>>Fisica: Dipendenza della pressione del vapore di saturazione dalla temperatura. Bollente

Il liquido non evapora. Bolle a una certa temperatura.
Pressione di vapore saturo rispetto alla temperatura. Lo stato del vapore saturo, come mostra l'esperienza (ne abbiamo parlato nel paragrafo precedente), è approssimativamente descritto dall'equazione di stato di un gas ideale (10.4), e la sua pressione è determinata dalla formula

All'aumentare della temperatura, la pressione aumenta. Perché La pressione del vapore saturo non dipende dal volume, quindi dipende solo dalla temperatura.
Tuttavia, la dipendenza r np a partire dal T, trovato sperimentalmente, non è direttamente proporzionale, come in un gas ideale a volume costante. All'aumentare della temperatura, la pressione di un vero vapore saturo aumenta più velocemente della pressione di un gas ideale ( fig.11.1, sezione della curva AB). Questo diventa ovvio se disegniamo le isocore di un gas ideale attraverso i punti UN e V(linee tratteggiate). Perché sta succedendo?

Quando un liquido viene riscaldato in un recipiente chiuso, parte del liquido si trasforma in vapore. Di conseguenza, secondo la formula (11.1) la pressione del vapore saturo aumenta non solo per un aumento della temperatura del liquido, ma anche per un aumento della concentrazione di molecole (densità) del vapore. Fondamentalmente, l'aumento della pressione all'aumentare della temperatura è determinato proprio dall'aumento della concentrazione. La principale differenza nel comportamento di un gas ideale e di un vapore saturo è che quando la temperatura del vapore in un recipiente chiuso cambia (o quando il volume cambia a temperatura costante), la massa del vapore cambia. Il liquido si trasforma parzialmente in vapore o, al contrario, il vapore condensa parzialmente. Niente del genere accade con un gas ideale.
Quando tutto il liquido sarà evaporato, il vapore cesserà di essere saturo dopo un ulteriore riscaldamento e la sua pressione a volume costante aumenterà in proporzione diretta alla temperatura assoluta (vedi Fig. fig.11.1, sezione della curva sole).
. All'aumentare della temperatura del liquido, aumenta la velocità di evaporazione. Infine, il liquido inizia a bollire. Durante l'ebollizione, si formano bolle di vapore in rapida crescita in tutto il volume del liquido, che galleggiano in superficie. Il punto di ebollizione di un liquido rimane costante. Questo perché tutta l'energia fornita al liquido viene spesa per trasformarlo in vapore. In quali condizioni inizia l'ebollizione?
Nel liquido sono sempre presenti gas disciolti, che si liberano sul fondo e sulle pareti del recipiente, nonché sulle particelle di polvere sospese nel liquido, che sono i centri di vaporizzazione. I vapori liquidi all'interno delle bolle sono saturi. All'aumentare della temperatura, la pressione del vapore aumenta e le bolle aumentano di dimensione. Sotto l'azione della forza di galleggiamento, galleggiano. Se gli strati superiori del liquido hanno una temperatura più bassa, il vapore condensa in questi strati nelle bolle. La pressione diminuisce rapidamente e le bolle collassano. Il collasso è così veloce che le pareti della bolla, scontrandosi, producono qualcosa come un'esplosione. Molte di queste microesplosioni creano un rumore caratteristico. Quando il liquido si scalda abbastanza, le bolle smettono di collassare e galleggiano in superficie. Il liquido bollirà. Guarda attentamente il bollitore sul fornello. Scoprirai che quasi smette di fare rumore prima di bollire.
La dipendenza della pressione del vapore di saturazione dalla temperatura spiega perché il punto di ebollizione di un liquido dipende dalla pressione sulla sua superficie. Una bolla di vapore può crescere quando la pressione del vapore saturo al suo interno supera leggermente la pressione nel liquido, che è la somma della pressione dell'aria sulla superficie del liquido (pressione esterna) e della pressione idrostatica della colonna di liquido.
Prestiamo attenzione al fatto che l'evaporazione di un liquido avviene a temperature inferiori al punto di ebollizione, e solo dalla superficie del liquido; durante l'ebollizione, la formazione di vapore avviene su tutto il volume del liquido.
L'ebollizione inizia a una temperatura alla quale la pressione del vapore di saturazione nelle bolle è uguale alla pressione nel liquido.
Maggiore è la pressione esterna, maggiore è il punto di ebollizione. Quindi, in una caldaia a vapore ad una pressione che raggiunge 1,6 10 6 Pa, l'acqua non bolle nemmeno a una temperatura di 200°C. Nelle istituzioni mediche in vasi ermeticamente chiusi - autoclavi ( fig.11.2) anche l'acqua bolle a pressione elevata. Pertanto, il punto di ebollizione del liquido è molto superiore a 100°C. Le autoclavi vengono utilizzate per sterilizzare strumenti chirurgici, ecc.

E viceversa, riducendo la pressione esterna, abbassiamo così il punto di ebollizione. Pompando aria e vapore acqueo dal pallone, puoi far bollire l'acqua a temperatura ambiente ( fig.11.3). Man mano che si scalano le montagne, la pressione atmosferica diminuisce, quindi il punto di ebollizione diminuisce. Ad un'altitudine di 7134 m (Picco Lenin nel Pamirs), la pressione è di circa 4 10 4 Pa ​​(300 mm Hg). L'acqua bolle a circa 70°C. È impossibile cuocere la carne in queste condizioni.

Ogni liquido ha il suo punto di ebollizione, che dipende dalla pressione del suo vapore saturo. Maggiore è la pressione del vapore saturo, minore è il punto di ebollizione del liquido, poiché a temperature inferiori la pressione del vapore saturo diventa uguale alla pressione atmosferica. Ad esempio, a un punto di ebollizione di 100 ° C, la pressione del vapore acqueo saturo è 101.325 Pa (760 mm Hg) e il vapore di mercurio è solo 117 Pa (0,88 mm Hg). Il mercurio bolle a 357°C a pressione normale.
Un liquido bolle quando la sua pressione di vapore saturo diventa uguale alla pressione all'interno del liquido.

???
1. Perché il punto di ebollizione aumenta all'aumentare della pressione?
2. Perché è essenziale che l'ebollizione aumenti la pressione del vapore saturo nelle bolle e non la pressione dell'aria presente in esse?
3. Come far bollire un liquido raffreddando la nave? (Questa è una domanda difficile.)

G.Ya.Myakishev, B.B.Bukhovtsev, N.N.Sotsky, Grado di fisica 10

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Didascalie delle diapositive:

Vapore saturo. Dipendenza della pressione del vapore saturo dalla temperatura. Umidità. Guseva N.P. MOU scuola secondaria n. 41, Saratov

EVAPORAZIONE Il processo di transizione di una sostanza dallo stato liquido allo stato gassoso è l'evaporazione; il processo inverso è chiamato condensazione; L'evaporazione avviene a qualsiasi temperatura diversa dallo zero assoluto; la velocità di evaporazione di un liquido dipende dalla temperatura, dall'area della superficie evaporata, dal tipo di liquido e dal vento.

BOILING - il processo di vaporizzazione che avviene in tutto il volume di un liquido Il punto di ebollizione è la temperatura di un liquido alla quale la pressione del suo vapore saturo è uguale o maggiore della pressione esterna. Per mantenere l'ebollizione, è necessario fornire calore al liquido, che viene speso per la vaporizzazione, perché l'energia interna di un vapore è maggiore dell'energia interna di un liquido della stessa massa. Durante il processo di ebollizione, la temperatura del liquido rimane costante.

Il vapore è un gas formato da molecole liquide evaporate. L'equazione p \u003d nkT è vera per questo. La principale differenza nel comportamento di un gas ideale e di un vapore saturo: quando la temperatura del vapore in un recipiente chiuso cambia (o quando il il volume cambia a temperatura costante), la massa del vapore cambia. Il liquido si trasforma parzialmente in vapore o, al contrario, il vapore condensa parzialmente. Niente del genere accade con un gas ideale.

La principale proprietà del vapore saturo è che la pressione del vapore a temperatura costante non dipende dal volume. Quando tutto il liquido sarà evaporato, il vapore, riscaldandosi ulteriormente, cesserà di essere saturo e la sua pressione a volume costante aumenterà in proporzione diretta alla temperatura assoluta (vedi Fig. 11.1, sezione della curva BC). p = nkT

In quali condizioni inizia l'ebollizione? Nel liquido sono sempre presenti gas disciolti, che si liberano sul fondo e sulle pareti del recipiente, nonché sulle particelle di polvere sospese nel liquido, che sono i centri di vaporizzazione. I vapori liquidi all'interno delle bolle sono saturi. All'aumentare della temperatura, la pressione del vapore aumenta e le bolle aumentano di dimensione. Sotto l'azione della forza di galleggiamento, galleggiano. L'ebollizione inizia quando la pressione del vapore saturo all'interno delle bolle diventa uguale e maggiore della pressione esterna e della pressione idrostatica della colonna di liquido.

Maggiore è la pressione esterna, maggiore è il punto di ebollizione. Quindi, in una caldaia a vapore ad una pressione che raggiunge 1,6 10 6 Pa, l'acqua non bolle nemmeno a una temperatura di 200°C. Nelle istituzioni mediche in recipienti ermeticamente chiusi - autoclavi (Fig. 11.2), l'acqua bolle anche a pressione elevata. Pertanto, il punto di ebollizione del liquido è molto superiore a 100°C. Le autoclavi vengono utilizzate per sterilizzare strumenti chirurgici, ecc.

Abbassando la pressione esterna, abbassiamo quindi il punto di ebollizione. Pompando aria e vapore acqueo dal pallone, è possibile far bollire l'acqua a temperatura ambiente (Fig. 11.3). Man mano che si scalano le montagne, la pressione atmosferica diminuisce, quindi il punto di ebollizione diminuisce. Ad un'altitudine di 7134 m (picco Lenin nel Pamirs), la pressione è approssimativamente uguale (300 mm Hg). L'acqua bolle a circa 70°C. È impossibile cuocere la carne in queste condizioni.

Quale processo si chiama evaporazione? Quali fattori influenzano la velocità di evaporazione di un liquido? Quale processo si chiama condensazione? Come spiegare i processi di evaporazione dal punto di vista di MKT? Perché l'evaporazione è accompagnata da una diminuzione della temperatura del liquido?

5. Perché la temperatura di un liquido non cambia durante l'ebollizione, sebbene il liquido continui a ricevere energia dal riscaldatore? 6. Quale forza solleva le bolle sulla superficie del liquido? 7. È possibile far bollire l'acqua a temperature inferiori a 100°C?

UMIDITÀ DELL'ARIA Nell'atmosfera terrestre sono presenti 13 - 15 mila km 3 di acqua sotto forma di gocce, cristalli e vapore acqueo. La quantità di vapore acqueo nell'aria è chiamata umidità. L'umidità è caratterizzata da: pressione parziale (p) - la pressione che il vapore acqueo produrrebbe se tutti gli altri gas fossero assenti; umidità relativa (φ) - il rapporto tra la pressione parziale p del vapore acqueo contenuta nell'aria a una data temperatura e la pressione p del vapore saturo alla stessa temperatura

Le previsioni del tempo indicano il valore dell'umidità relativa in percentuale! L'umidità relativa indica quanto il contenuto di vapore acqueo dell'aria è vicino alla saturazione. Con un'umidità relativa del 100%, nell'aria è presente vapore acqueo saturo. Sia l'eccessiva aria secca che l'elevata umidità sono dannosi per la salute umana. L'umidità dell'aria più confortevole per una persona si trova nell'intervallo del 40-60%.

Prendi una nave chiusa, in cui versiamo acqua. Le molecole di idrogeno, che hanno una grande riserva di energia, sono in grado di fuoriuscire dalla superficie dell'acqua nella fase gassosa. Alcuni di loro possono tornare in acqua. Nel tempo si stabilisce un equilibrio tra il numero di molecole rilasciate nel vapore e quelle restituite al liquido.

Si dice vapore in equilibrio con un liquido ricco, e si chiama la pressione che esercita pressione del vapore saturo ( P°A).

P° A- pressione di vapore saturo su solvente puro.

Ora prendiamo lo stesso recipiente chiuso e versiamo una soluzione contenente sostanze A+B (non volatili) le molecole del soluto nella corsia non escono, escono le molecole del solvente. Viene fuori un numero minore di molecole di solvente, perché sono meno in soluzione che in un solvente puro. Pertanto, l'equilibrio sarà stabilito a una pressione inferiore.

PAPÀè la pressione di vapore saturo del solvente al di sopra della soluzione. Questa pressione è sempre inferiore alla pressione del vapore di saturazione di un solvente puro ( PAPÀ< P° A ).

Sulla base di queste esperienze Raoul Ha dedotto la sua legge, che ha due forme di registrazione, e, di conseguenza, due formulazioni:

1) la pressione di vapore saturo del solvente sulla soluzione è direttamente proporzionale alla frazione molare del solvente. P A = P° A *N A

2) al posto della frazione molare del solvente, è necessario inserire la frazione molare del soluto

N A = 1-N B

P A = P° A *(1-N B)

N B =(P° A -P A)/ P° A

P° A - P A caratterizza la diminuzione della pressione del vapore saturo del solvente sulla soluzione.

La relativa diminuzione della pressione del vapore saturo del solvente sulla soluzione è uguale alla frazione molare della soluzione.

2) il punto di ebollizione della soluzione - questa è la t alla quale la pressione di vapore saturo del solvente sulla soluzione diventa uguale alla pressione esterna.

AB caratterizza la variazione della pressione di vapore saturo in un solvente puro con t

CD caratterizza la variazione della pressione del vapore saturo del solvente su una soluzione con una concentrazione di C m 1, con t

C'D' caratterizza la variazione della pressione del vapore saturo del solvente su una soluzione con una concentrazione di C m 2, C m 2 > C m 1

Conclusioni:

1) tutte le soluzioni bollono a t superiore al solvente puro

2) l'aumento del punto di ebollizione è direttamente proporzionale alla concentrazione molare della soluzione.

∆T k \u003d T a r-ra -T a r-la

∆T a-aumento del punto di ebollizione

∆T k \u003d E * C m(E - costante ebullioscopica)

Il significato fisico del valore di E:

La costante ebullioscopica caratterizza l'aumento di ebollizione t che si osserverebbe se C

Se C m \u003d 1 mol / kg * H 2 O, allora E \u003d ∆T a

Il valore di E dipende solo dalla natura del solvente e non dipende dalla natura del reagente

E n2o \u003d 0,51 gradi * kg / mol

Quando si calcola ∆ T a temperatura sono presi in ºС!!!

3) punto di congelamento della soluzione è t a cui la pressione del vapore di saturazione del solvente sulla soluzione diventa uguale alla pressione del vapore di saturazione sul ghiaccio.

MN caratterizza la variazione della pressione di vapore saturo sul ghiaccio con t.

1) tutte le soluzioni congelano a t inferiore al solvente puro.

2) la diminuzione del congelamento t è direttamente proporzionale alla soluzione.

∆T s \u003d T s r-la - T s r-ra(∆Т=0)

∆T s \u003d K * C m

Aè la costante cristallografica

Se C m \u003d 1 mol / kg * H 2 O, allora K \u003d ∆ T

K H2O \u003d 1,86 gradi * kg / mol

Uso pratico delle proprietà delle soluzioni per congelare a t inferiore:

1) per la preparazione di miscele di raffreddamento

2) in cambio di strada ghiacciata, ghiaccio, cosparsa di sale.

3) metodo crioscopico per la determinazione della massa molare di un soluto:

Prendono un campione del solvente, lo raffreddano con una miscela di ghiaccio e sale e determinano la temperatura di congelamento usando un termometro speciale, chiamato Termometro Beckmann . Successivamente, il solvente viene sciolto e viene aggiunta una porzione pesata del soluto e viene anche determinato il punto di congelamento. Quindi calcola

∆T s \u003d T s r-la - T s r-ra

∆T k \u003d (K * m B * 1000) / (M B * m A) e da questa formula calcola M B .

M B \u003d (K * m B * 1000) / (∆T a * m A)

4) osmosi e pressione osmotica

Considera il dispositivo dell'osmometro più semplice. Una cella osmometrica è posta in un bicchiere d'acqua, che è chiuso dal basso con una membrana semipermeabile in modo che il livello dello zucchero e il livello dell'acqua siano allo stesso livello. L'acqua sale e il livello sale

Osmosi - si tratta di una diffusione spontanea unilaterale di molecole di solvente attraverso una membrana semipermeabile da una soluzione a concentrazione inferiore a una soluzione a concentrazione maggiore.

Pressione osmotica pari alla pressione idrostatica di una colonna liquida di altezza h, che deve essere applicata alla soluzione per ritardare l'osmosi.

Rosm. =CM *R*T

CENTIMETRO\u003d 1 mol / m 3

mol / l * 1000 \u003d mol / m 3

Posm. -> Pa (N/m2)

T->K

Viene chiamata la determinazione della quantità di cui aumenta la t di ebollizione delle soluzioni ebulimetria.

Viene chiamata la determinazione dell'entità della diminuzione del congelamento t di un solvente e una soluzione puri criometria .

Legge di Van't Hoff: pressione osmotica ( Rosm) è direttamente proporzionale alla concentrazione molare (c) e alla temperatura assoluta della soluzione (T):

Rosm. =CM *R*T

Si chiamano soluzioni che hanno la stessa pressione osmotica isotonico.

Se due soluzioni hanno pressioni osmotiche diverse, allora lo è la soluzione con la pressione osmotica più alta ipertonico in relazione al secondo e al secondo - ipotonico rispetto al primo.

Nelle soluzioni elettrolitiche, i valori di tutte le proprietà colligative sono maggiori rispetto ai non elettroliti.

Proprietà colligative delle soluzioni elettrolitiche:

1) coefficiente isotonico (i) - un valore che mostra quante volte la proprietà di una soluzione elettrolitica è maggiore della proprietà di una soluzione non elettrolitica della stessa concentrazione:

i = c*R*T el. / c*R*T non el. \u003d ∆T replace.el. /∆Т sostituzione non el. = ∆Т bollente.el. /∆T punto di ebollizione non el.

Senso io dipende dal grado di dissociazione ( α ) di un dato elettrolita e il numero di ioni (v) formati durante la dissociazione di una molecola:

io = 1 + α (v – 1)

2) attività (a) chiamata tale quantità, la cui sostituzione al posto della concentrazione nelle equazioni valide per sistemi ideali, le rende applicabili a soluzioni di elettroliti forti. Può essere rappresentato come il prodotto della concentrazione (c) e di qualche fattore variabile (f), chiamato fattore di attività . quelli. a = f*c

Il coefficiente di attività, che include una correzione per le forze di interazione, è correlato alla forza ionica della soluzione ( μ ) dalla seguente relazione: lg f = -0,5Z*radice quadrata di μ.

dove Z è la carica ionica.

3) forza ionica soluzione elettrolitica è uguale alla metà della somma dei prodotti delle concentrazioni (c) di ciascuno degli ioni presenti nella soluzione e del quadrato della loro carica, cioè

μ=1/2∑C 1 Z 1 2 =1/2(C 1 Z 1 2 + C 2 Z 2 2 +…+ C n Z n 2)

4) costante di dissociazione

Nelle soluzioni di elettroliti deboli, insieme agli ioni, ci sono molecole non dissociate, ad es. c'è un equilibrio: HA↔H + +A -

Una caratteristica della forza dell'elettrolita è la costante di dissociazione: Mancare di rispetto. \u003d [LA - ] /

La relazione della costante di dissociazione con la concentrazione dell'elettrolita e il grado di dissociazione è stata stabilita da Ostwald. Legge di diluizione di Ostwald: Mancare di rispetto. = cα 2 /(1-α)

Per gli elettroliti deboli, è molto piccolo e il suo valore può essere trascurato.

Poi: Mancare di rispetto. =α 2 c

2.10,11,12

Diffusione - un processo spontaneo di livellare una sostanza in una soluzione.

Dal punto di vista della termodinamica, la causa della diffusione è il movimento di una sostanza da un potenziale chimico superiore ad uno inferiore: μ(s 1)> μ(s 2), per ñ 1 >c 2

La diffusione si interrompe quando la concentrazione in tutti i punti della soluzione diventa la stessa. In questo caso, il potenziale chimico in diversi punti del sistema diventa lo stesso.

La velocità di diffusione di una sostanza dipende dalla massa e dalla forma delle sue molecole, nonché dalla differenza delle concentrazioni di questa sostanza nei diversi strati.

Nel 1855 cazzo, studiando i processi diffusi, ha stabilito la legge: la velocità di diffusione di una sostanza è proporzionale alla superficie attraverso la quale la sostanza viene trasferita, e al gradiente di concentrazione di questa sostanza.

∆n/∆t= -D*S*∆c/∆x

∆n/∆t - velocità di diffusione, mol/s

S - superficie, m 2

∆c/∆x - gradiente di concentrazione, mol/m 2

D - coefficiente di proporzionalità o coefficiente di diffusione di una sostanza, m 2 / s

Einstein e a prescindere Smoluchowski messo in evidenza quanto segue equazione del coefficiente di diffusione: D=(RT/NA)*(1/6πηr)

R - costante del gas universale, avvolto 8,31 J / (mol K)

T - temperatura assoluta, K

N A - Costante di Avogadro, pari a 6,02 * 10 23 1 / mol

r - raggio di diffusione delle particelle, m

D - coefficiente di diffusione, m 2 / s

η - viscosità del mezzo, N * s / m 2

Scoiattoli (proteine, polipeptidi) - sostanze organiche ad alto peso molecolare, costituite da amminoacidi collegati in una catena da un legame peptidico.

Proteine ​​separate:

1) proteine ​​semplici considerato come un prodotto della policondensazione di amminoacidi, cioè come un polimero naturale specifico

2) proteine ​​complesse sono costituiti da una semplice proteina e componenti non proteici: carboidrati, acidi nucleici, lipidi e altri composti.

Il valore del pH a cui si trova la proteina stato isoelettrico , cioè. in uno stato in cui il numero di cariche opposte in una particella proteica è lo stesso e la sua carica totale è zero viene chiamato punto isoelettrico di questa proteina.

salando - questo è il fenomeno della precipitazione dello IUD disciolto sotto l'azione di una grande concentrazione di elettrolita.

In base alla loro azione di salatura, tutti i cationi e gli anioni possono essere disposti all'interno serie liotropica :

La disposizione degli ioni nelle serie liotropiche non è correlata all'entità della loro carica, come nel caso della coagulazione ordinaria, ma al grado della loro idratazione. Più lo ione è in grado di legare il solvente, maggiore è il suo effetto di salatura. Il ruolo principale nella salatura, oltre che nel rigonfiamento, spetta agli anioni, mentre i cationi hanno un effetto minore sulla salatura.

2.13,16,18,19,20,21

Le proprietà dei polimeri cambiano significativamente quando vengono aggiunti composti a basso peso molecolare. Ad esempio, se un film di cellophane costituito da cellulosa viene inumidito con glicerina, piccole molecole di glicerolo penetrano nello spazio tra le molecole di cellulosa e formano una specie di lubrificante. In questo caso, i legami intermolecolari si indeboliscono e il film diventa più plastico.

Plastificazione del polimero - Viene chiamato l'aumento della plasticità del polimero con una piccola quantità di NMS.

Gonfiore e scioglimento dello IUD. Al contatto del polimero (VMS) e del solvente (NMS), si verifica il rigonfiamento e quindi la dissoluzione del polimero.

1) Gonfiore- penetrazione del solvente nella sostanza polimerica, accompagnata da un aumento del volume e della massa del campione. Quantitativamente, il gonfiore è misurato dal grado di gonfiore:

Il grado di rigonfiamento dipende dalla rigidità delle catene polimeriche. Nei polimeri rigidi con un gran numero di reticolazioni (reticolazioni) tra catene, il grado di rigonfiamento è basso. Quindi, ad esempio, le ebaniti - gomme altamente vulcanizzate - praticamente non si gonfiano nel benzene. Le gomme (gomme) si gonfiano in misura limitata nella benzina. Anche la gelatina in acqua fredda è caratterizzata da un gonfiore limitato. L'aggiunta di acqua calda alla gelatina o di benzene alla gomma naturale provoca un rigonfiamento indefinito di questi polimeri.

L'influenza di vari fattori sul grado di gonfiore:

1) Il grado di rigonfiamento del polimero dipende dalla sua natura e dalla natura del solvente. Il polimero si gonfia meglio in un solvente le cui interazioni molecolari con le macromolecole sono elevate. I polimeri polari si gonfiano nei liquidi polari (proteine ​​nell'acqua), non polari - in non polari (gomma nel benzene). Il rigonfiamento limitato è simile alla solubilità limitata. Di conseguenza, si formano gelatine (polimero limitatamente gonfio).

2) Oltre alla natura del solvente, il rigonfiamento dello IUD è influenzato dalla presenza di elettroliti

3) pH medio

4) temperatura.

2) Il processo di transizione di un sol o di una soluzione polimerica in una gelatina è chiamato gelificazione o gelificazione.

Fattori che influenzano questo processo:

1) concentrazione(aumentando la concentrazione si velocizza il processo di gelificazione)

2) natura delle sostanze(non tutti i sol idrofobici possono trasformarsi in gel, ad esempio sol di metalli nobili: oro, argento, platino - non sono in grado di gelificare, il che si spiega con la struttura peculiare e la bassa concentrazione dei loro sol)

3) temperatura(le basse temperature contribuiscono alla gelificazione. L'abbassamento della temperatura accelera l'aggregazione delle particelle e riduce la solubilità della sostanza)

4) tempo di elaborazione(Il processo di gelificazione, anche a basse temperature, richiede tempi lunghi (da minuti a settimane) per la formazione di una rete volumetrica cellulare. Il tempo necessario per la sua formazione è detto periodo di maturazione)

5) forma delle particelle(procedono particolarmente bene i processi di gelatinizzazione in sol costituiti da particelle astiformi o nastriformi)

6) elettroliti(influenzare diversamente la velocità di gelatinizzazione)

7) reazione ambientale(la gelatinizzazione avviene più velocemente quando le molecole proteiche non hanno carica elettrica e sono meno idratate, cioè sono in uno stato isoelettrico)

Viene chiamata la capacità di molti gel di liquefarsi sotto l'influenza di influenze meccaniche, trasformarsi in sol e quindi gelificare di nuovo in uno stato di riposo tissotropia .

3) Estrusione IUD - isolamento degli IUD dalla soluzione con l'introduzione di ioni o non elettroliti.

L'effetto meno salante sarà mostrato dalle basi morbide - anioni I- e NCS- - che sono debolmente idratate e ben adsorbite dalle molecole di HMC.

Si osserva una diminuzione della stabilità della soluzione HMS con una diminuzione della liofilia del polimero. La liofilia può essere ridotta non solo aggiungendo ioni ben idratati, ma anche aggiungendo un solvente alla soluzione acquosa di HMW, in cui il polimero è meno solubile che in acqua. Ad esempio, l'etanolo ha un effetto salante sulla gelatina disciolta in acqua.

4) Coacervazione - in caso di violazione della stabilità della soluzione IUD, la formazione di coacervare - una nuova fase liquida arricchita con polimero. Coacervato può essere nella soluzione iniziale sotto forma di gocce o formare uno strato continuo (stratificazione);

La coacervazione si verifica quando la temperatura o la composizione della soluzione cambia ed è dovuta a una diminuzione della solubilità reciproca dei componenti della soluzione. La più studiata coacervazione di proteine ​​e polisaccaridi in soluzioni acquose. Secondo una delle teorie sull'origine della vita sulla Terra (A.I. Oparin), i coacervati sono gli embrioni di antiche forme di vita.

Uso: per la microincapsulazione di farmaci. Per fare ciò, la sostanza medicinale viene dispersa in una soluzione polimerica e quindi, variando la temperatura o il pH del mezzo, facendo evaporare parte del solvente o introducendo un agente salante, dalla soluzione viene isolata una fase ricca di polimeri. Piccole gocce di questa fase si depositano sulla superficie delle capsule di particelle disperse, formando un guscio continuo. La microincapsulazione dei farmaci fornisce stabilità, prolunga l'azione e maschera il sapore sgradevole dei farmaci.

2.24,25,26,27

Viscosità- una misura della resistenza dell'ambiente al movimento. Questo valore è caratterizzato dal coefficiente di viscosità.

La pressione del vapore di saturazione di un liquido aumenta bruscamente con l'aumentare della temperatura. Lo si vede dalla figura 12, che mostra le curve di tensione di vapore di alcuni liquidi, partendo dai punti di fusione e finendo nei punti critici.

Riso. 12. La dipendenza della pressione del vapore di saturazione di alcuni liquidi dalla temperatura.

La dipendenza funzionale della pressione di vapore saturo di un liquido dalla temperatura può essere espressa dall'equazione (IV, 5), e lontano dalla temperatura critica, dall'equazione (IV, 8).

Supponendo che il calore di evaporazione (sublimazione) sia costante in un piccolo intervallo di temperatura, possiamo integrare l'equazione (IV, 8)

(IV, 9)

Rappresentando l'equazione (IV, 9) come integrale indefinito, otteniamo:

(IV, 10),

dove C è la costante di integrazione.

Secondo queste equazioni, la dipendenza della pressione di vapore saturo di un liquido (o sostanza cristallina) dalla temperatura può essere espressa da una retta in coordinate (in questo caso la pendenza della retta è ). Tale dipendenza avviene solo in un determinato intervallo di temperatura lontano da quello critico.

La figura 13 mostra la dipendenza della pressione di vapore saturo di alcuni liquidi nelle coordinate indicate, che si adatta in modo soddisfacente a linee rette nell'intervallo 0-100°C.

Riso. 13. Dipendenza del logaritmo della pressione di vapore saturo di alcuni liquidi dalla temperatura reciproca.

Tuttavia, l'equazione (IV, 10) non copre la dipendenza della pressione del vapore saturo dalla temperatura nell'intero intervallo di temperatura, dalla temperatura di fusione a quella critica. Da un lato, il calore di evaporazione dipende dalla temperatura e l'integrazione deve essere effettuata tenendo conto di questa dipendenza. D'altra parte, il vapore saturo ad alte temperature non può essere considerato un gas ideale, perché allo stesso tempo, la sua pressione aumenta in modo significativo. Pertanto, l'equazione che copre la dipendenza P = f(T) in un ampio intervallo di temperature, diventa inevitabilmente empirico.

stato supercritico- la quarta forma dello stato aggregato della materia, in cui possono passare molte sostanze organiche e inorganiche.

Lo stato supercritico della materia fu scoperto per la prima volta da Cañar de la Tour nel 1822. Il vero interesse per il nuovo fenomeno sorse nel 1869 dopo gli esperimenti di T. Andrews. Conducendo esperimenti in tubi di vetro dalle pareti spesse, lo scienziato ha studiato le proprietà della CO 2, che si liquefa facilmente all'aumentare della pressione. Di conseguenza, ha scoperto che a 31 ° C e 7,2 MPa, il menisco - il confine che separa il liquido e il vapore in equilibrio con esso, scompare, mentre il sistema diventa omogeneo (omogeneo) e l'intero volume assume la forma di un liquido opalescente bianco latte. Con un ulteriore aumento della temperatura, diventa rapidamente trasparente e mobile, costituito da getti che scorrono costantemente, simili a flussi di aria calda su una superficie riscaldata. Un ulteriore aumento della temperatura e della pressione non ha portato a cambiamenti visibili.

Il punto in cui si verifica tale transizione, ha chiamato critico, e lo stato della materia al di sopra di questo punto - supercritico. Nonostante il fatto che esternamente questo stato assomigli a un liquido, ora viene utilizzato un termine speciale per esso: fluido supercritico (dalla parola inglese fluido, cioè "capace di fluire"). Nella letteratura moderna è accettata l'abbreviazione di fluidi supercritici - SCF.

La posizione delle linee che delimitano le regioni dello stato gassoso, liquido e solido, nonché la posizione del punto triplo, dove convergono tutte e tre le regioni, è individuale per ciascuna sostanza. La regione supercritica inizia nel punto critico (indicato da un asterisco), che è necessariamente caratterizzato da due parametri: la temperatura ( T cre.) e pressione ( R cre.). Una diminuzione della temperatura o della pressione al di sotto dei valori critici porta la sostanza fuori dallo stato supercritico.

Il fatto dell'esistenza di un punto critico ha permesso di capire perché alcuni gas, ad esempio idrogeno, azoto e ossigeno, non potevano essere ottenuti in forma liquida con pressione crescente per molto tempo, motivo per cui venivano chiamati gas permanenti (dal latino permanente- "costante"). Il diagramma sopra mostra che la regione di esistenza della fase liquida si trova a sinistra della linea di temperatura critica. Pertanto, per liquefare qualsiasi gas, deve essere prima raffreddato a una temperatura inferiore a quella critica. La CO 2 ha una temperatura critica superiore alla temperatura ambiente, quindi può essere liquefatta in queste condizioni aumentando la pressione. L'azoto ha una temperatura critica molto più bassa, -239,9°C, quindi se si comprime l'azoto in condizioni normali, si può eventualmente raggiungere la regione supercritica, ma l'azoto liquido non può formarsi. È necessario prima raffreddare l'azoto al di sotto della temperatura critica e poi, aumentando la pressione, raggiungere una regione in cui è possibile l'esistenza di un liquido. La situazione è simile per l'idrogeno e l'ossigeno (le temperature critiche sono rispettivamente –118,4°C e –147°C), quindi prima della liquefazione vengono raffreddati ad una temperatura inferiore a quella critica, e solo allora la pressione viene aumentata. Uno stato supercritico è possibile per la maggior parte delle sostanze, è solo necessario che la sostanza non si decomponga a una temperatura critica. Rispetto alle sostanze indicate, il punto critico per l'acqua si raggiunge con grande difficoltà: t cre\u003d 374,2 ° C e R cre = 21,4 MPa.

Il punto critico è riconosciuto come un importante parametro fisico di una sostanza, lo stesso del punto di fusione o di ebollizione. La densità di SCF è eccezionalmente bassa, ad esempio, l'acqua nello stato SCF ha una densità tre volte inferiore a quella in condizioni normali. Tutti gli SCF hanno una viscosità estremamente bassa.

I fluidi supercritici sono un incrocio tra un liquido e un gas. Possono comprimersi come i gas (i liquidi ordinari sono praticamente incomprimibili) e, allo stesso tempo, sono in grado di dissolvere molte sostanze allo stato solido e liquido, cosa insolita per i gas. L'etanolo supercritico (a temperature superiori a 234°C) dissolve molto facilmente alcuni sali inorganici (CoCl 2 , KBr, KI). L'anidride carbonica, il protossido di azoto, l'etilene e alcuni altri gas nello stato SCF acquisiscono la capacità di dissolvere molte sostanze organiche: acido stearico, paraffina, naftalene. Le proprietà della CO 2 supercritica come solvente possono essere controllate: con un aumento della pressione, il suo potere dissolvente aumenta notevolmente.

I fluidi supercritici iniziarono ad essere ampiamente utilizzati solo negli anni '80, quando il livello generale di sviluppo industriale rese ampiamente disponibili le strutture SFR. Da quel momento iniziò lo sviluppo intensivo delle tecnologie supercritiche. Gli SCF non sono solo buoni solventi, ma anche sostanze con un alto coefficiente di diffusione, ad es. penetrano facilmente negli strati profondi di vari solidi e materiali. La CO 2 supercritica ha trovato l'applicazione più ampia, che si è rivelata un solvente per un'ampia gamma di composti organici. L'anidride carbonica è diventata un leader nel mondo delle tecnologie supercritiche, come ha tutta una serie di vantaggi. È abbastanza facile trasferirlo allo stato supercritico ( t cre- 31°C, R cre – 73,8 ATM.), inoltre è atossico, non infiammabile, non esplosivo, inoltre è economico e disponibile. Dal punto di vista di qualsiasi tecnologo, è una componente ideale di qualsiasi processo. È particolarmente attraente perché è parte integrante dell'aria atmosferica e, quindi, non inquina l'ambiente. La CO 2 supercritica può essere considerata un solvente assolutamente puro dal punto di vista ambientale.

Ora due direzioni indipendenti di utilizzo dei fluidi supercritici si sono sviluppate e coesistono produttivamente. Queste due direzioni differiscono negli obiettivi finali di ciò che si ottiene con l'aiuto di questi media supercritici. Nel primo caso, gli SCF vengono utilizzati per estrarre le sostanze necessarie da vari materiali, prodotti o scarti di produzione. E c'è un enorme interesse economico in questo. Nel secondo caso, SCF viene utilizzato direttamente per l'implementazione di trasformazioni chimiche preziose, spesso nuove. Va sottolineato che i vantaggi degli SCF come estraenti sono principalmente dovuti al fatto che si sono rivelati in grado di dissolvere in modo estremamente efficace i composti non polari, compresi i solidi. Questo vantaggio principale è nettamente accresciuto dall'elevata diffusività degli SCF, che abbiamo già menzionato, e dalla loro viscosità eccezionalmente bassa. Entrambe queste ultime caratteristiche portano al fatto che la velocità di estrazione diventa estremamente elevata. Facciamo solo alcuni esempi.

Pertanto, la deasfaltazione degli oli lubrificanti viene eseguita utilizzando propano supercritico. Il petrolio greggio si dissolve in propano supercritico a una pressione nettamente superiore a R cre. In questo caso tutto passa in soluzione, ad eccezione delle frazioni di asfalto pesante. A causa dell'enorme differenza di viscosità tra il fluido supercritico e la frazione di asfalto, la separazione meccanica è molto facile. Quindi la soluzione supercritica entra nei vasi di espansione, nei quali la pressione diminuisce gradualmente, rimanendo però più alta R cre fino all'ultimo serbatoio. In questi serbatoi, le frazioni di impurità degli oli progressivamente più leggere vengono separate in sequenza dalla soluzione a causa di una diminuzione della loro solubilità con una diminuzione della pressione. La separazione delle fasi in ciascuno di questi contenitori è ancora molto facile a causa della forte differenza delle loro viscosità. La pressione nell'ultimo serbatoio è inferiore R cre, il propano evapora, di conseguenza viene rilasciato olio purificato dalle impurità indesiderate.

La caffeina, farmaco utilizzato per migliorare l'attività del sistema cardiovascolare, si ottiene dai chicchi di caffè anche senza la loro macinazione preliminare. La completezza dell'estrazione è ottenuta grazie all'elevata capacità di penetrazione dell'SCF. I grani vengono posti in un'autoclave: un contenitore in grado di resistere a una maggiore pressione, quindi viene immessa CO 2 gassosa, quindi viene creata la pressione necessaria (> 73 ATM.), di conseguenza, la CO 2 passa nello stato supercritico. Tutto il contenuto viene miscelato, dopodiché il liquido, insieme alla caffeina disciolta, viene versato in un contenitore aperto. L'anidride carbonica, essendo a pressione atmosferica, si trasforma in gas e vola nell'atmosfera, e la caffeina estratta rimane in un contenitore aperto nella sua forma pura.

Attualmente, l'elevata solubilità di H 2 nei fluidi supercritici è di grande importanza pratica, poiché utili processi di idrogenazione sono molto comuni. Ad esempio, è stato sviluppato un processo efficiente per l'idrogenazione catalitica della CO 2 allo stato supercritico, che porta alla formazione di acido formico. Il processo è molto veloce e pulito.

Dipendenza della pressione del vapore saturo dalla temperatura. Lo stato del vapore saturo è approssimativamente descritto dall'equazione di stato di un gas ideale (3.4), e la sua pressione è approssimativamente determinata dalla formula

All'aumentare della temperatura, la pressione aumenta. Poiché la pressione del vapore di saturazione non dipende dal volume, dipende quindi solo dalla temperatura.

Tuttavia, questa dipendenza trovata sperimentalmente non è direttamente proporzionale, come in un gas ideale a volume costante. All'aumentare della temperatura, la pressione del vapore saturo aumenta più velocemente della pressione di un gas ideale (Fig. 52, sezione della curva AB).

Ciò accade per il seguente motivo. Quando un liquido viene riscaldato con vapore in un recipiente chiuso, parte del liquido si trasforma in vapore. Di conseguenza, secondo la formula (5.1), la pressione del vapore aumenta non solo per un aumento della temperatura, ma anche per un aumento della concentrazione di molecole (densità) del vapore. La principale differenza nel comportamento di un gas ideale e di un vapore saturo è che quando la temperatura del vapore in un recipiente chiuso cambia (o quando il volume cambia a temperatura costante), la massa del vapore cambia. Il liquido si trasforma parzialmente in vapore o, al contrario, il vapore condensa parzialmente. Niente del genere accade con un gas ideale.

Quando tutto il liquido evapora, il vapore, riscaldandosi ulteriormente, cesserà di essere saturo e la sua pressione a volume costante aumenterà in proporzione diretta alla temperatura assoluta (sezione BC in Figura 52).

Bollente. La dipendenza della pressione del vapore di saturazione dalla temperatura spiega perché il punto di ebollizione di un liquido dipende dalla pressione. Durante l'ebollizione, si formano bolle di vapore in rapida crescita in tutto il volume del liquido, che galleggiano in superficie. Ovviamente una bolla di vapore può crescere quando la pressione del vapore saturo al suo interno supera di poco la pressione nel liquido, che è la somma della pressione dell'aria sulla superficie del liquido (pressione esterna) e della pressione idrostatica della colonna di liquido.

L'ebollizione inizia a una temperatura alla quale la pressione del vapore di saturazione nelle bolle è uguale alla pressione nel liquido.

Maggiore è la pressione esterna, maggiore è il punto di ebollizione. Pertanto, a una pressione in una caldaia a vapore che raggiunge Pa, l'acqua non bolle nemmeno a una temperatura di 200°C. Nelle istituzioni mediche, l'acqua bollente in recipienti ermeticamente chiusi - autoclavi (Fig. 53) - si verifica anche a pressione elevata. Pertanto, il punto di ebollizione è molto superiore a 100°C. Le autoclavi vengono utilizzate per sterilizzare strumenti chirurgici, medicazioni, ecc.

Al contrario, riducendo la pressione, abbassiamo il punto di ebollizione. Pompando aria e vapore acqueo dal pallone, puoi far bollire l'acqua a temperatura ambiente (Fig. 54). Man mano che si scalano le montagne, la pressione atmosferica diminuisce. Pertanto, il punto di ebollizione diminuisce. In alto

7134 m (Picco Lenin nel Pamir) la pressione è approssimativamente uguale a Pa (300 mm Hg). Il punto di ebollizione dell'acqua è di circa 70 °C. È impossibile cucinare, ad esempio, la carne in queste condizioni.

La differenza nei punti di ebollizione dei liquidi è determinata dalla differenza di pressione dei loro vapori saturi. Maggiore è la pressione di vapore saturo, minore è il punto di ebollizione del liquido corrispondente, poiché a temperature inferiori la pressione di vapore saturo diventa uguale alla pressione atmosferica. Ad esempio, a 100 ° C, la pressione del vapore acqueo saturo è (760 mm Hg) e il vapore di mercurio è solo 117 Pa (0,88 mm Hg). Il mercurio bolle a 357°C a pressione normale.

temperatura critica. Con un aumento della temperatura, contemporaneamente all'aumento della pressione del vapore saturo, aumenta anche la sua densità. La densità di un liquido in equilibrio con il suo vapore, al contrario, diminuisce per l'espansione del liquido quando riscaldato. Se in una figura tracciamo curve per la dipendenza della densità di un liquido e del suo vapore dalla temperatura, allora per il liquido la curva scenderà e per il vapore salirà (Fig. 55).

Ad una certa temperatura, detta temperatura critica, entrambe le curve si fondono, cioè la densità del liquido diventa uguale alla densità del vapore.

La temperatura critica è la temperatura alla quale scompaiono le differenze nelle proprietà fisiche tra il liquido e il suo vapore saturo.

Alla temperatura critica, la densità (e la pressione) del vapore saturo diventa massima e la densità del liquido in equilibrio con il vapore diventa minima. Il calore specifico di vaporizzazione diminuisce con l'aumentare della temperatura e diventa zero alla temperatura critica.

Ogni sostanza ha la sua temperatura critica. Ad esempio, la temperatura critica dell'acqua, mentre il monossido di carbonio liquido (IV)