse est atteinte, la vitesse des particules est déjà si faible que certaines d'entre elles, sous l'influence de forces attractives, commencent à s'attacher les unes aux autres en formant des noyaux cristallins. Jusqu'à ce que toute la substance cristallise, la température reste constante. Cette température est généralement la même que le point de fusion.

Si des mesures spéciales ne sont pas prises, la cristallisation à partir de la masse fondue commencera immédiatement à de nombreux endroits. Les cristaux se développeront sous la forme de polyèdres réguliers qui les caractérisent exactement de la même manière que nous l'avons décrit ci-dessus. Cependant, la croissance libre ne dure pas longtemps : en grandissant, les cristaux se heurtent, la croissance s'arrête aux points de contact et le corps durci acquiert une structure granuleuse. Chaque grain est un cristal séparé, qui n'a pas réussi à prendre sa forme correcte.

Selon de nombreuses conditions, et surtout de la vitesse de refroidissement, un corps solide peut avoir des grains plus ou moins gros : plus le refroidissement est lent, plus les grains sont gros. La taille des grains des corps cristallins varie d'un millionième de centimètre à plusieurs millimètres. Dans la plupart des cas, la structure cristalline granuleuse peut être observée au microscope. Les solides ont généralement une telle structure à grains fins.

Pour la technologie, le processus de solidification des métaux présente un grand intérêt. Les événements qui se produisent lors de la coulée et lors de la solidification du métal dans les moules ont été étudiés en détail par les physiciens.

Pour la plupart, pendant la solidification, des monocristaux arborescents se développent, appelés dendrites. Dans d'autres cas, les dendrites sont orientées de manière aléatoire, dans d'autres cas, elles sont parallèles entre elles.

Sur la fig. 4.9 montre les stades de croissance d'une dendrite. Avec ce comportement, une dendrite peut proliférer avant d'en rencontrer une autre similaire. Ensuite, nous ne trouverons pas de dendrites dans le moulage. Les événements peuvent aussi se développer différemment : les dendrites peuvent se rencontrer et s'imbriquer (branches de l'une dans les interstices entre les branches de l'autre) alors qu'elles sont encore "jeunes".

Riz. 4.9

De cette manière, des coulées peuvent apparaître dont les grains (illustrés à la Fig. 2.22) ont une structure très différente. Et les propriétés des métaux dépendent de manière significative de la nature de cette structure. Il est possible de contrôler le comportement du métal lors de la solidification en modifiant la vitesse de refroidissement et le système d'évacuation de la chaleur.

Parlons maintenant de la façon de faire pousser un grand monocristal. Il est clair que des mesures doivent être prises pour s'assurer que le cristal se développe à partir d'un seul endroit. Et si plusieurs cristaux ont déjà commencé à se développer, il faut dans tous les cas s'assurer que les conditions de croissance ne sont favorables qu'à l'un d'entre eux.

Voici, par exemple, comment ils procèdent lors de la croissance de cristaux de métaux à bas point de fusion. Le métal est fondu dans un tube à essai en verre avec une extrémité étirée. Une éprouvette suspendue par un fil à l'intérieur d'un four cylindrique vertical est lentement descendue. L'extrémité étirée sort progressivement du four et se refroidit. La cristallisation commence. Au début, plusieurs cristaux se forment, mais ceux qui poussent latéralement reposent contre la paroi du tube à essai et leur croissance ralentit. Seul le cristal qui se développe le long de l'axe du tube à essai, c'est-à-dire profondément dans la masse fondue, sera dans des conditions favorables. Au fur et à mesure que le tube à essai est abaissé, de nouvelles portions de la masse fondue, tombant dans la région des basses températures, "alimenteront" ce monocristal. Donc, de tous les cristaux, lui seul survit ; à mesure que le tube est abaissé, il continue de croître le long de son axe. Au final, tout le métal en fusion se solidifie sous la forme d'un monocristal.

La même idée sous-tend la croissance des cristaux de rubis réfractaires. Une fine poudre de la substance est projetée à travers la flamme. En même temps, les poudres fondent ; de minuscules gouttes tombent sur un support réfractaire d'une très petite surface, formant de nombreux cristaux. Au fur et à mesure que les gouttes tombent sur le support, tous les cristaux grandissent, mais encore une fois, seul celui qui est dans la position la plus favorable pour "recevoir" les gouttes qui tombent grandit.

A quoi servent les gros cristaux ?

L'industrie et la science ont souvent besoin de grands monocristaux. D'une grande importance pour la technologie sont les cristaux de sel de Rochelle et de quartz, qui ont la propriété remarquable de convertir les actions mécaniques (par exemple, la pression) en tension électrique.

L'industrie optique a besoin de gros cristaux de calcite, de sel gemme, de fluorite, etc.

L'industrie horlogère a besoin de cristaux de rubis, de saphirs et de quelques autres pierres précieuses. Le fait est que les pièces mobiles individuelles des montres ordinaires produisent jusqu'à 20 000 alternances par heure. Une charge aussi élevée impose des exigences inhabituellement élevées à la qualité des bouts d'essieu et des roulements. L'abrasion sera la plus faible lorsqu'un rubis ou un saphir sert de palier à la pointe d'un axe d'un diamètre de 0,07 à 0,15 mm. Les cristaux artificiels de ces substances sont très durables et sont très peu abrasés par l'acier. Il est remarquable que les pierres artificielles s'avèrent meilleures que les mêmes pierres naturelles.

Cependant, la croissance des monocristaux de semi-conducteurs - silicium et germanium - est de la plus haute importance pour l'industrie.

L'influence de la pression sur le point de fusion

Si la pression est modifiée, le point de fusion changera également. Nous rencontrions la même régularité lorsque nous parlions d'ébullition. Le plus de pression; plus le point d'ébullition est élevé. En règle générale, cela est également vrai pour la fonte. Cependant, il existe un petit nombre de substances qui se comportent de manière anormale : leur point de fusion diminue avec l'augmentation de la pression.

Le fait est que la grande majorité des solides sont plus denses que leurs liquides. L'exception à ce dravil concerne précisément les substances dont le point de fusion ne change pas tout à fait normalement avec un changement de pression, par exemple l'eau. La glace est plus légère que l'eau et le point de fusion de la glace diminue à mesure que la pression augmente.

La compression favorise la formation d'un état plus dense. Si un solide est plus dense qu'un liquide, la compression aide à se solidifier et empêche la fusion. Mais si la fusion est entravée par la compression, cela signifie que la substance reste solide, alors qu'à cette température, elle aurait déjà fondu, c'est-à-dire qu'avec une pression croissante, le point de fusion augmente. Dans le cas anormal, le liquide est plus dense que le solide et la pression aide à la formation du liquide, c'est-à-dire abaisse le point de fusion.

L'effet de la pression sur le point de fusion est bien moindre que celui de l'ébullition. Une augmentation de pression de plus de 100 kgf / cm 2 abaisse le point de fusion de la glace de 1°C.

Pourquoi les patins glissent-ils uniquement sur la glace, mais pas sur un parquet tout aussi lisse ? Apparemment, la seule explication est la formation d'eau, qui lubrifie le patin. Pour comprendre la contradiction qui est apparue, il faut se souvenir de ceci : les patins émoussés glissent très mal sur la glace. Les patins doivent être aiguisés pour couper la glace. Dans ce cas, seule la pointe du bord de la crête appuie sur la glace. La pression sur la glace atteint des dizaines de milliers d'atmosphères, la glace fond encore.

Évaporation des solides

Lorsqu'ils disent "une substance s'évapore", ils signifient généralement qu'un liquide s'évapore. Mais les solides peuvent aussi s'évaporer. Parfois, l'évaporation des solides est appelée sublimation.

Le solide qui s'évapore est par exemple du naphtalène. Le naphtalène fond à 80°C et s'évapore à température ambiante. C'est cette propriété du naphtalène qui lui permet d'être utilisé pour exterminer les mites.

Un manteau de fourrure recouvert de naphtalène est saturé de vapeur de naphtalène et crée une atmosphère que les mites ne supportent pas. Toute odeur solide se sublime dans une large mesure. Après tout, l'odeur est créée par des molécules qui se sont détachées de la substance et ont atteint notre nez. Cependant, il existe des cas plus fréquents où la substance est sublimée à un degré insignifiant, parfois à un degré qui ne peut être détecté même par des recherches très approfondies. En principe, toute substance solide (précisément n'importe laquelle, même le fer ou le cuivre) s'évapore. Si nous ne détectons pas de sublimations, cela signifie seulement que la densité de la vapeur saturante est très faible.

On peut voir qu'un certain nombre de substances qui ont une odeur piquante à température ambiante la perdent à basse température.

La densité de la vapeur saturée en équilibre avec un solide augmente rapidement avec l'augmentation de la température. Nous avons illustré ce comportement avec la courbe de la glace illustrée à la Fig. 4.10. Certes, la glace n'a pas d'odeur ...

Riz. 4.10

Dans la plupart des cas, il est impossible d'augmenter de manière significative la densité de vapeur saturée d'un solide pour une raison simple - la substance fondra plus tôt.

La glace s'évapore également. C'est bien connu des ménagères qui étendent le linge humide pour sécher par temps froid : l'eau gèle d'abord, puis la glace s'évapore, et le linge s'avère sec.

point triple

Ainsi, il existe des conditions dans lesquelles la vapeur, le liquide et le cristal peuvent exister par paires en équilibre. Les trois états peuvent-ils être en équilibre ? Un tel point sur le diagramme pression-température existe, on l'appelle triple. Où est-elle?

Si vous placez de l'eau avec de la glace flottante dans un récipient fermé à zéro degré, les vapeurs d'eau (et de "glace") commenceront à s'écouler dans l'espace libre. À une pression de vapeur de 4,6 mm Hg. Art. L'évaporation s'arrêtera et la saturation commencera. Maintenant, les trois phases - glace, eau et vapeur - seront en équilibre. C'est le point triple.

La relation entre les différents états est clairement et clairement illustrée par le diagramme de l'eau illustré à la fig. 4.11.

Riz. 4.11

Un tel diagramme peut être construit pour n'importe quel corps.

Les courbes de la figure nous sont familières - ce sont des courbes d'équilibre entre la glace et la vapeur, la glace et l'eau, l'eau et la vapeur. Comme d'habitude, la pression est tracée verticalement et la température est tracée horizontalement.

Les trois courbes se croisent au point triple et divisent le diagramme en trois zones - les espaces de vie de la glace, de l'eau et de la vapeur d'eau.

Le diagramme d'état est une référence concise. Son but est de répondre à la question de savoir quel état du corps est stable à telle ou telle pression et telle ou telle température.

Si de l'eau ou de la vapeur est placée dans les conditions de la "région gauche", elles deviendront de la glace. Si un liquide ou un corps solide est introduit dans la "région inférieure", alors de la vapeur sera obtenue. Dans la "bonne région", la vapeur se condensera et la glace fondra.

Le diagramme de l'existence des phases vous permet de répondre immédiatement à ce qui arrive à la substance lorsqu'elle est chauffée ou comprimée. Le chauffage à pression constante est représenté par une ligne horizontale dans le diagramme. Un point se déplace le long de cette ligne de gauche à droite, représentant l'état du corps.

La figure montre deux de ces conduites, dont l'une chauffe à pression normale. La ligne se situe au-dessus du point triple. Il traversera donc d'abord la courbe de fusion, puis, hors dessin, la courbe d'évaporation. La glace à pression normale fondra à 0°C et l'eau résultante bouillira à 100°C.

La situation sera différente pour la glace chauffée à très basse pression, disons juste en dessous de 5 mm Hg. Art. Le processus de chauffage est représenté par une ligne sous le point triple. Les courbes de fusion et d'ébullition ne se croisent pas avec cette droite. À une pression aussi faible, le chauffage entraînera une transition directe de la glace en vapeur.

Sur la fig. 4.12, le même diagramme montre quel phénomène intéressant se produit lorsque la vapeur d'eau est comprimée dans l'état marqué d'une croix sur la figure. La vapeur se transformera d'abord en glace puis fondra. La figure vous permet de dire immédiatement à quelle pression la croissance du cristal commencera et quand la fusion se produira.

Riz. 4.12

Les diagrammes d'état de toutes les substances sont similaires les uns aux autres. De grandes différences, d'un point de vue quotidien, surviennent du fait que l'emplacement du point triple sur le diagramme peut être très différent pour différentes substances.

Après tout, nous existons dans des "conditions normales", c'est-à-dire principalement à une pression proche d'une atmosphère. La position du point triple de la matière par rapport à la ligne de pression normale est très importante pour nous.

Si la pression au point triple est inférieure à la pression atmosphérique, alors pour nous, vivant dans des conditions "normales", la substance fond. Lorsque la température augmente, il se transforme d'abord en liquide, puis bout.

Dans le cas contraire - lorsque la pression au point triple est supérieure à la pression atmosphérique - nous ne verrons pas de liquide lorsqu'il sera chauffé, le solide se transformera directement en vapeur. C'est ainsi que se comporte la "glace sèche", ce qui est très pratique pour les marchands de glaces. Les blocs de crème glacée peuvent être déplacés avec des morceaux de "glace sèche" et ne pas avoir peur que la crème glacée devienne humide. La "glace sèche" est du dioxyde de carbone solide CO 2 . Le point triple de cette substance se situe à 73 atm. Ainsi, lorsque le CO 2 solide est chauffé, le point représentant son état se déplace horizontalement, ne croisant que la courbe d'évaporation du solide (tout comme pour la glace ordinaire à une pression d'environ 5 mm Hg).

Nous avons déjà dit au lecteur comment un degré de température est déterminé sur l'échelle Kelvin, ou, comme le système SI l'exige maintenant, un kelvin. Cependant, il s'agissait du principe de détermination de la température. Tous les instituts de métrologie ne disposent pas de thermomètres à gaz parfaits. L'échelle de température est donc construite à l'aide de points d'équilibre fixés par la nature entre différents états de la matière.

Le point triple de l'eau y joue un rôle particulier. Le degré Kelvin est désormais défini comme 273,16ème de la température thermodynamique du point triple de l'eau. Le point triple de l'oxygène est pris égal à 54,361 K. La température de solidification de l'or est fixée à 1337,58 K. En utilisant ces points de référence, n'importe quel thermomètre peut être calibré avec précision.

Les mêmes atomes, mais... des cristaux différents

Le graphite mou noir mat avec lequel nous écrivons et le diamant brillant, transparent, dur et coupant le verre sont construits à partir des mêmes atomes de carbone. Pourquoi les propriétés de ces deux substances identiques sont-elles si différentes ?

Rappelons le réseau du graphite stratifié, dont chaque atome a trois voisins les plus proches, et le réseau du diamant, dont l'atome a quatre voisins les plus proches. Cet exemple montre clairement que les propriétés des cristaux sont déterminées par l'arrangement mutuel des atomes. Le graphite est utilisé pour fabriquer des creusets réfractaires pouvant supporter des températures allant jusqu'à deux à trois mille degrés, et le diamant brûle à des températures supérieures à 700 ° C; la densité du diamant est de 3,5 et celle du graphite est de 2,3 ; le graphite conduit l'électricité, le diamant non, etc.

Il n'y a pas que le carbone qui a cette particularité de produire des cristaux différents. Presque chaque élément chimique, et pas seulement un élément, mais n'importe quelle substance chimique, peut exister en plusieurs variétés. Six variétés de glace, neuf variétés de soufre, quatre variétés de fer sont connues.

Lors de la discussion du diagramme d'état, nous n'avons pas parlé de différents types de cristaux et avons dessiné une seule zone d'un corps solide. Et cette zone pour de très nombreuses substances est divisée en sections, chacune correspondant à un certain "grade" d'un corps solide ou, comme on dit, à une certaine phase solide (une certaine modification cristalline).

Chaque phase cristalline a sa propre région d'état stable, limitée par une certaine gamme de pressions et de températures. Les lois de transformation d'une variété cristalline en une autre sont les mêmes que les lois de fusion et d'évaporation.

Pour chaque pression, vous pouvez spécifier la température à laquelle les deux types de cristaux coexisteront pacifiquement. Si la température est augmentée, un cristal d'un type se transformera en un cristal du second type. Si la température est abaissée, la transformation inverse se produira.

Pour que le soufre rouge devienne jaune à pression normale, une température inférieure à 110 ° C est nécessaire. Au-dessus de cette température, jusqu'au point de fusion, l'arrangement des atomes caractéristiques du soufre rouge est stable. La température baisse, les vibrations des atomes diminuent, et, à partir de 110°C, la nature trouve un arrangement plus commode des atomes. Il y a transformation d'un cristal en un autre.

Personne n'a trouvé de noms pour six glaces différentes. Alors ils disent : glace un, glace deux, ...., glace sept. Que diriez-vous de sept, s'il n'y a que six variétés? Le fait est que la glace quatre n'a pas été détectée lors d'expériences répétées.

Si l'eau est comprimée à une température d'environ zéro, alors à une pression d'environ 2000 atm de la glace cinq se forme, et à une pression d'environ 6000 atm de la glace six se forme.

La glace deux et la glace trois sont stables à des températures inférieures à zéro degré.

Glace sept - glace chaude; il se produit lorsque l'eau chaude est comprimée à des pressions d'environ 20 000 atm.

Toutes les glaces, à l'exception de la glace ordinaire, sont plus lourdes que l'eau. La glace produite dans des conditions normales se comporte anormalement ; au contraire, la glace obtenue dans des conditions différentes de la norme se comporte normalement.

On dit que chaque modification cristalline est caractérisée par un certain domaine d'existence. Mais si oui, comment le graphite et le diamant existent-ils dans les mêmes conditions ?

Une telle "anarchie" dans le monde des cristaux est très courante. La capacité de vivre dans des conditions «étrangères» pour les cristaux est presque la règle. Si pour transférer une vapeur ou un liquide vers d'autres domaines de l'existence, il faut recourir à diverses astuces, alors un cristal, au contraire, ne peut presque jamais être contraint de rester dans les limites qui lui sont assignées par la nature.

La surchauffe et la surfusion des cristaux s'expliquent par la difficulté de convertir un ordre en un autre dans des conditions d'encombrement extrême. Le soufre jaune doit virer au rouge à 95,5°C. Avec un chauffage plus ou moins rapide, on va "sauter" ce point de transformation et porter la température jusqu'au point de fusion du soufre 113°C.

La véritable température de transformation est plus facile à détecter lorsque les cristaux entrent en contact. S'ils sont placés les uns sur les autres et maintenus à 96°C, alors le jaune sera mangé par le rouge, et à 95°C le jaune absorbera le rouge. Contrairement à la transition "cristal-liquide", les transformations "cristal-cristal" sont généralement retardées à la fois pendant la surfusion et la surchauffe.

Dans certains cas, nous avons affaire à de tels états de la matière, qui seraient censés vivre à des températures complètement différentes.

L'étain blanc doit devenir gris lorsque la température descend à +13°C. Nous traitons généralement de l'étain blanc et savons que rien n'est fait avec en hiver. Il résiste parfaitement à l'hypothermie de 20-30 degrés. Cependant, dans des conditions hivernales rigoureuses, l'étain blanc se transforme en gris. L'ignorance de ce fait a été l'une des circonstances qui ont ruiné l'expédition de Scott au pôle Sud (1912). Le carburant liquide emporté par l'expédition se trouvait dans des récipients brasés à l'étain. Lors de grands rhumes, l'étain blanc se transformait en poudre grise - les vases étaient dessoudés ; et le carburant s'est renversé. Pas étonnant que l'apparition de taches grises sur l'étain blanc soit appelée peste d'étain.

Tout comme dans le cas du soufre, l'étain blanc peut se transformer en gris à une température juste en dessous de 13°C ; si seulement un minuscule grain de la variété grise tombe sur un objet en étain.

L'existence de plusieurs variétés d'une même substance et les retards dans leurs transformations mutuelles sont d'une grande importance pour la technique.

À température ambiante, les atomes de fer forment un réseau cubique centré sur le corps dans lequel les atomes occupent des positions aux sommets et au centre du cube. Chaque atome a 8 voisins. À des températures élevées, les atomes de fer forment un "emballage" plus dense - chaque atome a 12 voisins. Le fer à 8 voisins est doux, le fer à 12 voisins est dur. Il s'avère qu'il est possible d'obtenir du fer du second type à température ambiante. Cette méthode - la trempe - est largement utilisée en métallurgie.

Le durcissement est effectué très simplement - un objet métallique est chauffé au rouge, puis jeté dans de l'eau ou de l'huile. Le refroidissement se produit si rapidement que la transformation de la structure, qui est stable à haute température, n'a pas le temps de se produire. Ainsi, une structure à haute température existera indéfiniment dans des conditions inhabituelles pour elle : la recristallisation en une structure stable se déroule si lentement qu'elle est pratiquement imperceptible.

Parlant du durcissement du fer, nous n'étions pas tout à fait exacts. L'acier est trempé, c'est-à-dire du fer contenant des fractions d'un pour cent de carbone. La présence de très petites impuretés carbonées retarde la transformation du fer dur en fer doux et permet le durcissement. Quant au fer complètement pur, il n'est pas possible de le durcir - la transformation de la structure a le temps de se produire même avec le refroidissement le plus brusque.

Selon le type de diagramme d'état, en changeant la pression ou la température, certaines transformations sont réalisées.

De nombreuses transformations cristal à cristal sont observées avec un changement de pression seul. De cette manière, du phosphore noir a été obtenu.

Riz. 4.13

Il n'était possible de transformer le graphite en diamant qu'en utilisant à la fois une haute température et une haute pression. Sur la fig. 4.13 montre le diagramme d'état du carbone. À des pressions inférieures à dix mille atmosphères et à des températures inférieures à 4000 K, le graphite est une modification stable. Ainsi, le diamant vit dans des conditions "étrangères", il peut donc être facilement transformé en graphite. Mais le problème inverse présente un intérêt pratique. Il n'est pas possible de réaliser la transformation du graphite en diamant uniquement en augmentant la pression. La transformation de phase à l'état solide se déroule apparemment trop lentement. L'apparition du diagramme d'état suggère la bonne solution : augmenter la pression et chauffer en même temps. Ensuite, nous obtenons (coin droit du diagramme) du carbone fondu. En le refroidissant à haute pression, nous devons entrer dans la zone du diamant.

La possibilité pratique d'un tel procédé a été prouvée en 1955, et à l'heure actuelle le problème est considéré comme techniquement résolu.

Liquide incroyable

Si vous abaissez la température corporelle, elle durcira tôt ou tard et acquerra une structure cristalline. Peu importe à quelle pression le refroidissement se produit. Cette circonstance semble tout à fait naturelle et compréhensible du point de vue des lois de la physique, avec lesquelles nous avons déjà pris connaissance. En effet, en abaissant la température, on diminue l'intensité du mouvement thermique. Lorsque le mouvement des molécules devient si faible qu'il n'interfère plus avec les forces d'interaction entre elles, les molécules s'alignent dans un ordre ordonné - elles forment un cristal. Un refroidissement supplémentaire enlèvera aux molécules toute l'énergie de leur mouvement et, au zéro absolu, la substance doit exister sous la forme de molécules au repos disposées en un réseau régulier.

L'expérience montre que toutes les substances se comportent de cette manière. Tous, sauf un et un seul: un tel "monstre" est l'hélium.

Nous avons déjà donné au lecteur quelques informations sur l'hélium. L'hélium détient le record de sa température critique. Aucune substance n'a une température critique inférieure à 4,3 K. Cependant, ce record en soi n'a rien d'étonnant. Une autre chose est frappante : en refroidissant l'hélium en dessous de la température critique, atteignant presque le zéro absolu, on n'obtiendra pas d'hélium solide. L'hélium reste liquide même au zéro absolu.

Le comportement de l'hélium est totalement inexplicable du point de vue des lois du mouvement que nous venons d'esquisser et est l'un des signes de la validité limitée de telles lois de la nature, qui semblaient universelles.

Si le corps est liquide, ses atomes sont en mouvement. Mais après tout, après avoir refroidi le corps au zéro absolu, nous lui avons retiré toute l'énergie du mouvement. Nous devons admettre que l'hélium a une telle énergie de mouvement qui ne peut être supprimée. Cette conclusion est incompatible avec la mécanique dont nous avons traité jusqu'ici. Selon cette mécanique que nous avons étudiée, le mouvement d'un corps peut toujours être ralenti jusqu'à l'arrêt complet en lui enlevant toute son énergie cinétique ; de la même manière, il est possible d'arrêter le mouvement des molécules en leur enlevant leur énergie lorsqu'elles entrent en collision avec les parois d'une cuve refroidie. Pour l'hélium, une telle mécanique n'est clairement pas adaptée.

Le comportement "étrange" de l'hélium est l'indice d'un fait d'une grande importance. Nous nous sommes d'abord heurtés à l'impossibilité d'appliquer au monde des atomes les lois fondamentales de la mécanique, établies par l'étude directe du mouvement des corps visibles, lois qui semblaient être le fondement inébranlable de la physique.

Le fait que l'hélium "refuse" de cristalliser au zéro absolu ne se concilie en rien avec la mécanique que nous avons étudiée jusqu'ici. La contradiction que nous rencontrons pour la première fois - la désobéissance du monde des atomes aux lois de la mécanique - n'est que le premier maillon de la chaîne des contradictions de plus en plus aiguës de la physique.

Ces contradictions conduisent à la nécessité de revoir les fondements de la mécanique du monde atomique. Cette révision est très profonde et conduit à un changement dans toute notre compréhension de la nature.

La nécessité d'une révision radicale de la mécanique du monde atomique ne signifie pas qu'il faille mettre fin aux lois de la mécanique que nous avons étudiées. Il serait injuste de forcer le lecteur à apprendre des choses inutiles. L'ancienne mécanique est tout à fait valable dans le monde des gros corps. Cela suffit déjà pour traiter les chapitres pertinents de la physique avec le plus grand respect. Cependant, il est également important qu'un certain nombre de lois de la « vieille » mécanique passent dans la « nouvelle » mécanique. Cela inclut, en particulier, la loi de conservation de l'énergie.

La présence d'énergie "inamovible" au zéro absolu n'est pas une propriété particulière de l'hélium. Il s'avère que; l'énergie "zéro" est présente dans toutes les substances.

Ce n'est que dans l'hélium que cette énergie est suffisante pour empêcher les atomes de former le bon réseau cristallin.

Il n'est pas nécessaire de penser que l'hélium ne peut pas être à l'état cristallin. Pour la cristallisation de l'hélium, il suffit d'augmenter la pression à environ 25 atm. Un refroidissement effectué à une pression plus élevée conduira à la formation d'hélium cristallin solide aux propriétés tout à fait ordinaires. L'hélium forme un réseau cubique à faces centrées.

Sur la fig. 4.14 montre un diagramme de l'état de l'hélium. Il diffère fortement des diagrammes de toutes les autres substances en l'absence d'un point triple. Les courbes de fusion et d'ébullition ne se croisent pas.

Riz. 4.14

Et ce diagramme d'état unique a une caractéristique supplémentaire : il existe deux liquides d'hélium différents. Quelle est leur différence ? Vous l'apprendrez un peu plus tard.

La tâche consiste en deux étapes - établir la dépendance de la pression atmosphérique à l'altitude et la dépendance du point d'ébullition à la pression. Commençons par ce dernier, le plus intéressant.

L'ébullition est une transition de phase du premier type (l'eau change son état d'agrégation de liquide à gazeux).
La transition de phase du premier type est décrite par l'équation de Clapeyron :
,
où
- la chaleur spécifique de la transition de phase, qui est numériquement égale à la quantité de chaleur rapportée à l'unité de masse de la substance pour la mise en œuvre de la transition de phase,
- température de transition de phase,
- changement de volume spécifique pendant la transition

Clausius a simplifié l'équation de Clapeyron pour les cas d'évaporation et de sublimation en supposant que

1. La vapeur obéit à la loi des gaz parfaits
2. Le volume spécifique de liquide est bien inférieur au volume spécifique de vapeur

Du premier point, il s'ensuit que l'état de la vapeur peut être décrit par l'équation de Mendeleïev-Clapeyron
,
et à partir du deuxième point - que le volume spécifique du liquide peut être négligé.

Ainsi, l'équation de Clapeyron prend la forme
,
où le volume spécifique peut être exprimé en termes de
,
et enfin

en séparant les variables, on obtient

Après avoir intégré le côté gauche de à et le côté droit de à , c'est-à-dire d'un point à un autre point situé sur la ligne d'équilibre liquide-vapeur, on obtient l'équation

appelée équation de Clausius-Clapeyron.

En fait, il s'agit de la dépendance souhaitée du point d'ébullition à la pression.

Faisons encore quelques changements.
,
ici
- masse molaire de l'eau, 18 g/mol

Constante de gaz universelle, 8,31 J/(mol × K)

Chaleur spécifique de vaporisation de l'eau 2,3 ​​× 10 6 J/kg

Il reste maintenant à établir la dépendance de la pression atmosphérique à l'altitude. Ici, nous allons utiliser la formule barométrique (nous n'en avons pas d'autre de toute façon):

ou
,
ici
- masse molaire de l'air, 29 g/mol
- constante de gaz universelle, 8,31 J/(mol×K)
- accélération de la gravité, 9,81 m/(s×s)
- température de l'air

Les valeurs liées à l'air seront marquées de l'indice v, celles liées à l'eau - h
En égalant et en se débarrassant de l'exposant, on obtient

Eh bien, la formule finale

En fait, la pression atmosphérique réelle ne suit pas la formule barométrique, car avec de grands changements d'altitude, la température de l'air ne peut pas être considérée comme constante. De plus, l'accélération de la chute libre dépend de la latitude géographique, et la pression atmosphérique dépend également de la concentration de vapeur d'eau. Autrement dit, selon cette formule, nous obtiendrons une valeur approximative. Par conséquent, j'ai inclus ci-dessous une autre calculatrice qui utilise une formule pour calculer le point d'ébullition en fonction de la pression atmosphérique en millimètres de mercure.

Calculateur de température d'ébullition par rapport à l'altitude.

TEMPÉRATURE D'ÉBULLITION
(point d'ébullition) - la température à laquelle un liquide se transforme en vapeur (c'est-à-dire en gaz) si intensément que des bulles de vapeur s'y forment, qui remontent à la surface et éclatent. La formation rapide de bulles dans tout le volume du liquide est appelée ébullition. Contrairement à la simple évaporation lors de l'ébullition, le liquide passe en vapeur non seulement à partir de la surface libre, mais également dans tout le volume - à l'intérieur des bulles formées. Le point d'ébullition de tout liquide est constant à une pression atmosphérique ou extérieure donnée, mais augmente avec l'augmentation de la pression et diminue avec la diminution de la pression. Par exemple, à une pression atmosphérique normale de 100 kPa (c'est la pression au niveau de la mer), le point d'ébullition de l'eau est de 100 °C. À une altitude de 4000 m au-dessus du niveau de la mer, où la pression chute à 60 kPa, l'eau bout à environ 85 ° C, et il faut plus de temps pour cuire les aliments en montagne. Pour la même raison, les aliments cuisent plus rapidement dans un "autocuiseur": la pression dans celui-ci augmente, puis la température de l'eau bouillante augmente.
POINTS D'ÉBULLITION DE CERTAINES SUBSTANCES(au niveau de la mer)

Substance __ Température, °С
Or ___________2600
Argent __________1950
Mercure _____________356,9
Éthylène glycol _____197,2
Eau de mer ______100,7
Eau ______________ 100,0
Alcool isopropylique 82,3
Alcool éthylique _____78,3
Alcool méthylique ____64,7
Éther _______________34,6

Le point d'ébullition d'une substance dépend également de la présence d'impuretés. Si une substance volatile est dissoute dans un liquide, le point d'ébullition de la solution diminue. A l'inverse, si la solution contient une substance moins volatile que le solvant, alors le point d'ébullition de la solution sera supérieur à celui d'un liquide pur.
voir également
TEMPÉRATURE DE SOLIDIFICATION ;
CHAUFFER ;
THÉORIE LIQUIDE.
LITTÉRATURE
Croxton K. Physique de l'état liquide. M., 1978 Novikov II. Thermodynamique. M., 1984

Encyclopédie Collier. - Société ouverte. 2000 .

Voyez ce que "POINT D'ÉBULLITION" est dans d'autres dictionnaires :

La température à laquelle un liquide bout sous pression constante. Le point d'ébullition à pression atmosphérique normale (1013,25 hPa ou 760 mm Hg) est appelé point d'ébullition normal ou point d'ébullition ... Grand dictionnaire encyclopédique

POINT D'ÉBULLITION, la température à laquelle une substance passe d'un état (phase) à un autre, c'est-à-dire du liquide à la vapeur ou au gaz. Le point d'ébullition augmente à mesure que la pression externe augmente et diminue à mesure qu'elle diminue. D'habitude elle... ... Dictionnaire encyclopédique scientifique et technique

- (notée Tbp, Ts), la température de transition d'équilibre du liquide à la vapeur à DC. ext. pression. A T. to., la pression est saturée. la vapeur au-dessus de la surface plane du liquide devient égale à ext. pression, à la suite de quoi dans tout le volume du liquide ... ... Encyclopédie physique

- - la température à laquelle le liquide sous l'effet du chauffage passe d'un état liquide à un état gazeux ; Ce point d'ébullition dépend de la pression. Edouard. Dictionnaire du jargon automobile, 2009... Dictionnaire automobile

La température atteinte par un liquide lorsqu'il bouillonne * * * (Source : United Dictionary of Culinary Terms) ... Dictionnaire culinaire

température d'ébullition- - [AS Goldberg. Dictionnaire de l'énergie anglais russe. 2006] Thèmes énergie en général EN température d'ébullition … Manuel du traducteur technique

Point d'ébullition, le point d'ébullition est la température à laquelle un liquide bout sous une pression constante. Le point d'ébullition correspond à la température de la vapeur saturée au-dessus de la surface plane d'un liquide bouillant, puisque ... Wikipedia

température d'ébullition- (Tboil, tboil) température de transition d'équilibre du liquide en vapeur à pression extérieure constante. Au point d'ébullition, la pression de vapeur saturante sur une surface liquide plane devient égale à la pression externe, ... ... Dictionnaire encyclopédique de la métallurgie

La température à laquelle un liquide bout sous pression constante. Le point d'ébullition à pression atmosphérique normale (1013,25 hPa ou 760 mm Hg) est appelé point d'ébullition normal ou point d'ébullition. * * … Dictionnaire encyclopédique

température d'ébullition- 2.17 température d'ébullition d'un liquide bouillant à une pression atmosphérique ambiante de 101,3 kPa (760 mmHg). Source : GOST R 51330.9 99 : Matériel électrique antidéflagrant. Partie 10. Classification des zones dangereuses ... Dictionnaire-ouvrage de référence des termes de la documentation normative et technique

Livres

• , Yu. A. Lebedev, A. N. Kizin, T. S. Papina, I. Sh. Saifullin, Yu. E. Moshkin. Ce livre présente les caractéristiques numériques les plus importantes d'un certain nombre d'hydrocarbures, parmi lesquelles les constantes physico-chimiques suivantes sont considérées : poids moléculaire, température...
• Caractéristiques des hydrocarbures. Analyse des données numériques et de leurs valeurs recommandées. Ouvrage de référence, Yu.A. Lebedev.Ce livre présente les caractéristiques numériques les plus importantes d'un certain nombre d'hydrocarbures, parmi lesquels les constantes physico-chimiques suivantes sont considérées: poids moléculaire, température ...

Surtout les liquides, du fait de leur évaporation, un équilibre s'établit entre le liquide et la vapeur, et, par conséquent, une certaine pression de vapeur. L'amplitude de cette pression dépend de la nature du liquide et de la température. Avec une augmentation de la température, l'énergie cinétique des molécules dans le liquide augmente, un nombre croissant d'entre elles sont capables de passer en phase gazeuse et, par conséquent, la pression de vapeur au-dessus du liquide augmente (Figure 4).

Figure 4 - Courbe de pression de vapeur d'eau

La température à laquelle la pression de vapeur devient égale à la pression extérieure est appelée point d'ébullition. Le point d'intersection (Figure 4) de la ligne horizontale correspondant à une pression de 760 mm Hg. Art., et la courbe de pression de vapeur correspond au point d'ébullition à pression normale. Tout liquide qui ne se décompose pas lorsqu'il est chauffé à une température à laquelle la pression de vapeur devient 760 mm Hg. Art., a son propre point d'ébullition caractéristique à la pression atmosphérique normale. La figure 4 montre également qu'à une pression de 200 mm Hg. Art. l'eau bouillirait à environ 66°C. Cette dépendance du point d'ébullition à la pression est utilisée dans la pratique de laboratoire et l'industrie pour la distillation sans décomposition de substances bouillant à des températures élevées (distillation sous vide). Dans un certain nombre de supports de référence et d'enseignement, des nomogrammes sont donnés qui permettent de relier les points d'ébullition à pression atmosphérique et sous vide, c'est-à-dire de déterminer la pression résiduelle maximale qui doit être dans l'installation de distillation pour que la substance soit distillée en dessous sa température de décomposition (voir par exemple /3, p. 32/).

D'autres modifications de la distillation ont le même objectif (purification des substances à haut point d'ébullition). Par exemple, la distillation à la vapeur permet de distiller une substance à point d'ébullition élevé à la pression atmosphérique, mais la pression de vapeur au-dessus de la surface du liquide, qui est égale à la pression atmosphérique, est la somme des pressions partielles de la substance elle-même et de la vapeur d'eau. La vapeur d'eau dans cette méthode est soufflée (aspergée) à travers l'épaisseur de la substance dans le cube de distillation.

Dans la plupart des cas, la détermination du point d'ébullition est effectuée lors de la distillation d'une substance lors de sa purification. Si nécessaire, la détermination du point d'ébullition d'une petite quantité de liquide peut être utilisée La microméthode de Sivolobov(Figure 6).

Pour le réaliser, vous pouvez utiliser l'appareil standard de détermination du point de fusion décrit ci-dessus (Figure 5). Une goutte de liquide est placée dans un tube en verre à paroi mince (6) scellé à une extrémité (diamètre ~ 3 mm). Un capillaire (4), scellé à partir de l'extrémité supérieure, est abaissé dans le tube, le tube est attaché au thermomètre avec une bande élastique (5) et chauffé dans l'appareil jusqu'à ce que des bulles commencent à sortir du capillaire en un flux continu. Notez la température à laquelle le bouillonnement continu a commencé. Il correspond au point d'ébullition du liquide. Assurez-vous d'enregistrer la pression barométrique. Par la valeur du point d'ébullition, une substance peut être identifiée et sa pureté peut être déterminée.