Evaporação de líquidos. Pares saturados e insaturados. Pressão de vapor saturado. Umidade do ar.

Evaporação- vaporização ocorrendo a qualquer temperatura da superfície livre do líquido. A distribuição desigual da energia cinética das moléculas durante o movimento térmico leva ao fato de que, a qualquer temperatura, a energia cinética de algumas moléculas de um líquido ou sólido pode exceder a energia potencial de sua conexão com outras moléculas. Moléculas com alta velocidade têm maior energia cinética, e a temperatura do corpo depende da velocidade de movimento de suas moléculas, portanto, a evaporação é acompanhada pelo resfriamento do líquido. A taxa de evaporação depende de: área de superfície aberta, temperatura, concentração de moléculas perto do líquido.

Condensação- o processo de transição de uma substância do estado gasoso para o estado líquido.

A evaporação de um líquido em um recipiente fechado a uma temperatura constante leva a um aumento gradual na concentração de moléculas da substância evaporante no estado gasoso. Algum tempo após o início da evaporação, a concentração da substância no estado gasoso atingirá um valor em que o número de moléculas que retornam ao líquido se torna igual ao número de moléculas que saem do líquido no mesmo tempo. Estabelece-se um equilíbrio dinâmico entre os processos de evaporação e condensação da matéria. Uma substância em estado gasoso que está em equilíbrio dinâmico com um líquido é chamada de vapor saturado. (Vapor é uma coleção de moléculas que deixaram o líquido no processo de evaporação.) Vapor a uma pressão abaixo da saturação é chamado de insaturado.

Devido à constante evaporação da água das superfícies dos reservatórios, solo e vegetação, bem como a respiração de humanos e animais, a atmosfera sempre contém vapor d'água. Portanto, a pressão atmosférica é a soma da pressão do ar seco e do vapor de água nele. A pressão de vapor de água será máxima quando o ar estiver saturado com vapor. O vapor saturado, ao contrário do vapor insaturado, não obedece às leis de um gás ideal. Assim, a pressão de vapor de saturação não depende do volume, mas depende da temperatura. Essa dependência não pode ser expressa por uma fórmula simples, portanto, com base em um estudo experimental da dependência da pressão de vapor saturado em relação à temperatura, foram compiladas tabelas que podem ser usadas para determinar sua pressão em várias temperaturas.

A pressão do vapor de água no ar a uma determinada temperatura é chamada de umidade absoluta ou pressão de vapor de água. Como a pressão de vapor é proporcional à concentração de moléculas, a umidade absoluta pode ser definida como a densidade do vapor d'água no ar a uma dada temperatura, expressa em quilogramas por metro cúbico (p).

A maioria dos fenômenos observados na natureza, por exemplo, a taxa de evaporação, a secagem de várias substâncias, o murchamento das plantas, não depende da quantidade de vapor de água no ar, mas de quão perto essa quantidade está da saturação, ou seja, na umidade relativa, que caracteriza o grau de saturação do ar com vapor d'água. Em baixas temperaturas e alta umidade, a transferência de calor aumenta e a pessoa fica exposta à hipotermia. Em altas temperaturas e umidade, a transferência de calor, pelo contrário, é drasticamente reduzida, o que leva ao superaquecimento do corpo. O mais favorável para os seres humanos nas latitudes climáticas médias é uma umidade relativa de 40-60%. A umidade relativa é a razão entre a densidade do vapor de água (ou pressão) no ar a uma determinada temperatura e a densidade (ou pressão) do vapor de água à mesma temperatura, expressa em porcentagem, ou seja,

A umidade relativa varia muito. Além disso, a variação diurna da umidade relativa é inversa à variação diurna da temperatura. Durante o dia, com o aumento da temperatura e, consequentemente, com o aumento da pressão de saturação, a umidade relativa diminui e, à noite, aumenta. A mesma quantidade de vapor de água pode saturar ou não saturar o ar. Ao diminuir a temperatura do ar, é possível levar o vapor à saturação. O ponto de orvalho é a temperatura na qual o vapor no ar fica saturado. Quando o ponto de orvalho é atingido no ar ou nos objetos com os quais entra em contato, o vapor de água começa a se condensar. Para determinar a umidade do ar, são utilizados aparelhos chamados higrômetros e psicrômetros.

A teoria da cinética molecular permite não só entender porque uma substância pode estar nos estados gasoso, líquido e sólido, mas também explicar o processo de transição de uma substância de um estado para outro.

Evaporação e condensação. A quantidade de água ou qualquer outro líquido em um recipiente aberto diminui gradualmente. Ocorre a evaporação do líquido, cujo mecanismo foi descrito no curso de física da classe VII. Durante o movimento caótico, algumas moléculas adquirem uma energia cinética tão grande que deixam o líquido, superando as forças de atração do resto das moléculas.

Simultaneamente com a evaporação, ocorre o processo inverso - a transição de uma parte das moléculas de vapor em movimento aleatório para um líquido. Este processo é chamado de condensação. Se o recipiente estiver aberto, as moléculas que deixaram o líquido podem não retornar ao

líquido. Nestes casos, a evaporação não é compensada pela condensação e a quantidade de líquido diminui. Quando o fluxo de ar sobre o vaso leva embora os vapores formados, o líquido evapora mais rápido, pois a molécula de vapor tem menos oportunidade de retornar ao líquido.

Vapor saturado. Se o recipiente com o líquido estiver bem fechado, sua diminuição logo será interrompida. A uma temperatura constante, o sistema "líquido - vapor" chegará a um estado de equilíbrio térmico e permanecerá nele por um tempo arbitrariamente longo.

No primeiro momento, após o líquido ser despejado no recipiente e fechado, ele evaporará e a densidade do vapor acima do líquido aumentará. No entanto, ao mesmo tempo, o número de moléculas que retornam ao líquido aumentará. Quanto maior a densidade do vapor, maior o número de moléculas de vapor retornadas ao líquido. Como resultado, em um recipiente fechado a uma temperatura constante, um equilíbrio dinâmico (em movimento) entre líquido e vapor será eventualmente estabelecido. O número de moléculas que saem da superfície do líquido será igual ao número de moléculas de vapor que retornam ao líquido no mesmo tempo. Simultaneamente ao processo de evaporação, ocorre a condensação, e ambos os processos, em média, se compensam.

Vapor em equilíbrio dinâmico com seu líquido é chamado de vapor saturado. Este nome enfatiza que um determinado volume a uma determinada temperatura não pode conter mais vapor.

Se o ar do recipiente com o líquido for bombeado anteriormente, apenas o vapor saturado estará acima da superfície do líquido.

Pressão de vapor saturado. O que acontece com o vapor saturado se o volume que ele ocupa for reduzido, por exemplo, comprimindo o vapor em equilíbrio com o líquido em um cilindro sob um pistão, mantendo constante a temperatura do conteúdo do cilindro?

Quando o vapor é comprimido, o equilíbrio começa a ser perturbado. No primeiro momento, a densidade do vapor aumenta ligeiramente e mais moléculas começam a passar do gás para o líquido do que do líquido para o gás. Isso continua até que o equilíbrio e a densidade sejam novamente estabelecidos e, portanto, a concentração de moléculas não tenha o mesmo valor. A concentração de moléculas de vapor saturado é, portanto, independente do volume a temperatura constante.

Como a pressão é proporcional à concentração de acordo com a fórmula, então da independência da concentração (ou densidade) dos vapores saturados do volume segue a independência da pressão do vapor saturado do volume que ocupa.

A pressão de vapor independente do volume na qual um líquido está em equilíbrio com seu vapor é chamada de pressão de vapor de saturação.

Quando o vapor saturado é comprimido, mais e mais dele vai para o estado líquido. Um líquido de uma dada massa ocupa um volume menor que um vapor de mesma massa. Como resultado, o volume de vapor a uma densidade constante diminui.

Usamos as palavras "gás" e "vapor" muitas vezes. Não há diferença fundamental entre gás e vapor, e essas palavras geralmente são equivalentes. Mas estamos acostumados a uma certa faixa relativamente pequena de temperatura ambiente. A palavra "gás" é geralmente aplicada às substâncias cuja pressão de vapor de saturação em temperaturas normais está acima da atmosférica (por exemplo, dióxido de carbono). Pelo contrário, eles falam de vapor quando, à temperatura ambiente, a pressão de vapor saturado é menor que a pressão atmosférica e a substância é mais estável no estado líquido (por exemplo, vapor de água).

A independência da pressão de vapor saturado do volume foi estabelecida em numerosos experimentos sobre a compressão isotérmica de vapor em equilíbrio com seu líquido. Deixe a substância em grandes volumes estar no estado gasoso. À medida que a compressão isotérmica aumenta, sua densidade e pressão aumentam (seção da isotérmica AB na Figura 51). Quando a pressão é atingida, o vapor começa a condensar. Além disso, quando o vapor saturado é comprimido, a pressão não muda até que todo o vapor se transforme em líquido (linha reta BC na Figura 51). Depois disso, a pressão durante a compressão começa a aumentar acentuadamente (um segmento da curva, pois os líquidos são pouco compressíveis.

A curva mostrada na Figura 51 é chamada de isoterma do gás real.

A pressão de vapor de saturação de um líquido aumenta acentuadamente com o aumento da temperatura. Isso pode ser visto na figura 12, que mostra as curvas de pressão de vapor de alguns líquidos, começando nos pontos de fusão e terminando nos pontos críticos.

Arroz. 12. A dependência da pressão de vapor de saturação de alguns líquidos da temperatura.

A dependência funcional da pressão de vapor saturado de um líquido em relação à temperatura pode ser expressa pela equação (IV, 5), e longe da temperatura crítica, pela equação (IV, 8).

Supondo que o calor de evaporação (sublimação) seja constante em uma pequena faixa de temperatura, podemos integrar a equação (IV, 8)

(IV, 9)

Representando a equação (IV, 9) como uma integral indefinida, obtemos:

(IV, 10),

onde C é a constante de integração.

De acordo com essas equações, a dependência da pressão de vapor saturado de um líquido (ou substância cristalina) da temperatura pode ser expressa por uma linha reta em coordenadas (neste caso, a inclinação da linha reta é ). Tal dependência ocorre apenas em uma determinada faixa de temperatura distante da crítica.

A Figura 13 mostra a dependência da pressão de vapor saturado de alguns líquidos nas coordenadas indicadas, que se encaixa satisfatoriamente em linhas retas na faixa de 0-100°C.

Arroz. 13. Dependência do logaritmo da pressão de vapor saturado de alguns líquidos da temperatura recíproca.

No entanto, a equação (IV, 10) não cobre a dependência da pressão de vapor saturado da temperatura em toda a faixa de temperatura - desde a temperatura de fusão até a temperatura crítica. Por um lado, o calor de evaporação depende da temperatura, e a integração deve ser feita levando em conta essa dependência. Por outro lado, vapor saturado em altas temperaturas não pode ser considerado um gás ideal, porque ao mesmo tempo, sua pressão aumenta significativamente. Portanto, a equação que cobre a dependência P = f(T) em uma ampla faixa de temperatura, inevitavelmente se torna empírico.

estado supercrítico- a quarta forma do estado agregado da matéria, no qual muitas substâncias orgânicas e inorgânicas podem passar.

O estado supercrítico da matéria foi descoberto pela primeira vez por Cañar de la Tour em 1822. O real interesse pelo novo fenômeno surgiu em 1869 após os experimentos de T. Andrews. Conduzindo experimentos em tubos de vidro de paredes grossas, o cientista investigou as propriedades do CO 2, que se liquefaz facilmente com o aumento da pressão. Como resultado, ele descobriu que a 31 ° C e 7,2 MPa, o menisco - a fronteira que separa o líquido e o vapor em equilíbrio com ele, desaparece, enquanto o sistema se torna homogêneo (homogêneo) e todo o volume assume a forma de um líquido opalescente branco leitoso. Com um aumento adicional de temperatura, torna-se rapidamente transparente e móvel, consistindo em jatos que fluem constantemente, assemelhando-se a correntes de ar quente sobre uma superfície aquecida. Um aumento adicional de temperatura e pressão não levou a mudanças visíveis.

O ponto em que essa transição ocorre, ele chamou de crítico, e o estado da matéria acima desse ponto - supercrítico. Apesar do fato de que externamente esse estado se assemelha a um líquido, um termo especial agora é usado para ele - fluido supercrítico (da palavra inglesa fluido, ou seja, "capaz de fluir"). Na literatura moderna, aceita-se a abreviatura de fluidos supercríticos - SCF.

A localização das linhas que delimitam as regiões do estado gasoso, líquido e sólido, bem como a posição do ponto triplo, para onde convergem as três regiões, é individual para cada substância. A região supercrítica começa no ponto crítico (indicado por um asterisco), que é necessariamente caracterizado por dois parâmetros - temperatura ( T cr.) e pressão ( R cr.). Uma diminuição na temperatura ou pressão abaixo dos valores críticos tira a substância do estado supercrítico.

O fato da existência de um ponto crítico permitiu entender por que alguns gases, por exemplo, hidrogênio, nitrogênio e oxigênio, não puderam ser obtidos na forma líquida com pressão crescente por muito tempo, razão pela qual foram chamados de gases permanentes (do latim permanente- "constante"). O diagrama acima mostra que a região de existência da fase líquida está localizada à esquerda da linha de temperatura crítica. Assim, para liquefazer qualquer gás, ele deve primeiro ser resfriado a uma temperatura abaixo da crítica. O CO 2 tem uma temperatura crítica acima da temperatura ambiente, de modo que pode ser liquefeito sob essas condições aumentando a pressão. O nitrogênio tem uma temperatura crítica muito mais baixa, -239,9°C, portanto, se você comprimir o nitrogênio em condições normais, poderá eventualmente atingir a região supercrítica, mas o nitrogênio líquido não pode se formar. É necessário primeiro resfriar o nitrogênio abaixo da temperatura crítica e então, aumentando a pressão, chegar a uma região onde seja possível a existência de um líquido. A situação é semelhante para o hidrogênio e o oxigênio (as temperaturas críticas são -118,4°C e -147°C, respectivamente), portanto, antes da liquefação, eles são resfriados a uma temperatura abaixo da crítica, e só então a pressão é aumentada. Um estado supercrítico é possível para a maioria das substâncias, só é necessário que a substância não se decomponha a uma temperatura crítica. Em comparação com as substâncias indicadas, o ponto crítico para a água é atingido com grande dificuldade: t cr\u003d 374,2°C e R cr = 21,4 MPa.

O ponto crítico é reconhecido como um importante parâmetro físico de uma substância, o mesmo que o ponto de fusão ou ebulição. A densidade do SCF é excepcionalmente baixa, por exemplo, a água no estado SCF tem uma densidade três vezes menor do que em condições normais. Todos os SCFs têm uma viscosidade extremamente baixa.

Fluidos supercríticos são um cruzamento entre um líquido e um gás. Eles podem comprimir como gases (líquidos comuns são praticamente incompressíveis) e, ao mesmo tempo, são capazes de dissolver muitas substâncias nos estados sólido e líquido, o que é incomum para gases. O etanol supercrítico (a temperaturas acima de 234°C) dissolve muito facilmente alguns sais inorgânicos (CoCl 2 , KBr, KI). O dióxido de carbono, óxido nitroso, etileno e alguns outros gases no estado SCF adquirem a capacidade de dissolver muitas substâncias orgânicas - ácido esteárico, parafina, naftaleno. As propriedades do CO 2 supercrítico como solvente podem ser controladas - com o aumento da pressão, seu poder de dissolução aumenta acentuadamente.

Os fluidos supercríticos começaram a ser amplamente utilizados apenas na década de 1980, quando o nível geral de desenvolvimento industrial tornou as instalações SFR amplamente disponíveis. A partir desse momento, iniciou-se o desenvolvimento intensivo de tecnologias supercríticas. Os SCFs não são apenas bons solventes, mas também substâncias com alto coeficiente de difusão, ou seja, eles penetram facilmente nas camadas profundas de vários sólidos e materiais. O CO 2 supercrítico encontrou a aplicação mais ampla, que acabou por ser um solvente para uma ampla gama de compostos orgânicos. O dióxido de carbono tornou-se líder no mundo das tecnologias supercríticas, como tem toda uma gama de vantagens. É muito fácil transferi-lo para o estado supercrítico ( t cr- 31 ° C, R cr – 73,8 caixa eletrônico), além disso, é atóxico, não inflamável, não explosivo, além disso, é barato e disponível. Do ponto de vista de qualquer tecnólogo, é um componente ideal de qualquer processo. É particularmente atraente porque é parte integrante do ar atmosférico e, portanto, não polui o meio ambiente. O CO 2 supercrítico pode ser considerado um solvente ambientalmente puro.

Agora, duas direções independentes de uso de fluidos supercríticos se desenvolveram e coexistem produtivamente. Essas duas direções diferem nos objetivos finais do que é alcançado com a ajuda desses meios supercríticos. No primeiro caso, os SCFs são usados ​​para extrair as substâncias necessárias de vários materiais, produtos ou resíduos de produção. E há um enorme interesse econômico nisso. No segundo caso, o SCF é usado diretamente para a implementação de transformações químicas valiosas, muitas vezes novas. Deve-se enfatizar que as vantagens do SCF como extratantes se devem principalmente ao fato de serem capazes de dissolver de forma extremamente eficaz compostos não polares, incluindo sólidos. Esta principal vantagem é acentuadamente aumentada pela alta difusividade dos SCFs, que já mencionamos, e sua viscosidade excepcionalmente baixa. Ambas as últimas características levam ao fato de que a taxa de extração se torna extremamente alta. Vamos apenas dar alguns exemplos.

Assim, a desasfaltagem de óleos lubrificantes é realizada usando propano supercrítico. O petróleo bruto se dissolve em propano supercrítico a uma pressão marcadamente maior do que R cr. Nesse caso, tudo passa para a solução, exceto as frações asfálticas pesadas. Devido à enorme diferença de viscosidade entre o fluido supercrítico e a fração asfáltica, a separação mecânica é muito fácil. Em seguida, a solução supercrítica entra nos tanques de expansão, nos quais a pressão diminui gradativamente, permanecendo, porém, mais alta. R cr até o último tanque. Nesses tanques, frações de impureza progressivamente mais leves dos óleos são sequencialmente separadas da solução devido à diminuição de sua solubilidade com a diminuição da pressão. A separação das fases em cada um desses recipientes é novamente muito fácil devido à diferença acentuada em suas viscosidades. A pressão no último tanque é menor R cr, o propano evapora, como resultado, o óleo purificado de impurezas indesejadas é liberado.

A cafeína, uma droga usada para melhorar a atividade do sistema cardiovascular, é obtida a partir dos grãos de café mesmo sem sua moagem preliminar. A completude da extração é alcançada devido à alta capacidade de penetração do SCF. Os grãos são colocados em uma autoclave - um recipiente que pode suportar o aumento da pressão, então o CO 2 gasoso é alimentado nele, então a pressão necessária é criada (> 73 caixa eletrônico), como resultado, o CO 2 passa para o estado supercrítico. Todo o conteúdo é misturado, após o que o fluido, juntamente com a cafeína dissolvida, é despejado em um recipiente aberto. O dióxido de carbono, estando à pressão atmosférica, transforma-se em gás e voa para a atmosfera, e a cafeína extraída permanece em um recipiente aberto em sua forma pura.

Atualmente, a alta solubilidade do H 2 em fluidos supercríticos é de grande importância prática, uma vez que processos de hidrogenação úteis são muito comuns. Por exemplo, foi desenvolvido um processo eficiente para a hidrogenação catalítica de CO 2 no estado supercrítico, levando à formação de ácido fórmico. O processo é muito rápido e limpo.

Nesta lição, analisaremos as propriedades de um gás um tanto específico - vapor saturado. Vamos definir esse gás, apontar como ele difere fundamentalmente dos gases ideais que consideramos anteriormente e, mais especificamente, como difere a dependência da pressão de um gás saturado. Também nesta lição, um processo como a fervura será considerado e descrito.

Para entender as diferenças entre vapor saturado e um gás ideal, você precisa imaginar dois experimentos.

Primeiro, vamos pegar um recipiente hermeticamente fechado com água e começar a aquecê-lo. À medida que a temperatura aumenta, as moléculas do líquido terão uma energia cinética crescente e um número crescente de moléculas poderá escapar do líquido (ver Fig. 2), portanto, a concentração de vapor aumentará e, consequentemente, sua pressão. Então a primeira posição:

A pressão de vapor saturado depende da temperatura

Arroz. 2.

No entanto, esta disposição é bastante esperada e não tão interessante quanto a seguinte. Se você colocar um líquido com vapor saturado sob um pistão móvel e começar a abaixar esse pistão, sem dúvida, a concentração de vapor saturado aumentará devido à diminuição do volume. No entanto, depois de algum tempo, o vapor se moverá com o líquido para um novo equilíbrio dinâmico condensando uma quantidade excessiva de vapor, e a pressão não mudará no final. A segunda posição da teoria do vapor saturado:

A pressão de vapor saturado não depende do volume

Agora, deve-se notar que a pressão de vapor saturado, embora dependa da temperatura, como um gás ideal, mas a natureza dessa dependência é um pouco diferente. O fato é que, como sabemos pela equação básica do MKT, a pressão do gás depende tanto da temperatura quanto da concentração do gás. E, portanto, a pressão do vapor saturado depende da temperatura de forma não linear até que a concentração de vapor aumente, ou seja, até que todo o líquido tenha evaporado. O gráfico abaixo (Fig. 3) mostra a natureza da dependência da pressão de vapor saturado da temperatura,

Arroz. 3

além disso, a transição de uma seção não linear para uma linear significa apenas o ponto de evaporação de todo o líquido. Como a pressão de um gás saturado depende apenas da temperatura, é possível determinar de forma absolutamente inequívoca qual será a pressão de vapor saturado a uma determinada temperatura. Essas proporções (assim como os valores da densidade do vapor saturado) estão listadas em uma tabela especial.

Vamos agora voltar nossa atenção para um processo físico tão importante como a fervura. Na oitava série, a ebulição já era definida como um processo de vaporização mais intenso que a evaporação. Agora vamos expandir um pouco esse conceito.

Definição. Ebulição- o processo de vaporização que ocorre em todo o volume do líquido. Qual é o mecanismo de ebulição? O fato é que sempre há ar dissolvido na água e, como resultado do aumento da temperatura, sua solubilidade diminui e se formam microbolhas. Como o fundo e as paredes do vaso não são perfeitamente lisos, essas bolhas se agarram às irregularidades no interior do vaso. Agora a seção água-ar existe não apenas na superfície da água, mas também dentro do volume de água, e as moléculas de água começam a passar para as bolhas. Assim, o vapor saturado aparece dentro das bolhas. Além disso, essas bolhas começam a flutuar, aumentando de volume e absorvendo mais moléculas de água, e estouram perto da superfície, liberando vapor saturado no ambiente (Fig. 4).

Arroz. 4. Processo de ebulição ()

A condição para a formação e ascensão dessas bolhas é a seguinte desigualdade: a pressão de vapor saturado deve ser maior ou igual à pressão atmosférica.

Assim, como a pressão do vapor saturado depende da temperatura, o ponto de ebulição é determinado pela pressão do ambiente: quanto menor, menor a temperatura de ebulição do líquido e vice-versa.

Na próxima lição, começaremos a considerar as propriedades dos corpos rígidos.

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Trabalho de casa

1. Página 74: Nº 546-550. Física. Livro de tarefas. 10-11 graus. Rymkevich A. P. - M.: Abetarda, 2013. ()
2. Por que os alpinistas não podem cozinhar ovos em altitude?
3. Quais são algumas maneiras de resfriar o chá quente? Justifique-os em termos de física.
4. Por que a pressão do gás no queimador deve ser reduzida após ferver a água?
5. * Como a água pode ser aquecida acima de cem graus Celsius?

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Legendas dos slides:

Vapor saturado. Dependência da pressão do vapor saturado da temperatura. Umidade. Guseva N. P. MOU escola secundária No. 41, Saratov

EVAPORAÇÃO O processo de transição de uma substância do estado líquido para o gasoso é a evaporação; o processo inverso é chamado de condensação; A evaporação ocorre em qualquer temperatura diferente do zero absoluto; a taxa de evaporação de um líquido depende da temperatura, da área da superfície evaporada, do tipo de líquido e do vento.

EBULIÇÃO - o processo de vaporização que ocorre em todo o volume de um líquido O ponto de ebulição é a temperatura de um líquido na qual a pressão de seu vapor saturado é igual ou maior que a pressão externa. Para manter a ebulição, deve-se fornecer calor ao líquido, que é gasto na vaporização, pois a energia interna de um vapor é maior que a energia interna de um líquido de mesma massa. Durante o processo de ebulição, a temperatura do líquido permanece constante.

O vapor é um gás formado por moléculas de líquido evaporado. A equação p \u003d nkT é verdadeira para ele. A principal diferença no comportamento de um gás ideal e vapor saturado: quando a temperatura do vapor em um recipiente fechado muda (ou quando a temperatura volume muda a uma temperatura constante), a massa do vapor muda. O líquido se transforma parcialmente em vapor ou, inversamente, o vapor se condensa parcialmente. Nada disso acontece com um gás ideal.

A principal propriedade do vapor saturado é que a pressão de vapor a temperatura constante não depende do volume. Quando todo o líquido tiver evaporado, o vapor, após aquecimento adicional, deixará de ser saturado e sua pressão a volume constante aumentará na proporção direta da temperatura absoluta (ver Fig. 11.1, seção da curva BC). p = nkT

Em que condições começa a ebulição? Os gases dissolvidos estão sempre presentes no líquido, que são liberados no fundo e nas paredes do recipiente, bem como nas partículas de poeira suspensas no líquido, que são os centros de vaporização. Os vapores líquidos dentro das bolhas estão saturados. À medida que a temperatura aumenta, a pressão de vapor aumenta e as bolhas aumentam de tamanho. Sob a ação da força de empuxo, eles flutuam. A ebulição começa quando a pressão do vapor saturado dentro das bolhas se torna igual e maior que a pressão externa e a pressão hidrostática da coluna líquida.

Quanto maior a pressão externa, maior o ponto de ebulição. Assim, em uma caldeira a vapor a uma pressão de 1,6 10 6 Pa, a água não ferve mesmo a uma temperatura de 200°C. Em instituições médicas em vasos hermeticamente fechados - autoclaves (Fig. 11.2), a água também ferve a pressão elevada. Portanto, o ponto de ebulição do líquido é muito superior a 100°C. As autoclaves são usadas para esterilizar instrumentos cirúrgicos, etc.

Ao diminuir a pressão externa, reduzimos o ponto de ebulição. Ao bombear ar e vapor de água do frasco, você pode fazer a água ferver à temperatura ambiente (Fig. 11.3). À medida que você escala montanhas, a pressão atmosférica diminui, então o ponto de ebulição diminui. A uma altitude de 7.134 m (Pico de Lenin nos Pamirs), a pressão é aproximadamente igual (300 mm Hg). A água ferve lá a cerca de 70°C. É impossível cozinhar carne nessas condições.

Que processo é chamado de evaporação? Que fatores afetam a taxa de evaporação de um líquido? Que processo é chamado de condensação? Como explicar os processos de evaporação do ponto de vista do MKT? Por que a evaporação é acompanhada por uma diminuição na temperatura do líquido?

5. Por que a temperatura de um líquido não muda durante a ebulição, embora o líquido continue a receber energia do aquecedor? 6. Que força eleva as bolhas à superfície do líquido? 7. É possível fazer a água ferver em temperaturas abaixo de 100°C?

UMIDADE DO AR Na atmosfera da Terra há 13 - 15 mil km 3 de água na forma de gotas, cristais e vapor d'água. A quantidade de vapor de água no ar é chamada de umidade. A umidade é caracterizada por: pressão parcial (p) - a pressão que o vapor de água produziria se todos os outros gases estivessem ausentes; umidade relativa (φ) - a razão entre a pressão parcial p do vapor de água contido no ar a uma determinada temperatura e a pressão p do vapor saturado à mesma temperatura

A previsão do tempo indica o valor da umidade relativa em porcentagem! A umidade relativa indica o quão próximo o conteúdo de vapor de água do ar está da saturação. A uma umidade relativa de 100%, há vapor de água saturado no ar. Tanto o ar seco excessivo quanto a alta umidade são prejudiciais à saúde humana. A umidade do ar mais confortável para uma pessoa está na faixa de 40 a 60%.