Chapitre 6 : Les changements d'état

I. Description microscopique des trois états de l’eau :

I.1. Les trois états de l’eau :

• L’eau peut se présenter sous trois états différents (ou phases) :

• Solide : état condensé où les molécules sont ordonnées, très rapprochées et liées ;

• Liquide : état condensé où les molécules sont désordonnées, rapprochées et peu liées ;

• Gazeux (ou vapeur) : état dispersé où les molécules sont désordonnées, espacées et très agitées.

I.2. Agitation thermique :

• Au niveau microscopique, quel que soit son état physique, les molécules d’eau vibrent et/ou se déplacent : c’est l’agitation thermique. Cette agitation est caractérisée par la température.

I.3. Les liaisons hydrogène :

• La molécule d’eau est polarisée : l’atome d’oxygène constitue le pôle négatif de la molécule et les atomes d’hydrogène les pôles positifs.

• A l’état liquide, les molécules d’eau s’associent par des liaisons hydrogène : l’atome d’oxygène d’une molécule est attiré par les atomes d’hydrogène des molécules d’eau voisines. C’est liaisons ont une durée de vie très courte mais se reforment en permanence entre molécules voisines.

• A l’état solide, ces liaisons hydrogène rigidifient et ordonnent la structure microscopique de la glace.

II. Les changements d’états de l’eau :

II.1. Les noms des différents changements d’état :

II.2. Les paliers de changement d’état de l’eau :

• A une pression donnée, le changement d’état d’un corps pur s’effectue à température constante : on parle de palier de température.

• Cette température de changement d’état dépend de la pression.

II.3. Diagramme d’état (p, T) de l’eau :

• Les valeurs de pression et de température de changement d’état permettent d’établir les 3 courbes de changement d’état.

• Le diagramme d’état (p, T) permet de déterminer la phase (solide, liquide, gaz) dans laquelle se trouve l’eau pour une pression et une température donnée.

• Deux phases coexistent au niveau des courbes de fusion, de vaporisation et sublimation.

• Au point triple, les 3 phases de l’eau sont en équilibre.

• Au-delà du point critique, l’eau n’est ni un liquide ni un gaz : c’est un état particulier des fluides nommé supercritique.

II.4. Les deux modes de vaporisation de l’eau :

• La vaporisation de l’eau (passage de l’état liquide à l’état vapeur) peut se faire soit par ébullition, soit par évaporation.

• Lors de l’ébullition, de grosses bulles de vapeur prennent naissance au sein du liquide et viennent éclater à la surface où la vapeur s’échappe alors dans l’atmosphère.

• La température d’ébullition dépend de la pression. Pour l’eau :

• Si p = p_atm (1013 hPa), T_eb = 100°C

• Si p < p_atm, T_eb < 100°C (ex : en montagne)

• Si p > p_atm, T_eb > 100°C (ex : autocuiseur)

• Contrairement à l’ébullition, l’évaporation peut se produire à toute température : l’agitation thermique permet à certaines molécules de rompre leurs liaisons hydrogène et de quitter la surface libre de l’air.

• L’évaporation est favorisée par :

• Une grande surface de contact avec l’air ;

• La ventilation de la surface libre ;

• Un air sec ;

• La température élevée du liquide.

III. Chaleur latente de changement d’état :

• La chaleur latente ou enthalpie, notée L, de changement d’état d’un corps pur est l’énergie que ce corps échange avec le milieu extérieur pour le changement d’état par unité de masse à température constante. L s’exprime en J.kg^-1 ou en kJ.kg^-1.

• Lors de son changement d’état à température constante, une masse m change avec l’extérieur l’énergie :

ΔE = Q = m x L

Remarque : Lors d’un changement d’état vers une phase plus condensée, un corps pur fournit de l’énergie au milieu extérieur, les enthalpies de changement d’état sont alors négatives.