Zjawiska typowo fizyczne, które znamy z życia codziennego, znajdują swoje uzasadnienie w budowie chemicznej cząsteczek, z których zbudowany jest nasz świat. To, że woda (H2O) jest cieczą, która wrze aż w 100°C, choć zbudowana jest z bardzo lekkich „gazowych” atomów, podczas gdy np. PbH4 zawierający ciężki metal, ołów, wrze już w –13°C i w normalnych warunkach jest gazem, wynika ze specyficznych właściwości chemicznych każdej z tych substancji.
A zatem fizyczne zjawisko „parowania cieczy” zależy od energii oddziaływań chemicznych pomiędzy cząsteczkami tworzącymi dany rodzaj cieczy. Im te oddziaływania są silniejsze, tym wyższa jest temperatura wrzenia cieczy i proces parowania jest mniej intensywny. Ta sama zasada dotyczy innych przemian fazowych: topnienia ciał stałych, krystalizacji cieczy, sublimacji czy skraplania gazów. Wartości temperatur, w których te przemiany zachodzą, są przypisane do rodzaju substancji i stanowią jej niepowtarzalny „znak szczególny”. To świadczy o tym, że chemiczne właściwości materii, które zależą od energii (siły), z jaką wiązane są jej podstawowe składniki mają decydujący wpływ na tak ważne procesy termodynamiczne, jak przemiany fazowe.
Proces skraplania gazów ma bardzo duże znaczenie praktyczne, gdyż dzięki niemu można znacznie zmniejszyć objętość substancji, które w normalnych warunkach, jako gazy, zajmują bardzo dużą przestrzeń. Natomiast po skropleniu można je łatwo przechowywać i transportować w dużych ilościach. Skroplone gazy, zwłaszcza te, które mają niską temperaturę wrzenia, mogą być wykorzystane do celów chłodniczych, w tym do skraplania gazów, które mają wyższą temperaturę wrzenia. Dowolny gaz można skroplić jedynie wtedy, jeśli zostanie ochłodzony do temperatury niższej od tzw. temperatury krytycznej, charakterystycznej dla każdego gazu. Dla niektórych gazów są one bardzo niskie, jak to pokazuje Tabela.
Gazy można skroplić ochładzając je do odpowiednio niskiej temperatury, np. wykorzystując w tym celu pary łatwo skraplającego się gazu, które najpierw spręża się i chłodzi, a następnie gwałtownie odparowuje otrzymaną ciecz. Dzięki temu temperatura w układzie może obniżyć się nawet o kilkadziesiąt stopni. Można wówczas skroplić gaz, który wrze w niższej temperaturze. Powtarzając ten proces wielokrotnie, oziębiając gazy o coraz niższej temperaturze wrzenia (tzw. metoda kaskadowa) możliwe jest tak znaczne obniżenie temperatury, że udaje się skroplić powietrze. Dokonali tego po raz pierwszy Z. Wróblewski i K. Olszewski w 1883 roku w Krakowie. Współczesne metody skraplania gazów wykorzystują tzw. „dodatni” efekt Joule’a-Thomsona polegający na tym, że sprężony gaz, podczas jego rozprężania przez zawór dławiący (albo np. otwór o małej średnicy) znacznie obniża swoją temperaturę. Można się o tym przekonać w prosty sposób, otwierając gwałtownie napój gazowany obserwujemy mgiełkę skroplonej pary wodnej, która powstała w schłodzonym powietrzu pod kapslem lub korkiem – to jest właśnie efekt Joule’a-Thomsona („dodatni”). Większość gazów oziębia się podczas rozprężania, jednak niektóre się ogrzewają np. wodór (tzw. „ujemny” efekt Joule’a-Thomsona).
Tabela 2 odzwierciedla różnice w oddziaływaniach pomiędzy cząsteczkami skroplonych gazów w fazie ciekłej: im oddziaływania w cieczy są silniejsze tym wyższa jest temperatura wrzenia tych cieczy.
| wodór | azot | tlen | hel | chlor | woda | tlenek węgla | metan |
| -253,2 | -195,8 | -183 | -268,9 | -34 | 100 | -191,5 | -161,5 |
Tlen jest bardzo ważnym gazem technicznym, o dużym znaczeniu przemysłowym. Ma wiele interesujących właściwości, o czym można przeczytać w literaturze do chemii nieorganicznej oraz w publikacjach poświęconych wyłącznie tlenowi (np. G. Bartosz „Druga twarz tlenu”, PWN Warszawa 2004). Osobliwą cechą cząsteczki tlenu jest to, że ma naturalne właściwości paramagnetyczne, czyli zachowuje się tak jak mały magnes. Można się o tym przekonać zbliżając do kropli ciekłego tlenu zwykły magnes sztabkowy – zobaczymy wtedy, że kropla wyraźnie „odkształca się” i przemieszcza w jego stronę. Takie zachowanie cząsteczek O2 (w fazie ciekłej i gazowej) wynika stąd, że zawierają one tzw. niesparowane elektrony, których obecność w cząsteczce powoduje, że ma ona właściwości magnetyczne.
Substancje chemiczne zbudowane z jonów (czyli atomów lub cząsteczek obdarzonych ładunkiem elektrostatycznym, dodatnim bądź ujemnym) nazywamy związkami jonowymi. Należą do nich m.in. sole jonowe np. chlorek sodu (sól kuchenna, NaCl), azotan potasu (KNO3), siarczan miedzi (CuSO4) i wiele innych substancji, w których budowie krystalicznej można wyróżnić jony dodatnie (kationy) i ujemne (aniony). Wiele soli jonowych rozpuszcza się w wodzie, gdyż woda jest rozpuszczalnikiem polarnym, dzięki czemu kryształy soli mogą ulegać rozpadowi na pojedyncze jony. Proces rozpuszczania związany jest z wymianą energii, która potrzebna jest do „zniszczenia” struktury ciała stałego i w konsekwencji do rozdzielenia od siebie (uwolnienia) kationów i anionów. W krysztale soli jony dodatnie i ujemne są ze sobą silnie „związane” dzięki elektrostatycznemu przyciąganiu różnoimiennych jonów. Aby to oddziaływanie osłabić układ musi otrzymać porcję dodatkowej energii, równą co najmniej energii wiązania kationów i anionów (EW). Energia ta, w postaci ciepła, pobierana jest z otoczenia. W roztworze wodnym uwolnione jony oddziałują z cząsteczkami wody. Prowadzi to do otaczania kationów i anionów przez cząsteczki wody; mówimy, że jony te ulegają hydratacji. Otaczająca kationy i aniony woda nie sprzyja ponownemu ich połączeniu, ponieważ względna przenikalność dielektryczna wody wynosi ε = 81, a więc siła przyciągania pomiędzy nimi będzie 81-krotnie mniejsza aniżeli w próżni. Podczas tego procesu wydzielana jest energia tzw. energia hydratacji (EH ). Różnica między wartością EW a EH decyduje o rozpuszczalności ciała stałego w wodzie, tzn. o tym jaką ilość (w gramach) substancji można rozpuścić w 100 g wody w określonej temperaturze. W przypadku większości soli jonowych różnica.
Ew - Eh > 0
a zatem podczas rozpuszczania, aby jony mogły „oderwać się od siebie”, układ musi zaabsorbować dodatkową energię (ciepło) z otoczenia, czyli należy go po prostu ogrzać. Dlatego im wyższa temperatura roztworu, tym więcej można w nim rozpuścić danej substancji. Dlatego też, aby przyspieszyć proces rozpuszczania, często prowadzi się go w podwyższonej temperaturze (czyli w odpowiednio ogrzanej wodzie). Istnieją również takie sole, które lepiej rozpuszczają się w niższej temperaturze niż w wyższej (np. siarczan ceru, Ce2(SO4)3). Dla tego typu substancji różnica
Ew - Eh < 0
i podczas rozpuszczania w układzie wydziela się ciepło, a do rozdzielenia jonów nie jest potrzebna dodatkowa energia. Jeżeli ogrzalibyśmy roztwór nasycony takiej soli, to zaczęłyby wydzielać się z niego kryształy rozpuszczonej w nim substancji. Zjawisko pochłaniania (absorpcji) ciepła z otoczenia podczas rozpuszczania soli ma zastosowanie praktyczne. Wykorzystuje się je do sporządzania tzw. mieszanin oziębiających, które używane są jako czynnik zapewniający odpowiednio niską temperaturę w instalacjach przemysłowych, reaktorach chemicznych czy podczas prowadzenia badań laboratoryjnych. Dodatek soli kuchennej do lodu (lub śniegu) powoduje znaczne obniżenie jego temperatury topnienia (aż do –21°C), stąd też różne sole (głównie NaCl i CaCl2) wykorzystuje się w zimie do posypywania ulic, aby zapobiec ich oblodzeniu.
Styczeń 2024
