Материјалне промене у стању критичне температуре тројне тачке
У дискусији о закону идеалног гаса, објашњено је да закон идеалног гаса тачно описује понашање реалног гаса само када притисак и густина реалног гаса нису превисоки. Ако су притисак и густина реалног гаса довољно велики, закон идеалног гаса даје нетачне резултате. То важи и када се температура реалног гаса приближи његовој тачки кључања.
Ово је заправо повезано са интеракцијама које се дешавају између стварних молекула гаса. Притисак гаса је обрнуто пропорционалан запремини гаса. Када је притисак гаса довољно висок, запремина гаса се смањује. Пошто је запремина гаса мала, растојање између молекула гаса се смањује. Када је растојање између молекула мање, молекули се међусобно привлаче. Слично је као када приближите комад гвожђа магнету. Ако је растојање између магнета и гвожђа довољно велико, магнет не може привући гвожђе. Али ако је растојање између магнета и гвожђа мало, гвожђе се привлачи ближе.
Дакле, молекули гаса се понашају као магнети и гвожђе на горњој илустрацији… Када је растојање између молекула довољно мало, молекули се привлаче. Присуство привлачних сила доводи до смањења растојања између молекула (запремина гаса се смањује). Обично се то дешава када је притисак гаса довољно велики (висок притисак, мала запремина. Мала запремина, растојање између молекула се смањује). Стога, закон идеалног гаса не даје тачне резултате када су притисак и густина стварног гаса довољно велики.
Дијаграм притиска у односу на запремину
Да бисмо боље разумели горе наведени проблем, погледајмо дијаграм који приказује везу између притиска и запремине гаса. Криве 1, 2, 3 и 4 приказују понашање истог гаса на различитим температурама. Температура гаса приказана на кривој 1 је виша од криве 2. Температура гаса приказана на кривој 2 је виша од криве 3. Температура гаса приказана на кривој 3 је виша од криве 4. Крива је коса линија у средини дијаграма. Температура гаса увек остаје константна, једине промене су притисак (P) и запремина (V) гаса.
Према закону идеалног гаса, линија која почиње од 1 мора се завршавати од 1. Слично томе, линија која почиње од 2 мора се завршавати од 2. Стварност коју доживљавају реални гасови не подудара се са предвиђањима закона идеалног гаса. Када је притисак гаса довољно висок, запремина гаса постаје мања и одступа од предвиђања закона идеалног гаса (упоредите криве 1 и 2). Величина одступања запремине гаса такође зависи од температуре. Ако је температура гаса нижа и близу тачке топљења, познате и као тачка кључања (тачка б), гас обично доживљава веће одступање запремине у поређењу са тиме када је температура виша (упоредите криве 1, 2, 3 и 4). На ово утичу привлачне силе између молекула гаса, као што је претходно објашњено.
Крива 3 на горњем дијаграму приказује понашање супстанце на њеној критичној температури. Тачка c, кроз коју крива 3 пролази, назива се критична тачка. На температурама вишим од критичне температуре, гас се не може претворити у течност чак ни ако се примени веома висок притисак (упоредити са кривима 2 и 1). Примењени притисак само смањује запремину гаса, али га не може променити у течност. Насупрот томе, на температурама нижим од критичне температуре, гас ће се променити у течност ако се примени одређени притисак (упоредити са кривом 3). Количина притиска која може променити гас у течност на критичној температури позната је као критични притисак. Свака супстанца има различиту критичну температуру и критични притисак.
Крива 4 на горњем дијаграму приказује процес преласка из гасовитог у течно стање. Осенчена област (која подсећа на планину) је област где су гасовито и течно стање у равнотежи. У почетку је запремина гаса прилично велика. Након што се притисак гаса повећа, запремина гаса се смањује док не достигне тачку b (тачка b је тачка топљења, позната и као тачка кључања). Када достигне тачку b, гас почиње да се мења у течност. Током процеса преласка из гасовитог у течно стање (од тачке b до тачке a), запремина супстанце се смањује иако нема повећања притиска (означено правом линијом). У тачки a, сав гас се претворио у течност. Након достизања тачке a, повећање притиска на супстанцу резултира само веома малом променом запремине (означено веома стрмим обликом криве).
У свакодневном животу често користимо термине пара и гас. На пример, водена пара или азотни гас. Готово никада не називамо водену пару воденим гасом, иако је водена пара заправо гасовити облик воде. Исто важи и за азот, кисеоник итд. Азот или кисеоник се обично називају гасовима. Гас и пара имају различита значења. Ако је гасовито стање супстанце испод критичне температуре супстанце, онда је називамо пара. Насупрот томе, ако је гасовито стање супстанце изнад критичне температуре супстанце, онда је називамо гасом.
Дијаграм притиска у односу на температуру (фазни дијаграм)
Раније смо објаснили понашање супстанци користећи дијаграм притиска у односу на запремину. Поред коришћења PV дијаграма, понашање супстанци се може објаснити помоћу дијаграма притиска (P) у односу на температуру (T). PT дијаграм се обично назива фазним дијаграмом. Назива се фазним дијаграмом јер се користи за поређење фаза, или стања, супстанце. Једна супстанца која често мења стање је вода.
На дијаграму постоје три криве, наиме крива испаравања, крива топљења и крива сублимације.
Крива испаравања приказује тачке у којима су течност и пара у равнотежи. Тачка у којој су течност и пара у равнотежи назива се тачка топљења или тачка кључања (Назива се тачка топљења јер се у овој тачки пара може топити и претворити у воду. Назива се тачка кључања јер се у овој тачки вода може прокључати и претворити у пару). Дакле, крива испаравања је заправо графикон који приказује везу између притиска (P) и тачке кључања/температуре тачке топљења. Изгледа да што је мањи притисак, то је нижа тачка кључања воде, или што је већи притисак, то је виша тачка кључања воде. При притиску од 1 атм, тачка кључања воде = 100 o C. Насупрот томе, при притиску од 218 атм, тачка кључања воде = 374 o C.
Притисак од 218 атм је такође познат као критични притисак воде, док је температура од 374 ° C такође позната као критична температура воде. Ако је температура паре мања од 374 ° C, онда се пара може претворити у течност ако јој се да притисак од 374 ° C. Ниједан притисак не може променити пару у течност ако је температура већа од 218 ° C.
Крива топљења приказује тачке у којима су течно и чврсто стање у равнотежи. Тачка у којој су течно и чврсто стање у равнотежи назива се тачка топљења или тачка смрзавања (тачка топљења се назива јер се у овој тачки лед може отопити у воду. Тачка смрзавања се назива тачка смрзавања јер се у овој тачки вода може смрзнути у лед). Дакле, крива топљења је заправо графикон који приказује везу између притиска (P) и температуре тачке топљења или смрзавања. При притиску од 1 атм, тачка смрзавања воде (или тачка топљења леда) = 0 oC. Насупрот томе, при притиску од 218 атм, тачка смрзавања воде (или тачка топљења леда) је мања од 0 oC. Имајте на уму да је при притиску од 1 атм вода у течном стању ако је температура између 0 o100 из Ц oC. Вода је у чврстом стању ако је при притиску од 1 атм температура мања од 0 oC или вода је у облику паре ако је при притиску од 1 атм температура већа од 100 oC.
Крива сублимације приказује тачке где су чврста супстанца и пара у равнотежи. Тачка где су чврста супстанца и пара у равнотежи назива се тачка сублимације. Дакле, крива сублимације је заправо графикон који приказује везу између притиска (P) и температуре тачке сублимације... Сублимација је процес преласка чврстог стања у пару, без преласка кроз течно стање... Обично се сублимација дешава само при ниским притисцима. Лед може сублимирати само ако је температура мања од 0,01 ° C, а притисак мањи од 0,006 атм. Тачка где се три криве секу назива се тројна тачка.
Испод је фазни дијаграм угљен-диоксида. Треба напоменути да скале на фазном дијаграму воде и фазном дијаграму угљен-диоксида нису линеарне.
