Tout le monde a un souvenir de son enfance et de la fonte de la crème glacée de manière inattendue (et involontaire). Peut-être étiez-vous sur la plage, essayant de suivre le flot de glace fondue qui coulait sur vos doigts, mais la boule entière est tombée dans le sable. Peut-être avez-vous laissé une glace au soleil trop longtemps et êtes-vous revenu à une flaque d'eau sucrée de couleur lumineuse. Quelle que soit votre expérience, la plupart des gens ont un souvenir clair de quelque chose dans lephase solidetransition vers lephase liquide, et les conséquences de ce changement.
Bien sûr, les physiciens ont un langage spécifique pour décrire ces changements de phase entre différents états de la matière. Il ne faut pas s'étonner que les différentes propriétés physiques des matériaux régissent leur comportement, y compris les températures auxquelles ils subissent des changements de phase. Apprendre comment vous calculez l'énergie consommée dans ces changements de phase et un peu plus sur le physique pertinent propriétés est cruciale pour tout comprendre, de la fonte de la glace à des processus plus inhabituels comme sublimation.
Phases de la matière
La plupart des gens connaissent les trois phases principales de la matière: solide, liquide et gazeuse. Cependant, il existe également un quatrième état de la matière appelé plasma, qui sera brièvement décrit plus loin dans cet article. Les solides sont les plus faciles à comprendre; la matière à l'état solide conserve sa forme et n'est pas compressible à un degré notable.
En utilisant l'eau comme exemple, la glace est l'état solide, et il est intuitivement clair que la glace se briserait avant vous étaient capables de le comprimer dans un volume plus petit, et même alors la glace brisée prendrait toujours la même le volume. Vous pouvez également considérer une éponge comme un contre-exemple possible, mais dans ce cas, lorsque vous la "compressez", vous êtes vraiment en supprimant simplement tous les trous d'air qu'il contient dans son état naturel - la matière solide réelle n'obtient pas comprimé.
Les liquides prennent la forme du contenant dans lequel ils se trouvent, mais ils sont incompressibles au même titre que les solides. Encore une fois, l'eau liquide en est l'exemple parfait parce qu'elle est si familière: vous pouvez mettre de l'eau dans n'importe quel forme de récipient, mais vous ne pouvez pas le compresser physiquement pour prendre moins de volume qu'il ne le fait dans sa forme naturelle Etat. D'un autre côté, les gaz comme la vapeur d'eau remplissent la forme du récipient dans lequel ils se trouvent mais peuvent être comprimés.
Le comportement de chacun s'explique par sa structure atomique. Dans un solide, il existe un arrangement réticulaire régulier d'atomes, de sorte qu'il forme une structure cristalline ou au moins une masse amorphe car les atomes sont fixés en place. Dans un liquide, les molécules ou les atomes sont libres de se déplacer mais sont partiellement connectés par liaison hydrogène, donc il s'écoule librement mais a une certaine viscosité. Dans un gaz, les molécules sont complètement séparées, sans forces intermoléculaires qui les maintiennent ensemble, c'est pourquoi un gaz peut se dilater et se comprimer beaucoup plus librement que les solides ou les liquides.
Chaleur latente de fusion
Lorsque vous ajoutez de la chaleur à un solide, il augmente sa température jusqu'à ce qu'il atteigne son point de fusion, stade auquel les choses changent. L'énergie thermique que vous ajoutez une fois que vous êtes au point de fusion ne modifie pas la température; il fournit de l'énergie pour la transition de phase de la phase solide à la phase liquide, communément appelée fusion.
L'équation décrivant le processus de fusion est :
Q = mL_f
OùLF est la chaleur latente de fusion du matériau,mest la masse de la substance etQest la chaleur ajoutée. Comme le montre l'équation, les unités de chaleur latente sont l'énergie/masse, ou les joules par kg, g ou autre mesure de masse. La chaleur latente de fusion est parfois appelée enthalpie de fusion, ou parfois simplement chaleur latente de fusion.
Pour toute substance spécifique - par exemple, si vous regardez spécifiquement la fonte de la glace - il existe une température de transition spécifique à laquelle cela se produit. Pour la fonte de la glace en eau liquide, la température de transition de phase est de 0 degré Celsius ou 273,15 Kelvin. Vous pouvez rechercher la chaleur latente de fusion pour de nombreux matériaux courants en ligne (voir Ressources), mais pour la glace, elle est de 334 kJ/kg.
La chaleur latente de vaporisation
Le même processus que pour la fusion se produit lorsque vous vaporisez une substance, sauf que la température à laquelle la transition de phase se produit est le point d'ébullition de la substance. De la même manière, cependant, l'énergie supplémentaire que vous donnez à la substance à ce stade entre dans la transition de phase, dans ce cas de la phase liquide à la phase gazeuse. Le terme utilisé ici est la chaleur latente de vaporisation (ou l'enthalpie de vaporisation), mais le concept est exactement le même que pour la chaleur latente de fusion.
L'équation prend aussi la même forme :
Q = mL_v
OùLv ce temps est la chaleur latente de vaporisation (voir Ressources pour un tableau de valeurs pour les matériaux courants). Encore une fois, il existe une température de transition spécifique pour chaque substance, l'eau liquide subissant cette transition à 100 C ou 373,15 Kelvin. Donc si vous chauffez une certaine massemd'eau de la température ambiante au point d'ébullition, puis en l'évaporant, il y a deux étapes pour le calcul: l'énergie nécessaire pour l'amener à 100 C, puis l'énergie nécessaire pour vaporiser il.
Sublimation
Bien que la transition de phase du solide au liquide (c'est-à-dire la fusion) et celle du liquide au gaz (vaporisation) soient les plus couramment rencontrées, de nombreuses autres transitions peuvent se produire. En particulier,sublimationC'est lorsqu'une substance subit une transition de phase d'une phase solide directement à une phase gazeuse.
L'exemple le plus connu de ce comportement est dans la glace sèche, qui est en fait du dioxyde de carbone solide. À température ambiante et à pression atmosphérique, il se sublime directement en dioxyde de carbone gazeux, ce qui en fait un choix courant pour les effets de brouillard théâtral.
Le contraire de la sublimation estdéposition, où un gaz subit un changement d'état directement dans un solide. Il s'agit d'un autre type de transition de phase qui est moins souvent discuté mais qui se produit toujours dans la nature.
Effets de la pression sur les transitions de phase
La pression a un impact important sur la température à laquelle se produisent les transitions de phase. À une pression plus élevée, le point de vaporisation est plus élevé et il diminue à des pressions plus basses. C'est pourquoi l'eau bout à une température plus basse lorsque vous êtes plus haut en altitude, car la pression est plus basse et donc le point d'ébullition l'est aussi. Cette relation est généralement démontrée dans un diagramme de phases, qui a des axes pour la température et la pression, et des lignes séparant les phases solide, liquide et gazeuse pour la substance en question.
Si vous regardez attentivement un diagramme de phases, vous remarquerez qu'il y a un point spécifique auquel la substance est à l'intersection des trois phases principales (c'est-à-dire la phase gazeuse, liquide et solide). C'est ce qu'on appelle lepoint triple, ou le point critique de la substance, et il se produit à une température critique spécifique et à une pression critique.
Plasma
Le quatrième état de la matière est le plasma. C'est un peu différent des autres états de la matière, car c'est techniquement un gaz qui a été ionisé (c'est-à-dire dont les électrons ont été retirés donc les atomes constituants ont une charge électrique nette), et donc il n'a pas de transition de phase de la même manière que les autres états de matière.
Son comportement est cependant très différent d'un gaz typique, car bien qu'il puisse être considéré comme électriquement «quasi-neutre» (car il y a un nombre égal de protons et d'électrons dans leensembleplasma), il y a des poches de charge concentrée et des courants résultants. Les plasmas réagissent également aux champs électriques et magnétiques d'une manière qu'un gaz typique ne ferait pas.
Le classement Ehrenfest
L'une des manières les plus connues de décrire les transitions entre différentes phases est le système de classification d'Ehrenfest, qui divise les transitions en transitions de phase de premier ordre et de deuxième ordre, et le système moderne est fortement basé sur cette. L'« ordre » de la transition fait référence à la dérivée d'ordre le plus faible de l'énergie libre thermodynamique qui présente une discontinuité. Par exemple, les transitions entre solides, liquides et gaz sont des transitions de phase de premier ordre car la chaleur latente crée une discontinuité dans la dérivée d'énergie libre.
Une transition de phase du second ordre a une discontinuité dans la dérivée seconde de l'énergie libre, mais il n'y a pas de chaleur latente impliquée dans le processus, ils sont donc considérés comme une phase continue transitions. Les exemples incluent la transition vers la supraconductivité (c'est-à-dire le point auquel quelque chose devient supraconducteur) et la transition de phase ferromagnétique (telle que décrite par le modèle d'Ising).
La théorie de Landau est utilisée pour décrire le comportement d'un système, notamment autour d'un point critique. D'une manière générale, il y a brisure de symétrie à la température de transition de phase, ce qui est particulièrement utile à décrivant les transitions dans les cristaux liquides, avec la phase à haute température contenant plus de symétries que la basse température phase.
Exemples de transitions de phase: fonte de la glace
Supposons que vous ayez un bloc de glace de 1 kg à 0 C et que vous vouliez faire fondre la glace et augmenter la température à 20 C, un peu au-dessus de la température ambiante standard. Comme mentionné précédemment, il y a deux parties à tout calcul comme celui-ci: Vous devez calculer la phase changer puis utiliser l'approche habituelle pour calculer l'énergie nécessaire pour élever la température de la valeur spécifiée montant.
La chaleur latente de fusion pour la glace d'eau est de 334 kJ/kg, en utilisant donc l'équation précédente :
\begin{aligned} Q &= mL_f \\ &= 1 \text{ kg} × 334 \text{ kJ/kg} \\ &= 334 \text{ kJ} \end{aligned}
Ainsi, faire fondre de la glace, 1 kg en particulier, nécessite 334 kilojoules d'énergie. Bien entendu, si vous travailliez avec une quantité de glace plus ou moins importante, le 1 kg serait simplement remplacé par la valeur appropriée.
Maintenant, lorsque cette énergie aura été transférée à la glace, elle aura changé de phasemaisêtre encore à 0 C en température. Pour calculer la quantité de chaleur que vous devez ajouter pour élever la température à 20 C, il vous suffit de rechercher la capacité thermique spécifique de l'eau (C= 4 182 J/kg°C) et utilisez l'expression standard :
Q = mC∆T
OùTreprésente le changement de température. C'est facile à comprendre avec les informations dont nous disposons: Le changement de température nécessaire est de 20 C, donc le reste du processus consiste simplement à insérer les valeurs et à calculer :
\begin{aligned} Q &= mC∆T \\ &= 1 \text{ kg} × 4182 \text{ J / kg °C} × 20 \text{ °C} \\ &= 83 640 \text{ J} = 83.64 \text{ kJ} \end{aligned}
L'ensemble du processus (c'est-à-dire faire fondre la glace et chauffer l'eau) nécessite donc :
334 \text{ kJ} + 83,64 \text{ kJ} = 417,64 \text{ kJ}
Ainsi, la majeure partie de l'énergie provient du processus de fusion plutôt que du chauffage. Notez que ce calcul n'a fonctionné que parce que les unités étaient cohérentes dans l'ensemble - la masse était toujours en kg, et l'énergie a été convertie en kJ pour l'addition finale - et vous devriez toujours vérifier cela avant d'essayer un calcul.
Exemples de transitions de phase: évaporation d'eau liquide
Imaginez maintenant que vous prenez le 1 kg d'eau à 20 C du dernier exemple et que vous voulez le convertir en vapeur d'eau. Essayez de résoudre ce problème avant de lire à l'avance, car le processus est essentiellement le même qu'avant. Tout d'abord, vous devez calculer la quantité d'énergie thermique nécessaire pour amener l'eau au point d'ébullition, puis vous pouvez continuer et déterminer la quantité d'énergie supplémentaire nécessaire pour vaporiser l'eau.
La première étape est comme la deuxième étape de l'exemple précédent, sauf maintenantT= 80 C, puisque le point d'ébullition de l'eau liquide est de 100 C. Donc, en utilisant la même équation, on obtient :
\begin{aligned} Q &= mC∆T \\ &= 1 \text{ kg} × 4182 \text{ J / kg °C} × 80 \text{ °C} \\ &= 334 560 \text{ J} = 334.56 \text{ kJ} \end{aligned}
À partir du moment où cette quantité d'énergie a été ajoutée, le reste de l'énergie ira à la vaporisation du liquide, et vous devrez le calculer en utilisant l'autre expression. C'est:
Q = mL_v
OùLv = 2256 kJ/kg pour l'eau liquide. En notant qu'il y a 1 kg d'eau dans cet exemple, vous pouvez calculer :
\begin{aligned} Q &= 1 \text{ kg} × 2256 \text{ kJ/kg} \\ &= 2256 \text{ kJ} \end{aligned}
L'addition des deux parties du processus donne la chaleur totale requise :
2256 \text{ kJ} + 334,56 \text{ kJ} = 2590,56 \text{ kJ}
Notez encore une fois que la grande majorité de l'énergie thermique utilisée dans ce processus (comme avec la fonte de la glace) est dans la transition de phase, et non dans l'étape de chauffage ordinaire.
