Objectifs d’apprentissage
- Définir la fusion, la congélation et la sublimation.
Selon les conditions environnantes, la matière normale existe généralement sous l’une des trois phases suivantes : solide, liquide ou gaz.
Un changement de phase est un processus physique au cours duquel une substance passe d’une phase à une autre. Habituellement, le changement se produit lorsqu’on ajoute ou retire de la chaleur à une température particulière, connue comme le point de fusion ou le point d’ébullition de la substance. Le point de fusion est la température à laquelle la substance passe de l’état solide à l’état liquide (ou de l’état liquide à l’état solide). Le point d’ébullition est la température à laquelle une substance passe d’un liquide à un gaz (ou d’un gaz à un liquide). La nature du changement de phase dépend de la direction du transfert de chaleur. La chaleur qui pénètre dans une substance la fait passer d’un solide à un liquide, ou d’un liquide à un gaz. Le retrait de la chaleur d’une substance la fait passer d’un gaz à un liquide, ou d’un liquide à un solide.
Deux points clés méritent d’être soulignés. Premièrement, au point de fusion ou d’ébullition d’une substance, deux phases peuvent exister simultanément. Prenons l’exemple de l’eau (H2O). Sur l’échelle de Celsius, H2O a un point de fusion de 0°C et un point d’ébullition de 100°C. À 0°C, les phases solide et liquide de H2O peuvent coexister. Cependant, si l’on ajoute de la chaleur, une partie du H2O solide fond et se transforme en H2O liquide. Si l’on retire de la chaleur, le contraire se produit : une partie du H2O liquide se transforme en H2O solide. Un processus similaire peut se produire à 100°C : l’ajout de chaleur augmente la quantité de H2O gazeux, tandis que le retrait de chaleur augmente la quantité de H2O liquide (Figure \(\PageIndex{1}\)).
Deuxièmement, la température d’une substance ne change pas lorsque la substance passe d’une phase à une autre. En d’autres termes, les changements de phase sont isothermes (isotherme signifie « température constante »). Prenons à nouveau l’exemple de H2O. L’eau solide (glace) peut exister à 0°C. Si l’on ajoute de la chaleur à la glace à 0°C, une partie du solide change de phase pour devenir liquide, qui est également à 0°C. Rappelez-vous que les phases solide et liquide de H2O peuvent coexister à 0°C. Ce n’est qu’une fois que tout le solide a fondu en liquide que l’ajout de chaleur change la température de la substance.
Pour chaque changement de phase d’une substance, il existe une quantité caractéristique de chaleur nécessaire pour effectuer le changement de phase par gramme (ou par mole) de matière. La chaleur de fusion (ΔHfus) est la quantité de chaleur par gramme (ou par mole) nécessaire pour un changement de phase qui se produit au point de fusion. La chaleur de vaporisation (ΔHvap) est la quantité de chaleur par gramme (ou par mole) nécessaire pour un changement de phase qui se produit au point d’ébullition. Si vous connaissez le nombre total de grammes ou de moles de matériau, vous pouvez utiliser le ΔHfus ou le ΔHvap pour déterminer la chaleur totale transférée pour la fusion ou la solidification en utilisant ces expressions :
\
où \(n\) est le nombre de moles et \(ΔH_{fus}\) est exprimé en énergie/mole ou
où \(m\) est la masse en grammes et \(ΔH_{fus}\) est exprimé en énergie/gramme.
Pour l’ébullition ou la condensation, utilisez ces expressions :
\
où \(n\) est le nombre de moles) et \(ΔH_{vap}\) est exprimé en énergie/mole ou
\
où \(m\) est la masse en grammes et \(ΔH_{vap}\) est exprimé en énergie/gramme.
Rappellez-vous qu’un changement de phase dépend de la direction du transfert de chaleur. Si la chaleur se transfère vers l’intérieur, les solides deviennent liquides, et les liquides deviennent solides aux points de fusion et d’ébullition, respectivement. Si la chaleur est transférée vers l’extérieur, les liquides se solidifient et les gaz se condensent en liquides.
Exemple \(\PageIndex{1}\)
Quelle quantité de chaleur est nécessaire pour faire fondre 55,8 g de glace (H2O solide) à 0°C ? La chaleur de fusion de H2O est de 79,9 cal/g.
Solution
Nous pouvons utiliser la relation entre la chaleur et la chaleur de fusion (Eq. \(\PageIndex{1}\)b) pour déterminer combien de joules de chaleur sont nécessaires pour faire fondre cette glace:
\ & = (55.8\ : \cancel{g})\left(\dfrac{79.9\ : cal}{\cancel{g}\right)=4,460\ : cal} \end{align*}\]
Exercice \(\PageIndex{1}\)
Combien de chaleur est nécessaire pour vaporiser 685 g de H2O à 100°C ? La chaleur de vaporisation de H2O est de 540 cal/g.
Le tableau \(\PageIndex{1}\) liste les chaleurs de fusion et de vaporisation de certaines substances courantes. Notez les unités sur ces quantités ; lorsque vous utilisez ces valeurs dans la résolution de problèmes, assurez-vous que les autres variables de votre calcul sont exprimées dans des unités cohérentes avec les unités des chaleurs spécifiques, ou des chaleurs de fusion et de vaporisation.
| Substance | ΔHfus (cal/g) | ΔHvap (cal/g) |
|---|---|---|
| aluminium (Al) | 94.0 | 2,602 |
| or (Au) | 15,3 | 409 |
| fer (Fe) | 63.2 | 1,504 |
| eau (H2O) | 79,9 | 540 |
| chlorure de sodium (NaCl) | 123.5 | 691 |
| éthanol (C2H5OH) | 45,2 | 200.3 |
| benzène (C6H6) | 30,4 | 94,1 |
Regardons de plus près : La sublimation
Il existe également un changement de phase où un solide passe directement à l’état de gaz :
\
Ce changement de phase est appelé sublimation. Chaque substance possède une chaleur de sublimation caractéristique associée à ce processus. Par exemple, la chaleur de sublimation (ΔHsub) de H2O est de 620 cal/g.
Nous rencontrons la sublimation de plusieurs façons. Vous connaissez peut-être déjà la glace sèche, qui est simplement du dioxyde de carbone (CO2) solide. À -78,5°C (-109°F), le dioxyde de carbone solide se sublime, passant directement de la phase solide à la phase gazeuse :
\
Le dioxyde de carbone solide est appelé glace sèche car il ne passe pas par la phase liquide. Au lieu de cela, il passe directement à la phase gazeuse. (Le dioxyde de carbone peut exister à l’état liquide, mais uniquement sous haute pression.) La glace sèche a de nombreuses utilisations pratiques, notamment la conservation à long terme d’échantillons médicaux.
Même à des températures inférieures à 0°C, l’H2O solide se sublime lentement. Par exemple, une fine couche de neige ou de givre sur le sol peut disparaître lentement à mesure que le H2O solide se sublime, même si la température extérieure peut être inférieure au point de congélation de l’eau. De même, les glaçons dans un congélateur peuvent devenir plus petits avec le temps. Bien que gelée, l’eau solide se sublime lentement, se redéposant sur les éléments de refroidissement plus froids du congélateur, ce qui nécessite un dégivrage périodique (les congélateurs sans givre minimisent cette redéposition). L’abaissement de la température d’un congélateur réduira la nécessité de dégivrer aussi souvent.
Dans des circonstances similaires, l’eau se sublime également des aliments congelés (par exemple, les viandes ou les légumes), leur donnant un aspect marbré peu attrayant appelé brûlure de congélation. Il ne s’agit pas vraiment d’une « brûlure » et l’aliment n’est pas nécessairement avarié, même si son aspect est peu appétissant. La brûlure de congélation peut être minimisée en abaissant la température d’un congélateur et en emballant les aliments de façon serrée afin que l’eau n’ait pas d’espace pour se sublimer.
Point de fusion
Les solides sont semblables aux liquides en ce sens que les deux sont des états condensés, avec des particules beaucoup plus rapprochées que celles d’un gaz. Cependant, alors que les liquides sont fluides, les solides ne le sont pas. Les particules de la plupart des solides sont serrées les unes contre les autres et disposées de manière ordonnée. Le mouvement des atomes, des ions ou des molécules d’un solide se limite à un mouvement vibratoire autour d’un point fixe. Les solides sont presque totalement incompressibles et sont les plus denses des trois états de la matière.
Lorsqu’un solide est chauffé, ses particules vibrent plus rapidement car le solide absorbe de l’énergie cinétique. Finalement, l’organisation des particules au sein de la structure solide commence à se briser et le solide commence à fondre. Le point de fusion est la température à laquelle un solide se transforme en liquide. À son point de fusion, les vibrations perturbatrices des particules du solide surmontent les forces d’attraction opérant au sein du solide. Comme pour les points d’ébullition, le point de fusion d’un solide dépend de la force de ces forces d’attraction. Le chlorure de sodium \(\left( \ce{NaCl} \right)\) est un composé ionique constitué d’une multitude de liaisons ioniques fortes. Le chlorure de sodium fond à \(801^\text{o} \text{C}\). La glace (solide \(\ce{H_2O}\)) est un composé moléculaire composé de molécules qui sont maintenues ensemble par des liaisons hydrogène. Bien que les liaisons hydrogène soient les plus fortes des forces intermoléculaires, la force des liaisons hydrogène est bien moindre que celle des liaisons ioniques. Le point de fusion de la glace est \(0^\text{o} \text{C}\).
Le point de fusion d’un solide est le même que le point de congélation du liquide. A cette température, les états solide et liquide de la substance sont en équilibre. Pour l’eau, cet équilibre se produit à \(0^\text{o} \text{C}\).
\
Nous avons tendance à penser que les solides sont les matériaux qui sont solides à température ambiante. Cependant, tous les matériaux ont des points de fusion d’une certaine manière. Les gaz deviennent solides à des températures extrêmement basses, et les liquides deviennent également solides si la température est suffisamment basse. Le tableau ci-dessous donne les points de fusion de certains matériaux courants.
| Matériaux | Point de fusion (ºC) |
|---|---|
| Hydrogène | -259 |
| Oxygène | -.219 |
| Diéthyl éther | -116 |
| Ethanol | -114 |
| Eau | 0 |
| Argent pur | 961 |
| Or pur | 1063 |
| Fer | 1538 |
Exercice \(\PageIndex{2}\)
- Expliquez ce qui se passe lorsque la chaleur entre ou sort d’une substance à son point de fusion ou d’ébullition.
- Comment la quantité de chaleur nécessaire à un changement de phase est-elle liée à la masse de la substance ?
Réponse a
L’énergie sert à changer la phase, pas la température.
La quantité de chaleur est une constante par gramme de substance.
Sommaire
- Il y a un changement d’énergie associé à tout changement de phase.
- La sublimation est le changement d’état d’un solide à un gaz, sans passer par l’état liquide.
- Le dépôt est le changement d’état d’un gaz à un solide.
- Le dioxyde de carbone est un exemple de matériau qui subit facilement la sublimation.
- Le point de fusion est la température à laquelle un solide se transforme en liquide.
- Les forces intermoléculaires ont une forte influence sur le point de fusion.
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