27. Struktur und Eigenschaften von Eisen; Metastabiles und stabiles Eisen-Kohlenstoff-Phasendiagramm. Bildung der Struktur von Kohlenstoffstählen. Bestimmung des Kohlenstoffgehalts in Stahl nach Struktur Eisen-Kohlenstoff-Legierungen sind das häufigste Metall

Einführung.

Phasen werden als homogene unterschiedliche Teile physikalisch-chemischer Systeme bezeichnet. Ein Stoff ist homogen, wenn alle Parameter des Zustands des Stoffes in allen seinen Volumina, deren Abmessungen groß sind im Vergleich zu den interatomaren Zuständen, gleich sind. Gemische verschiedener Gase bilden immer dann eine Phase, wenn sie im gesamten Volumen in gleicher Konzentration vorliegen.

Derselbe Stoff kann sich je nach äußeren Bedingungen in einem von drei Aggregatzuständen befinden - flüssig, fest oder gasförmig. Je nach äußeren Bedingungen kann es in einer Phase oder in mehreren Phasen gleichzeitig sein. In der uns umgebenden Natur beobachten wir besonders häufig Phasenübergänge von Wasser. Zum Beispiel: Verdunstung, Kondensation. Es gibt Druck- und Temperaturbedingungen, unter denen sich der Stoff in verschiedenen Phasen im Gleichgewicht befindet. Wenn beispielsweise ein Gas im Phasengleichgewicht verflüssigt wird, kann das Volumen beliebig sein, und die Übergangstemperatur hängt vom Sättigungsdampfdruck ab. Die Temperaturen, bei denen Übergänge von einer Phase in eine andere stattfinden, werden Übergangstemperaturen genannt. Sie hängen vom Druck ab, wenn auch in unterschiedlichem Maße: Der Schmelzpunkt ist schwächer, die Verdampfungs- und Sublimationstemperatur höher. Bei normalem und konstantem Druck findet der Übergang bei einer bestimmten Temperatur statt, und hier finden Schmelzen, Sieden und Sublimation (oder Sublimation) statt. Unter Sublimation versteht man den Übergang eines Stoffes vom festen in den gasförmigen Zustand, der beispielsweise in den Hüllen von Kometenschweifen beobachtet werden kann. Wenn ein Komet weit von der Sonne entfernt ist, konzentriert sich fast seine gesamte Masse in seinem Kern, der 10-12 Kilometer misst. Der von einer kleinen Gashülle umgebene Kern ist der sogenannte Kopf eines Kometen. Bei Annäherung an die Sonne beginnen sich Kern und Schalen des Kometen zu erwärmen, die Wahrscheinlichkeit der Sublimation steigt und die Desublimation nimmt ab. Die aus dem Kometenkern entweichenden Gase nehmen feste Partikel mit, der Kometenkopf nimmt an Volumen zu und wird in seiner Zusammensetzung zu Gas und Staub.

Phasenübergänge erster und zweiter Art.

Phasenübergänge sind von mehreren Arten. Änderungen der Aggregatzustände eines Stoffes werden als Phasenübergänge erster Ordnung bezeichnet, wenn:

1) Die Temperatur ist während des gesamten Übergangs konstant.

2) Die Lautstärke des Systems ändert sich.

3) Die Entropie des Systems ändert sich.

Damit ein solcher Phasenübergang eintritt, ist es erforderlich, dass eine gegebene Stoffmasse eine bestimmte Wärmemenge umhüllt, die der latenten Umwandlungswärme entspricht. Tatsächlich muss beim Übergang der kondensierten Phase in eine Phase mit geringerer Dichte eine bestimmte Energiemenge in Form von Wärme zugeführt werden, die dazu dient, das Kristallgitter (beim Schmelzen) zu zerstören oder flüssige Moleküle von jedem zu entfernen andere (während der Verdampfung). Während der Umwandlung geht latente Wärme in die Umwandlung von Kohäsionskräften über, die Intensität der thermischen Bewegung ändert sich nicht, infolgedessen bleibt die Temperatur konstant. Bei einem solchen Übergang steigt der Grad der Unordnung und damit die Entropie. Wenn der Prozess in die entgegengesetzte Richtung geht, wird latente Wärme freigesetzt. Zu den Phasenübergängen erster Art gehören: die Umwandlung eines Feststoffs in eine Flüssigkeit (Schmelzen) und der umgekehrte Prozess (Kristallisation), Flüssigkeit in Dampf (Verdampfen, Sieden). Eine kristalline Modifikation - zu einer anderen (polymorphe Transformationen). Phasenübergänge der zweiten Art umfassen: den Übergang eines Normalleiters in einen supraleitenden Zustand, Helium-1 in supraflüssiges Helium-2, einen Ferromagneten in einen Paramagneten. Metalle wie Eisen, Kobalt, Nickel und Gadolinium zeichnen sich durch ihre Fähigkeit aus, stark magnetisiert zu werden und einen Magnetisierungszustand für lange Zeit aufrechtzuerhalten. Sie werden Ferromagnete genannt. Die meisten Metalle (Alkali- und Erdalkalimetalle und ein erheblicher Teil der Übergangsmetalle) sind schwach magnetisiert und behalten diesen Zustand außerhalb eines Magnetfelds nicht bei – dies sind Paramagnete. Phasenübergänge zweiter, dritter usw. Art gehören zur Ordnung jener Ableitungen des thermodynamischen Potentials f, die am Übergangspunkt endliche Messungen erfahren Eine solche Einteilung von Phasenumwandlungen gehört zur Arbeit der Theorie Physiker Paul Ernst (1880 -1933). Im Falle eines Phasenübergangs zweiter Ordnung erfahren Ableitungen zweiter Ordnung Sprünge am Übergangspunkt: Wärmekapazität bei konstantem Druck Δp 2), Wärmeausdehnungskoeffizient b \u003d (1 / V 0) (Δ 2 f /? Tp), während die ersten Ableitungen stetig bleiben. Das heißt, es findet keine Wärmeabgabe (Aufnahme) und keine Änderung des spezifischen Volumens (φ - thermodynamisches Potential) statt.

Der Zustand des Phasengleichgewichts ist durch einen bestimmten Zusammenhang zwischen Phasenumwandlungstemperatur und Druck gekennzeichnet. Numerisch ist diese Abhängigkeit für Phasenübergänge durch die Clausius-Clapeyron-Gleichung gegeben: p/T=q/TV. Die Forschung bei tiefen Temperaturen ist ein sehr wichtiger Zweig der Physik. Tatsache ist, dass es auf diese Weise möglich ist, Störungen im Zusammenhang mit chaotischer thermischer Bewegung zu beseitigen und Phänomene in „reiner“ Form zu untersuchen. Dies ist besonders wichtig bei der Untersuchung von Quantenregularitäten. Üblicherweise wird eine physikalische Größe aufgrund chaotischer thermischer Bewegung über eine Vielzahl ihrer unterschiedlichen Werte gemittelt und Quantensprünge „verschmiert“.

Tieftemperaturen (kryogene Temperaturen), in der Physik und Kryotechnik liegt der Temperaturbereich unter 120°K (0°C=273°K); die Arbeiten von Carnot (er arbeitete an einer Wärmekraftmaschine) und Clausius legten den Grundstein für die Erforschung der Eigenschaften von Gasen und Dämpfen oder der technischen Thermodynamik. 1850 bemerkte Clausius, dass gesättigter Wasserdampf bei der Expansion teilweise kondensiert und bei der Kompression überhitzt wird. Renu leistete einen besonderen Beitrag zur Entwicklung dieser wissenschaftlichen Disziplin. Das Eigenvolumen von Gasmolekülen bei Raumtemperatur beträgt etwa ein Tausendstel des vom Gas eingenommenen Volumens. Außerdem werden Moleküle in Abständen voneinander angezogen, die größer sind als die, von denen aus ihre Abstoßung beginnt.

Eine Phase ist ein thermodynamischer Gleichgewichtszustand eines Stoffes, der sich in seinen physikalischen Eigenschaften von anderen möglichen Gleichgewichtszuständen desselben Stoffes unterscheidet. Befindet sich beispielsweise Wasser in einem geschlossenen Gefäß, dann ist es dieses System zweiphasig: flüssige Phase - Wasser; gasförmige Phase - ein Gemisch aus Luft und Wasserdampf. Wenn Eisstücke in Wasser geworfen werden, wird dieses System dreiphasig, in dem Eis eine feste Phase ist. Oft wird der Begriff „Phase“ im Sinne des Aggregatzustands verwendet, wobei zu beachten ist, dass er weiter gefasst ist als der Begriff „Aggregatzustand“. Innerhalb eines Aggregatzustandes kann ein Stoff in mehreren Phasen vorliegen, die sich in ihrer Beschaffenheit, Zusammensetzung und Struktur unterscheiden (Eis beispielsweise tritt in fünf verschiedenen Modifikationen auf – Phasen). Der Übergang eines Stoffes von einer Phase in eine andere – ein Phasenübergang – ist immer mit qualitativen Änderungen der Stoffeigenschaften verbunden. Ein Beispiel für einen Phasenübergang können Änderungen des Aggregatzustands eines Stoffes oder Übergänge sein, die mit Änderungen der Zusammensetzung, Struktur und Eigenschaften eines Stoffes einhergehen (z. B. der Übergang eines kristallinen Stoffes von einer Modifikation in eine andere).

Es gibt zwei Arten von Phasenübergängen. Ein Phasenübergang erster Art (z. B. Schmelzen, Kristallisieren usw.) geht mit der Aufnahme oder Abgabe von Wärme einher, die Phasenübergangswärme genannt wird. Phasenübergänge erster Art sind durch Temperaturkonstanz, Entropie- und Volumenänderungen gekennzeichnet. Eine Erklärung dafür kann wie folgt gegeben werden. Beispielsweise muss dem Körper beim Schmelzen eine bestimmte Wärmemenge zugeführt werden, um die Zerstörung des Kristallgitters zu bewirken. Die beim Schmelzen zugeführte Wärme wird nicht zum Erhitzen des Körpers verwendet, sondern zum Aufbrechen interatomarer Bindungen, sodass das Schmelzen bei einer konstanten Temperatur abläuft. Bei solchen Übergängen - von einem geordneteren kristallinen Zustand zu einem weniger geordneten flüssigen Zustand - nimmt der Grad der Unordnung zu, d.h. nach dem zweiten Hauptsatz der Thermodynamik ist dieser Vorgang mit einer Zunahme der Entropie des Systems verbunden. Erfolgt der Übergang in die entgegengesetzte Richtung (Kristallisation), dann gibt das System Wärme ab.

Phasenübergänge, die nicht mit der Aufnahme oder Abgabe von Wärme und einer Volumenänderung verbunden sind, nennt man Phasenübergänge zweiter Ordnung. Diese Übergänge sind durch ein konstantes Volumen und eine konstante Entropie, aber eine abrupte Änderung der Wärmekapazität gekennzeichnet. Die allgemeine Interpretation von Phasenübergängen der zweiten Art wurde von Akademiemitglied L. D. Landau (1908-1968) vorgeschlagen. Nach dieser Interpretation sind Phasenübergänge zweiter Ordnung mit einer Symmetrieänderung verbunden: Oberhalb des Übergangspunktes hat das System in der Regel eine höhere Symmetrie als unterhalb des Übergangspunktes. Beispiele für Phasenübergänge zweiter Art sind: der Übergang von ferromagnetischen Stoffen (Eisen, Nickel) bei bestimmtem Druck und Temperatur in einen paramagnetischen Zustand; der Übergang von Metallen und einigen Legierungen bei einer Temperatur nahe 0 K in einen supraleitenden Zustand, gekennzeichnet durch eine abrupte Abnahme des elektrischen Widerstands auf Null; Umwandlung von gewöhnlichem flüssigem Helium (Helium I) bei T = 2,9 K in eine andere flüssige Modifikation (Helium II) mit Suprafluiditätseigenschaften.

Phasen- Dies sind verschiedene homogene Teile physikalisch-chemischer Systeme. Eine Substanz ist homogen, wenn alle Parameter des Zustands der Substanz in allen ihren Elementarvolumina gleich sind, deren Dimensionen groß sind im Vergleich zu den interatomaren Zuständen. Gemische verschiedener Gase bilden immer dann eine Phase, wenn sie im gesamten Volumen in gleicher Konzentration vorliegen. Derselbe Stoff kann sich je nach äußeren Bedingungen in einem von drei Aggregatzuständen befinden - flüssig, fest oder gasförmig. Phasen sind stabile Zustände eines bestimmten Aggregatzustands. Der Begriff einer Phase ist weiter gefasst als der Begriff eines Aggregatzustands.

Je nach äußeren Bedingungen kann sich das System entweder in einer Phase oder in mehreren Phasen gleichzeitig im Gleichgewicht befinden. Ihre Gleichgewichtsexistenz wird genannt Phasengleichgewicht.

Verdunstung und Kondensation - häufig beobachtete Phasenübergänge von Wasser in der natürlichen Umgebung. Wenn Wasser in Dampf übergeht, tritt zuerst Verdampfung auf - der Übergang der Oberflächenschicht der Flüssigkeit in Dampf, während nur die schnellsten Moleküle in Dampf übergehen: Sie müssen die Anziehungskraft umgebender Moleküle überwinden, daher ihre durchschnittliche kinetische Energie und dementsprechend die Temperatur der Flüssigkeit sinken. Beobachtet im Alltag und den umgekehrten Prozess - Kondensation. Beide Prozesse sind von äußeren Bedingungen abhängig. In einigen Fällen stellt sich zwischen ihnen ein dynamisches Gleichgewicht ein, wenn die Anzahl der Moleküle, die die Flüssigkeit verlassen, gleich der Anzahl der Moleküle wird, die dorthin zurückkehren. Moleküle in einer Flüssigkeit werden durch Anziehungskräfte gebunden, die sie in der Flüssigkeit halten. Befinden sich Moleküle mit überdurchschnittlichen Geschwindigkeiten in der Nähe der Oberfläche, können sie diese verlassen. Dann sinkt die Durchschnittsgeschwindigkeit der verbleibenden Moleküle und die Temperatur der Flüssigkeit sinkt. Zum Verdampfen bei konstanter Temperatur muss der Flüssigkeit eine bestimmte Wärmemenge zugeführt werden: Q= rt, wobei r die spezifische Verdampfungswärme ist, die mit steigender Temperatur abnimmt. Bei Raumtemperatur beträgt die Verdampfungswärme für ein Molekül Wasser 10 -20 J, während die durchschnittliche Energie der thermischen Bewegung 6,06 10 -21 J beträgt. Das bedeutet, dass

Moleküle mit einer Energie, die das 10-fache der Energie der thermischen Bewegung beträgt. Beim Durchgang durch die Flüssigkeitsoberfläche nimmt die potentielle Energie eines schnellen Moleküls zu, während die kinetische Energie abnimmt. Daher sind die durchschnittlichen kinetischen Energien von Dampf- und Flüssigkeitsmolekülen im thermischen Gleichgewicht gleich.

Gesättigter Dampf - es ist ein Dampf im dynamischen Gleichgewicht, entsprechend einer gegebenen Temperatur, mit seiner Flüssigkeit. Die Erfahrung zeigt, dass es dem Boyle-Mariotte-Gesetz nicht gehorcht, da sein Druck nicht vom Volumen abhängt. Der Sättigungsdampfdruck ist der höchste Druck, den Dampf bei einer bestimmten Temperatur haben kann. Die Prozesse der Verdunstung und Kondensation von Wasser verursachen komplexe Wechselwirkungen zwischen der Atmosphäre und der Hydrosphäre, die für die Entstehung von Wetter und Klima wichtig sind. Zwischen der Atmosphäre und der Hydrosphäre findet ein ständiger Stoff- (Wasserkreislauf) und Energieaustausch statt.

Studien haben gezeigt, dass etwa 7.000 km 3 Wasser pro Tag von der Oberfläche des Weltozeans verdunsten, das 94 % der Hydrosphäre der Erde ausmacht, und etwa die gleiche Menge fällt in Form von Niederschlag. Wasserdampf, der durch die Konvektionsbewegung der Luft mitgerissen wird, steigt auf und dringt in die kalten Schichten der Troposphäre ein. Beim Aufsteigen wird der Dampf immer gesättigter und kondensiert dann zu Regentropfen. Bei der Dampfkondensation in der Troposphäre werden pro Tag etwa 1,6-10 22 J Wärme freigesetzt, das ist zehntausendmal größer als die Energie, die die Menschheit in derselben Zeit erzeugt.

Sieden- der Prozess des Übergangs einer Flüssigkeit in Dampf durch das Entstehen von mit Dampf gefüllten Blasen. Sieden tritt im gesamten Volumen auf. Das Platzen von Blasen an der Oberfläche einer siedenden Flüssigkeit zeigt an, dass der Dampfdruck in ihnen den Druck über der Flüssigkeitsoberfläche übersteigt. Bei einer Temperatur von 100 °C ist der Sättigungsdampfdruck gleich dem Luftdruck über der Flüssigkeitsoberfläche (so wurde dieser Punkt auf der Skala gewählt). In einer Höhe von 5 km ist der Luftdruck halb so hoch und Wasser kocht dort bei 82 ° C und an der Grenze der Troposphäre (17 km) bei ungefähr 65 ° C. Daher entspricht der Siedepunkt einer Flüssigkeit der Temperatur, bei der ihr Sättigungsdampfdruck gleich dem Außendruck ist. Das schwache Gravitationsfeld des Mondes (die Gravitationsbeschleunigung in der Nähe seiner Oberfläche beträgt nur 1,7 m/s 2) ist nicht in der Lage, die Atmosphäre zu halten, und in Abwesenheit des atmosphärischen Drucks verdampft die Flüssigkeit sofort, so dass die Mond-"Meere" sind wasserlos und werden durch erstarrte Lava gebildet. Aus dem gleichen Grund sind auch die "Kanäle" des Mars wasserlos.

Ein Stoff kann sich im Gleichgewicht und in verschiedenen Phasen befinden. Wenn also ein Gas im Phasengleichgewicht verflüssigt wird, kann das Volumen beliebig sein, und die Übergangstemperatur hängt vom Sättigungsdampfdruck ab. Die Phasengleichgewichtskurve kann durch Projektion auf eine Ebene erhalten werden (p, t)Übergangsbereiche in den flüssigen Zustand. Analytisch wird die Gleichgewichtskurve zweier Phasen aus der Lösung der Clausius-Clapeyron-Differentialgleichung bestimmt. Ebenso ist es möglich, Schmelz- und Sublimationskurven zu erhalten, die an einem Punkt der Ebene verbunden sind (R, D), am Tripelpunkt (siehe Abb. 7.1), wo sie in bestimmten Anteilen gleich sind

alle drei Phasen. Der Tripelpunkt von Wasser entspricht einem Druck von 569,24 Pa und einer Temperatur von -0,0075 °C; Kohlendioxid – 5,18 × 10 5 Pa bzw. 56,6°C. Also bei atmosphärischem Druck R, gleich 101,3 kPa kann Kohlendioxid in festem oder gasförmigem Zustand vorliegen. Bei der kritischen Temperatur werden die physikalischen Eigenschaften von Flüssigkeit und Dampf gleich. Bei Temperaturen oberhalb des kritischen Punktes kann der Stoff nur im gasförmigen Zustand vorliegen. Für Wasser - T= 374,2 °C, R= 22,12 MPa; für Chlor - 144 ° C bzw. 7,71 MPa.

Übergangstemperaturen sind die Temperaturen, bei denen Übergänge von einer Phase in eine andere stattfinden. Sie hängen vom Druck ab, wenn auch in unterschiedlichem Maße: Der Schmelzpunkt ist schwächer, die Verdampfungstemperatur und die Sublimationstemperatur sind höher. Bei normalen und konstanten Drücken tritt der Übergang bei einer bestimmten Temperatur auf, und hier finden Schmelz-, Siede- und Sublimations- (oder Sublimations-) Punkte statt.

Der Übergang von Materie aus einem festen Zustand direkt in einen gasförmigen Zustand lässt sich beispielsweise in den Hüllen von Kometenschweifen beobachten. Wenn ein Komet weit von der Sonne entfernt ist, konzentriert sich fast seine gesamte Masse in seinem Kern, der 10-12 km misst. Der Kern ist von einer kleinen Gashülle umgeben - das ist der Kopf des Kometen. Bei Annäherung an die Sonne beginnen sich Kern und Hülle des Kometen zu erwärmen, die Wahrscheinlichkeit der Sublimation steigt und die Desublimation (der umgekehrte Prozess) nimmt ab. Die aus dem Kometenkern entweichenden Gase tragen feste Partikel mit sich, der Kometenkopf nimmt an Volumen zu und wird in seiner Zusammensetzung zu Gas und Staub. Der Druck des Kometenkerns ist sehr gering, sodass die flüssige Phase nicht auftritt. Zusammen mit dem Kopf wächst auch der Schweif des Kometen, der sich von der Sonne weg erstreckt. Bei einigen Kometen erreicht sie am Perihel Hunderte von Millionen Kilometern, aber die Dichten in der Kometenmaterie sind vernachlässigbar. Mit jeder Annäherung an die Sonne verlieren Kometen den größten Teil ihrer Masse, immer mehr flüchtige Substanzen sublimieren im Kern, und allmählich zerfällt er zu Meteorkörpern, die Meteorschauer bilden. In den 5 Milliarden Jahren der Existenz des Sonnensystems haben viele Kometen ihre Existenz auf diese Weise beendet.

Im Frühjahr 1986 wurden die automatischen sowjetischen Stationen "Vega-1" und "Vega-2" in den Weltraum geschickt, um den Kometen Halley, der in einer Entfernung von 9000 bzw. 8200 km von ihm entfernt war, und die NASA-Station "Giotto" zu untersuchen " - in einer Entfernung von nur 600 km vom Kometenkern. Der Kern war 14 x 7,5 km groß, hatte eine dunkle Farbe und eine Temperatur von etwa 400 K. Als die Raumstationen den Kopf des Kometen passierten, sublimierten etwa 40.000 kg eisiger Materie in 1 s.

Im Spätherbst, wenn nach nassem Wetter ein scharfer Kälteeinbruch einsetzt, kann man an den Ästen der Bäume und an Drähten beobachten

Frost sind desublimierte Eiskristalle. Ein ähnliches Phänomen wird bei der Lagerung von Eiscreme verwendet, wenn Kohlendioxid gekühlt wird, da die in Dampf übergehenden Moleküle Energie abführen. Auf dem Mars spielen die Phänomene der Sublimation und Desublimation von Kohlendioxid in den Polkappen die gleiche Rolle wie die Verdunstung - Kondensation in der Atmosphäre und Hydrosphäre der Erde.

Bei ultratiefen Temperaturen geht die Wärmekapazität gegen Null, wie Nernst feststellte. Daraus zeigte Planck, dass nahe dem absoluten Nullpunkt alle Prozesse ohne Entropieänderung ablaufen. Einsteins Theorie der Wärmekapazität von Festkörpern bei tiefen Temperaturen ermöglichte es, das Ergebnis von Nernst als dritten Hauptsatz der Thermodynamik zu formulieren. Die ungewöhnlichen Eigenschaften von Substanzen, die bei niedrigen Temperaturen beobachtet werden – Suprafluidität und Supraleitung – wurden in der modernen Theorie als makroskopische Quanteneffekte erklärt.

Phasenübergänge sind von mehreren Arten. Während eines Phasenübergangs ändert sich die Temperatur nicht, wohl aber das Volumen des Systems.

Phasenübergänge erster ArtÄnderungen in den Aggregatzuständen eines Stoffes werden genannt, wenn: die Temperatur während des gesamten Übergangs konstant ist; die Lautstärke des Systems ändert sich; die Entropie des Systems ändert sich. Damit ein solcher Phasenübergang eintritt, ist es notwendig, einer gegebenen Stoffmasse eine bestimmte Wärmemenge zuzuführen, die der latenten Umwandlungswärme entspricht.

Tatsächlich muss beim Übergang von einer stärker kondensierten Phase zu einer Phase mit geringerer Dichte eine bestimmte Energiemenge in Form von Wärme zugeführt werden, die dazu dient, das Kristallgitter (beim Schmelzen) zu zerstören oder flüssige Moleküle daraus zu entfernen einander (während der Verdampfung). Während der Umwandlung wird latente Wärme verbraucht, um Kohäsionskräfte zu überwinden, die Intensität der thermischen Bewegung ändert sich nicht, infolgedessen bleibt die Temperatur konstant. Bei einem solchen Übergang steigt der Grad der Unordnung und damit die Entropie. Wenn der Prozess in die entgegengesetzte Richtung geht, wird latente Wärme freigesetzt.

Phasenübergänge zweiter Art mit einer Änderung der Symmetrie des Systems verbunden: Oberhalb des Übergangspunktes hat das System in der Regel eine höhere Symmetrie, wie L. D. Landau 1937 zeigte. Beispielsweise sind in einem Magneten die Spinmomente über dem Übergangspunkt zufällig orientiert, und die gleichzeitige Drehung aller Spins um dieselbe Achse um denselben Winkel ändert die Eigenschaften des Systems nicht. Unterhalb der Übergangspunkte haben die Spins eine gewisse Vorzugsorientierung, und ihre gleichzeitige Drehung ändert die Richtung des magnetischen Moments des Systems. Landau führte den Ordnungsfaktor ein und erweiterte das thermodynamische Potential am Übergangspunkt in Potenzen dieses Koeffizienten, auf dessen Grundlage er eine Klassifikation aller möglichen Arten von Übergängen erstellte.

Dov, sowie die Theorie der Phänomene der Suprafluidität und Supraleitung. Auf dieser Grundlage betrachteten Landau und Lifshitz viele wichtige Probleme - den Übergang eines Ferroelektrikums zu einem Paraelektrikum, eines Ferromagneten zu einem Paramagneten, Schallabsorption am Übergangspunkt, den Übergang von Metallen und Legierungen in den supraleitenden Zustand usw.

Die Berechnung der thermodynamischen Eigenschaften eines Systems auf der Grundlage der statistischen Mechanik beinhaltet die Wahl eines bestimmten Modells des Systems, und je komplexer das System ist, desto einfacher sollte das Modell sein. E. Ising schlug ein Modell eines Ferromagneten vor (1925) und löste das Problem einer eindimensionalen Kette unter Berücksichtigung der Wechselwirkung mit den nächsten Nachbarn für beliebige Felder und Temperaturen. Bei der mathematischen Beschreibung solcher Teilchensysteme mit intensiver Wechselwirkung wird ein vereinfachtes Modell gewählt, wenn nur paarweise Wechselwirkung auftritt (ein solches zweidimensionales Modell heißt Ising-Gitter). Phasenübergänge wurden jedoch nicht immer berechnet, wahrscheinlich aufgrund einiger unerklärter Phänomene, die Systemen aus vielen Teilchen gemeinsam sind, und die Art der Teilchen selbst (flüssige Teilchen oder Magnete) spielt keine Rolle. L. Onsager gab eine exakte Lösung für das zweidimensionale Ising-Modell (1944). Er platzierte Dipole an den Gitterknoten, die sich nur auf zwei Arten orientieren können, und jeder dieser Dipole kann nur mit seinem Nachbarn wechselwirken. Es hat sich herausgestellt, dass am Umschlagpunkt die Wärmekapazität nach dem logarithmischen Gesetz symmetrisch auf beiden Seiten des Umschlagpunktes gegen unendlich geht. Später stellte sich heraus, dass diese Schlussfolgerung für alle Phasenübergänge zweiter Ordnung sehr wichtig ist. Die Arbeit von Onsager zeigte, dass die Methode der statistischen Mechanik es ermöglicht, neue Ergebnisse für Phasentransformationen zu erhalten.

Phasenübergänge des zweiten, dritten usw. Gattungen beziehen sich auf die Ordnung derjenigen Ableitungen des thermodynamischen Potentials Ф, die am Übergangspunkt endliche Änderungen erfahren. Eine solche Klassifizierung von Phasenumwandlungen ist mit den Arbeiten des theoretischen Physikers P. Ehrenfest verbunden. Bei einem Phasenübergang zweiter Ordnung erfahren die Ableitungen zweiter Ordnung Sprünge am Übergangspunkt: Wärmekapazität bei konstantem Druck C p =, Kompressibilität , Koeffizient

Wärmeausdehnungskoeffizient, während per-

alle Ableitungen bleiben stetig. Das heißt, es findet keine Wärmeabgabe (Aufnahme) und keine Änderung des spezifischen Volumens statt.

Die Quantenfeldtheorie wurde erst in den 70er Jahren für Berechnungen von Teilchensystemen eingesetzt. 20. Jahrhundert Das System wurde als Gitter mit einem variablen Schritt betrachtet, was es ermöglichte, die Genauigkeit der Berechnungen zu ändern und sich der Beschreibung eines realen Systems zu nähern und einen Computer zu verwenden. Der amerikanische theoretische Physiker C. Wilson erhielt durch Anwendung einer neuen Berechnungsmethode einen qualitativen Sprung im Verständnis von Phasenübergängen zweiter Ordnung, die mit der Neuordnung der Symmetrie des Systems verbunden sind. Tatsächlich verband er die Quantenmechanik mit der Statistik, und seine Arbeit wurde grundlegend

mentale Bedeutung. Sie sind anwendbar in Verbrennungsprozessen und in der Elektronik und bei der Beschreibung kosmischer Phänomene und nuklearer Wechselwirkungen. Wilson untersuchte eine breite Klasse kritischer Phänomene und erstellte eine allgemeine Theorie von Phasenübergängen zweiter Ordnung.

Ein wichtiger Zweig der Thermodynamik ist die Untersuchung von Umwandlungen zwischen verschiedenen Phasen eines Stoffes, da diese Prozesse in der Praxis ablaufen und von grundlegender Bedeutung sind, um das Verhalten eines Systems unter bestimmten Bedingungen vorherzusagen. Diese Transformationen werden als Phasenübergänge bezeichnet, denen der Artikel gewidmet ist.

Das Konzept einer Phase und einer Systemkomponente

Bevor wir mit der Betrachtung von Phasenübergängen in der Physik fortfahren, ist es notwendig, den Begriff der Phase selbst zu definieren. Wie aus dem Studium der allgemeinen Physik bekannt ist, gibt es drei Aggregatzustände: gasförmig, fest und flüssig. In einem speziellen Teil der Wissenschaft – in der Thermodynamik – werden die Gesetze für die Phasen der Materie formuliert, nicht für ihre Aggregatzustände. Unter einer Phase versteht man ein bestimmtes Materievolumen, das eine homogene Struktur aufweist, durch bestimmte physikalische und chemische Eigenschaften gekennzeichnet ist und durch Grenzen, die als Interphase bezeichnet werden, von der übrigen Materie getrennt ist.

Somit enthält das Konzept der "Phase" viel mehr praktisch bedeutsame Informationen über die Eigenschaften der Materie als ihren Aggregatzustand. Beispielsweise kann der Festkörper eines Metalls wie Eisen in den folgenden Phasen vorliegen: kubisch zentriertes Niedertemperatur-Magnetfeld (BCC), nichtmagnetisches Niedertemperatur-Bcc, kubisch flächenzentriertes (fcc) und nichtmagnetisches BCC bei hoher Temperatur.

Neben dem Begriff „Phase“ verwenden die Gesetze der Thermodynamik auch den Begriff „Komponenten“, womit die Anzahl der chemischen Elemente gemeint ist, aus denen ein bestimmtes System besteht. Das heißt, die Phase kann sowohl einkomponentig (1 chemisches Element) als auch mehrkomponentig (mehrere chemische Elemente) sein.

Der Satz von Gibbs und das Gleichgewicht zwischen Phasen eines Systems

Um Phasenübergänge zu verstehen, ist es notwendig, die Gleichgewichtsbedingungen zwischen ihnen zu kennen. Diese Bedingungen können mathematisch erhalten werden, indem das System der Gibbs-Gleichungen für jede von ihnen gelöst wird, wobei angenommen wird, dass der Gleichgewichtszustand erreicht ist, wenn sich die gesamte Gibbs-Energie des von äußeren Einflüssen isolierten Systems nicht mehr ändert.

Als Ergebnis der Lösung dieses Gleichungssystems werden Bedingungen für das Bestehen eines Gleichgewichts zwischen mehreren Phasen erhalten: Ein isoliertes System wird sich nur dann nicht mehr entwickeln, wenn die Drücke, chemischen Potentiale jeder Komponente und Temperaturen in allen Phasen gleich sind.

Gibbs-Phasenregel für das Gleichgewicht

Ein aus mehreren Phasen und Komponenten bestehendes System kann nicht nur unter bestimmten Bedingungen im Gleichgewicht sein, beispielsweise bei einer bestimmten Temperatur und einem bestimmten Druck. Einige der Variablen im Gibbs-Theorem für das Gleichgewicht können geändert werden, während sowohl die Anzahl der Phasen als auch die Anzahl der Komponenten, die sich in diesem Gleichgewicht befinden, beibehalten werden. Die Anzahl der Variablen, die verändert werden können, ohne das Gleichgewicht im System zu stören, wird als Anzahl der Freiheiten dieses Systems bezeichnet.

Die Anzahl der Freiheiten l eines aus f Phasen und k Komponenten bestehenden Systems ist eindeutig aus der Gibbs-Phasenregel bestimmt. Diese Regel wird mathematisch wie folgt geschrieben: l + f = k + 2. Wie arbeitet man mit dieser Regel? Sehr einfach. Beispielsweise ist bekannt, dass das System aus f=3 Gleichgewichtsphasen besteht. Was ist die Mindestanzahl von Komponenten, die ein solches System enthalten kann? Sie können die Frage folgendermaßen beantworten: Im Falle eines Gleichgewichts liegen die strengsten Bedingungen vor, wenn es nur bei bestimmten Indikatoren realisiert wird, dh eine Änderung eines thermodynamischen Parameters führt zu einem Ungleichgewicht. Damit ist die Anzahl der Freiheiten l=0. Durch Ersetzen der bekannten Werte von l und f erhalten wir k = 1, dh ein System, in dem drei Phasen im Gleichgewicht sind, kann aus einer Komponente bestehen. Ein markantes Beispiel ist der Tripelpunkt von Wasser, wenn Eis, flüssiges Wasser und Dampf bei bestimmten Temperaturen und Drücken im Gleichgewicht stehen.

Klassifizierung von Phasenumwandlungen

Wenn Sie beginnen, einige in einem System zu ändern, das sich im Gleichgewicht befindet, können Sie beobachten, wie eine Phase verschwindet und eine andere erscheint. Ein einfaches Beispiel für diesen Vorgang ist das Schmelzen von Eis, wenn es erhitzt wird.

Da die Gibbs-Gleichung nur von zwei Variablen abhängt (Druck und Temperatur) und ein Phasenübergang eine Änderung dieser Variablen beinhaltet, kann der Übergang zwischen Phasen mathematisch beschrieben werden, indem die Gibbs-Energie in Bezug auf ihre Variablen differenziert wird. Diesen Ansatz verfolgte 1933 der österreichische Physiker Paul Ehrenfest, als er eine Klassifikation aller bekannten thermodynamischen Prozesse zusammenstellte, die bei einer Änderung des Phasengleichgewichts ablaufen.

Aus den Grundlagen der Thermodynamik folgt, dass die erste Ableitung der Gibbs-Energie nach der Temperatur gleich der Entropieänderung des Systems ist. Die Ableitung der Gibbs-Energie nach dem Druck ist gleich der Volumenänderung. Wenn beim Wechsel der Phasen im System die Entropie oder das Volumen einen Bruch erleidet, sich also stark ändert, spricht man von einem Phasenübergang erster Ordnung.

Ferner sind die zweiten Ableitungen der Gibbs-Energie in Bezug auf Temperatur und Druck die Wärmekapazität bzw. der Volumenausdehnungskoeffizient. Wenn die Umwandlung zwischen den Phasen von einer Diskontinuität in den Werten der angegebenen physikalischen Größen begleitet wird, spricht man von einem Phasenübergang zweiter Ordnung.

Beispiele für Transformationen zwischen Phasen

In der Natur gibt es eine Vielzahl unterschiedlicher Übergänge. Markante Beispiele für Übergänge erster Art im Rahmen dieser Einteilung sind die Prozesse des Schmelzens von Metallen oder die Kondensation von Wasserdampf aus Luft, wenn es zu einem Volumensprung im System kommt.

Wenn wir von Übergängen der zweiten Art sprechen, dann sind markante Beispiele die Umwandlung von Eisen von einem magnetischen in einen paramagnetischen Zustand bei einer Temperatur von 768 °C oder die Umwandlung eines metallischen Leiters in einen supraleitenden Zustand bei Temperaturen nahe dem absoluten Nullpunkt.

Gleichungen, die Übergänge der ersten Art beschreiben

In der Praxis ist es oft notwendig zu wissen, wie sich Temperatur, Druck und aufgenommene (freigesetzte) Energie in einem System ändern, wenn darin Phasenumwandlungen stattfinden. Zu diesem Zweck werden zwei wichtige Gleichungen verwendet. Sie werden basierend auf Kenntnissen der Grundlagen der Thermodynamik erlangt:

1. Clapeyrons Formel, die die Beziehung zwischen Druck und Temperatur während der Umwandlungen zwischen verschiedenen Phasen herstellt.
2. Die Clausius-Formel, die die aufgenommene (freigesetzte) Energie und die Temperatur des Systems während der Umwandlung in Beziehung setzt.

Die Verwendung beider Gleichungen dient nicht nur zum Erhalten quantitativer Abhängigkeiten physikalischer Größen, sondern auch zum Bestimmen des Vorzeichens der Steigung von Gleichgewichtskurven in Phasendiagrammen.

Gleichung zur Beschreibung von Übergängen zweiter Art

Phasenübergänge 1. und 2. Art werden durch unterschiedliche Gleichungen beschrieben, da die Verwendung von und Clausius für Übergänge 2. Art zu mathematischen Unsicherheiten führt.

Zur Beschreibung letzterer werden die Ehrenfest-Gleichungen verwendet, die durch Kenntnis der Änderung der Wärmekapazität und des Volumenausdehnungskoeffizienten während des Umwandlungsprozesses einen Zusammenhang zwischen Druck- und Temperaturänderungen herstellen. Die Ehrenfest-Gleichungen werden verwendet, um Leiter-Supraleiter-Übergänge in Abwesenheit eines Magnetfelds zu beschreiben.

Bedeutung von Phasendiagrammen

Phasendiagramme sind eine grafische Darstellung von Bereichen, in denen die entsprechenden Phasen im Gleichgewicht vorliegen. Diese Bereiche sind durch Gleichgewichtslinien zwischen den Phasen getrennt. Häufig verwendete Phasendiagramme auf den Achsen P-T (Druck-Temperatur), T-V (Temperatur-Volumen) und P-V (Druck-Volumen).

Die Bedeutung von Phasendiagrammen liegt darin, dass Sie vorhersagen können, in welcher Phase sich das System befinden wird, wenn sich die äußeren Bedingungen entsprechend ändern. Diese Informationen werden bei der Wärmebehandlung verschiedener Materialien verwendet, um eine Struktur mit gewünschten Eigenschaften zu erhalten.