10 Changements de phase d`un corps pur 10.1 Quelques

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10 Changements de phase d’un corps pur
10.1 Quelques expériences
• Le bouillant de Franklin
https://www.youtube.com/watch?v=nxAdQ_8tC1U
• Le point triple
https://www.youtube.com/watch?v=BLRqpJN9zeA
• Le point critique du SF6
http://podcast.grenet.fr/episode/point-critique-du-sf6/
• Le regel de la glace
http://www.canal-u.tv/video/science_en_cours/le_regel_de_la_glace_1990.131
10.2 Transitions de phase d’un corps pur
Dans les conditions (presque) normales, la matière
peut se présenter sous 3 états :
- gazeux,
- liquide,
- solide.
On appelle phase toute partie d’un système dont les
paramètres d’états intensifs évoluent continûment
avec la position.
Un corps pur (une seule espèce chimique) constitué
d’une seule phase est dit monophasé.
Un corps pur constitué de deux phases est dit
diphasé.
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Un corps pur placé dans certaines conditions de
température et de pression peut changer d’état. On
parle de changement d’état ou de transition de phase.
À l’échelle microscopique, un changement d’état
correspond à une réorganisation de la matière : les
interactions entre atomes (ou molécules) sont
modifiées.
À l’interface entre 2 phases, les
grandeurs d’état caractérisant le
corps pur varient rapidement
sur des distances de l’ordre du
nm (discontinuité) :
ENTROPIE

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À l’échelle macroscopique, ces trois états se
distinguent par des valeurs différentes des
paramètres intensifs : masse volumique, capacité
calorifique, propriétés optiques, etc.
Lors d’une transition de phase, les paramètres
intensifs du corps pur varient brutalement :
→ masse volumique
de l’eau
SOLIDE
LIQUIDE
GAZ
fusion
sublimation
condensation
vaporisation
liquéfaction
condensation
solidification
ENTROPIE
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10.3 Transformations de l’eau
Examinons ce qui se passe si on chauffe
régulièrement (à puissance constante) et doucement
un morceau de glace initialement à T < 0°C à la
pression ambiante :
• Pour T < 0°C (A → B), on observe la présence seule
de glace. La température de celle-ci augmente
• À T = 0°C (en B), les premières gouttes d’eau liquide
apparaissent, c’est la fusion de la glace : on a alors
coexistence entre les phases solide et liquide : cette
coexistence a lieu à température constante de 0°C et
dure jusqu’à ce que toute la glace soit fondue (→ C).

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→ l’apport continu de chaleur ne sert pas à
échauffer le mélange des phases mais seulement à
faire fondre la glace.
• Quand toute la glace à disparu (en C), la phase
liquide, seule présente, recommence à s’échauffer (C
→ D) jusqu’à ce que les premières bulles de vapeur
d’eau (phase gazeuse) apparaissent à 100°C (en D).
C’est le début de la vaporisation.
• Comme pour la fusion, la coexistence liquide/gaz va
s’effectuer à la température constante de 100°C et
elle va durer tant qu’il restera du liquide (→ E).
→ l’apport de chaleur ne sert qu’à vaporiser la phase
liquide mais ne provoque pas l’échauffement du
mélange liquide/gaz.
• Une fois le liquide entièrement vaporisé, la
température du gaz recommence à augmenter.
Ces observations montrent qu’à pression fixée, la
coexistence de deux phases (solide-liquide) et (liquide-
solide) ne peut se faire qu’à température fixe.
Cette température d’équilibre solide-liquide Téq est
égale à 0 °C pour l’eau à pression atmosphérique :
• si T > Téq, l’eau n’existe que sous forme liquide,
• si T < Téq,, l’eau n’existe que sous forme solide*.
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10.4 Chaleur latente de transformation
On va s’intéresser aux paliers observés lors des
transformations glace → eau liquide → vapeur d’eau.
Analysons les énergies fournies au système :
• Pour T < 0°C, l’eau est sous forme solide (glace). En
apportant de l’énergie sous forme de chaleur, on
élève la température de la glace de telle sorte que :
Q = m csol (Tf – Ti) m : masse de fluide
csol : capacité calorifique
massique de la glace
• De même, quand l’eau est monophasique sous forme
liquide (pour 0 < T < 100°C) ou sous forme gazeuse
(T > 100°C), l’apport d’énergie sous forme de chaleur
permet d’élever la température du système :
Q = m cliq (Tf – Ti) et Q = m cgaz (Tf – Ti)
où cliq et cgaz sont respectivement les capacités
calorifiques massiques des phases liquide et
gazeuse.
• Sur les plateaux, c’est-à-dire lorsqu’on a coexistence
de phases, on fournit de l’énergie au système mais la
température reste constante. Ceci montre que la

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transition de phase dans le sens ordre → désordre et
nécessite de l’énergie pour qu’elle soit réalisée :
- Pour l’équilibre solide/liquide, on chauffe
continûment mais la température reste inchangée
(la pression est fixée) : on doit fournir la chaleur
nécessaire à liquéfier toute la masse de glace : on
parle de chaleur latente de fusion LF :
Q = LF (LF est exprimée en J).
- pour la transition de phase liquide → vapeur, on
considère la chaleur latente de vaporisation LV.
L’existence de cette chaleur latente de
vaporisation est utilisée par l’organisme lors de la
transpiration. L’évaporation de l’eau à la surface
de la peau sert à refroidir le corps.
Unités, ordre de grandeur
• À l’instar des capacités calorifiques, les chaleurs
latentes sont souvent définies par unité de masse du
corps.
On peut aussi trouver des chaleurs latentes molaires.
• Eau : lF = 334 kJ kg–1
→ il faut 334 J pour faire fondre 1 g de glace
lV = 2257 kJ kg–1
→ il faut 2257 J pour faire évaporer 1 g d’eau
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Si on considère maintenant les transformations
successives de l’eau, à pression constante, depuis sa
phase vapeur vers la phase liquide puis en phase
solide, on observe un comportement similaire :
Q = m lF
↓
← Q = m csol ∆T
Q = m lV
← Q = m cliq ∆T
Q = m cgaz ∆T →
Q = – m lF
↓
Q = – m lV
surfusion →

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Lors des transitions gaz → liquide et liquide → solide,
on observe des plateaux pour lesquels la température
est constante. Dans ce cas, l’entropie du système
diminue et celui-ci cède de la chaleur au milieu
extérieur.
• pour la condensation : Q = – LV = – m lV
• pour la solidification : Q = – LF = – m lF
Phénomène de surfusion
Il est possible d’observer l’eau à l’état liquide alors
que la température est inférieure à 0°C (→ –39°C),
l’eau est alors qualifiée de surfondue.
Ce phénomène provient du fait que passer de l'état
liquide à l'état solide requiert un coût énergétique. La
moindre perturbation (impuretés, vibrations, …)
provoque la solidification instantanée de l’eau.
http://www.koreus.com/video/surfusion-eau.html
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Variations d’entropie et d’enthalpie
Les transformations gaz → liquide et liquide → solide
sont réversibles et ont lieu à température et pression
constantes. Dans ce cas, on sait que la variation
d’entropie est : ∆S = Sech = Q/T
Pour la transformation de la phase ϕ1 vers la phase
ϕ2, la variation d’entropie sera :
∆S1→2 = Q
T = L1→2
T1→2 = m l1→2 T1→2
où : L1→2, l1→2 : chaleur latente et chaleur latente
massique de la transition ϕ
1 →
ϕ
2,
T1→2 : température de la transition ϕ
1 →
ϕ
2 à
pression fixée.
On en déduit la variation d’entropie massique :
∆s1→2 = l1→2
T1→2
Comme la transformation est isobare, on en déduit la
variation d’enthalpie du système :
∆H1→2 = Q = L1→2 = T1→2· ∆S1→2 = T1→2· [S2 – S1]