Soluţie numit sistem omogen format din mai multe componente, i.e. format din două sau mai multe substanțe individuale. Conform definiției lui Gibbs: soluția este o fază de compoziție variabilă . În mod convențional, compoziția soluției este împărțită în solvent(o componentă prezentă într-un sistem în cantităţi relativ mai mari) şi solut(alte componente). Soluția va fi perfect, dacă formarea sa nu este însoțită de scăderea sau creșterea volumului său, precum și de eliberarea sau absorbția de căldură. Soluțiile ideale respectă legea lui Raoult (vezi mai jos) la toate concentrațiile și toate temperaturile. Real solutiile datorate fenomenelor de asociere, disociere, solvatare etc nu au proprietatile mentionate mai sus. Dar în stare de diluție puternică și, de asemenea, dacă sunt formate din substanțe asemănătoare ca compoziție chimică și proprietăți fizice, se apropie de cele ideale, prin urmare, legile cantitative care descriu starea soluțiilor ideale le pot fi aplicate cu o oarecare aproximare.
Aici luăm în considerare doar soluțiile în care solventul este un lichid (de obicei apă), iar substanțele dizolvate sunt gaze, lichide sau solide. Compus O soluție este caracterizată prin cantitatea de substanță(e) dizolvată(e) pe unitate de cantitate de soluție sau solvent.
Osmoză – mișcarea spontană a moleculelor de solvent printr-o membrană semipermeabilă care separă soluțiile de diferite concentrații, de la o soluție de concentrație mai mică la o soluție de concentrație mai mare, ceea ce duce la diluarea acesteia din urmă. O peliculă de celofan este adesea folosită ca membrană semi-permeabilă, prin găurile mici prin care doar moleculele de solvent de volum mic pot trece selectiv și sunt reținute molecule sau ioni mari sau solvați - pentru substanțele cu molecul mare și o peliculă de ferocianura de cupru. pentru substanțele cu molecul scăzut. Procesul de transfer al solventului (osmoza) poate fi prevenit dacă se aplică o presiune hidrostatică externă unei soluții cu o concentrație mai mare (în condiții de echilibru aceasta va fi așa-numita presiune osmotică, notat cu litera p). Pentru a calcula valoarea p în soluții neelectrolitice, empiric Ecuația van't Hoff:
p = C R T, (4,1)
unde C este concentrația molară a substanței, mol/kg;
R – constanta universală a gazului, J/mol K.
Mărimea presiunii osmotice este proporțională cu numărul de molecule (în general, numărul de particule) ale uneia sau mai multor substanțe dizolvate într-un anumit volum de soluție și nu depinde de natura acestora și de natura solventului. În soluțiile de electroliți puternici sau slabi, numărul total de particule individuale crește din cauza disocierii moleculelor, prin urmare, coeficientul de proporționalitate corespunzător, numit coeficientul izotonic.
p = i C R T, (4.2)
undei – coeficientul izotonic, calculat ca raportul dintre suma numărului de ioni și molecule de electrolit nedisociate și numărul inițial de molecule ale acestei substanțe.
Deci, dacă gradul de disociere a electrolitului, i.e. raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni și numărul total de molecule ale substanței dizolvate este egal cu a și molecula de electrolit se dezintegrează în n ioni, apoi coeficientul izotonic se calculează după cum urmează:
i= 1 + (n – 1)×a, ( i > 1). (4.3)
Pentru electroliții puternici, se poate lua a = 1 , Apoi i= n, iar coeficientul i (de asemenea, mai mare decât 1) se numește coeficientul osmotic.
Fenomenul de osmoză este de mare importanță pentru organismele vegetale și animale, deoarece membranele celulelor lor în raport cu soluțiile multor substanțe au proprietățile unei membrane semi-permeabile. În apa pură, celula se umflă foarte mult, în unele cazuri până la ruperea membranei, iar în soluții cu o concentrație mare de săruri, dimpotrivă, scade în dimensiune și se încrețește din cauza pierderii mari de apă. Prin urmare, la conservarea alimentelor li se adaugă cantități mari de sare sau zahăr. Celulele microbiene în astfel de condiții pierd o cantitate semnificativă de apă și mor.
Presiunea osmotică asigură mișcarea apei în plante datorită diferenței de presiune osmotică dintre seva celulară a rădăcinilor plantelor (5-20 bar) și soluția de sol, care se diluează suplimentar în timpul udării. Presiunea osmotică face ca apa să se ridice în plantă de la rădăcini până în vârf. Astfel, celulele frunzelor, pierzând apa, o absorb osmotic din celulele stem, iar acestea din urma o preiau din celulele radiculare.
Solubilitatea gazelor în lichide variază foarte mult și depinde nu numai de natura gazului și a solventului, ci și de presiune și temperatură. Cantitatea de gaz dizolvat este proporțională cu presiunea vaporilor acestuia deasupra soluției ( legea lui Henry). Solubilitatea gazelor scade cu creșterea temperaturii și prezența altor substanțe în soluție.
Echilibrul dintre lichid și vapori este dinamic - există un schimb continuu de molecule (particule) între ele, iar numărul acestor molecule care trec printr-o unitate a interfeței dintre ambele faze în condiții de echilibru este același (în ambele direcții).
Conform legea lui Raoult scăderea relativă a presiunii de vapori a solventului (A) deasupra soluției depinde numai de fracția molară a substanței (B) dizolvată în lichid, adică este determinată de numărul de particule de substanță B pe unitate de volum , dar nu depinde de proprietățile substanței dizolvate:
unde N B este fracția molară a substanței B în soluție, determinată de formula
, (4.5)
unde n este numărul de moli ai substanței;
– presiunea vaporilor saturați peste un solvent pur;
PA este presiunea de vapori a solventului deasupra soluției (la aceeași temperatură).
Legea lui Raoult este valabilă pentru soluțiile ideale și foarte diluate.
P A = (la T = const), (4,6)
unde NA este fracția molară a substanței A în soluție, determinată de formula
. (4.7)
Ecuația de mai sus (4.6) arată că presiunea de vapori a solventului deasupra unei soluții reale este direct proporțională cu fracția molară a solventului din această soluție.
La rezolvarea problemelor legate de evaporarea fazei condensate a unei substanțe pure, se poate folosi următoarea ecuație:
(4.8)
unde P1 și P2 sunt presiunea vaporilor la temperaturi absolute T1 și, respectiv, T2;
– căldură molară de evaporare (vaporizare), considerată constantă într-un interval de temperatură dat;
R – constanta universală a gazului.
Lichid furuncule la temperatura la care presiunea vaporilor saturați de deasupra acesteia atinge presiunea exterioară. Pe măsură ce concentrația unei substanțe nevolatile dizolvate în ea crește, presiunea de vapori a solventului deasupra soluției scade și soluția fierbe la o temperatură mai mare decât solventul pur. Creșterea (modificarea) punctului de fierbere de la T 0 pentru un solvent pur la T pentru soluții diluate se calculează folosind următoarea ecuație:
DT kip = T – T o = K e ·C m ,в, (4.9)
unde DT fierbere este creșterea temperaturii de fierbere a soluției, K;
K e – coeficientul ebulioscopic, K · kg · mol – 1;
Din ecuația (4.9) este clar că K e = DT bp. la C m, B = 1 mol/kg. Creșterea punctului de fierbere depinde de concentrația soluției, adică. de numărul de particule pe unitate de volum, dar nu depinde de tipul și proprietățile acestor particule.
Coeficientul ebulioscopic depinde numai de natura solventului și se determină după cum urmează:
,
(4.10)
unde M A este masa molară a solventului; g/mol;
Evaporarea DH este căldura molară de evaporare a unui solvent pur.
Din moment ce 
,
(4.11)
m A – masa solventului, g,
atunci ecuația (4.9) ținând cont de ecuația (4.11) se poate scrie:
. (4.12)
Ecuația rezultată (4.12) poate fi utilizată pentru a determina masa molară necunoscută a solutului B din valoarea găsită experimental a DT bp.
Pentru a calcula creșterea punctului de fierbere a soluțiilor de electroliți slabi sau puternici, este necesar să se utilizeze conceptul de coeficient izotonic i, dat în secțiunea despre presiunea osmotică (vezi ecuația 4.3). Atunci ecuația (4.9) ia următoarea formă:
DT kip = K E i C m, V. (4.13)
Soluții îngheţa la o temperatură mai mică decât un solvent pur, care este o consecință a scăderii presiunii de vapori a solventului deasupra soluției. Pentru soluții diluate deprimarea punctului de îngheț de la T 0 pentru un solvent pur la T pentru o soluție depinde de compoziția cantitativă a soluției:
Adjunct DT = Т 0 – Т = К к · С m , В, (4.14)
unde DT deputat este scăderea temperaturii de îngheț a soluției, K;
K k – coeficientul crioscopic, K · kg · mol – 1;
С m, В – concentrația molală a substanței B, mol/kg.
Din ecuația (4.14) rezultă că DT deputat = K k la C m, B = 1 mol/kg și scăderea punctului de îngheț al soluției este determinată doar de numărul de particule pe unitatea de volum, dar nu depinde de natura acestor particule.
,(4.15)
unde M A este masa molară a solventului A, g/mol;
DН pl este căldura molară de fuziune a unui solvent pur.
Dacă masa solventului m A conține masa substanței dizolvate B, atunci
,(4.16)
unde m B este masa substanței dizolvate B, g;
МВ – masa molară a solutului B, g/mol;
m A – masa solventului, g.
Atunci ecuația (4.14) se poate scrie:
(4.17)
Ecuația (4.17) poate fi utilizată în determinarea și calculul experimental al masei molare a unei substanțe necunoscute prin scăderea punctului de îngheț al soluției sale într-un solvent cunoscut.
Dacă o substanță dizolvată se dezintegrează în ioni în soluție, atunci creșterea numărului de particule datorată disocierii moleculelor sale este luată în considerare prin introducerea coeficientului izotonic i (vezi ecuația 4.3):
DT adjunct = К к · i · С m , V. (4.18)
Exemplu
O soluție apoasă de alcool care conține 0,17 g alcool și 20 g apă îngheață la o temperatură de – 0,354 0 C. Calculați masa molară a alcoolului dacă coeficientul crioscopic pentru apă este de 1,86 o C kg mol –1.
Soluţie
Pentru a rezolva, folosim ecuația (1.60):
Răspuns. M sp = 46 g/mol.
Prima lege a lui Konovalov(aplicabil atât pentru ideal, cât și pentru soluții care se abat de la legea lui Raoult): aburul saturat deasupra unei soluții de echilibru a două lichide este relativ mai bogat în acea componentă, a cărui adăugare în sistem crește presiunea totală a vaporilor (sau scade punctul de fierbere). Prin urmare, atunci când o soluție se evaporă, vaporii sunt îmbogățiți cu o componentă mai volatilă, iar lichidul este îmbogățit cu una mai puțin volatilă. Metoda de separare a amestecurilor (în principal lichide organice) prin rectificare se bazează pe diferențele de compoziție a soluției și a vaporilor în echilibru cu aceasta. Repetand operatiile de evaporare-condens se pot obtine componente pure. În practică, acest lucru este implementat în coloanele de distilare.
Pentru soluțiile care se abate semnificativ de la legea lui Raoult, curbele de dependență a presiunii vaporilor deasupra soluției de compoziția soluției au adesea un punct maxim sau minim. În punctele extreme, compoziția vaporilor coincide cu compoziția lichidului (a doua lege a lui Konovalov). Astfel de amestecuri se numesc azeotrop, Este imposibil să le separăm prin distilare (rectificare).
Pentru cei care sunt foarte diferiți ca natură și din acest motiv practic nemiscibil lichide, presiunea de vapori a fiecărei componente de deasupra amestecului este egală cu presiunea de vapori a componentei pure. Atunci presiunea totală a vaporilor este egală cu suma presiunilor de vapori saturați ale ambelor componente în stare pură (la aceeași temperatură):
P = P A + P V. (4,19)
Cu toate acestea, punctul de fierbere al unui astfel de amestec este mai mic decât punctul de fierbere al fiecăruia dintre lichidele individuale. Această proprietate este utilizată pentru distilarea cu abur prin barbotare printr-un lichid care este nemiscibil cu apa, urmată de condensarea vaporilor care ies. Distilarea cu abur vă permite să distilați lichidele cu punct de fierbere ridicat la temperaturi sub 100 o C.
Există mai multe clasificări ale soluțiilor. Din punct de vedere al termodinamicii, este indicat să se facă distincția între soluții ideal și imperfect sau real. În soluțiile ideale, energia internă a fiecărui component nu depinde de concentrație, iar volumul molar nu se modifică în timpul dizolvării. Componentele se amestecă ca gaze ideale, iar creșterea entropiei poate fi calculată folosind ecuații caracteristice gazelor ideale. Aici nu există forțe de interacțiune între particule, iar substanțele se amestecă fără a elibera sau absorbi căldură.
La studierea soluțiilor, metoda modelului este utilizată pe scară largă. Cel mai simplu model este o soluție ideală. Soluțiile ideale sunt de obicei împărțite în două grupe: diluate (mai precis, infinit diluate) și perfecte.
Formarea unei soluții ideale nu este însoțită de o modificare a volumului, efectului termic sau interacțiunii chimice. Astfel de soluții se formează ca rezultat al amestecării fizice simple
(ΔН cm = 0; ΔV cm = 0). Astfel de soluții sunt obținute prin amestecarea lichidelor nepolare caracterizate prin câmpuri moleculare de tărie similară. În astfel de amestecuri nu există fenomene de solvatare și, prin urmare, nu există nici un efect termic de dizolvare și nu există nicio concentrație a sistemului. Volumul soluției este egal cu suma volumelor componentelor amestecate. Acestea sunt soluții ideale sau perfecte.
Rolul lor în teoria soluțiilor este similar cu rolul gazelor ideale (de aceea se numesc soluții ideale).
Soluțiile ideale sunt destul de comune. Exemplu: amestecarea izomerilor de hidrocarburi (octani etc.). Benzina, kerosenul, un amestec de benzen și toluen sunt soluții ideale sunt un amestec de diferite hidrocarburi (lichid). Soluțiile ideale au caracterul unor amestecuri moleculare simple. Teoria „fizică” a soluțiilor le abordează. Teoria fizică a soluțiilor a fost propusă de Van't Hoff și Arrhenius în secolul al XIX-lea. Conform acestei teorii, un solvent este considerat un mediu în care, atunci când o substanță este dizolvată, moleculele sale sunt distribuite uniform pe întregul volum al soluției și nu există interacțiuni intermoleculare.
legile lui Raoult. Cea mai importantă caracteristică a unei substanțe în stare lichidă sau solidă este presiunea de vapori saturati această presiune este o constantă a substanței care determină echilibrul lichid - vapori, solid - vapori. Echilibrul în sine este atins atunci când procesele de evaporare sunt compensate de procesele de condensare. Când este încălzit, presiunea vaporilor crește.
Pentru soluțiile diluate, scăderea relativă a presiunii de vapori a solventului (A) este numeric egală cu fracția molară a solutului (B) (prima lege a lui Raoult).
Unde PA 0 este presiunea de vapori a unui solvent pur; P A – presiunea de vapori a solventului deasupra soluției; Х А – fracția molară a solventului; Х В – fracția molară a substanței dizolvate.
Astfel, pentru soluțiile diluate, presiunea de vapori a solventului este proporțională cu fracția sa molară din soluție.
Din legea lui Raoult se naște doua consecinte. Potrivit unuia dintre ei Punctul de fierbere al soluției este mai mare decât punctul de fierbere al solventului. Acest lucru se datorează faptului că presiunea de vapori saturați a solventului deasupra soluției devine egală cu presiunea atmosferică (starea de fierbere a lichidului) la o temperatură mai mare decât în cazul unui solvent pur. Creșterea punctului de fierbere ΔT fierbere este proporțională cu molalitatea soluției: c m. ΔT fierbere = K e s m unde K e este constanta ebulioscopică a solventului
Conform a doua consecință din legea lui Raoult, temperatura de îngheț (cristalizare) a unei soluții este mai mică decât temperatura de îngheț (cristalizare) a unui solvent pur. Acest lucru se datorează presiunii de vapori mai scăzute a solventului deasupra soluției decât deasupra solventului. Scăderea temperaturii de îngheț (cristalizare) ΔT deputat este proporțională cu molalitatea soluției: ΔT deputat = K k s m unde K k este constanta crioscopică a soluției.
O diagramă de stare este o reprezentare grafică a relației dintre diferitele mărimi care caracterizează starea unui sistem. Pentru sistemele cu o singură componentă, diagramele de fază sunt de obicei folosite pentru a arăta relația dintre presiune și temperatură. Sunt numiti diagrame de fază. Diagrama arată acele stări ale apei care sunt stabile termodinamic la anumite valori de temperatură și presiune. Este format din trei curbe care separă toate temperaturile și presiunile posibile în trei regiuni corespunzătoare gheții, lichidului și aburului. Toate cele trei curbe se intersectează într-un punct O. Coordonatele acestui punct sunt singura pereche de valori de temperatură și presiune la care toate cele trei faze pot fi în echilibru: gheață, apă lichidă și abur. Se numește punct triplu.
Curba de topire a fost studiată până la temperaturi foarte ridicate. Curba de fierbere se termină în punctul critic. La temperatura corespunzătoare acestui punct - temperatura critică - cantitățile care caracterizează proprietățile fizice ale lichidului și vaporilor devin identice, astfel încât diferența dintre stările lichid și vapori dispare. Una dintre caracteristicile apei care o deosebește de alte substanțe este că punctul de topire al gheții scade odată cu creșterea presiunii. Această împrejurare este reflectată în diagramă. Curba de topire de pe diagramă merge în sus la stânga, în timp ce pentru aproape toate celelalte substanțe merge în sus la dreapta. Punctul de îngheț al unei soluții este mai mic decât punctul de îngheț al apei, iar punctul de fierbere al unei soluții este mai mare decât punctul de fierbere al apei.
Trecerea spontană a unui solvent printr-o membrană semipermeabilă care separă o soluție și un solvent sau două soluții cu concentrații diferite de solut se numește prin osmoză.
Osmoza este cauzată de difuzia moleculelor de solvent printr-o partiție semi-permeabilă, care permite trecerea numai moleculelor de solvent. Moleculele de solvent difuzează dintr-un solvent într-o soluție sau dintr-o soluție mai puțin concentrată într-una mai concentrată, astfel încât soluția concentrată este diluată (potențialul chimic al solventului din soluție este mai mic decât potențialul chimic al solventului pur) și creste si inaltimea coloanei sale. Cantitativ, osmoza este caracterizată de presiunea osmotică, egală cu forța pe unitatea de suprafață, care forțează moleculele de solvent să pătrundă într-o partiție semi-permeabilă. Este egală cu presiunea coloanei de soluție din osmometrul cu înălțimea h. La echilibru, presiunea externă echilibrează presiunea osmotică. În acest caz, ratele tranzițiilor înainte și inversă ale moleculelor prin partiția semi-permeabilă devin aceleași. Dacă presiunea externă aplicată unei soluții mai concentrate este mai mare decât p osmotic, i.e. p>p, atunci viteza de tranziție a moleculelor de solvent dintr-o soluție concentrată va fi mai mare, iar solventul se va muta într-o soluție diluată (sau solvent pur). Acest proces, numit osmoza inversa, folosit pentru apele naturale și uzate, pentru obținerea apei potabile din apa de mare. Presiunea osmotică crește odată cu creșterea concentrației de dizolvat și a temperaturii. van't Hoff a sugerat că pentru presiunea osmotică se poate aplica ecuația de stare a unui gaz ideal: pV = nRT sau p = (n⁄ V) RT de unde p = c RT, unde p este presiunea osmotică (kPa), s este molar concentrația soluției. Presiunea osmotică este direct proporțională cu concentrația molară a substanței dizolvate și cu temperatura. Osmoza joacă un rol foarte important în procesele biologice, asigurând curgerea apei în celule și alte structuri. Se numesc soluții cu aceeași presiune osmotică izotonic. Dacă presiunea osmotică este mai mare decât presiunea intracelulară, atunci se numește hipertensiv, dacă este sub intracelular - hipotonic.
23.Soluții de electroliți. Teoria Arrhenius a disocierii electrolitice: grad de disociere, constantă de disociere. Factorii care îi influențează. Legea diluției a lui Ostwald.
Pe baza capacității substanțelor de a se descompune sau nu de a se descompune într-o topitură sau soluție în cationi și anioni, se disting electroliții și neelectroliții.
Electroliții sunt substanțe care suferă o disociere electrolitică și, ca urmare, topiturile sau soluțiile lor conduc curentul electric.
Electroliții includ toate sărurile, precum și hidroxizii acizi, bazici și amfoteri.
O soluție de electrolit este un amestec de molecule de solvent și molecule și ioni de soluție solvați (ioni soluți înconjurați de dipoli de solvenți orientați corespunzător). Numărul relativ de molecule dezintegrate în ioni, care caracterizează gradul de disociere a electrolitului α, depinde de natura solventului, natura și concentrația electrolitului, temperatură, presiune și prezența altor electroliți în soluție.
Procesul de descompunere a unei substanțe polare în soluție în ioni se numește disociere electrolitică(ionică - ionizare). Pe baza capacității lor de a se disocia electrolitic, electroliții sunt de obicei împărțiți în puternici și slabi. Electroliții puternici includ de obicei substanțe care sunt aproape complet disociate în ioni în soluție. Electroliții slabi sunt substanțe al căror grad de disociere este mic. Concept gradul de disociere a electrolițilorα ca o cantitate egală cu raportul dintre numărul de molecule degradate (disociate) N diss și numărul total de molecule N 0 ale electrolitului, s-a introdus α = N diss ⁄ N o Arrhenius– creatorul primei cantitative teoria soluțiilor electrolitice. Teoria disocierii electrolitice și clasificarea acizilor și bazelor pe baza acesteia sunt pe deplin aplicabile numai pentru soluții apoase.
Procesul de disociere electrolitică rezultat din solvatare este reversibil, adică. Odată cu coincidența moleculelor substanței dizolvate, acestea se formează din ioni:
К m А n D mК Z1+ + nА Z2- unde К m А n – moleculă de electrolit; K Z1+ - cation; Și Z2- este un anion; Z1 şi Z2 sunt încărcătura anionului şi respectiv a cationului; n și m sunt coeficienți stoichiometrici. Echilibrul dintre ioni și moleculele de electrolit respectă legea acțiunii masei. Prin urmare, o caracteristică importantă a procesului de disociere este constanta de disociere(constanta de ionizare) K d (C), calculată din concentrațiile de echilibru ale moleculelor și ionilor: K d (C) = [K Z1+ ] m [А Z2- ] n ⁄[К m А n ], unde [К Z1+ ] , [ Și Z2- ] sunt concentrațiile molare de echilibru ale cationilor și, respectiv, anionilor; [К m А n] este concentrația molară de echilibru a moleculelor de electrolit nedisociate.
Constanta de echilibru a procesului de disociere este de obicei notată cu Ka în cazul acizilor slabi și K b pentru bazele slabe.
Un exemplu de disociere a unei baze slabe (hidroxid de amoniu) NH 4 OH D NH 4 + + OH -
K b = [OH - ] ⁄ = 1,8 ×10 -5
Acizii polibazici și bazele polibazice se disociază treptat.
Constanta de disociere caracterizează procesul de disociere a unui electrolit dat într-un solvent dat, dar nu depinde de concentrația electrolitului și la o temperatură constantă K d (C) =const. Evident, cu cât concentrația este mai mică, cu atât gradul de disociere α este mai mare, adică. cu atât soluția este mai diluată.
În stare de echilibru, concentrațiile de cationi K Z+ și anioni A Z- vor fi egale cu [K Z+ ] = [A Z- ] = α C, iar concentrația de molecule nedisociate [KA] = (C – αC) = C (1- α) înlocuind aceste expresii din ecuație cu constanta de disociere obținem:
K d (C) = α 2× C
1- α - această expresie descrie Legea lui Ostwald a diluției (diluției) pentru electroliții slabi. În cazul în care gradul de disociere a electrolitului α<<1, что имеет место при С ⁄К d (С) ≥100, величиной α по сравнению с 1 можно пренебречь и закон разбавления Оствальда записать в упрощенном варианте К d (С) ≈ α 2 С.
Darwin a arătat că principalii factori în evoluția lumii organice, adică variabilitatea ereditară, lupta pentru existență și selecția naturală, sunt aplicabili și evoluției umane. Datorită acestora, corpul maimuței antice a suferit o serie de modificări morfofiziologice, în urma cărora a fost dezvoltat un mers vertical și funcțiile brațelor și picioarelor au fost separate.
Pentru a explica antropogeneza, doar legile biologice nu sunt suficiente. Originalitatea sa calitativă a fost relevată de F. Engels, indicând factorii sociali: munca, viața socială, conștiința și vorbirea. Munca este cel mai important factor în evoluția umană
Munca începe cu fabricarea uneltelor. Aceasta, potrivit lui Engels, „este prima condiție fundamentală a întregii vieți omenești și într-o asemenea măsură încât într-un anumit sens trebuie să spunem: munca l-a creat pe omul însuși”. Principala forță motrice a antropogenezei a fost munca, în timpul căreia omul însuși creează unelte. Cele mai bine organizate animale pot folosi obiecte ca instrumente gata făcute, dar nu sunt capabile să le creeze . Animalele folosesc doar darurile naturii, dar oamenii o schimbă în timpul muncii. Animalele schimbă și natura, dar nu intenționat, ci doar pentru că sunt și trăiesc în natură. Impactul lor asupra naturii este neglijabil în comparație cu impactul oamenilor asupra acesteia.
Mai corect ar fi să numim antropomorfoze transformările morfologice și fiziologice ale strămoșilor noștri asemănătoare maimuțelor, întrucât principalul factor care le-a provocat - munca - a fost specific doar evoluției umane. Apariția unui mers drept a fost deosebit de importantă. Dimensiunea și greutatea corporală a maimuțelor au crescut, a apărut o îndoire în formă de S a coloanei vertebrale, oferindu-i flexibilitate, s-a format un picior elastic arcuit, bazinul s-a extins, sacru s-a întărit, aparatul maxilar a devenit mai ușor etc. Poziția verticală nu a fost stabilită imediat. Acesta a fost un proces foarte lung de selectare a modificărilor ereditare utile în viața profesională. Se presupune că a durat milioane de ani. Din punct de vedere biologic, mersul vertical a adus multe complicații oamenilor. I-a limitat viteza mișcării, a lipsit de mobilitate sacrul, ceea ce a îngreunat nașterea; Starea prelungită în picioare și transportul de obiecte grele duce uneori la picioare plate și vene lărgite în picioare. Dar datorită mersului drept, mâinile au fost eliberate pentru unelte. Apariția mersului drept, după Charles Darwin și apoi F. Engels, a fost un pas decisiv pe calea de la maimuță la om. Datorită mersului vertical în strămoșii oamenilor asemănătoare maimuțelor, brațele au fost eliberate de nevoia de a sprijini corpul atunci când se mișcă pe sol și au dobândit capacitatea de a face o varietate de mișcări.
La începutul procesului de formare umană, mâna lui era subdezvoltată și putea efectua doar cele mai simple acțiuni. Indivizii cu modificări ereditare la nivelul membrelor superioare, utile pentru operațiunile de travaliu, s-au păstrat preponderent datorită selecției naturale. F. Engels a scris că mâna nu este doar un organ al muncii, ci și un produs al muncii. Diferența dintre mâna omului și mâna marilor maimuțe este enormă: nici o maimuță nu poate face chiar și cel mai simplu cuțit de piatră cu propria sa mână. A fost nevoie de foarte mult timp pentru ca strămoșii noștri asemănătoare maimuțelor să treacă de la utilizarea obiectelor din mediul natural ca instrumente la realizarea lor. Cele mai primitive instrumente ușurează dependența omului de natura înconjurătoare, îi lărgesc orizonturile, descoperind proprietăți noi, necunoscute în obiectele naturale; în cele din urmă, acestea sunt folosite pentru a îmbunătăți în continuare instrumentele.
Dezvoltarea activităţii de muncă duce la o slăbire a acţiunii legilor biologice şi la o creştere a rolului factorilor sociali în antropogenie.
Modul social de viață ca factor al evoluției umane. Încă de la început, munca a fost socială, deoarece maimuțele trăiau în turme. F. Engels a subliniat că ar fi greșit să căutăm strămoșii omului, cea mai socială creatură din natură, printre animalele non-sociale. Natura de turmă a strămoșilor maimuțelor umane s-a dezvoltat în comportament social sub influența unui factor special. Un astfel de factor a fost munca, strâns legată de transformarea mâinii într-un organ al muncii. Munca a contribuit la unitatea membrilor societății; s-au apărat colectiv de animale, au vânat și au crescut copii. Membrii mai în vârstă ai societății i-au învățat pe cei mai tineri să găsească materiale naturale și să confecționeze unelte, i-au predat tehnicile de vânătoare și de păstrare a focului. Odată cu dezvoltarea procesului de muncă, beneficiile sprijinului reciproc și asistenței reciproce au devenit din ce în ce mai clare.
Cele mai vechi instrumente de vânătoare și pescuit indică faptul că strămoșii noștri au mâncat carne într-un stadiu incipient. Procesat și gătit la foc, a redus sarcina pe aparatul de mestecat. Creasta parietală, de care sunt atașați dinți puternici de mestecat la maimuțe, și-a pierdut semnificația biologică, a devenit inutilă și a dispărut treptat prin procesul de selecție naturală; din același motiv, trecerea de la alimente vegetale la cele mixte a dus la o scurtare a intestinelor. Folosirea focului a ajutat la protejarea împotriva frigului și a animalelor.
Experiența de viață acumulată în cunoașterea naturii a fost îmbunătățită din generație în generație. Când trăim într-o societate, existau oportunități mari de a comunica între ei: activitățile comune ale membrilor societății necesitau semnalizare prin gesturi și sunete. Primele cuvinte au fost asociate cu operațiunile de muncă și au desemnat acțiune, muncă, iar numele obiectelor au apărut mai târziu. Laringele nedezvoltat și aparatul oral al strămoșilor umani, ca urmare a variabilității ereditare și a selecției naturale, au fost transformate în organe ale vorbirii umane articulate. Omul, ca și animalele, percepe semnale din lumea înconjurătoare prin stimularea directă a simțurilor - acesta este primul sistem de semnalizare. Dar o persoană este capabilă să perceapă semnale în cuvinte - are un al doilea sistem de semnalizare. Constituie o diferență calitativă între activitatea nervoasă superioară a oamenilor și a animalelor.
Apariția vorbirii a întărit comunicarea strămoșilor noștri pe baza procesului de muncă comun și, la rândul său, a contribuit la dezvoltarea relațiilor sociale. Evoluția strămoșilor noștri a avut loc sub influența combinată a factorilor sociali și biologici. Selecția naturală și-a pierdut treptat importanța în evoluția societății umane. Toate procesele de muncă din ce în ce mai complexe de fabricare a uneltelor și obiectelor de uz casnic, vorbirea și gesturile articulate și expresiile faciale au contribuit la dezvoltarea creierului și a organelor de simț.
Dezvoltarea creierului, gândirii și conștiinței au stimulat în același timp îmbunătățirea muncii și a vorbirii. Continuitatea experienței muncii de-a lungul generațiilor a fost realizată din ce în ce mai pe deplin. Numai în societate gândirea umană ar putea atinge o dezvoltare atât de mare.
Dacă caracteristicile morfologice și fiziologice ale unei persoane sunt moștenite, atunci abilitățile pentru activitatea colectivă de muncă, gândirea și vorbirea nu au fost niciodată moștenite și nu sunt transmise acum. Aceste calități specifice au apărut istoric și au fost îmbunătățite sub influența factorilor sociali și se dezvoltă în fiecare persoană în procesul dezvoltării sale individuale numai în societate datorită creșterii și educației.
Deci, forțele motrice ale antropogenezei au fost factorii biologici (variabilitatea ereditară, lupta pentru existență și selecția naturală) și factorii sociali (activitatea muncii, stilul de viață social, vorbirea și gândirea).
Control de intrare:
| întrebare | varianta de raspuns | |
| Soluţie: | a) Concentrarea, acumularea oricăror substanțe într-o anumită ordine. | |
| Coacervare: | b) Absorbția unei substanțe dintr-un mediu lichid de către stratul superficial al unui solid, având de obicei o suprafață mare. | |
| Coacervare: | c) Bule de lichid înconjurate de pelicule proteice care apar atunci când soluțiile apoase de proteine sunt agitate. | |
| Microsfere de vulpe: | d) O fază de soluție cu o concentrație mai mare de substanțe, înconjurată de dipoli de apă orientați într-un anumit fel. | |
| Adsorbţie: | e) Separarea unei soluții de compuși cu molecul mare în faze cu concentrații mai mari și mai mici de molecule. | |
| Concentraţie: | f) Amestecuri omogene de două sau mai multe substanțe care sunt distribuite într-un solvent sub formă de atomi, ioni sau molecule individuali. |
Progresul lucrării:
Sarcina nr. 1
Citiți textul „Varietatea teoriilor despre originea vieții pe Pământ”, puneți rezultatele într-un tabel:
Răspunde la întrebare: La ce teorie aderați personal? De ce?
Sarcina nr. 2
Citiți textul „Ipotezele originii omului”, puneți rezultatele într-un tabel:
Răspunde la întrebare: Care opinii despre originile umane sunt cele mai apropiate de tine? De ce?
Sarcina nr. 3
Găsiți în manual o descriere a asemănărilor și diferențelor dintre oameni și marile maimuțe, puneți rezultatele într-un tabel:
„Diferența dintre oameni și maimuțe”
| Caracteristici comparabile | Uman | Mari maimuțe |
| Caracteristicile structurii scheletului | ||
| Scull | ||
| Crestele sprâncenelor | ||
| Poziția corpului la mers | ||
| Coloana vertebrală | ||
| Cutia toracică | ||
| Lungimea brațului | ||
| Degetul mare | ||
| Mână | ||
| Picior | ||
| Pelvis | ||
| Funcția mâinii | ||
| Stil de viață | ||
| Relațiile cu mediul | ||
| Activitate nervoasă mai mare (funcțiile creierului) | ||
| Caracteristicile structurii creierului | ||
| Mijloace de comunicare |
Anexa nr. 1
Anexa nr. 2
Anexa 3
Control ieșire:
Găsiți corespondența dintre concept și definiția lui, puneți răspunsurile într-un tabel:
| întrebare | varianta de raspuns | |
| Cel mai bătrân bărbat: | A. Deplasarea de-a lungul solului pe membrele posterioare, care a eliberat brațele pentru protecție și extragerea hranei. | |
| Neanderthal: | B. Primii oameni moderni s-au caracterizat prin mersul drept și aveau o vorbire articulată. | |
| Cro-Magnon: | B. Un grup de oameni care au trăit cu mai puțin de 200 de mii de ani în urmă. | |
| Mers vertical: | D. Un grup eterogen de oameni aparținând genului Oameni și incluzând Pithecanthropus, Sinanthropus etc. Au trăit cu aproximativ 1 milion de ani în urmă. | |
| Asemănarea tuturor proceselor de viață ale indivizilor din aceeași specie: | D. Un tip de activitate comunicativă umană în care utilizarea mijloacelor de comunicare a limbajului capătă un caracter conceptual stabil. |
Anexa nr. 4
Trageți o concluzie generală în conformitate cu obiectivele stabilite pentru dvs. în această lucrare.
Referinte:
Surse principale:
- Zaharov V.B., Mamontov S.G., Sonin N.I. Biologie generală. 10 clase Caiet de lucru. – M., 2009.
- Kamensky A.A., Kriksunov E.A., Pasechnik V.V. Biologie generală. 10-11 clase – M., 2009.
- Konstantinov V.M., Ryazanova A.P. Biologie generală. Manual manual pentru SPO. – M., 2010.
- Ponomareva I.N., Kornilova O.A., Loshilina E.N. Biologie generală. 10 clase Manual. – M., 2010.
- Ponomareva I.N., Kornilova O.A., Loshilina E.N. Biologie generală. clasa a XI-a Manual. – M., 2010.
- Cebyshev N.V. Biologie. Manual pentru școlile secundare. – M., 2010.
Resurse de internet:
1. www.twirpx.com - Materiale educative;
2. tana.ucoz.ru - Site-ul personal al unui profesor de biologie;
3. www.amgpgu.ru - Curs de curs;
4. www.uchportal.ru – Portalul profesorului;
5. http://o5-5.ru – 5 și 5 Material educațional;
6. http://pptx.ru/ - Colecție de prezentări PowerPoint.
Surse suplimentare:
Informații conexe.
Lecția este dedicată temei „Stări de fază ale substanțelor. Sisteme dispersate. Modalități de exprimare a concentrării.” Vă veți familiariza cu definițiile fazei sau stării de fază a unei substanțe și vă veți familiariza cu sistemele omogene și eterogene. Aflați cum sunt clasificate amestecurile de substanțe. Familiarizați-vă în detaliu cu sistemul dispersat și tipurile sale, sistemul coloidal și tipurile sale și soluțiile adevărate, cu conceptul de saturație a soluției și solubilitatea unei substanțe.
Tema: Soluții și concentrarea lor, sisteme dispersate, disociere electrolitică, hidroliza
Lecția: Stările de fază ale substanțelor. Sisteme dispersate. Modalități de a exprima concentrarea
1. Clasificarea sistemelor de dispersie după starea de agregare
Este necesar să se facă distincția între conceptele de stare agregată și de fază ale substanțelor.
Fază- o parte a sistemului în cauză care este omogenă ca compoziție și proprietăți, separată de alte faze prin interfețe pe care unele proprietăți ale sistemului se modifică brusc - de exemplu, densitate, conductivitate electrică, vâscozitate.
Fază este o parte omogenă a unui sistem eterogen.
De exemplu, dacă turnăm ulei de floarea soarelui în apă, vom obține un sistem care se află într-o stare de agregare - lichid. Dar substanțele din el se vor afla în două faze diferite: una este apă, cealaltă este ulei vegetal și va exista o graniță distinctă între ele, așa-numita interfață. Aceasta înseamnă că sistemul va fi eterogen.
Un alt exemplu similar: dacă amestecăm făina și zahărul granulat, obținem un sistem în care substanțele sunt în aceeași stare de agregare, dar în două faze diferite, iar sistemul este eterogen.
Orez. 1. Clasificarea sistemelor disperse
Nu este întotdeauna posibil să se tragă clar granița dintre conceptele de sisteme „omogene” și „eterogene”. Pe măsură ce dimensiunea particulelor crește, amestecul de substanțe este împărțit în soluții grosiere, coloidale și soluții adevărate. Vezi fig. 1.
Un sistem se numește dispersatîn care o substanță sub formă de particule mici este distribuită în volumul alteia.
Faza dispersată este o substanță care este prezentă într-un sistem de dispersie în cantități mai mici. De asemenea, poate consta din mai multe substanțe.
Un mediu de dispersie este o substanță care este prezentă într-un sistem de dispersie în cantități mai mari și în volumul căreia este distribuită faza dispersată. Orez. 2.
Sisteme grosiere
Mediul de dispersie și faza dispersată pot fi compuse din substanțe în diferite stări de agregare. În funcție de combinația dintre mediul de dispersie și faza dispersată, se disting 8 tipuri de astfel de sisteme. Vezi tabel. 1.
Clasificarea sistemelor dispersate după starea de agregare
2. Unele proprietăți ale sistemelor grosiere
Sistemele dispersate grosier cu un mediu de dispersie lichid sau gazos sunt separate treptat în componentele lor constitutive. Durata acestor procese poate varia. Acestea determină datele de expirare și termenii de utilizare posibilă atât a produselor alimentare, cât și a altor substanțe care conțin sisteme dispersate. În cazul substanțelor cu mediu de dispersie solid, proprietățile lor sunt determinate de mărimea particulelor fazei dispersate. De exemplu, piatra ponce nu se scufundă în apă. Deoarece apa nu poate pătrunde în porii din interiorul pietrei, iar densitatea medie a obiectului devine mai mică decât densitatea apei.
Sistemele dispersate grosier pot fi vizualizate cu ușurință printr-un microscop. De această proprietate a profitat botanistul scoțian John Brown în 1827, care a descoperit mișcarea haotică a particulelor minuscule de polen și a altor substanțe suspendate în apă. Mai târziu, acest fenomen a fost numit mișcare browniană și a devenit unul dintre fundamentele teoriei cinetice moleculare.
3. Soluții coloidale
Sisteme coloidale
Sistemele coloidale sunt împărțite în:
· ZOLI- faza dispersată nu formează structuri rigide continue.
· GELURI- particulele fazei dispersate formează structuri spațiale rigide. Exemple: brânză, pâine, marmeladă, bezele, jeleu, carne jeleată.
O soluție de proteine în apă este o soluție coloidală. Soluțiile coloidale sunt transparente, dar împrăștie lumina.
Când lumina trece printr-un vas transparent care conține o soluție, se poate observa un con luminos.
Folosind un microscop special, particulele individuale pot fi detectate în soluții coloidale.
Substanțele în stare coloidală participă la formarea multor minerale, cum ar fi agat, malachit, opal, carnelian, calcedonie și perle. Vezi fig. 3.
Există geluri în corpul uman. Acestea sunt părul, cartilajele, tendoanele. Există multe soluri și geluri în corpul uman, așa că unul dintre oamenii de știință din știința chimică rusă, I. I. Jukov, a spus că o persoană este un coloid care merge.
Coagulare
Coagularea este lipirea particulelor coloidale și precipitarea lor din soluție.
De ce natura preferă atât de des starea coloidală a materiei? Faptul este că substanțele în stare coloidală au o interfață mare între faze. Acest lucru facilitează reacția metabolică care are loc tocmai la interfață. Pentru particulele coloidale, suprafața lor este de mare importanță. Particulele coloidale adsorb cu ușurință diferite substanțe de pe suprafața lor. De exemplu, ionii par să se lipească de suprafața lor. În acest caz, particulele coloidale capătă o sarcină pozitivă sau negativă. Particulele cu aceeași sarcină se vor respinge reciproc. Dacă un electrolit este adăugat la un sistem coloidal, particulele lipsite de sarcină de suprafață vor începe să se lipească împreună în formațiuni mai mari. Are loc coagularea coloidului, care este însoțită de precipitații. Coagularea poate fi cauzată și de alte influențe, de exemplu, încălzirea. Astfel de fenomene sunt de mare importanță atât în natură, cât și în industrie.
4. Soluții adevărate, modalități de exprimare a compoziției unei soluții
Soluții adevărate
Starea soluțiilor este determinată de concentrația substanțelor dizolvate, temperatură și presiune. Când o substanță este dizolvată într-un solvent la temperatură și presiune constantă, concentrația substanței dizolvate nu va crește la infinit. La un moment dat se va opri dizolvarea și se va atinge concentrația maximă posibilă. Va avea loc un echilibru dinamic, care constă în faptul că o parte din substanță se dizolvă în mod constant, iar o parte trece din soluție în precipitat. Dar concentrația substanței dizolvate nu se va mai modifica.
O soluție saturată este o soluție care este în echilibru de fază cu solutul.
O soluție suprasaturată este o soluție care conține mai multă soluție decât o soluție saturată la aceeași temperatură și presiune.
Deoarece solubilitatea majorității substanțelor crește odată cu creșterea temperaturii, o soluție suprasaturată poate fi obținută prin răcirea unei soluții saturate la o temperatură mai mare. O soluție suprasaturată este instabilă, iar introducerea unui mic cristal, a prafului sau chiar a unui șoc puternic poate provoca cristalizarea rapidă a substanței dizolvate.
O soluție nesaturată este o soluție care conține mai puțin substanță dizolvată decât poate fi conținută într-o soluție saturată a aceleiași substanțe la aceeași temperatură și presiune.
Solubilitatea este masa unei porțiuni dintr-un dizolvat care, la o anumită temperatură și presiune, trebuie dizolvată într-o anumită cantitate de solvent pentru a prepara o soluție saturată. Cel mai adesea, solubilitatea este considerată în 100 g, 1 kg sau 1 litru de solvent.
Pentru a exprima compoziția cantitativă a unei soluții se folosește conceptul fracția de masă a soluției. Acesta este raportul dintre substanța dizolvată și masa totală a soluției.
Concentrația molară este raportul dintre cantitatea de substanță în moli și volumul de soluție.
Domeniile de aplicare a soluțiilor adevărate sunt foarte extinse. Prin urmare, este foarte important să se poată prepara soluții ale substanțelor corespunzătoare.
Rezumând lecția
Lecția a acoperit tema „Stări de fază ale substanțelor. Sisteme dispersate. Modalități de exprimare a concentrării.” Te-ai familiarizat cu definițiile fazei sau stării de fază a unei substanțe, ai învățat ce sunt sistemele omogene și eterogene și clasificarea unui amestec de substanțe. Ne-am familiarizat în detaliu cu sistemul dispersat și tipurile sale, sistemul coloidal și tipurile sale și soluțiile adevărate, cu conceptul de saturație a soluției și solubilitatea unei substanțe.
Referințe
1. Rudzitis G. E. Chimie. Fundamentele chimiei generale. Clasa a XI-a: manual pentru instituţiile de învăţământ general: nivel de bază / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - Ed. a XIV-a. - M.: Educație, 2012.
2. Popel P. P. Chimie: clasa a VIII-a: manual pentru instituţiile de învăţământ general / P. P. Popel, L. S. Krivlya. - K.: IC „Academia”, 2008. - 240 p.: ill.
3. Gabrielyan O. S. Chimie. clasa a XI-a. Nivel de bază. Ed. a II-a, șters. - M.: Butarda, 2007. - 220 p.
1. Internerok. ru.
2. Hemi. nsu. ru.
3. Chemport. ru.
Teme pentru acasă
1. Nr 10-13 (p. 41) Rudzitis G. E. Chimie. Fundamentele chimiei generale. Clasa a XI-a: manual pentru instituţiile de învăţământ general: nivel de bază / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - Ed. a XIV-a. - M.: Educație, 2012.
2. Ce determină termenul de valabilitate al gelurilor cosmetice, medicale și alimentare?
3. Cum ilustrează sistemele coloidale teza relativității adevărului?
Echilibre de fază.
În ultima prelegere ne-am uitat la echilibrul chimic, constanta de echilibru, relația sa cu așa mai departe. cantităţi şi factori care influenţează deplasarea echilibrului.
Chim. echilibrul este dinamic, adică două procese opuse sunt echilibrate. Un alt exemplu de echilibru dinamic este o persoană care urcă pe o scară rulantă în jos.
Echilibrul dinamic se realizează atunci când două procese opuse sunt echilibrate. Echilibrul dinamic m.b. fizicŞi chimic. Un exemplu de echilibru fizic sunt echilibrele de fază care sunt stabilite între diferite faze ale unui sistem. Să definim faza.
Fază– parte omogenă a unui sistem eterogen (o parte care are aceeași compoziție și proprietăți în toate punctele, separate de alte părți prin interfețe). Dacă avem un sistem format dintr-un precipitat și o soluție, atunci acesta este un sistem în două faze, așa-numitul. În mod similar, putem considera sistemul de l.-perechi. Dacă viteza de evaporare este egală cu viteza de condensare, atunci sistemul este în echilibru dinamic.
Există trei stări fizice ale materiei - solidă, lichidă și gazoasă. Tranziție de fază– trecerea de la o fază la alta.
Componentă sisteme - o astfel de componentă a sistemului care este o substanță omogenă din punct de vedere chimic, poate fi izolată de sistem și poate exista în stare izolată mult timp. De exemplu, Na + și Cl – nu pot fi componente. Componentele din soluția de clorură de sodiu sunt NaCl și apă. Pe baza numărului de componente, sistemele pot fi împărțite în sisteme cu o singură componentă, cu două componente, cu trei componente și cu mai multe componente.
Diagrame de stări– reprezentarea grafică a tuturor stărilor posibile ale unui sistem termodinamic în spațiul parametrilor principali de stare (T, p, compoziție). Ele arată condițiile de existență a unei anumite faze.
Luați în considerare diagrama stării apei.
În condiții normale, apa există sub formă de cristale (gheață), lichid și gaz (abur). Fiecare dintre aceste faze ale apei este stabilă doar la anumite combinații de temperatură și presiune. De exemplu, dacă temperatura crește la 100 °C la presiunea atmosferică, apa va fierbe și se va transforma în abur (gaz). Dacă presiunea este sub cea atmosferică, trecerea lichidului în vapori va avea loc la o temperatură mai scăzută. La unele presiuni joase, apa fierbe la temperatura camerei. Dacă presiunea este mai mare decât presiunea atmosferică, atunci apa va fierbe la o temperatură de peste 100 °C. Gheața se topește la o temperatură de 0 °C și presiunea atmosferică, dar atunci când presiunea se schimbă, se schimbă și temperatura de topire a gheții.
Regiunile diagramei de fază corespund unei singure faze. Liniile corespund condițiilor de echilibru de fază. VT – curba de topire, TC – curba de fierbere (la o presiune de 1 atm, punctul de fierbere = 373 K), AT – curba de sublimare. Punctul C este temperatura critică - peste acest punct, vaporii de apă nu pot fi transformați în lichid prin nicio creștere a presiunii. Vaporii și lichidul nu se mai disting.
T – punct triplu – gheața, apa și aburul sunt în echilibru.
Schimbând temperatura sau presiunea puteți schimba starea unei substanțe. Fie punctul 1 să reprezinte starea solidă a unei substanțe la o presiune deasupra punctului triplu. Când o substanță este încălzită la presiune constantă, corpul va trece succesiv de la starea solidă la starea lichidă și gazoasă. Dacă încălzim o substanță la o presiune sub punctul triplu, substanța se va transforma în vapori fără a forma mai întâi un lichid - sublimare (sublimare)
Proprietăți speciale ale apei: odată cu creșterea presiunii, Tmel scade, odată cu creșterea presiunii, legăturile de hidrogen sunt distruse și se formează o fază lichidă mai densă (de obicei, dimpotrivă - cu creșterea presiunii, se formează o fază solidă mai densă).
ST – curba de suprarăcire – apa este într-o stare metastabilă.
Dați o diagramă a CO2 (Fremantle 1-p.287)