Les liquides

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I. Généralités

A. Description

Les forces de cohésion dont on a signalé la présence dans les gaz réels sont telles que deux molécules voisines ont tendance à s’attirer et à se coller l’une à l’autre. A l’état gazeux, les vitesses thermiques sont si grandes que ces molécules n’ont aucune difficulté à se libérer de cette attraction.

Cependant, si le gaz se refroidit progressivement, les forces de cohésion finissent toujours par l’emporter, et les molécules qui se rencontrent par rester liées dans leurs sphères d’attraction mutuelles.

Elles s’agglutinent alors progressivement pour former d’abord de fines gouttelettes, puis des gouttes de plus en plus grandes: C’est l’apparition de la phase liquide.

Contrairement à la phase gazeuse, il s’agit d’une phase dense puisque toutes les molécules sont les unes contre les autres. L’énergie thermique toutefois reste suffisante que pour voir les molécules glisser les unes sur les autres et se propager selon des trajectoires très heurtées au travers de toute la phase liquide. Le point commun avec un gaz est donc l’aspect fluide.

B. Comparaison avec les gaz.

Les paramètres utiles pour décrire les liquides sont essentiellement les mêmes que pour les gaz (§I.b). A noter que le libre parcours moyen est forcément très réduit puisque les molécules sont proches les unes des autre et se heurtent constamment (l’équation 2.1 n’est plus valable car basée sur des chocs simples, alors qu’ici les chocs multiples, difficiles à décrire, sont fréquents. Par ailleurs, l’aspect ‘pression au sein d’un liquide’ doit être bien compris: Il est rare qu’on travaille avec un volume clos entièrement rempli de liquide comme on l’a fait pour les gaz. En pratique, l’analogue de la pression dont on a parlé jusqu’à présent est la pression extérieure qui s’exerce à la surface du liquide (le plus souvent la pression atmosphérique p₀ ). Il s’y ajoute une pression d’une autre nature, due au poids du liquide, et qui augmente avec la profondeur (En fait, cela est vrai aussi pour les gaz, mais ces états sont tellement de faible densité que cette caractéristique ne se marque vraiment que pour les très grands volumes, à commencer bien sûr par l’atmosphère). Cet aspect des choses sera vu au chapitre

‘MECANIQUE DES FLUIDES’

L’interprétation microscopique de la température (§II.C) reste parfaitement valable: Il y a proportion directe entre T et l’énergie cinétique moyenne de translation des molécules.

De même, les distributions des vitesses (§I.B.3) peuvent être transférées sans problème et apparaissent donc comme une caractéristique de base des fluides.

C. Lois pour les liquides.

1.Incompressibilité des liquides.

Les lois des gaz parfaits ne sont pas du tout adaptées aux liquides, qui malgré leur aspect fluide ne répondent en rien à ce modèle. Par contre, l’équation de Van der Waals (2.19) pour les gaz réels est transférable aux liquides: C’est le grand mérite de cette équation que de jetter un pont entre la phase gazeuse et la phase liquide. Mais dans cette équation, les termes correctifs sont beaucoup plus

Les liquides

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Etats de la matière: LES LIQUIDES

Ière Chimie Clinique: Cours de physique - II.15 - importants que pour les gaz: La densité molaire n/V est élevée et le covolume des molécules occupe l’essentiel de l’espace disponible si bien que le volume libre (V-nb) est très petit. La conséquence est que pour modifier très légèrement ce volume, il faut exercer des pressions très élevées: Ceci traduit le caractère incompressible des liquides.

2.Dilatation des liquides.

(2.11) n’est plus valable, mais (2.12) peut être conservé à condition d’admettre que la coefficient de dilatation volumique  n’est plus une constante universelle mais dépend de la nature du liquide. En fait, elle dépend aussi de la température, mais comme cette variation est très lente, on peut écrire:

N.B. : L’eau a un comportement particulier autour de 4°C: Partant de 0°C, elle commence d’abord par se contracter jusqu’à 4°C (point le plus dense) et ne se dilate qu’au-delà de cette température (cette exception est d’une grande importance écologique!)Ce comportement prolonge en fait une caractéristique de l'eau qui n'est partagée que par peu d'autres corps, à savoir que la phase solide (la glace) flotte (!) sur la phase liquide.

3.Variation de  avec T.

Partant de (2.31), on obtiendra facilement:

4.Chaleur.

Comme pour les gaz, on a:

…selon qu’on utilise la chaleur spécifique, la chaleur molaire ou la capacité calorifique.

N.B.: La chaleur spécifique de l’eau sert à définir l’unité

« kilocalorie »: C’est la quantité de chaleur nécessaire pour faire passer 1kg d’eau de 14,5°C à 15,5°C (!!Rappel: l’unité SI de chaleur est le joule: 1kcal=4180J !!)

V V ( 1 + t ) où t = t - t = T - T et où V = V à t = t

0

0 0

 

 ( 2.31 )

  ( 1 - t )₀   ( 2.32 )

Q = c m T ou Q = C n T ou Q = T

 

 C ( 2.33 )

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Ière Chimie Clinique: Cours de physique - II.16 -

II. Phénomènes particuliers.

On a déjà parlé des forces de cohésion: forces qui lient entre elles les molécules dans un liquide. Quand une molécule se trouve au sein du volume liquide, elle se voit entourée de tous côtés par des molécules de même type. Les forces de cohésion s’exercent alors dans toutes les directions et donc, statistiquement, leur somme est nulle. Par contre:

 A la surface, ces forces s’exercent globalement dans une direction (dirigée vers l’intérieur du liquide), et pas dans l’autre (vers l’extérieur). Ceci expliquera le phénomène de tension superficielle.

 Au contact d’une paroi, une molécule ressent des forces d’un certain type dans une direction (forces de cohésion dirigée vers le liquide) et des forces d’un autre type dans la direction opposée (forces d’attraction entre molécules du liquide et celles de la paroi: on les appellera forces de cohésion). Si les premières l’emportent sur les secondes, la force résultante est dirigée vers le liquide.

Dans le cas contraire, elle est dirigée vers la paroi. On verra là l’origine des phénomènes de capillarité.

A. Tension superficielle.

Considérons une molécule située à la surface d’un liquide: Comme on l’a dit plus haut, la résultante des forces de cohésion est non nulle et dirigée vers l’intérieur du liquide. Cette force aurait tendance à lui faire réintégrer le volume intérieur, un peu comme un objet posé sur une table aurait tendance à se diriger vers la terre de par la force de gravitation.

En termes d’ENERGIE, on peut dire qu’amener une molécule du volume intérieur vers la surface demanderait un certain TRAVAIL destiné à vaincre la force résultante (de même qu’amener notre objet du sol sur la table suppose qu’on travaille contre la gravitation). En d’autres termes, toute molécule de surface possède une ENERGIE POTENTIELLE qui est l’opposé de ce travail (songez, dans notre analogie, à l’énergie potentielle de gravitation!): La somme des énergies potentielles pour toutes les molécules de surface sera dite, par définition, ‘énergie superficielle’.

Tout système physique a toujours tendance à minimaliser spontanément son énergie potentielle: On peut en déduire que tout liquide a tendance à rendre sa surface la plus petite possible!

(Les forces responsables de cette contraction de la surface ne sont rien d’autre que les forces de cohésion dans le plan superficiel: ces forces tendent effectivement à rapprocher toutes les molécules les unes des autres). La forme géométrique qui possède le plus petit rapport surface/volume est la sphère, et en effet les petits systèmes liquides adoptent spontanément cette forme (gouttes, bulles). Le plus souvent bien sûr, ce qu’on observe est l’action d’une force beaucoup plus grande, la gravitation, qui tend à ‘plaquer’ le liquide au sol ou au fond d’un récipient et lui confère une surface plane.

Outre la formation des gouttes, la manifestation la plus immédiate des forces de contraction en surface est une traction exercée sur la paroi tout autour du périmètre superficiel (voir aussi ci- dessous, le phénomène de capillarité!). C’est cette traction qui sert à

définir la notion de tension superficielle : ‘Force exercée par une surface liquide à sa périphérie, par unité de longueur’.

On verra au cours (et au labo!) comment on peut mesurer .

Soit par exemple un cadre muni d’un côté mobile de longueur L sur lequel on peut tendre une pellicule liquide (cfr cours pour plus de commentaires!): La force totale exercée sur ce côté mobile est donnée par (2.34)

La tension superficielle confère à une surface liquide une certaine élasticité: De petits objets peuvent s’y déposer sans vraiment pénétrer le liquide (épingle, araignée d’eau, ...).

Définir forces de cohésion et forces d’adhésion.

F = 2 L ( en N / m )



 ( 2.34 )

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B. Capillarité.

1. Description

On décrira le phénomène de capillarité avec ses deux variantes, selon que les forces d’adhésion l’emportent sur les forces de cohésion ou inversement (donc qu’une molécule du liquide se voit plus fortement attiré vers la paroi que vers le liquide, ou inversement: dans le premier cas on dira que le liquide est mouillant pour la paroi, dans le second cas qu’il est non-mouillant).

2.Loi de Jurin.

La loi de Jurin prédit la hauteur h qu’atteindra un liquide dans un capillaire, compte tenu de son caractère mouillant ou non. On trouvera:

où  représente la tension superficielle du liquide,  l’angle de capillarité,  la densité du liquide et r le rayon du capillaire.

III. Changement de phase: la vaporisation.

Le passage de la phase liquide à la phase gazeuse est dit

‘vaporisation’, le passage inverse ‘liquéfaction’. Les deux phénomènes sont essentiellement symétriques l’un de l’autre, si bien qu’on se contentera le plus souvent de parler du premier.

Il existe deux régimes de vaporisation, selon l’état du liquide concerné: l’évaporation d’une part et l’ébullition d’autre part. On prendra soin de noter les grandes différences entre ces deux processus.( Par contre nous ne ferons pas grande différence, dans ce cours-ci, entre liquéfaction et condensation)

A. Evaporation

1. Condition d’évaporation.

On a vu précédemment (§II.A) que les molécules de surface sont liées au liquide par la résultante des forces de cohésion dirigée vers le bas (ou en tout cas vers l’intérieur du liquide). En extraire une molécule suppose donc la dépense d’une certaine énergie destinée à vaincre cette force:

Cette énergie nécessaire est appelée ‘travail d’extraction W0’.

Donc, une molécule qui se trouve à la surface ne pourra se libérer du liquide (‘s’évaporer’ ) que si sa vitesse d’agitation thermique est dirigée vers le haut et correspond à une énergie cinétique _c

> W₀. Si on considère la distribution des vitesses dans un fluide (§I.B.3), W₀ marque une limite (voir cours) entre les molécules énergétiques capables de s’évaporer et les molécules d’énergie plus faible, incapables de le faire.

On en tirera aussi assez immédiatement des conclusions en termes de température du liquide (voir 2.6).

Décrire la capillarité dans les deux cas cités ci-contre.

Quel paramètre décrit bien le caractère mouillant ou non?

Démontrer (2.35)

h = 2 cos r g

 

 ( 2.35 ) En quoi (2.35) tient-il

compte du caractère mouillant ou non?

Quelles sont les différences entre

« évaporation » et

« ébullition »?

Pourquoi un liquide qui s’évapore tend-il à se refroidir?

Pourquoi

l’évaporation est-elle d’autant plus rapide que la température du liquide est élevée?

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2. Tension maximum de vapeur F.

a) Définition.

Soit dans un espace clos un liquide de température T sous un volume ‘vide’ V (En fait supposer un liquide sous vide n’est pas très raisonnable, mais cela simplifie le raisonnement).On peut alors tenir le raisonnement suivant:

 Très rapidement, l’évaporation provoque l’apparition d’une phase vapeur correspondant à une certaine densité de molécules dans la partie libre de V, donc à une certaine pression qu’on appellera ici ‘tension de vapeur f’ (on expliquera au cours pourquoi au lieu de ‘pression’ on se met tout-à-coup à parler de ‘tension’, et au lieu de ‘gaz’, de ‘vapeur’).

 Dès que la phase vapeur est non vide, il existe une certaine probabilité que des molécules appartenant à cette phase réintègrent le liquide: L’évaporation commence à être compensée en partie par un flux inverse. Il n’empêche que le flux majoritaire reste dans le sens liquide  vapeur. La phase vapeur continue donc à s’enrichir, et donc la tension de vapeur f augmente.

 Plus f augmente (et donc plus la phase vapeur s’enrichit en molécules), plus le flux vapeur

 liquide augmente. Inévitablement, on atteindra ainsi une situation d’équilibre où les passages dans les deux sens se font en nombres équivalents. La tension de vapeur gardera alors une valeur stable dite

‘tension maximum de vapeur F’

 Lorsqu’une phase vapeur coexiste ainsi à l’équilibre avec une phase liquide, on parle de vapeur saturante.

b) Indépendance de F vis-à-vis du volume V disponible (à T cst).

Supposons que tout en gardant T constant on agrandisse le volume disponible pour la phase vapeur: La densité moléculaire, et donc la tension de vapeur chutent brutalement, et la probabilité de passage vapeur  liquide diminue. Mais comme le passage inverse liquide  vapeur n’est pas du tout affecté par le changement (la température n’a pas bougé!) la phase vapeur va se réenrichir progressivement. Le nouvel équilibre correspondra forcément à la même densité, donc à la même tension maximum F qu’au départ: F est indépendant de V! (à comparer à la loi de Boyle-Mariotte pour les gaz parfaits!)

c) Dépendance de F vis-à-vis de T ( à V cst ).

Si nous gardons V constant, mais que nous augmentons la température du liquide, c’est la probabilité de passage liquide  vapeur qui grandit (§III.A.1) alors que le passage inverse n’est pas directement affecté. La densité de vapeur s’accroît jusqu’à un nouvel équilibre F’>F. L’augmentation de F avec T est beaucoup plus rapide que la loi linéaire de Charles pour les gaz parfaits.

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3. Isothermes d’Andrews.

(il s’agit de faire le bilan du comportement de la pression en fonction du volume à température constante pour un LIQUIDE, une VAPEUR SATURANTE, une VAPEUR NON SATURANTE et un GAZ PARFAIT: voir cours)

4. Evaporation sous atmosphère gazeuse.

Au départ du raisonnement ci-dessus (§III.A.2) on a supposé que l’évaporation commençait dans un milieu initialement vide, ce qui en réalité est impossible. Pour être réaliste, il faut imaginer que le liquide se voit emprisonné sous une atmosphère initiale de pression p₀ (cas le plus banal: on a un liquide dans un récipient et on ferme le couvercle! Le gaz en présence est a lors simplement de l’air et p₀ représente la pression atmosphérique!). En fait, tout le raisonnement ci-dessus reste valable: La phase vapeur issue de l’évaporation du liquide vient simplement se superposer au gaz initial. En espace clos l’équilibre final sera caractérisé par une pression totale ptot = p₀+ F.

La seule influence de la pression de départ p₀ est un ralentissement de l’évaporation: Les molécules qui essayent de s’échapper peuvent être renvoyées par choc vers le liquide et diffusent plus difficilement vers le haut.

On discutera au cours cet aspect ‘vitesse d’évaporation’, liée au nombre de molécules qui à chaque seconde passent de la phase liquide à la phase vapeur. On aboutira à la loi:

où K est une constante qui dépend des conditions de l’évaporation (agitation de l’air, ...) v = K S (F - f)

p₀ ( 2.36 )

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B. Ebullition

1. Lois de l’ébullition.

La dernière loi est particulièrement intéressante car dans une large mesure elle explique les deux autres, ainsi que la différence entre ébullition et évaporation: On sait que même à basse température et dans tout le volume liquide il existe un certain nombre de molécules dont l’énergie est suffisante que pour les libérer de leurs voisines. On peut concevoir que ces molécules ont tendance en permanence de façon à former localement de petites phases ‘vapeur’ (les bulles!). Or la pression la plus grande qui peut exister dans une bulle est F, par définition. Donc, tant que la troisième loi n’est pas vérifiée, les bulles sont incapables de se former: elles sont écrasées par la pression extérieure.

2. Application: l’autoclave.

Instrument fort utile au laboratoire (et simple variante de la ... casserole à pression!) on verra au cours qu’il s’agit d’une application directe de la troisième loi de l’ébullition.

3. Variation de T°

éb

avec p.

Dans tous les cas, la température d’ébullition augmente avec p. En fait, de la 3ème loi de l’ébullition on déduit que la courbe p(Téb.) se confond avec la courbe F(T) (§III.A.2.c).

La courbe p(T_éb.) s’arrête vers les hautes pressions en un point appelé ‘point critique’: La région qui s’étend au-delà de ce point est dite ‘région des fluides denses’.

4. Application: l’évaporateur sous vide.

Il s’agit d’un appareil fort simple où, par pompage, on impose à un liquide une pression basse de façon à abaisser son point d’ébullition. Ceci est intéressant pour obtenir à l’état de vapeur des substances qui à pression normale se décomposeraient avant d’atteindre l’ébullition (rupture de liaisons moléculaires à cause de la vibration thermique des atomes qui forment cette molécule...

C. Chaleur latente de changement de phase.

La vaporisation d’un liquide tend à faire baisser sa température (puisque les molécules qui s’échappent le plus facilement sont celles qui ont le plus d’énergie). Entretenir le processus suppose donc l’apport régulier de chaleur. D’où la notion de chaleur latente de

vaporisation L_LG. De la définition de L_LG on déduira (2.37), pour la vaporisation d’une masse quelconque m. Lorsqu’un gaz se liquéfie, il restitue l’entièreté de ces

calories, ce qui résulte somme toute du principe de conservation de l’énergie. Ce qui donne (2.38).

Les chaleurs latentes sont caractéristiques de chaque corps chimique.

Enoncer les lois de l’ébullition.

Comment comprendre la notion de ‘fluide dense?’

Q = m L_LG ( 2.37 )

L_GL= L_LG ( 2.38 ) Définir L_LG

Enoncé des trois lois.

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D. Etats métastables.

1. Description.

On décrira rapidement les phénomènes de surchauffe d’une part, de sursaturation d’autre part. Les états correspondants sont dits métastables.

2. Isothermes de Van der Waals.

On a vu comment se fait le passage progressif de la phase liquide à la phase vapeur, dans un espace clos et à température constante (§III.A.3: Isothermes d’Andrews). Il se fait que l’équation de Van der Waals décrit très bien la partie droite de l’isotherme (phase vapeur), mais aussi la partie gauche (phase liquide). Cette équation a donc le grand mérite de jeter un pont entre les phases vapeur et liquide!

Cependant, pour la partie ‘vapeur saturante’, le plateau horizontal qui correspond à l’indépendance de la tension maximum de vapeur F vis-à-vis du volume est remplacé par une ondulation qui n’a pas beaucoup de sens en physique.

Les états métastables pourraient être vus comme une justification très partielle de cette ondulation (tendance des liquides à continuer leur comportement ‘liquide’ alors qu’ils devraient se comporter en

‘vapeur saturante’,....) Qu’est-ce que la

surchauffe et la sursaturation?

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Les Solides

I. Généralités.

A. Comparaison avec les autres phases.

On a vu que dans un liquide les molécules restent sous l’influence de leurs voisines mais que leur énergie thermique est suffisante que pour permettre des mouvements relatifs. Si la température diminue, l ’énergie moyenne diminue et chaque molécule aura de plus en plus de mal à se libérer de l’influence des autres et à se mouvoir librement au travers de la phase liquide. Si la température continue à baisser, on arrivera inévitablement à un point où chaque molécule restera définitivement liée à ses voisines, sans plus pouvoir s’en éloigner: A ce moment, la matière se fige; on a atteint la phase solide.

Si l’aspect fluide disparaît, par contre le caractère incompressible subsiste. Fluidité et compressibilité suffisent d’ailleurs à classifier les trois phases de la matière.

B. Structure.

Les liaisons atomiques ou moléculaires présentent des directions privilégiées, ce qui impose souvent des dispositions GEOMETRIQUES très régulières des atomes dans un solide.

Lorsque l’entièreté du volume semble présenter cette structure d’un seul tenant, on parlera de monocristal. En fait, il existe toujours des imperfections dans cet arrangement régulier: atomes en substitution, ou lacunes dans la structure, ou plans de rupture du cristal, etc... La plupart des solides d’ailleurs sont plutôt du type polycristal: Le volume est partagé en grains ou petites zônes dans lesquelles la structure est régulière, sans qu’il y ait de cohérence d’une zône à l’autre. Certains solides enfin, comme le verre, ont l’aspect d’un liquide qui se serait figé, sans aucune mise en ordre des atomes. Ils sont dits amorphes.

Les cristaux peuvent aussi être classés suivant la nature des LIAISONS entre atomes (cristaux ioniques, cristaux de valence: voir CHIMIE!).

C. Dilatation des solides.

1.Dilatation linéaire.

Vu leur caractère rigide, la DILATATION des solides se marque en premier lieu par leur allongement dans une dimension : Soit une barre métallique de longueur l₀ et de température t₀ ; un accroissement

t= t-t₀ provoquera un allongement l proportionnel à la fois à l₀ et à t, et donc:

Fluidité Compressibilité

Gaz oui oui

Liquide oui non

Solide non non

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Etats de la matière: LES SOLIDES.

où  est le coefficient de dilatation linéaire (unité deg^-1 ). La longueur finale sera l= l₀ + l = l₀ +  l₀

t, soit:

2. Dilatation volumique.

La variation d’un volume solide peut être déduite de la variation de ses trois dimensions. Partant de (2.40) on trouvera:

 est dit ‘coefficient de dilatation volumique’.

D. Chaleur.

Pour les solides aussi, la température ne fait que traduire à notre échelle l’ampleur des mouvements mécaniques des atomes. Cependant, puisque les atomes sont liés à leurs voisins, il ne s’agit pas ici de mouvements de translation comme pour un état fluide: L’agitation thermique se réduit à des vibrations autour d’une position d’équilibre fixe, vibrations d’autant plus grandes que la température est élevée.

Comme pour les gaz et les liquides, on a les relations suivantes (voir 2.33) entre apport de chaleur Q et élévation de température T:

Une particularité concernant la chaleur molaire de certains solides est la loi de Dulong et Petit, qui sera donnée au cours.

II. Changements de phase.

A. Fusion.

Le passage de la phase solide à la phase liquide est la fusion. Le passage inverse est la solidification du liquide. Il s’agit de deux phénomènes essentiellement symétriques, si bien qu’on parlera surtout du premier.

l = l t ₀ ( 2.39 )

l = l ( 1+ t)₀   ( 2.40 )

V = V ( 1 + t ) avec = 3

0 

 



( 2.41 )

Q = c m T ou Q = C n T ou Q = T

 

 C ( 2.42 ) Enoncer la loi de

Dulong et Petit.

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Ière Chimie Clinique: Cours de physique - II.24 - La fusion intervient lorsque, à force de monter en température, les vibrations atomiques atteignent des amplitudes comparables aux interdistances atomiques. Les atomes sont alors capables de passer d’une sphère d’influence à une autre de façon continue.

Certains corps, avant d’atteindre la phase liquide, passent par un état intermédiaire où la rigidité de la structure baisse graduellement (fusion pâteuse: fer, verre, beurre,...). D’autres corps restent parfaitement rigides jusqu’à leur point de fusion (fusion franche: glace,...)

1. Lois de la fusion franche.

2. Variation du volume à la fusion.

Deux cas d’espèce seront à envisager ici !

3. Variation de la température de fusion T

f

avec la pression.

Ici aussi deux types de variation sont à envisager.

On notera que dans tous les cas, la variation de T_f est très lente: il faut de grands P pour obtenir de légers T_f.

4. Chaleur latente de fusion

De la définition de la chaleur latente de fusion L_sl , on obtiendra pour la quantité de chaleur nécessaire à faire fondre une masse m donnée:

A la solidification, le liquide restitue l’entièreté de cette chaleur:

5. Etat métastable.

On décrira le phénomène de surfusion.

Enoncer les lois de la fusion franche.

Comment varie le volume d’un solide à la fusion?

Comment varie Tf avec P?

Définir la chaleur latente de fusion.

Q = m L_sl ( 2.43 )

Lls = Lsl ( 2.44 )

Qu’est-ce que la surfusion?

Enoncé des lois de la fusion

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Etats de la matière: LES SOLIDES.

B. Sublimation

La sublimation est le passage direct de la phase solide vers la phase gazeuse sans transition par la phase liquide. Ce phénomène s’observe aux basses pressions, là où la phase liquide n’est pas imaginable. Ce qu’on a dit de l’évaporation peut-être transposé intégralement aux EQUILIBRES SOLIDE- GAZ, entre autres les notions de tension maximum de vapeur et de chaleur latente de sublimation Lsg.

C. Diagramme de phase.

Le diagramme de phase d'un corps chimique est un graphique P(T) de la pression en fonction de la température. Ce diagramme se partage en trois grandes zônes ('solide', 'liquide' et 'gaz') selon les valeurs de P et de T. Ces zônes sont séparées par les courbes de fusion, de vaporisation et de sublimation. On y trouvera deux points remarquables: Le point triple et le point critique.

On distinguera deux catégories de diagrammes de phase, selon que le corps se contracte à la fusion, ou qu'il se dilate à la fusion (cfr §II.2 et §II.3)

Definir:

-) le point triple -) le point critique

Dessiner le

diagramme de phase pour un corps -)qui se contracte à la fusion

-)qui se dilate à la fusion