Changements de phase

Définition du changement de phase

La matière peut exister sous plusieurs formes appelées phases ou états . Ces formes sont les suivantes :

1. Les solides

2. les liquides

3. Les gaz

La quantité d'énergie contenue dans une espèce détermine sa phase. Tu trouveras ci-dessous un schéma montrant à quoi ressemble chaque phase :

Fig. 1 - Les particules sont espacées différemment dans chaque état de la matière.

Voici une explication de la signification de chaque illustration :

• Solide Les particules sont maintenues fermement dans des positions fixes et sont constamment en contact les unes avec les autres. Elles ont suffisamment d'énergie pour vibrer sur place.
• Les particulesliquides sont toujours proches les unes des autres et en contact permanent, mais elles ont suffisamment d'énergie pour changer de position les unes par rapport aux autres.
• Gaz Les particules ont suffisamment d'énergie pour se déplacer librement. Elles n'entrent en contact qu'occasionnellement, lorsqu'elles entrent en collision les unes avec les autres.

Lorsque les espèces gagnent ou perdent suffisamment d'énergie, elles peuvent changer de phase.

Comme ces points sont ceux où se produit un changement de phase, les deux phases (solide/liquide ou liquide/gaz) peuvent exister à cette température. Nous en parlerons plus en détail ultérieurement.

Changement de phase par sublimation

Bien que la plupart des changements de phase impliquent un liquide à un moment ou à un autre, il existe quelques changements de phase qui sautent complètement la phase liquide. L'un d'entre eux est connu sous le nom de sublimation.

Tu as probablement vu la sublimation en action si tu as déjà vu de la "glace sèche" (_CO2 solide). À température ambiante, la glace sèche se sublime d'un solide à un gaz, c'est pourquoi elle apparaît sous forme de fumée.

Exemples de changements de phase

Maintenant que nous avons appris les bases des changements de phase, voyons quelques exemples. Il y a 6 changements de phase au total :

• Lafonte (solide \( \rencontre \rencontre \r) liquide)

  • Ex : la neige fond au soleil

• Solidification/Fusion (liquide \( \N-rightarrow \N) solide)

  • Ex : mettre de l'eau au congélateur pour faire de la glace

• Ébullition (liquide \( \N-rightarrow \N-) gaz)

  • Utiliser un humidificateur pour transformer l'eau en vapeur d'eau

• Condensation (gaz) (\N- \N- \N- \N- \N- \N- \N- \N- \Nliquide)

  • La vapeur d'eau se condense en nuages

• Sublimation (solide \( \N-rightarrow \N-) gaz)

  • La glace sèche se transforme en dioxyde de carbone

• Dépôt (gaz \N- \N- \N- \N- \N) solide)

  • La vapeur d'eau se transforme en givre en hiver

Diagramme de changement de phase

Il est intéressant de noter que lorsqu'un changement de phase se produit, la température ne change pas. Au lieu de cela, la chaleur ajoutée ou soustraite sert à réaliser le changement de phase.

Tu trouveras ci-dessous le diagramme de changement de phase de l'eau :

Le point de fusion de l'eau est de 0 °C, et tu peux voir qu'une fois cette température atteinte, la température reste stable pendant un certain temps. La chaleur ajoutée sert à séparer les particules de glace jusqu'à ce qu'elles deviennent de l'eau (c'est-à-dire la phase liquide).

Le même processus se produit à 100 °C, le point d'ébullition de l'eau. L'énergie thermique ajoutée sépare les molécules d'eau pour qu'elles se transforment en vapeur (c'est-à-dire en phase gazeuse).

Lorsque l'inverse se produit (de liquide à solide, de gaz à liquide), la température reste inchangée pendant le changement de phase h. La chaleur/l'énergie est libérée, de sorte que les particules se rapprochent les unes des autres.

Comme nous l'avons mentionné précédemment, au point d'ébullition/de fusion, les deux phases peuvent exister à cette température. Une fois que tu as atteint la température nécessaire, une certaine quantité de chaleur doit être ajoutée pour que le changement de phase soit complet. Avant que cela ne se produise, il existe soit un solide+liquide, soit un liquide+gaz, car l'un est en train de se transformer en l'autre.

La température à laquelle quelque chose bout ou fond dépend de la pression. Lorsque nous parlons du point d'ébullition/de fusion de l'eau, nous nous référons à ces points à 1 atm (atmosphère au niveau de la mer). Cependant, le point d'ébullition/de fusion change en fonction de la pression.

Tu trouveras ci-dessous un diagramme de phase pour le_CO2 (dioxyde de carbone).

Fig. 3 - Changements de phase pour le dioxyde de carbone.

La frontière entre chaque phase représente l'endroit où ce changement de phase se produira. À la pression standard (1 atm), et à la température ambiante (~20 °C), le dioxyde de carbone est un gaz/une vapeur, mais à très basse température, il est solide. Cela explique pourquoi la glace carbonique se sublime au lieu de fondre Le graphique ci-dessus nous montre également deux points importants :1. Le point triple2. Le point critique

Essentiellement, le point triple est un carrefour, où tu peux choisir n'importe quelle direction (pour arriver à n'importe quelle phase). Supposons que nous ayons un échantillon de glace sèche à 5,2 atm et -100 °C. Lorsque la température augmente et atteint -57 °C, la glace sèche commence à se transformer en_CO2 liquide et gazeux.

Si la température continue d'augmenter, la glace sèche sera complètement transformée en gaz. Cependant, si la pression augmente, la glace sèche deviendra plutôt un liquide.

Le point critique est essentiellement le "point final" de la courbe du point d'ébullition (frontière entre le liquide et le gaz). Après ce point, l'ébullition ne peut plus se produire. L'espèce présente des caractéristiques combinées de liquide et de gaz, il est donc difficile de faire la différence entre les deux. La transformation d'un liquide en gaz ne peut pas se produire, puisque l'espèce n'est plus ni un liquide ni un gaz.

Énergie des changements de phase

Chaque changement de phase est associé à une énergie qui lui est propre. Pour toutes les molécules et tous les éléments, il faut une certaine quantité d'énergie pour qu'un changement de phase se produise. La chaleur nécessaire à l'ébullition est appelée chaleur de vaporisation (_ΔHvap), tandis que la chaleur nécessaire à la fusion est la chaleur de fusion (_ΔHfus).

Bien que l'ampleur soit la même, les signes de chacun dépendent de la direction du changement de phase. Si de la chaleur est ajoutée, _ΔHvap et _ΔHfus sont positifs, tandis qu'ils sont négatifs si de la chaleur est libérée.

Ces valeurs dépendent des interactions entre les molécules. Si les molécules ont des forces importantes entre elles, il faudra plus d'énergie pour changer leur état.

Voici un tableau de quelques valeurs courantes de chaleur de vaporisation/fusion.

La chaleur totale nécessaire est basée sur la masse de l'espèce. La formule de la variation de chaleur est la suivante :

$$ \text{heat}=m*\Delta H_{x} \quad ou \quad \text{heat}=n*\Delta H_{x} $$

Où m est la masse de l'espèce, n est le nombre de moles de l'espèce et \(\Delta H_{x}\) est soit la chaleur de vaporisation, soit la chaleur de fusion.

Essayons un exemple de problème :

Prenons un autre exemple en utilisant l'autre formule :

Changements de phase endothermiques

Comme nous l'avons mentionné précédemment, les changements de phase sont causés par un gain ou un dégagement de chaleur. Les changements de phase causés par un gain de chaleur sont appelés changements de phase endothermiques (ΔH > 0). Ce sont :

1. L'ébullition (liquide --> gaz)

2. La fusion (solide --> liquide)

3. Sublimation (solide --> liquide)

Les changements de phase exothermiques sont le contraire. De la chaleur est libérée lors de ces changements de phase (ΔH < 0). Ce sont :

1. La condensation (gaz --> liquide)

2. Solidification (liquide --> gaz)

3. Dépôt (gaz --> solide)