Chapitre 4 : Changements d'État ( Les transformations)

 

Chapitre 4 : Changements d'État ( Les transformations)

Introduction

Les changements d'état de la matière sont des transformations physiques au cours desquelles une substance passe d'un état (solide, liquide ou gaz) à un autre. Ces processus sont accompagnés de variations d'énergie et de transformations thermodynamiques qui peuvent être représentées sur des diagrammes de phases. Ce chapitre explore les concepts clés liés aux changements d'état, y compris les transformations thermodynamiques, les diagrammes de phases, la chaleur latente et la chaleur spécifique.

Transformations Thermodynamiques

Les transformations thermodynamiques sont des processus par lesquels un système subit un changement d'état ou de phase en réponse à des variations de température, de pression ou d'autres variables. Les transformations peuvent être classées en plusieurs catégories :

Transformation Isotherme

Une transformation isotherme se produit à température constante. Pour un gaz parfait, la relation entre la pression (P) et le volume (V) lors d'une transformation isotherme est donnée par la loi de Boyle-Mariotte :

PV=constanteP \cdot V = \text{constante}

ou, en d'autres termes,

P1V1=P2V2P_1 \cdot V_1 = P_2 \cdot V_2

P1P_1 et V1V_1 sont la pression et le volume initial, et P2P_2 et V2V_2 sont la pression et le volume final.

L'énergie interne d'un gaz parfait dépend uniquement de la température, donc lors d'une transformation isotherme, il n'y a pas de changement d'énergie interne (ΔU=0\Delta U = 0). La chaleur échangée (
Q
) est égale au travail effectué par le système (W) :

Q=WQ = W

Transformation Isobare

Une transformation isobare se produit à pression constante. Pour un gaz parfait, la relation entre le volume (V) et la température (T) lors d'une transformation isobare est donnée par la loi de Gay-Lussac :

VT=constante\frac{V}{T} = \text{constante}

ou,

V1T1=V2T2\frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2}

V1V_1 et T1T_1 sont le volume et la température initiale, et V2V_2 et T2T_2 sont le volume et la température finale.

Le travail effectué par le système lors d'une transformation isobare est donné par :

W=PΔV=P(V2V1)W = P \cdot \Delta V = P \cdot (V_2 - V_1)

La variation d'énergie interne (ΔU) pour un gaz parfait est donnée par :

ΔU=nCvΔT

nn est le nombre de moles et CvC_v est la capacité calorifique molaire à volume constant.

La chaleur échangée (Q) lors d'une transformation isobare est donnée par :

Q=ΔU+W=nCpΔTQ = \Delta U + W = n \cdot C_p \cdot \Delta T

CpC_p est la capacité calorifique molaire à pression constante.

Transformation Isochore

Une transformation isochore se produit à volume constant. Pour un gaz parfait, la relation entre la pression (P) et la température (T) lors d'une transformation isochore est donnée par la loi de Charles :

PT=constante\frac{P}{T} = \text{constante}

ou,

P1T1=P2T2\frac{P_1}{T_1} = \frac{P_2}{T_2}

P1P_1 et T1T_1 sont la pression et la température initiale, et P2P_2 et T2T_2 sont la pression et la température finale.

Lors d'une transformation isochore, le volume ne change pas (ΔV=0\Delta V = 0), donc le travail effectué par le système est nul (W=0W = 0). La chaleur échangée (QQ) est égale à la variation d'énergie interne (ΔU\Delta U) :

Q=ΔU=nCvΔTQ = \Delta U = n \cdot C_v \cdot \Delta T

Transformation Adiabatique

Une transformation adiabatique se produit sans échange de chaleur avec l'environnement (Q=0Q = 0). Pour un gaz parfait, la relation entre la pression (P), le volume (V) et la température (T) lors d'une transformation adiabatique est donnée par la relation de Poisson :

PVγ=constanteP \cdot V^\gamma = \text{constante}

ou,

TVγ1=constanteT \cdot V^{\gamma-1} = \text{constante}

γ\gamma (gamma) est le rapport des capacités calorifiques (γ=CpCv\gamma = \frac{C_p}{C_v}).

La variation d'énergie interne (ΔU\Delta U) est égale au travail effectué par le système (W) mais de signe opposé :

ΔU=W\Delta U = -W

Diagrammes de Phases

Les diagrammes de phases sont des graphiques qui représentent les états de la matière (solide, liquide, gaz) en fonction de la température et de la pression. Ils permettent de visualiser les conditions sous lesquelles différentes phases coexistent en équilibre. Un diagramme de phase typique pour une substance pure inclut :

  1. Point Triple : La température et la pression où les trois phases (solide, liquide et gaz) coexistent en équilibre.
  2. Point Critique : La température et la pression au-delà desquelles les phases liquide et gaz deviennent indistinguables.
  3. Lignes de Phase : Les courbes séparant les différentes régions de phases (solide, liquide, gaz).

Le diagramme de phase de l'eau, par exemple, montre que l'eau peut exister sous forme de glace, d'eau liquide ou de vapeur en fonction de la température et de la pression.

Chaleur Latente et Chaleur Spécifique

Chaleur Latente

La chaleur latente est l'énergie absorbée ou libérée par une substance lors d'un changement d'état sans changement de température. Il existe deux principaux types de chaleur latente :

  1. Chaleur Latente de Fusion : L'énergie nécessaire pour transformer un solide en liquide à sa température de fusion.
  2. Chaleur Latente de Vaporisation : L'énergie nécessaire pour transformer un liquide en gaz à sa température d'ébullition.

La chaleur latente est mesurée en joules par kilogramme (J/kg). Par exemple, pour l'eau, la chaleur latente de fusion est d'environ 334 kJ/kg et la chaleur latente de vaporisation est d'environ 2260 kJ/kg.

Chaleur Spécifique

La chaleur spécifique est la quantité de chaleur requise pour élever la température d'un kilogramme d'une substance de 1 degré Celsius (ou Kelvin). Elle est exprimée en joules par kilogramme par degré Celsius (J/kg·°C). La chaleur spécifique varie en fonction de la phase de la substance (solide, liquide ou gaz).

La formule pour calculer la chaleur (Q) transférée est :

Q=mcΔT

où :

  • QQest la chaleur transférée (en joules),
  • mm est la masse de la substance (en kilogrammes),
  • cc est la chaleur spécifique (en J/kg·°C),
  • ΔT\Delta Test la variation de température (en degrés Celsius ou Kelvin).

Conclusion

Les changements d'état sont des processus thermodynamiques importants qui impliquent des transferts d'énergie significatifs. Les diagrammes de phases sont des outils précieux pour visualiser les conditions d'équilibre entre les différentes phases. La compréhension de la chaleur latente et de la chaleur spécifique est essentielle pour quantifier les échanges d'énergie lors des changements d'état et pour appliquer ces concepts à des systèmes réels.