Deasupra acestei temperaturi, metalul este în stare lichidă, sub el într-o stare solidă. Trecerea metalului din starea lichidă în stare solidă este însoțită de eliberarea căldurii latente de cristalizare. Prin urmare, în ciuda temperaturii metalului de răcire rămâne constantă până la sfârșitul procesului de cristalizare (secțiune orizontală RĂCIRE curba Denia). După finalizarea procesului de cristalizare din metalul în stare solidă este răcită uniform - curba merge lin în jos.
Practic, cu răcire rapidă, procesul de cristalizare a metalelor are o oarecare diferență. Pentru a provoca cristalizarea, metalul lichid trebuie răcit la o temperatură mai mică decât temperatura de cristalizare, i. E. metalul trebuie supraîncălzit. Temperatura Tn, la care începe practic cristalizarea, este temperatura actuală a cristalizării. Diferența dintre temperaturile teoretice și practice ale cristalizării se numește gradul de supracolire. Gradul de subrăcire poate fi nesemnificativ (curba 2) și mare (curba 3). În cel de-al doilea caz, căldura latentă de cristalizare este eliberată din cauza supercoolării mari atât de rapid încât temperatura crește brusc (buclă pe curbă) și se apropie de cea teoretică. De exemplu, antimoniul cristalizează. Pentru majoritatea metalelor, gradul de supracolire în timpul cristalizării este neglijabil. Când trece dintr-o stare lichidă într-un solid, se formează o rețea de cristal, se formează cristale, acest proces se numește cristalizare. Starea energetică a unui sistem cu un număr mare de particule (atomi, molecule) capturate prin mișcarea termică este caracterizată de o funcție termodinamică specială F, care se numește energie liberă. (F = U-TS, unde U este energia internă a sistemului, T este temperatura absolută și S este entropia). Se poate spune că cu cât mai mult F, cu atât este mai puțin stabil sistemul și dacă există posibilitatea, sistemul merge într-o stare în care F este mai mic (ca o minge care se rotește de la poziția 1 la poziția 2 dacă nu există nici o cale obstacole). Odată cu schimbarea condițiilor externe, cum ar fi temperatura, energia liberă a sistemului ea variază într-o lege complicat, dar diferit pentru starea lichidă și cristalină. Cu răcire lentă, se obține o structură cu granule grosiere. În consecință, cu răcire rapidă, metalele obțin o structură cu granulație fină.
b) În practică, mărimea granulelor poate afecta supraîncălzirea temperaturii lichidului din metal și timpul de menținere la ea, temperatura la turnare, rata spo Soby de metal turnarea și direcția de disipare a căldurii, contaminarea metalică a materiei străine și altele. Acești factori influențează atât de puternic procesul de cristalizare, încât rolul gradului de răcire poate deveni secundar. Rolul deosebit de important îl joacă impuritățile străine în metale, deoarece acestea sunt centre suplimentare de cristalizare.
c) în procedeul cunoscut din stadiul tehnicii este utilizat pe scară largă datorită artificiale Menenius dimensiunea granulelor și forma prin introducerea insolubilele de metal topit - modificatori. Ele creează suplimentar Cree-cristalizare a centrelor, astfel încât metalul sau aliajul devine o structură cu granulație fină (de exemplu: A12 03 pulbere).
d) Cristalizarea metalelor poate avea ca rezultat cristale de dimensiuni diferite, dar și de forme diferite. Cel mai adesea se formează o structură dendritică.
Dendritul este un cristal teribil.
Formarea dendritelor se explică prin eliminarea inegală a căldurii în diferite direcții și prin creșterea inegală a cristalelor.
B) Cristalizarea aliajelor.
Aliajele au o structură mai complexă decât metalele simple. În acest sens, procesele de cristalizare a aliajelor sunt mult mai complicate decât cele ale metalelor. Acest lucru poate fi urmărit de curbele de răcire.
După cum se poate observa din curba de răcire a aliajului, cristalizarea acestuia se desfășoară în intervalul de la temperatura de pornire a cristalizării (T.cr.) la temperatura de cristalizare a termocuplului (Tccr). Astfel, spre deosebire de metalele pure, atunci când sunt solidificate sau topite, aliajele nu au unul, ci două puncte critice.
Deasupra T.cr. (punctul a), aliajul este în stare lichidă. Sub Tk. (punctul b) va fi într-o stare solidă. În intervalul de temperatură dintre punctele critice, aliajul constă dintr-o soluție lichidă și cristale solide.
Studierea proceselor de cristalizare a aliajelor are o mare importanță practică. Atunci când alegeți un tratament termic și un tratament de presiune la cald, atunci când selectați aliajul pentru turnare, trebuie să cunoașteți punctele sale critice.
Pentru a studia starea aliajelor în funcție de temperatură și concentrație, se construiește o diagramă de stare.
7 Energie de suprafață. Moleculele corpului, în funcție de poziția lor în el, se află în condiții diferite. Aceia dintre aceștia care se află în straturile interioare sunt supuși unei atracții uniforme prin acțiunea forțelor de presiune interne pe partea moleculelor învecinate, iar forțele rezultate egale cu zero. Aceeași moleculă, situată în stratul de suprafață, mai ales sub influența forțelor interne de atracție ale moleculelor și forța rezultantă asupra lor sunt îndreptate în Po corp - aparent suprafață molecule posedă în comparație cu unele interne excesul de energie # 8710; E = E * - Ec. care ii permite sa reziste la actiunea "retractiva" a moleculelor interne si sa ramana pe suprafata corpului. Energia in exces a moleculelor suprafetei unui corp se numeste energie de suprafata. Energia în exces a moleculelor de suprafață de 1 m2 se numește energia de suprafață specifică sau coeficientul de tensiune superficială. Deoarece energia este o măsură a eficienței, coeficientul de tensiune de suprafață # 963; Acesta poate fi reprezentat ca un W de lucru, ceea ce este necesar pentru a efectua transferul izoterma de molecule din interiorul lichidului (corp) pentru a crea suprafața S de 1 m 2, menținând volumul de lichid (corp) neschimbat:
# 963; = Expresia arată că coeficientul de tensiune de suprafață este egal cu forța necesară și suficientă pentru a împiedica lungimea benzii de suprafață a lichidului de 1 m.
(# 963; = F / l), unde F este forța aplicată; l este lățimea benzii de suprafață a fluidului de testare. Forțele de interacțiune dintre moleculele diferitelor lichide sunt apropiate, deci tensiunea superficială la limita contactului lor este mică.
9 Izotermele gazelor reale. La presiuni suficient de mari și la temperaturi scăzute, distanța dintre molecule scade, iar forțele interacțiunii intermoleculare cresc atât de mult. că substanța din starea gazoasă poate intra în lichid. Atunci când gazele lichefiate, temperaturile scăzute sunt obținute prin extinderea compresoarelor de gaze precomprimate. Când gazul este diluat pentru a depăși forțele interacțiunii intermoleculare, energia termică trebuie să fie consumată, astfel încât spațiul din jur să fie răcit. Prin repetarea repetată a comprimării și extinderii gazelor, este posibil să se obțină temperaturi suficient de scăzute necesare pentru lichefierea lor. Aceasta este baza pentru obținerea temperaturilor scăzute și a gazelor lichefiate În 1823, Faraday, folosind temperaturi scăzute și presiuni ridicate, a efectuat lichefierea CO2. NH3, CL2. Cu toate acestea, unele gaze (hidrogen și azot. Oxigen) nu a putut fi plasate într-o stare lichidă chiar și la temperaturi foarte scăzute și presiuni foarte mari realizabile în lichefierea gazului vremya.Teoriya a fost dezvoltat în 1860 de către Mendeleev. Pentru fiecare gaz, există o temperatură limită peste care gazul nu poate fi transformat în lichid la orice presiune. Această temperatură se numește critică. Cu cât temperatura critică este mai mică, cu atât mai puțin trebuie aplicată presiunea pentru gazele lichefiate. La temperatura critică necesară pentru lichefierea cele mai mari, așa-numitul critic mol davlenie.Obom de gaz la temperatura critică și presiunea critică obomom.Sostoyanie numitul gaz situat la temperatura critică și presiunea critică și volumul critic numit ocupand stare critică.
10 Caracteristicile gazelor reale. Ecuația lui Van der Waals. Abaterea proprietăților gazelor reale din proprietățile unui gaz ideal este explicată prin următoarele motive principale: 1. Prezența unui volum intrinsec în moleculele de gaz obișnuit, care este absent în particulele unui gaz ideal. Asimetria moleculelor de gaz obișnuit (pentru un gaz ideal, particulele se presupune a fi sferice). 3. Atracția reciprocă a moleculelor de gaz obișnuit (tipuri electrostatice și alte tipuri de interacțiune), care este de asemenea absentă în gazele reale. Inconsistența compoziției moleculelor de gaz real și alte cauze. Din punctul 4 rezultă că moleculele multor substanțe, în funcție de condițiile externe, pot fi disociate sau asociate. De exemplu, dioxidul de azot la temperaturi și presiuni ridicate disociază în funcție de schemă. (în spatele) 4.2 Pentru a descrie proprietățile gazelor obișnuite, ecuația de stare propusă în 1873 este adesea folosită. oamenii de știință olandezi Van der Waals :( P + o / V 2 m) (Vm - b) = RT (sau gaz reale ecuația de stare) .Uravnenie Van der Waals derivată folosind ecuația de stare a volumului gazului ideal, având în vedere propriile sale molecule, și forțele de atracție reciprocă în gaze reale. Forța de atracție reciprocă a moleculelor de 1 mol de substanță se numește presiune internă. El "trage" particulele, ceea ce este echivalent cu acțiunea presiunii (la fel ca și rezultatul acțiunii); Prin urmare, în ecuația lui van der Waals, se adaugă la presiunea gazului (forța coliziunilor mutuale ale moleculelor de materie crește datorită atracției lor). Presiunea internă a gazului este invers proporțională cu pătratul volumului ocupat de el, care în ecuația lui Van der Waals este exprimat ca raportul a / V 2 m. unde a este constanta inerenta substantei si Vm este volumul molar al gazului. Constanta b caracterizeaza volumul intrinsec al moleculelor de 1 mol de materie. Ocupând o parte din spațiul în care este localizat gazul, moleculele reduc volumul spațiului în care se pot mișca liber; acest lucru se reflectă în ecuația lui Van der Waals prin scăderea volumului ocupat de gaz, volumul intrinsec al moleculelor. Constantele a și b se numesc van der Waals cantata.
11. Metode de exprimare a compoziției amestecurilor de gaze. Densitatea și masa molară medie a amestecului.
Modalități de exprimare a compoziției amestecurilor de gaze: Compoziția amestecului de gaze poate fi caracterizată prin fracțiile de volum, masă și molară ale componentelor sale.
Fracțiunea de volum i a componentei i din amestec este raportul volumului său Vi la volumul total
amestec al amestecului i = (1,17)
Fracția molară i a componentei i din amestec este raportul numărului său de moli ni
la numărul total de moli din amestecul n al amestecului i = (1,19)
Conform legii Avogadro, proporțiile molare ale componentelor amestecului de gaz sunt egale cu fracțiile de volum, adică pentru orice amestec de gaze
Concentrația molară Ci a componentei I este raportul dintre cantitatea sa chimică n i
la volumul amestecului
Concentrația în masă # 961; i a componentei i este raportul dintre masa lui mi și volumul amestecului amestecului.
Dacă amestecul constă din gaze care nu intră în interacțiune, fiecare componentă a amestecului se comportă ca și cum ar ocupa singur întregul volum ocupat de amestec.
12. Ecuația de stare a unui gaz ideal. Ecuația Clapeyron-Mendeleev.
Pentru a extrage, luăm 1 mol de gaz ideal în condiții normale (P0, T0 și V0) și îl încălzim la temperatura T la presiune constantă Po. Volumul de gaz în acest caz se va schimba și va deveni egal cu VT
Înlocuind valoarea VT în ecuație, obținem: PV = wherece =
unde P0. V0. T0 sunt cantități constante. Este marcat cu litera R și se numește constantă de gaz universal. = R sau PV = RT Pentru o cantitate arbitrară de gaz ideal, ecuația: PV = m / M # 1776; RT sau PV = nRT
unde m este masa, M este masa molară și n este numărul de moli.
Pentru a face acest lucru, utilizați ecuația de stare a unui gaz ideal (se mai numește și ecuația Clapeyron-Mendeleev): PV = nRT n este numărul de moli de gaz;
P este presiunea gazului (de exemplu, în atm, V este volumul gazului (în litri), T este temperatura gazului (în kelvin);
R este constanta gazului (0,0821 l · atm / mol · K).
Trimiteți-le prietenilor: