Diagram fazowy gęstości słonej wody. Schemat stanu wody i zasada faz. Diagram fazowy wody

Zastosowanie reguły fazowej Gibbsa do układów jednoskładnikowych. Diagramy fazowe wody i siarki

Do systemu jednoskładnikowego DO=1, a reguła fazowa jest zapisana jako:

C = 3- F

Jeśli F= 1, zatem Z=2, mówią, że system dwuwariantowy;
F= 2, zatem Z=1, system jednowariantowy;
F= 3, zatem Z = 0, system niezmienny.

Związek między ciśnieniem ( R), temperatura ( T) i objętość ( V) fazy można przedstawić w trzech wymiarach diagram fazowy. Każdy punkt (tzw punkt graficzny) na takim schemacie przedstawia pewien stan równowagi. Zwykle wygodniej jest pracować z fragmentami tego diagramu za pomocą płaszczyzny R – T(Na V = stała) lub samolot P–V(Na T = stała). W dalszej części rozważymy jedynie przypadek przekroju płaszczyzny R – T(Na V = stała).

Stan wody badano w szerokim zakresie temperatur i ciśnień. Przy wysokich ciśnieniach ustalono istnienie co najmniej dziesięciu krystalicznych modyfikacji lodu. Najlepiej zbadanym jest lód I – jedyna modyfikacja lodu występująca w przyrodzie.

Obecność różnych modyfikacji substancji - polimorfizm - prowadzi do komplikacji diagramów stanu.

Diagram fazowy wody we współrzędnych R – T przedstawiono na ryc. 15. Składa się z 3 pola fazowe- obszary o różnym charakterze R., T- wartości, przy których woda występuje w postaci określonej fazy - lodu, wody w stanie ciekłym lub pary (oznaczone na rysunku odpowiednio literami L, F i P). Te pola fazowe oddzielone są 3 krzywymi granicznymi.

Krzywa AB - krzywa parowania, wyraża zależność ciśnienie pary ciekłej wody od temperatury(lub odwrotnie, reprezentuje zależność temperatury wrzenia wody od ciśnienia zewnętrznego). Innymi słowy, linia ta odpowiada równowadze dwufazowej.

Woda w stanie ciekłym ↔ para wodna, a liczba stopni swobody obliczona z reguły fazowej wynosi Z= 3 – 2 = 1. Tę równowagę nazywamy jednowariantowy. Oznacza to, że do pełnego opisu systemu wystarczy samo określenie jedna zmienna- albo temperatura, albo ciśnienie, ponieważ dla danej temperatury istnieje tylko jedno ciśnienie równowagi, a dla danego ciśnienia tylko jedna temperatura równowagi.

Przy ciśnieniach i temperaturach odpowiadających punktom poniżej linii AB ciecz całkowicie odparuje, a ten obszar jest obszarem pary. Do opisu układu w danym obszarze jednofazowym potrzebne są dwie zmienne niezależne: temperatura i ciśnienie ( Z = 3 – 1 = 2).

Przy ciśnieniach i temperaturach odpowiadających punktom powyżej linii AB para ulega całkowitej kondensacji do cieczy ( Z= 2). Górna granica krzywej parowania AB znajduje się w punkcie B, który nazywa się punktem krytycznym (dla wody 374,2°С i 218,5 bankomat.). Powyżej tej temperatury fazy ciekła i parowa stają się nierozróżnialne (zanika granica międzyfazowa ciecz/para), dlatego też F = 1.

Linia AC – to krzywa sublimacji lodu (czasami nazywana linią sublimacji), odzwierciedlająca zależność ciśnienie pary wodnej nad lodem od temperatury. Linia ta odpowiada jednoczynnikowej równowadze lód ↔ para ( Z= 1). Powyżej linii AC znajduje się obszar lodowy, poniżej znajduje się obszar parowy.

Linia AD - krzywa topnienia, wyraża zależność temperatura topnienia lodu w zależności od ciśnienia i odpowiada jednowariantowej równowadze lód ↔ ciekła woda. W przypadku większości substancji linia AD odchyla się od pionu w prawo, ale zachowanie wody jest nietypowe: woda w stanie ciekłym zajmuje mniejszą objętość niż lód. Wzrost ciśnienia spowoduje przesunięcie równowagi w kierunku powstania cieczy, czyli obniży się temperatura zamarzania.

Badania przeprowadzone po raz pierwszy przez Bridgmana w celu określenia przebiegu krzywej topnienia lodu pod wysokim ciśnieniem wykazały, że wszystkie istniejące krystaliczne modyfikacje lodu, z wyjątkiem pierwszej, są gęstsze od wody. Zatem górną granicą linii AD jest punkt D, w którym lód I (lód zwykły), lód III i woda w stanie ciekłym współistnieją w równowadze. Punkt ten znajduje się na –22°С i 2450 bankomat.

Ryż. 15. Diagram fazowy wody

Na przykładzie wody widać, że diagram fazowy nie zawsze jest tak prosty, jak pokazano na ryc. 15. Woda może występować w postaci kilku faz stałych, różniących się budową krystaliczną (patrz ryc. 16).

Ryż. 16. Rozbudowany diagram fazowy wody w szerokim zakresie wartości ciśnienia.

Punkt potrójny wody (punkt odzwierciedlający równowagę trzech faz - cieczy, lodu i pary) przy braku powietrza znajduje się w 0,01°С ( T = 273,16K) i 4,58 mmHg. Liczba stopni swobody Z= 3-3 = 0 i taką równowagę nazywamy niezmienną.

W obecności powietrza trzy fazy znajdują się w równowadze w temperaturze 1 bankomat. i 0°С ( T = 273,15K). Spadek punktu potrójnego w powietrzu jest spowodowany następującymi przyczynami:

1. Rozpuszczalność powietrza w ciekłej wodzie w temperaturze 1 bankomat, co prowadzi do zmniejszenia punktu potrójnego o 0,0024°С;

2. Wzrost ciśnienia z 4,58 mmHg. do 1 bankomat, co zmniejsza punkt potrójny o kolejne 0,0075°С.

Warunki wodne.

Woda może występować w trzech stanach skupienia lub fazach: stałym (lód), ciekłym (sama woda) i gazowym (para wodna). Bardzo ważne jest, aby biorąc pod uwagę rzeczywiście istniejące na Ziemi zakresy ciśnienia atmosferycznego i temperatury, woda mogła jednocześnie znajdować się w różnych stanach skupienia. Pod tym względem woda znacznie różni się od innych substancji fizycznych, które w warunkach naturalnych występują głównie w stanie stałym (minerały, metale) lub gazowym (O 2, N 2, CO 2 itp.).

Zmiany stanu skupienia substancji nazywane są przejściami fazowymi. W takich przypadkach właściwości substancji (na przykład gęstość) zmieniają się gwałtownie. Przemianom fazowym towarzyszy uwalnianie lub absorpcja energii, zwanej ciepłem przemiany fazowej („ciepłem utajonym”).

Zależność stanu skupienia wody od ciśnienia i temperatury wyraża diagram stanu wody, czyli diagram fazowy (rys. 5.1.1.).

Krzywa BB”O na ryc. 5.1.1 nazywana jest krzywą topnienia. Przechodząc przez tę krzywą od lewej do prawej następuje topienie

Ryż. 5.1.1. Schemat wody

I – VIII – różne modyfikacje lodu

lód, a od prawej do lewej - tworzenie się lodu (krystalizacja wody). Krzywa OK nazywana jest krzywą parowania. Przechodząc przez tę krzywą, wrzenie wody obserwuje się od lewej do prawej, a kondensację pary wodnej obserwuje się od prawej do lewej. Krzywa AO nazywana jest krzywą sublimacji lub krzywą sublimacji. Podczas przekraczania jej od lewej do prawej następuje parowanie lodu (sublimacja), a od prawej do lewej następuje kondensacja do fazy stałej (czyli sublimacja).

W punkcie O (tzw. punkt potrójny, przy ciśnieniu 610 Pa i temperaturze 0,01°C czyli 273,16 K) woda znajduje się jednocześnie we wszystkich trzech stanach skupienia.

Temperatura, w której topi się lód (lub krystalizuje woda) nazywana jest temperaturą lub temperaturą topnienia T pl. Temperaturę tę można również nazwać temperaturą lub temperaturą zamarzania T sub.

Z powierzchni wody, a także lodu i śniegu pewna liczba cząsteczek jest stale odrywana i unoszona do powietrza, tworząc cząsteczki pary wodnej. Jednocześnie część cząsteczek pary wodnej powraca z powrotem na powierzchnię wody, śniegu i lodu. Jeśli dominuje pierwszy proces, następuje parowanie wody, jeśli zachodzi drugi proces, para wodna ulega kondensacji. Regulatorem kierunku i intensywności tych procesów jest deficyt wilgoci – różnica pomiędzy sprężystością pary wodnej nasycającej przestrzeń przy danym ciśnieniu powietrza i temperaturze powierzchni wody (śnieg, lód), a sprężystością pary wodnej faktycznie zawarte w powietrzu, tj. bezwzględna wilgotność powietrza. Zawartość nasyconej pary wodnej w powietrzu i jej elastyczność rosną wraz ze wzrostem temperatury (przy ciśnieniu normalnym) w następujący sposób. W temperaturze 0°C zawartość i elastyczność pary wodnej nasyconej wynoszą odpowiednio 4,856 g/m3 i 6,1078 hPa, w temperaturze 20°C – 30,380 g/m3 i 23,373 hPa, w temperaturze 40°C – 51,127 g/ m3 i 73,777 hPa.

Parowanie z powierzchni wody (lód, śnieg), a także wilgotnej gleby zachodzi w każdej temperaturze i im jest intensywniejsze, tym większy jest deficyt wilgoci. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta elastyczność pary wodnej wypełniającej przestrzeń, a parowanie przyspiesza. Wzrost parowania prowadzi również do wzrostu prędkości ruchu powietrza nad powierzchnią parowania (czyli prędkości wiatru w warunkach naturalnych), zwiększając intensywność pionowej masy i wymiany ciepła.

Kiedy intensywne parowanie obejmuje nie tylko swobodną powierzchnię wody, ale także jej grubość, gdzie następuje parowanie z wewnętrznej powierzchni powstałych pęcherzyków, rozpoczyna się proces wrzenia. Temperatura, w której ciśnienie nasyconej pary wodnej jest równe ciśnieniu zewnętrznemu, nazywana jest temperaturą lub temperaturą wrzenia T bp.

Przy normalnym ciśnieniu atmosferycznym (1,013 105 Pa = 1,013 bar = 1 atm = 760 mm Hg) temperatury zamarzania wody (topnienie lodu) i temperatury wrzenia (kondensacja) odpowiadają 0 i 100 ° w skali Celsjusza.

Temperatura zamarzania Tzam i temperatura wrzenia wody Tbip zależą od ciśnienia (patrz rys. 3.9.2.). W zakresie zmian ciśnienia od 610 do 1,013 105 Pa (czyli 1 atm) temperatura zamarzania nieznacznie spada (od 0,01 do 0°C), następnie wraz ze wzrostem ciśnienia do około 6 107 Pa (600 atm) T temperatura zamarzania spada do -5 ° C, przy wzroście ciśnienia do 2,2 · 108 Pa (2200 atm), Tdz spada do -22 ° C. Wraz z dalszym wzrostem ciśnienia Tdz zaczyna szybko rosnąć. Pod bardzo wysokim ciśnieniem powstają specjalne „modyfikacje” lodu (II-VIII), które różnią się swoimi właściwościami od zwykłego lodu (lód I).

Przy rzeczywistym ciśnieniu atmosferycznym na Ziemi słodka woda zamarza w temperaturze około 0°C. Na maksymalnych głębokościach w oceanie (około 11 km) ciśnienie przekracza 108 Pa, czyli 1000 atm (przyrost głębokości na każde 10 m wzrostu ciśnienie o około 105 Pa, czyli 1 atm). Przy tym ciśnieniu temperatura zamarzania słodkiej wody będzie wynosić około -12°C.

Aby obniżyć temperaturę zamarzania wody

wpływa jego zasolenie.

1.4). Wzrost zasolenia na każde 10 ‰ zmniejsza T o około 0,54° C:

Zastępca T = -0,054 S.

Temperatura wrzenia maleje wraz ze spadkiem ciśnienia (patrz rys. 3.9.2.). Dlatego na dużych wysokościach w górach woda wrze w temperaturze niższej niż 100°C. Wraz ze wzrostem ciśnienia T wrzenia wzrasta do tzw. „punktu krytycznego”, gdy przy p = 2,2·107 Pa i T wrzenia = 374° C, woda ma jednocześnie właściwości cieczy i gazu.

Wykres stanu wody ilustruje dwie „anomalie” wody, które mają decydujący wpływ nie tylko na „zachowanie się” wody na Ziemi, ale także na warunki naturalne całej planety. W porównaniu do substancji będących związkami wodoru z pierwiastkami znajdującymi się w tym samym rzędzie co tlen w układzie okresowym Mendelejewa – tellurem Te, selenem Se i siarką S, temperatury zamarzania i wrzenia wody są niezwykle wysokie. Biorąc pod uwagę naturalną zależność pomiędzy temperaturą zamarzania i wrzenia oraz liczbą masową wymienionych substancji, można by oczekiwać, że woda będzie miała temperaturę zamarzania około -90° C i temperaturę wrzenia około -70° C. Nienormalnie wysokie wartości ​Temperatury zamarzania i wrzenia przesądzają o możliwości istnienia wody na planecie w stanie stałym i ciekłym oraz służą jako warunki determinujące główne procesy hydrologiczne i inne naturalne procesy na Ziemi.

Gęstość wody

Gęstość jest najważniejszą cechą fizyczną każdej substancji. Reprezentuje masę jednorodnej substancji na jednostkę objętości:

gdzie m to masa, V to objętość. Gęstość p ma wymiar kg/m3.

Gęstość wody, podobnie jak innych substancji, zależy przede wszystkim od temperatury i ciśnienia (a w przypadku wód naturalnych także od zawartości rozpuszczonych i drobno zdyspergowanych substancji zawieszonych) i zmienia się gwałtownie podczas przejść fazowych.Wraz ze wzrostem temperatury gęstość wody, np. każda inna substancja w większości zakresu zmian temperatury maleje, co wiąże się ze wzrostem odległości między cząsteczkami wraz ze wzrostem temperatury. Ten schemat zostaje naruszony dopiero wtedy, gdy topnieje lód i podgrzewa się wodę w zakresie od 0 do 4° (dokładniej 3,98° C). Zwracamy tu uwagę na jeszcze dwie bardzo ważne „anatomie” wody: 1) gęstość wody w stanie stałym (lód) jest mniejsza niż w stanie ciekłym (woda), co nie ma miejsca w przypadku zdecydowanej większości innych substancji; 2) w zakresie temperatur wody od 0 do 4°C gęstość wody nie maleje wraz ze wzrostem temperatury, lecz wzrasta. Cechy zmian gęstości wody są związane z restrukturyzacją struktury molekularnej wody. Te dwie „anomalie” wody mają ogromne znaczenie hydrologiczne: lód jest lżejszy od wody i dlatego „unosi się” na jej powierzchni; zbiorniki zwykle nie zamarzają do dna, ponieważ świeża woda schłodzona do temperatury poniżej 4° staje się mniej gęsta i dlatego pozostaje w warstwie powierzchniowej.

Gęstość lodu zależy od jego struktury i temperatury. Porowaty lód może mieć gęstość znacznie niższą niż podano w tabeli 1.1. Gęstość śniegu jest jeszcze mniejsza. Świeżo spadły śnieg ma gęstość 80-140 kg/m3, gęstość śniegu zagęszczonego stopniowo wzrasta od 140-300 (przed początkiem topnienia) do 240-350 (na początku topnienia) i 300-450 kg/m3 (pod koniec topienia). Gęsty, mokry śnieg może mieć gęstość do 600-700 kg/m3. Płatki śniegu podczas topnienia mają gęstość 400-600, śnieg lawinowy 500-650 kg/m3. Warstwa wody powstająca w wyniku topnienia lodu i śniegu zależy od grubości warstwy lodu lub śniegu i jej gęstości. Ilość wody w lodzie lub śniegu jest równa:

godz. w = ah l r l / r

gdzie h l jest grubością warstwy lodu lub śniegu, r l jest ich gęstością, p jest gęstością wody i jest mnożnikiem określonym przez stosunek wymiarów hin i h l: jeżeli warstwę wody wyraża się w mm, i grubość lodu (śniegu) w cm, wówczas a=10, przy tym samym wymiarze a=1.

Gęstość wody zmienia się również w zależności od zawartości w niej substancji rozpuszczonych i wzrasta wraz ze wzrostem zasolenia (ryc. 1.5). Gęstość wody morskiej przy normalnym ciśnieniu może osiągnąć 1025-1033 kg/m3.

Łączny wpływ temperatury i zasolenia na gęstość wody pod ciśnieniem atmosferycznym wyraża się za pomocą tzw. równania stanu wody morskiej. Takie równanie w najprostszej postaci liniowej zapisuje się w następujący sposób:

p = p o (1 - α 1 T + α 2 S)

gdzie T to temperatura wody, °C, S to zasolenie wody, ‰, p o to gęstość wody w T = 0 i S = 0, α 1 i α 2 to parametry.

Wzrost zasolenia prowadzi również do obniżenia temperatury największej gęstości (°C) zgodnie ze wzorem

T max.pl = 4 - 0,215 S.

Ryż. 5.2.1. Zależność gęstości wody pod normalnym ciśnieniem atmosferycznym od temperatury i zasolenia wody.

Wzrost zasolenia na każde 10‰ powoduje zmniejszenie Tmax o około 2°C. Zależność temperatury maksymalnej gęstości i temperatury zamarzania od zasolenia wody ilustruje tzw. wykres Hellanda-Hansena (patrz rys. 3.10.1.). .

Zależność temperatur największej gęstości od zamarzania wpływa na charakter procesu chłodzenia wody oraz konwekcji pionowej – mieszania spowodowanego różnicami gęstości. Ochładzanie wody w wyniku wymiany ciepła z powietrzem prowadzi do wzrostu gęstości wody, a co za tym idzie do obniżenia gęstości wody o większej gęstości. W jego miejsce wznoszą się cieplejsze i mniej gęste wody. Zachodzi proces konwekcji gęstości pionowej. Jednakże w przypadku wód słodkich i słonawych o zasoleniu mniejszym niż 24,7‰ proces ten trwa tylko do momentu, gdy woda osiągnie najwyższą temperaturę gęstości (patrz ryc. 1.4). Dalsze schładzanie wody prowadzi do zmniejszenia jej gęstości i ustania konwekcji pionowej. Wody słone o S>24,7 ‰ podlegają konwekcji pionowej aż do zamarznięcia.

Zatem w wodach słodkich lub słonawych zimą, w poziomach przydennych, temperatura wody jest wyższa niż na powierzchni i zgodnie z wykresem Hellanda-Hansena zawsze powyżej temperatury zamarzania. Okoliczność ta ma ogromne znaczenie dla zachowania życia w zbiornikach wodnych na głębokościach. Gdyby woda miała tę samą temperaturę, największą gęstość i zamarzania, jak wszystkie inne ciecze, wówczas zbiorniki mogłyby zamarznąć do dna, powodując nieuniknioną śmierć większości organizmów.

„Anomalna” zmiana gęstości wody wraz ze zmianą temperatury pociąga za sobą tę samą „anomalną” zmianę objętości wody: wraz ze wzrostem temperatury od 0 do 4 ° C objętość chemicznie czystej wody maleje i tylko wraz z dalszym wzrostem temperatury wzrasta; objętość lodu jest zawsze zauważalnie większa niż objętość tej samej masy wody (pamiętaj, jak pękają rury, gdy woda zamarza).

Zmianę objętości wody przy zmianie jej temperatury można wyrazić wzorem

V T1 = V T2 (1 + β DT)

gdzie V T1 to objętość wody w temperaturze T1, V T2 to objętość wody w T2, β to współczynnik rozszerzalności objętościowej, który przyjmuje wartości ujemne w temperaturach od 0 do 4 ° C i wartości dodatnie w temperatura wody powyżej 4°C i poniżej 0°C (lód) (patrz tabela 1.1),

Ciśnienie ma również pewien wpływ na gęstość wody. Ściśliwość wody jest bardzo mała, ale na dużych głębokościach w oceanie nadal wpływa na gęstość wody. Na każde 1000 m głębokości gęstość pod wpływem ciśnienia słupa wody wzrasta o 4,5-4,9 kg/m3. Zatem na maksymalnych głębokościach oceanu (około 11 km) gęstość wody będzie o około 48 kg/m 3 większa niż na powierzchni, a przy S = 35‰ wyniesie około 1076 kg/m 3. Gdyby woda była całkowicie nieściśliwa, poziom oceanów na świecie byłby o 30 m wyższy niż w rzeczywistości. Niska ściśliwość wody pozwala znacznie uprościć analizę hydrodynamiczną ruchu wód naturalnych.

Wpływ drobnego osadu zawieszonego na właściwości fizyczne wody, a zwłaszcza na jej gęstość, nie został jeszcze dostatecznie zbadany. Uważa się, że na gęstość wody mogą wpływać jedynie bardzo drobne zawiesiny w ich wyjątkowo wysokim stężeniu, gdy wody i osadu nie można już rozpatrywać oddzielnie. Zatem niektóre rodzaje błota, zawierające tylko 20–30% wody, są zasadniczo roztworem gliny o zwiększonej gęstości. Innym przykładem wpływu drobnych osadów na gęstość są wody Rzeki Żółtej wpadające do Zatoki Morza Żółtego. Przy bardzo dużej zawartości drobnego osadu (do 220 kg/m3) mętne wody rzek mają gęstość o 2-2,5 kg/m3 większą od wody morskiej (ich gęstość przy rzeczywistym zasoleniu i temperaturze wynosi około 1018 kg/m3). Dlatego „nurkują” na głębokość i schodzą wzdłuż dna morskiego, tworząc przepływ „gęsty” lub „mętny”.

I tu możemy przejść do drugiej kategorii. Pod słowem "lód" Jesteśmy przyzwyczajeni do rozumienia stanu fazy stałej wody. Ale poza tym zamarzaniu ulegają również inne substancje. Zatem lód można rozróżnić na podstawie składu chemicznego pierwotnej substancji, na przykład dwutlenku węgla, amoniaku, lodu metanowego i innych.

Po trzecie, istnieją sieci krystaliczne (modyfikacje) lodu wodnego, których powstawanie zależy od czynnika termodynamicznego. Właśnie o tym porozmawiamy trochę w tym poście.

W artykule Lód przyjrzeliśmy się, jak struktura wody ulega restrukturyzacji wraz ze zmianą stanu jej skupienia i poruszyliśmy kwestię krystalicznej struktury zwykłego lodu. Dzięki wewnętrznej strukturze samej cząsteczki wody i wiązaniom wodorowym łączącym wszystkie cząsteczki w uporządkowany układ, powstaje sześciokątna (sześciokątna) sieć krystaliczna lodu. Cząsteczki znajdujące się najbliżej siebie (jeden centralny i cztery narożniki) ułożone są w kształt piramidy trójściennej, czyli czworościanu, co leży u podstaw sześciokątnej modyfikacji kryształu ( Ryc.1).

Przy okazji, odległość między najmniejszymi cząsteczkami materii mierzona jest w nanometrach (nm) lub angstremach (nazwana na cześć XIX-wiecznego szwedzkiego fizyka Andersa Jonasa Ångströma; oznaczona symbolem Å). 1 Å = 0,1 nm = 10-10 m.

Ta sześciokątna struktura zwykłego lodu rozciąga się na całą jego objętość. Widać to wyraźnie gołym okiem: zimą podczas opadów śniegu złap płatek śniegu za rękaw lub rękawiczkę i przyjrzyj się bliżej jego kształtowi - jest sześcioramienny lub sześciokątny. Jest to typowe dla każdego płatka śniegu, ale żaden płatek śniegu nigdy się nie powtarza (więcej na ten temat w naszym artykule). I nawet duże kryształki lodu swoim zewnętrznym kształtem odpowiadają wewnętrznej strukturze molekularnej ( Ryc.2).

Powiedzieliśmy już, że przejście substancji, w szczególności wody, z jednego stanu do drugiego następuje pod pewnymi warunkami. Normalny lód tworzy się w temperaturze 0°C i niższej oraz przy ciśnieniu 1 atmosfery (wartość normalna). W związku z tym do pojawienia się innych modyfikacji lodu wymagana jest zmiana tych wartości, a w większości przypadków obecność niskich temperatur i wysokiego ciśnienia, przy których zmienia się kąt wiązań wodorowych i rekonstruowana jest cała sieć krystaliczna.

Każda modyfikacja lodu należy do określonego układu – grupy kryształów, w których komórki elementarne mają tę samą symetrię i układ współrzędnych (osie XYZ). W sumie wyróżnia się siedem syngonii. Charakterystyka każdego z nich została przedstawiona na ilustracje 3-4. Tuż poniżej znajduje się obraz głównych form kryształów ( Ryc.5)

Wszystkie modyfikacje lodu różniące się od zwykłego lodu uzyskano w warunkach laboratoryjnych. Pierwsze polimorficzne struktury lodu stały się znane na początku XX wieku dzięki wysiłkom naukowców Gustava Heinricha Tammanna I Percy’ego Williamsa Bridgmana. Schemat modyfikacji Bridgmana był okresowo uzupełniany. Zidentyfikowano nowe modyfikacje w stosunku do uzyskanych wcześniej. Najnowsze zmiany w schemacie zostały wprowadzone w naszych czasach. Do tej pory uzyskano szesnaście rodzajów krystalicznych lodu. Każdy typ ma swoją nazwę i jest oznaczony cyfrą rzymską.

Nie będziemy zagłębiać się w właściwości fizyczne każdego rodzaju molekularnego lodu wodnego, aby nie zanudzać Was, drodzy czytelnicy, szczegółami naukowymi, zwrócimy uwagę tylko na główne parametry.

Zwykły lód nazywany jest lodem Ih (przedrostek „h” oznacza układ sześciokątny). NA ilustracje 7 przedstawiono jego strukturę krystaliczną, składającą się z wiązań heksagonalnych (heksamerów), które różnią się kształtem - jednym w postaci leżak(Język angielski) w kształcie krzesła), inny w formie gawrony (w formie łodzi). Te heksamery tworzą trójwymiarową sekcję - dwa „szezlongi” są poziome na górze i na dole, a trzy „łódki” zajmują pozycję pionową.

Diagram przestrzenny przedstawia kolejność ułożenia wiązań wodorowych w lodzie Ih, ale w rzeczywistości połączenia są budowane losowo. Naukowcy nie wykluczają jednak, że wiązania wodorowe na powierzchni sześciokątnego lodu są bardziej uporządkowane niż wewnątrz struktury.

Komórka elementarna sześciokątnego lodu (tj. minimalna objętość kryształu, którego wielokrotne odtwarzanie w trzech wymiarach tworzy całą sieć krystaliczną jako całość) zawiera 4 cząsteczki wody. Wymiary komórek to 4,51 Å po obu stronach a, b I 7,35 Å po stronie c (strona c lub oś na diagramach ma kierunek pionowy). Kąty między bokami, jak widać z ilustracja 4: α=β = 90°, γ = 120°. Odległość między sąsiednimi cząsteczkami wynosi 2,76 Å.

Sześciokątne kryształki lodu tworzą sześciokątne płyty i kolumny; górna i dolna ściana w nich są płaszczyznami bazowymi, a sześć identycznych ścian bocznych nazywa się pryzmatycznymi ( Ryc.10).

Minimalna liczba cząsteczek wody wymagana do rozpoczęcia jej krystalizacji wynosi ok 275 (±25). W dużej mierze lód tworzy się na powierzchni masy wody otaczającej powietrze, a nie w jego wnętrzu. Grube kryształki lodu Ih tworzą się powoli w kierunku osi c, np. w wodzie stojącej wyrastają pionowo w dół od płytek krystalicznych lub w warunkach, w których wzrost w bok jest utrudniony. Drobnoziarnisty lód, powstający w wzburzonej wodzie lub gdy szybko zamarza, ma przyspieszony wzrost skierowany od pryzmatycznych ścian. Temperatura otaczającej wody określa stopień rozgałęzienia sieci krystalicznej lodu.

Cząsteczki substancji rozpuszczonych w wodzie, z wyjątkiem atomów helu i wodoru, których wymiary pozwalają im zmieścić się we wnękach struktury, są usuwane z sieci krystalicznej pod normalnym ciśnieniem atmosferycznym, wypychane na powierzchnię kryształu lub , podobnie jak w przypadku odmiany amorficznej (więcej o tym w dalszej części artykułu) tworzącej warstwy pomiędzy mikrokryształami. Kolejne cykle zamrażania i rozmrażania wody można wykorzystać do oczyszczenia jej z zanieczyszczeń, np. gazów (odgazowanie).

Razem z lodem Ih jest też lód Ic (układ sześcienny), jednak w naturze powstawanie tego rodzaju lodu jest czasami możliwe tylko w górnych warstwach atmosfery. Sztuczny lód Ic otrzymywany przez natychmiastowe zamrożenie wody, dla której para jest skraplana na schłodzonej 80 do minusa 110°C powierzchni metalu przy normalnym ciśnieniu atmosferycznym. W wyniku eksperymentu na powierzchnię wypadają kryształy o kształcie sześciennym lub ośmiościanowym. Nie będzie możliwe wytworzenie lodu sześciennego pierwszej modyfikacji ze zwykłego lodu sześciokątnego poprzez obniżenie jego temperatury, ale przejście z lodu sześciennego do sześciokątnego jest możliwe poprzez podgrzanie lodu Ic wyższy minus 80°C.

W strukturze molekularnej lodu Ic kąt wiązania wodorowego jest taki sam jak w zwykłym lodzie Ih – 109,5°. A oto sześciokątny pierścień utworzony przez cząsteczki w siatce lodowej Ic obecny tylko w formie szezlonga.

Gęstość lodu Ic wynosi 0,92 g/cm3 przy ciśnieniu 1 atm. Komórka elementarna w krysztale sześciennym ma 8 cząsteczek i wymiary: a=b=c = 6,35 Å, a jej kąty α=β=γ = 90°.

Na notatce. Drodzy czytelnicy, w tym artykule wielokrotnie spotkamy się ze wskaźnikami temperatury i ciśnienia dla tego czy innego rodzaju lodu. A jeśli wartości temperatury wyrażone w stopniach Celsjusza są dla wszystkich jasne, to dla niektórych postrzeganie wartości ciśnienia może być trudne. W fizyce do jego pomiaru używa się różnych jednostek, ale w naszym artykule będziemy go oznaczać w atmosferach (atm), zaokrąglając wartości. Normalne ciśnienie atmosferyczne wynosi 1 atm, co równa się 760 mmHg, czyli nieco ponad 1 bar, czyli 0,1 MPa (megapaskal).

Jak rozumiesz w szczególności z przykładu z lodem Ic, istnienie krystalicznych modyfikacji lodu jest możliwe w warunkach równowagi termodynamicznej, tj. gdy równowaga temperatury i ciśnienia determinująca obecność dowolnego rodzaju lodu krystalicznego zostaje zakłócona, typ ten zanika, przekształcając się w kolejną modyfikację. Zakres tych wartości termodynamicznych jest różny, jest inny dla każdego gatunku. Rozważmy inne rodzaje lodu, nie ściśle według nomenklatury, ale w związku z tymi przejściami strukturalnymi.

lód II należy do układu trygonalnego. Można go uformować z typu sześciokątnego pod ciśnieniem około 3000 atm i temperaturze około minus 75 ° C lub z innej modyfikacji ( lód V), poprzez gwałtowne zmniejszenie ciśnienia w temperaturze minus 35°C. Istnienie II rodzaj lodu możliwy jest w temperaturze minus 170°C i ciśnieniu od 1 do 50 000 atm (czyli 5 gigapaskali (GPa)). Według naukowców lód tej modyfikacji może prawdopodobnie stanowić część lodowych satelitów odległych planet Układu Słonecznego. Normalne ciśnienie atmosferyczne i temperatury powyżej minus 113°C stwarzają warunki do przekształcenia się tego typu lodu w zwykły lód sześciokątny.

NA ilustracje 13 pokazano sieć kryształków lodu II. Widoczna jest charakterystyczna cecha struktury - rodzaj pustych w środku sześciokątnych kanałów utworzonych przez wiązania molekularne. Komórka elementarna (obszar zaznaczony na ilustracji rombem) składa się z dwóch więzadeł, które są przesunięte względem siebie, że tak powiem, „na wysokość”. W rezultacie powstaje romboedryczny układ kratowy. Wymiary komórki a=b=c = 7,78 Å; α=β=γ = 113,1°. W komórce znajduje się 12 cząsteczek. Kąt wiązania między cząsteczkami (O–O–O) waha się od 80 do 120°.

Podczas ogrzewania modyfikacji II można uzyskać lód III i odwrotnie, chłodzenie lodem III zamienia go w lód II. Również lód III powstaje, gdy temperatura wody jest stopniowo obniżana do minus 23°C, zwiększając ciśnienie do 3000 atm.
Jak widać na diagramie fazowym ( chory. 6), warunki termodynamiczne dla stabilnego stanu lodu III, a także kolejna modyfikacja - lód V, są mali.

lód III I V mają cztery punkty potrójne z otaczającymi je modyfikacjami (wartości termodynamiczne, przy których możliwe jest istnienie różnych stanów skupienia). Jednak lód II, III I V modyfikacje mogą zachodzić w warunkach normalnego ciśnienia atmosferycznego i temperatury minus 170°C, a podgrzanie ich do minus 150°C prowadzi do powstania lodu Ic.

W porównaniu do innych znanych obecnie modyfikacji wysokociśnieniowych, lód III ma najniższą gęstość - przy ciśnieniu 3500 atm. wynosi ona 1,16 g/cm3.
lód III jest tetragonalną odmianą skrystalizowanej wody, ale samą strukturą sieci lodowej III ma naruszenia. Jeśli każda cząsteczka jest zwykle otoczona przez 4 sąsiednie cząsteczki, wówczas w tym przypadku wskaźnik ten będzie miał wartość 3,2, a dodatkowo w pobliżu mogą znajdować się 2 lub 3 kolejne cząsteczki, które nie mają wiązań wodorowych.
W układzie przestrzennym cząsteczki tworzą prawoskrętne helisy.
Wymiary komórki elementarnej zawierającej 12 cząsteczek w temperaturze minus 23°C i około 2800 atm: a=b = 6,66, c = 6,93 Å; α=β=γ = 90°. Kąt wiązania wodorowego mieści się w zakresie od 87 do 141°.

NA ilustracje 15 tradycyjnie przedstawiono przestrzenny diagram struktury molekularnej lodu III. Cząsteczki (niebieskie kropki) znajdujące się bliżej widza są pokazane jako większe, a wiązania wodorowe (czerwone linie) odpowiednio grubsze.

A teraz, jak to mówią, depcząc nam po piętach, od razu „przeskoczmy” tych, którzy idą po lodzie III w kolejności nomenklatury, modyfikacje krystaliczne i powiedzmy kilka słów o lodzie IX.
Ten rodzaj lodu jest zasadniczo lodem modyfikowanym III, poddawany szybkiemu głębokiemu chłodzeniu od minus 65 do minus 108 ° C, aby uniknąć przekształcenia go w lód II. lód IX pozostaje stabilny w temperaturach poniżej 133°C i ciśnieniu od 2000 do 4000 atm. Jego gęstość i struktura są identyczne III umysł, ale w przeciwieństwie do lodu III w strukturze lodu IX w rozmieszczeniu protonów panuje porządek.
Ogrzewanie lodu IX nie przywraca oryginału III modyfikacje, ale zamienia się w lód II. Wymiary ogniwa: a=b = 6,69, c = 6,71 Å w temperaturze minus 108°C i pod ciśnieniem 2800 atm.

Przy okazji, powieść pisarza science fiction Kurta Vonneguta z 1963 roku Kocia kołyska koncentruje się wokół substancji zwanej lodem dziewiątka, którą opisuje się jako materiał sztuczny, który stwarza wielkie zagrożenie dla życia, ponieważ w kontakcie z nią woda krystalizuje, zamieniając się w lód dziewiątkę. Przedostanie się nawet niewielkiej ilości tej substancji do wód naturalnych zwróconych w stronę oceanów świata grozi zamarznięciem całej wody na planecie, co w konsekwencji oznacza śmierć wszystkich żywych istot. W końcu tak się dzieje.

Lód IV jest metastabilną (słabo stabilną) trygonalną formacją sieci krystalicznej. Jego istnienie jest możliwe w przestrzeni fazowej lodu III, V I VI modyfikacje. Zdobądź trochę lodu IV można wytworzyć z lodu amorficznego o dużej gęstości, powoli go podgrzewając, zaczynając od minus 130°C pod stałym ciśnieniem 8000 atm.
Rozmiar romboedrycznej komórki elementarnej wynosi 7,60 Å, kąty α=β=γ = 70,1°. Komórka zawiera 16 cząsteczek; wiązania wodorowe pomiędzy cząsteczkami są asymetryczne. Przy ciśnieniu 1 atm i temperaturze minus 163°C gęstość lodu IV wynosi 1,27 g/cm3. Kąt wiązania O–O–O: 88–128°.

Podobnie IV rodzaj lodu, który tworzy lód XII– poprzez ogrzewanie amorficznej modyfikacji o dużej gęstości (więcej na ten temat poniżej) od minus 196 do minus 90°C pod tym samym ciśnieniem 8000 atm, ale przy większej prędkości.
lód XII również metastabilny w obszarze fazowym V I VI typy krystaliczne. Jest to rodzaj układu tetragonalnego.
Komórka elementarna zawiera 12 cząsteczek, które dzięki wiązaniom wodorowym pod kątem 84–135° rozmieszczone są w sieci krystalicznej, tworząc podwójną prawoskrętną helisę. Komórka ma wymiary: a=b = 8,27, c = 4,02 Å; kąty α=β=γ = 90°. Gęstość lodu XII wynosi 1,30 g/cm3 przy normalnym ciśnieniu atmosferycznym i temperaturze minus 146°C. Kąty wiązań wodorowych: 67–132°.

Spośród obecnie odkrytych modyfikacji lodu wodnego, lód ma najbardziej złożoną strukturę krystaliczną V. Komórkę elementarną tworzy 28 cząsteczek; wiązania wodorowe obejmują luki w innych związkach molekularnych, a niektóre cząsteczki tworzą wiązania tylko z określonymi związkami. Kąt wiązań wodorowych między sąsiednimi cząsteczkami jest bardzo zróżnicowany - od 86 do 132°, a zatem w sieci krystalicznej lodu V panuje silne napięcie i ogromny zapas energii.
Parametry ogniwa w warunkach normalnego ciśnienia atmosferycznego i temperatury minus 175°C: a= 9,22, b= 7,54, c= 10,35 Å; α=β = 90°, γ = 109,2°.
lód V jest odmianą jednoskośną powstałą w wyniku schładzania wody do temperatury minus 20°C pod ciśnieniem około 5000 atm. Gęstość sieci krystalicznej, biorąc pod uwagę ciśnienie 3500 atm, wynosi 1,24 g/cm3.
Schemat przestrzenny sieci kryształów lodu V typ pokazany w ilustracje 18. Obszar komórki elementarnej kryształu jest zaznaczony szarym konturem.

Uporządkowany układ protonów w strukturze lodu V sprawia, że ​​​​jest to inna odmiana zwana lodem XIII. Tę jednoskośną modyfikację można uzyskać przez ochłodzenie wody do temperatury poniżej minus 143°C z dodatkiem kwasu solnego (HCl), aby ułatwić przejście fazowe, tworząc ciśnienie 5000 atm. Odwracalne przejście z XIII wpisz k V typ możliwy jest w zakresie temperatur od minus 193°C do minus 153°C.
Wymiary komórki elementarnej lodu XIII nieco inny od V modyfikacje: a= 9,24, b= 7,47, c= 10,30 Å; α=β = 90°, γ= 109,7° (przy 1 atmosferze, minus 193°С). Liczba cząsteczek w komórce jest taka sama – 28. Kąt wiązań wodorowych: 82–135°.

W dalszej części artykułu będziemy kontynuować przegląd modyfikacji lodu wodnego.

Do zobaczenia na łamach naszego bloga!

WŁAŚCIWOŚCI TERMODYNAMICZNE WODY I PARY WODNEJ

Przez termin „woda” rozumiemy H2O w dowolnym z jego możliwych stanów fazowych.

W naturze woda może w trzech stanach: tv.(lód, śnieg), l. (woda), g. (para).

Rozważmy wodę bez energii. interakcja z otoczeniem Umieramy. w równowadze.

Na powierzchni lodu lub cieczy zawsze znajduje się para. Kontaktujące się fazy znajdują się w równowadze t/d: szybkie cząsteczki wylatują z fazy ciekłej, pokonując siły powierzchniowe, a z fazy gazowej wolne cząsteczki przechodzą do cieczy. faza.

W stanie równowagi każde T odpowiada określonemu ciśnieniu pary - całkowitemu (jeśli nad cieczą znajduje się tylko para) lub częściowemu (jeśli występuje mieszanina pary z powietrzem lub innymi gazami).

Para w równowadze z cieczą. faza, z której powstała, jest nasycona, a odpowiednie T to T nasycenie i ciśnienie–nasycenie p.

Stany nierównowagowe wody:

a) Niech ciśnienie pary nad cieczą spadnie poniżej ciśnienia nasycenia. W tym przypadku równowaga zostaje zakłócona, nieskompensowane przejście substancji z fazy ciekłej do fazy gazowej następuje przez granicę faz z powodu najszybszych cząsteczek.

Proces nieskompensowanego przejścia substancji z cieczy. fazy w mieście - odparowanie.

Nazywa się proces nieskompensowanego przejścia substancji z fazy stałej do fazy gazowej sublimacja lub sublimacja .

Intensywność parowania lub sublimacji wzrasta wraz z intensywnym usuwaniem powstałej pary. W tym przypadku temperatura fazy ciekłej spada w wyniku odejścia z niej cząsteczek o najwyższej energii. Można to osiągnąć bez obniżania ciśnienia, po prostu poprzez wdmuchnięcie strumienia powietrza.

b) Doprowadzić ciepło do cieczy w otwartym naczyniu. W tym przypadku T i odpowiednio p pary nasyconej nad cieczą wzrasta i może osiągnąć pełne ciśnienie zewnętrzne (P = P n).W przypadku, gdy P = P n, na powierzchni grzewczej T cieczy wzrasta powyżej T pary nasyconej przy panującym tutaj ciśnieniu, tj. powstają warunki do tworzenia się pary w grubości cieczy.

Nazywa się proces przejścia substancji z fazy ciekłej do fazy gazowej bezpośrednio wewnątrz cieczy wrzenie.

Proces zarodkowania pęcherzyków pary w grubości cieczy jest złożony. Aby woda się zagotowała, na powierzchni źródła ciepła muszą znajdować się centra parowania - wgłębienia, występy, nieregularności itp. Na powierzchni grzewczej podczas wrzenia różnica T wody i pary nasyconej przy panującym tutaj ciśnieniu zależy od intensywności dostarczania ciepła i może sięgać kilkudziesięciu stopni.

Działanie sił napięcia powierzchniowego cieczy powoduje przegrzanie cieczy na granicy faz, gdy ta wrze o 0,3-1,5 o C w stosunku do temperatury pary nasyconej znajdującej się nad nią.

Każdy proces przejścia substancji z fazy ciekłej do fazy gazowej - odparowanie.

Proces odwrotny do waporyzacji, tj. nieskompensowane przejście substancji z fazy gazowej do fazy ciekłej - kondensacja.

Przy stałym ciśnieniu pary następuje kondensacja (podobnie jak wrzenie) w stałej temperaturze i jest ona wynikiem usuwania ciepła z układu.

Proces odwrotny do sublimacji, tj. przejście substancji z fazy gazowej bezpośrednio do fazy stałej - desublimacja.

Nazywa się fazę ciekłą wody w temperaturze wrzenia nasycony cieczą .

Nazywa się parą wodną o temperaturze wrzenia (nasycenia). sucha para nasycona .

Mieszanina dwufazowa „l+p” w stanie nasycenia - wilgotna para nasycona.

W t/d termin ten dotyczy układów dwufazowych, w których para nasycona może znajdować się powyżej poziomu cieczy lub stanowić mieszaninę pary z zawieszonymi w niej kropelkami cieczy. Do scharakteryzowania mokrej pary nasyconej stosuje się pojęcie stopień suchości X, który jest stosunkiem masy suchej pary nasyconej,m s.n.p., do całkowitej masy mieszaniny,m cm = m snp + m wsn, go cieczą w stanie nasycenia:

Stosunek masy fazy ciekłej wody w stanie nasycenia do masy mieszaniny nazywa się stopniem wilgotności (1):

Dostarczenie ciepła do wilgotnej pary nasyconej przy stałym p prowadzi do przejścia l. faza mieszaniny w p. W tym przypadku T mieszaniny (nasycenie) może nie być zwiększać, aż cała ciecz zamieni się w parę. Dalsze dostarczanie ciepła tylko do fazy gazowej w stanie nasycenia prowadzi do wzrostu T pary.

Nazywa się parą o temperaturze wyższej od temperatury nasycenia przy danym ciśnieniu przegrzana para. Różnica temperatur pary przegrzanej T i parę nasyconą o tym samym ciśnieniu t n zwany stopień przegrzania pary Dt p = t -t n.

Wraz ze wzrostem stopnia przegrzania pary wzrasta jej objętość, stężenie cząsteczek maleje, a jej właściwości zbliżają się do właściwości gazów.

6.2. Diagramy fazowe P,t-, P,v- i T,s dla H 2 O

Do analizy różnych procesów t/d zmian stanu H 2 O powszechnie stosuje się diagramy fazowe.

Diagram fazowy (lub diagram fazowy) to graficzne przedstawienie zależności między wielkościami charakteryzującymi stan układu a przemianami fazowymi w układzie (przejście ze stanu stałego do cieczy, z cieczy do gazu itp.).

Ryż. 72. Schemat budowy lodu.

Ryż. 73. Schemat stanu wody w rejonie niskich ciśnień.

Ryż. 74. Cylinder wody w równowadze z parą wodną.

Diagramy fazowe są szeroko stosowane w chemii. W przypadku układów jednoskładnikowych zwykle stosuje się diagramy fazowe, pokazujące zależność przemian fazowych od temperatury i ciśnienia; nazywane są one diagramami fazowymi we współrzędnych P-T.

Na ryc. 73 przedstawia schematycznie (bez ścisłego zachowania skali) diagram stanu wody. Dowolny punkt na schemacie odpowiada pewnym wartościom temperatury i ciśnienia.

Schemat pokazuje te stany wody, które są stabilne termodynamicznie przy określonych wartościach temperatury i ciśnienia. Składa się z trzech krzywych, które dzielą wszystkie możliwe temperatury i ciśnienia na trzy obszary odpowiadające lodem, cieczy i parze.

Przyjrzyjmy się każdej z krzywych bardziej szczegółowo. Zacznijmy od krzywej OA (ryc. 73), oddzielającej obszar pary od obszaru cieczy. Wyobraźmy sobie cylinder, z którego usunięto powietrze, po czym wprowadzono do niego pewną ilość czystej wody, wolnej od rozpuszczonych substancji, w tym gazów; cylinder jest wyposażony w tłok, który jest zamocowany w określonym położeniu (ryc. 74). Po pewnym czasie część wody odparuje, a nad jej powierzchnią pojawi się para nasycona. Można zmierzyć jego ciśnienie i upewnić się, że nie zmienia się ono w czasie i nie zależy od położenia tłoka. Jeśli podniesiemy temperaturę całego układu i ponownie zmierzymy prężność pary nasyconej, okaże się, że wzrosła. Powtarzając takie pomiary w różnych temperaturach, znajdziemy zależność ciśnienia nasyconej pary wodnej od temperatury. Krzywa OA jest wykresem tej zależności: punkty krzywej pokazują te pary wartości temperatury i ciśnienia, przy których ciekła woda i para wodna są ze sobą w równowadze - współistnieją. Krzywa OA nazywana jest krzywą równowagi ciecz-para lub krzywą wrzenia. W tabeli 8 (s. 202) pokazuje wartości ciśnienia nasyconej pary wodnej w kilku temperaturach.

Spróbujmy wytworzyć w cylindrze ciśnienie inne niż równowagowe, na przykład mniejsze niż równowagowe. W tym celu należy zwolnić tłok i podnieść go. W pierwszej chwili ciśnienie w cylindrze rzeczywiście spadnie, ale wkrótce równowaga zostanie przywrócona: odparuje dodatkowa ilość wody i ciśnienie ponownie osiągnie wartość równowagi. Dopiero po odparowaniu całej wody można osiągnąć ciśnienie niższe od równowagi. Wynika z tego, że punkty leżące na diagramie fazowym poniżej lub na prawo od krzywej OA odpowiadają obszarowi pary.

Tabela 8. Prężność pary wodnej nasyconej w różnych temperaturach

Jeśli spróbujesz wytworzyć ciśnienie większe niż równowaga, można to osiągnąć jedynie poprzez opuszczenie tłoka na powierzchnię wody. Innymi słowy, punkty wykresu leżące powyżej lub na lewo od krzywej OA odpowiadają obszarowi stanu ciekłego.

Jak daleko w lewo rozciągają się obszary stanu ciekłego i pary? Zaznaczmy jeden punkt w obu obszarach i przejdźmy od nich poziomo w lewo. Ten ruch punktów na wykresie odpowiada chłodzeniu cieczy lub pary pod stałym ciśnieniem. Wiadomo, że jeśli schłodzimy wodę przy normalnym ciśnieniu atmosferycznym, to gdy do niej dotrze, woda zacznie zamarzać. Wykonując podobne eksperymenty przy innych ciśnieniach, dochodzimy do krzywej OS oddzielającej obszar wody w stanie ciekłym od obszaru lodu. Ta krzywa - krzywa równowagi ciało stałe-ciecz lub krzywa topnienia - pokazuje te pary wartości temperatury i ciśnienia, przy których lód i ciekła woda znajdują się w równowadze.

Poruszając się poziomo w lewo w obszarze pary (na dole wykresu) w podobny sposób dochodzimy do krzywej OB. Jest to krzywa równowagi stanu stałego i pary, czyli krzywa sublimacji. Odpowiada tym parom wartości temperatury i ciśnienia, przy których lód i para wodna znajdują się w równowadze.

Wszystkie trzy krzywe przecinają się w punkcie O. Współrzędne tego punktu są jedyną parą wartości temperatury i ciśnienia, przy której wszystkie trzy fazy mogą znajdować się w równowadze: lód, ciekła woda i para. Nazywa się to punktem potrójnym.

Krzywą topnienia badano aż do bardzo wysokich ciśnień. Na tym obszarze odkryto kilka modyfikacji lodu (niepokazanych na schemacie).

Po prawej stronie krzywa wrzenia kończy się w punkcie krytycznym. W temperaturze odpowiadającej temu punktowi – temperaturze krytycznej – wielkości charakteryzujące właściwości fizyczne cieczy i pary stają się identyczne, tak że zanika różnica pomiędzy stanami cieczy i pary.

Istnienie temperatury krytycznej ustalił w 1860 r. D.I. Mendelejew, badając właściwości cieczy. Pokazał, że w temperaturach powyżej temperatury krytycznej substancja nie może znajdować się w stanie ciekłym. Do podobnego wniosku doszedł w 1869 roku Andrews, badając właściwości gazów.

Krytyczna temperatura i ciśnienie są różne dla różnych substancji. Zatem dla wodoru, dla chloru, dla wody, .

Jedną z cech wody odróżniającą ją od innych substancji jest spadek temperatury topnienia lodu wraz ze wzrostem ciśnienia (patrz § 70). Okoliczność ta znajduje odzwierciedlenie na schemacie. Krzywa topnienia OC na wykresie wody biegnie w górę w lewo, podczas gdy dla prawie wszystkich innych substancji w prawo.

Przemiany zachodzące w wodzie pod ciśnieniem atmosferycznym są odzwierciedlone na wykresie za pomocą punktów lub odcinków znajdujących się na linii poziomej odpowiadającej . Zatem topnienie lodu lub krystalizacja wody odpowiada punktowi D (ryc. 73), wrzącej wodzie - punktowi E, wodzie grzewczej lub chłodzącej - segmentowi DE itp.

Diagramy fazowe badano dla szeregu substancji o znaczeniu naukowym lub praktycznym. W zasadzie są one podobne do rozważanego diagramu stanu wody. Jednakże na diagramach fazowych różnych substancji mogą znajdować się cechy. Zatem znane są substancje, których punkt potrójny leży przy ciśnieniu wyższym od ciśnienia atmosferycznego. W tym przypadku ogrzewanie kryształów pod ciśnieniem atmosferycznym nie prowadzi do stopienia tej substancji, lecz do jej sublimacji – przemiany fazy stałej bezpośrednio w fazę gazową,