Appunti di Fisica tecnica (Parte 6)

DIFFERENZA TRA EVAPORAZIONE E EBBOLIZIONE

• evaporazione è caratterizzata dalla trasformazione dell’acqua in vapore ed

è un fenomeno esclusivamente superficiale, dal pelo libero l’acqua

evapora.

• Nell’ebollizione viceversa si ha la nascita di bolle, che nascono da centri

di nucleazione (sale, o pentola se ha rugosità nella superficie). In generale se considero solamente

le ipotesi di equilibrio locale, non è

detto che le entropia scambiata del

sistema e quella del serbatoio

coincidano, se però metto un hp

più forte come quella di muto

equilibrio locale, allora le due Sq

sono uguali perchè la Ta e Tr sono

uguali.

Quindi quando noi negli esercizi usiamo la temperatura del serbatoio per calcolare l’entropia scambiata, è perchè

sto operando uno scambio termico in mutuo equilibrio locale, cioè la porzione di A che scambia energia sotto

forma di calore con R è alla stessa temperatura del serbatoio. Dopo Tb la temperatura si mantiene

costante, si forma una bolla di vapore

(generalmente sul fondo), il sistema

diventa eterogeneo.

I fenomeni di creazione delle bolle di

vapore sono molto complessi, in

generale per crearsi esse devono

avere dei punti di enucleazione.

All’aumentare della pressione

aumenta la temperatura del punto

in cui inizia l’ebollizione, ma essa

termina un pochino prima. Si ha

quindi una “traslazione” della

curva.

E’ possibile a questo punto

graficare la variazione dei punti di

ebollizione al variare della

pressione in un piano p-T

L’uguaglianza dei potenziali di

massa implica un legame tra T

e P, quindi se vario T vario

anche P. E’ importante notare che mentre nel grafico T-V o T-S le

transizione di fase (per un sistema) sono rappresentati

mediante linee, nel diagramma p-T questi sono

rappresentati da dei punti, questo è dovuto alla scelta

delle variabili.

Se prendo una coppia di variabili intensive allora avrò

dei punt, se prendo una variabile intensiva e un a

estensiva (o anche estensiva specifica) allora avrò delle

linee.

Per quanto detto alla pagina precedente, nel diagramma T-V e T-S la regione degli Stati bifase se inviluppo i grafici e

racchiusa in un certo volume, mentre la regioni di stati bifase nel diagramma P-T è rappresentata da una linea.

Nota = il fatto che i volumi specifici nel punto critico coincidono, ci fa porre la domanda del come a questo

punto io riesca a capire che ho un sistema bifase. Essendo nel piano p-T siamo nello spazio di Gibbs, e in

questo spazio il volume specifico è una derivata prima dell’energia libera di Gibbs. Quindi abbiamo che mentre

in tutta la LV la derivata prima è discontinua, essa diventa continua nel PC, tuttavia se si fa una analisi più

dettagliata le derivate seconde (cp, Kt, indice di rifrazione, …) sono ancora discontinue e quindi questo ci da

un indicazione del fatto che il sistema è ancora bifase.

Nel punto critico, l’indice di rifrazione va ad infinito e quello che noi vediamo è la nebbia.

Il punto critico è quindi l’ultimo punto di stabilità, ma avvisa di un incipiente instabilità. (Il fenomeno della

nebbia in termini tecnici è detto opalescenza critica).

NOTA = la panna montata e la maionese, sono dei sistemi bifase, perchè sono formati dalla panna ad esempio

con al suo interno delle bolle d’aria.

Quando la maionese impazzisce è perchè non si è riusciti ad incorporare aria.

Anche la pizza che lievita è bifase perchè incorpora CO2, e anche il pan di Spagna.

E’ importante capire anche che la fase liquida sarà compresa tra quella solida e quella di vapore. A tal fine ci si potrebbe

chiedere perchè il liquido non si può scambiare col vapore: la risposta si può facilmente ottenere tracciando un isobara e

guardando l’asse delle ascisse delle temperature.

In basso le due curva si incontrano in un punto che viene detto punto triplo. (Punto in cui si ha la coesistenza di tre fasi).

Che fine fanno le linee:

Lv finisce in un punto dove non c’è più nulla, mentre SL finisce in un punto dove ho un ulteriore divisione della

frontiera.

Il punto critico permette di aggirare la frontiera

Ci possiamo ora chiedere se guardando il grafico della figura precedente sia possibile passare da uno stato omogeneo solido

ad uno stato omogeneo di vapore, non intersecando delle curve: Questo significherebbe che non avrei del ghiaccio che un

po’ alla volta diventa vapore (senza passare dalla fase liquida), ma avrei invece del ghiaccio che si “ammorbidisce” senza

passare mai dal liquido e si ritrova ad essere vapore, tuttavia una situazione del genere non esiste, quindi anche tra S e V c’è

una frontiera dove il ghiaccio “convive” con il vapore.

Una transizione di questo tipo esiste a casa nostra! Ed avviene nel freezer, perchè il ghiaccio viene creato dall’aria che non è

secca ma è del vapore (grado di benessere dell’aria 50%), aprendo il freezer c’è uno scambio, poi chiudiamo il freezer, a

quel punto il vapore si raffredda (la pressione del vapore nel freezer non è 1 bar, ma bisogna considerare la sua pressione

parziale) e diventa direttamente ghiaccio, questo fenomeno si chiama brinamento.

Quando lo chiudiamo, se noi vogliamo riaprire il freezer, notiamo che ci vuole una certa forza maggiore di prima, questo

perchè il vapore che è brinato ha creato una leggere depressione all’interno del freezer.

Ora bisogna capire il perchè nella LV ho un punto critico mentre nella SL non c’è l’ho, questo è dovuto al fatto che la

differenza tra un liquido e un vapore sta nella distanza intermolecolare, e essa può variare con continuità.

Invece per passare da liquido a solido, la differenza sta che nel solido ho un reticolo cristallino che invece nel liquido non

ho. Tuttavia i cristalli creandosi variano per entità discrete e non continue e da questo fatto deriva la Non esistenza di un

punto critico nella SL.

In generale quindi ammettono punto critico le transizioni il cui parametro distintivo è capace di variare con continuità,

viceversa dove tale parametro è incapace di variare con continuità non si avrà punto critico.

Le uniche fasi amorfe sono il liquido e il vapore. Non tutte le differenti fasi solide dell’H2O sono possibili

in natura, ad esempio la fase X avviene per valori di

pressioni non fisicamente disponibili in natura (nemmeno

nel punto più basso della fossa delle marianne). Un

normale cubetto di ghiaccio al massimo può arrivare in

natura alla fase 7, tuttavia otterrei un cubetto con un

volume notevolmente ridotto e diventerebbe nero, perchè

cambia notevolmente l’indice di rifrazione!!

Nota: Nell’idropulitrice l’acqua ha una pressione di circa 300 bar,

ma la temperatura non aumenta

Quando abbiamo parlato di gas ideali, abbiamo detto che sono gas ad alta temperatura e bassa pressione rispetto ad un

punto di riferimento, bene, questo punto di riferimento è il punto critico. Quindi in linea di massima sono

approssimazioni a gas ideali quei gas che si trovano in basso a destra nel diagramma.

Dimensionalmente è un volume specifico, esso tuttavia ha

anche un suo significato fisico. Infatti è il volume

specifico della miscela nel momento in cui io avessi

omogenizzato il composto (come se ho omogenizzato con

un mixer).

Esso matematicamente è la media pesata dei volumi

specifici di liquido e vapore.

Per la descrizione degli stati bifase nelle frontiere, si usano delle tabelle, in cui si fissa di norma la temperatura, e

conoscenza essa sono assegnate tutte le altre grandezze (pressione, volume specifico, energia, entalpia, entropia).

Questa immediata corrispondenza è data dal fatto che per un sistema bifase monocomponente i gradi di libertà sono pari a

uno, per cui basta fissare una grandezza intensiva.

Nota: i valori di energia, entalpia e entropia sono valori assoluti (fissati in riferimento al punto triplo di norma).

Descrizione tabella:

• mentre per le grandezze intensive ho un solo

valore, univocamente determinato, invece

per le grandezze estensive specifiche avrò

due valori (saturazione liquido e saturazione

vapore), questi due valori sono riferiti ai due

punti di inizio e fine della trasformazione di

fase.

• Se io prendo un valore di una di queste

grandezza si illumina automaticamente tutta

la linea, e sono quindi determinate tutte le

altre grandezze; questo perchè in queste

condizioni ( sistema monocomponente

bifase) ho per la regola delle fasi di Gibbs un

solo grado di libertà.

Nel caso di sistemi monocomponente e monofase, per la regola delle fasi avrò bisogno di fissare due distinti

gradi di libertà, e quelli inidiziati sono pressione e temperatura. In particolare si hanno tante tabelle per ad

esempio il vapore, ciascuna delle quali si riferisce a un determinato valore di pressione. Scelta la tabella, ho poi

bisogno di fissare anche la temperatura per identificare tutta La riga, e trovare i valori di tutte le altre grandezze.

Il motivo per cui non sia definito, è che per def esso rappresenta la quantità di

calore necessaria per innalzare di un grado la temperatura di un gr di acqua a p

costante, tuttavia durante la transizione di fase si ha che io do calore, ma la

temperatura rimane costante, per cui cade la definizione di calore specifico.

Quello che a questo punto si fa è approssimare il valore

dell’entalpia del mio liquido rispetto al valore di entalpia di un

punto (scelto in maniera furba) di riferimento, che si trova

sulla curva e quindi per il quale ho a mia disposizione sia

diagrammi che tabelle. L'assunzione fondamentale che faremo è che

il potenziale di massa dipende solo dalla

temperatura e dalla pressione del sistema,

mentre il numero di moli rimane costante. In

altre parole, stiamo considerando un sistema

chiuso con un numero fisso di particelle.

Quindi, se il numero di moli rimane costante,

possiamo considerarlo come una quantità

fissa e non come una variabile indipendente.

In questo caso, la derivata parziale del

potenziale di massa rispetto al numero di moli

Ψ

sarà zero perché la variazione di rispetto a n

sarà sempre nulla.

la LS va all'indietro.

Motivo per cui il ghiaccio

galleggia e sotto rimane

acqua.

COME GHIACCIANO I LAGHI

Dato che una determinata massa d’acqua occupa il suo volume minimo a 4 °C e che la densità è inversamente

proporzionale al volume, a questa temperatura l’acqua avrà la sua densità massima.

Il comportamento dell’acqua riveste part