Changement d'état

Qu’il soit solide, liquide ou gazeux, l’état d’une substance dépend de l’ordre et de la disposition de ses particules (atomes, molécules ou ions). Les particules dans le solide sont serrées ensemble, généralement selon un motif. Les particules vibrent autour de leurs positions fixes mais ne se ne se déplacent pas ou ne se poussent pas au-delà de leurs voisins. Dans les liquides, bien que les particules soient étroitement espacées, elles sont disposées au hasard. La position des particules n’est pas fixe, c’est-à-dire qu’elles sont libres de se déplacer au-delà de leurs voisins pour occuper des emplacements différents. Comme les particules sont proches les unes des autres dans l’état solide et liquide, ceux-ci sont appelés des états condensés ou des phases condensées. Dans ces états, les substances présentent des forces intermoléculaires relativement fortes. Dans les gaz, les forces d’attractions interparticulaires sont faibles. Les particules d’un gaz ne sont pas limitées par leurs voisines ; elles sont libres de se déplacer et, dans des conditions normales, elles sont séparées par de grandes distances.

L’énergie interne d’une substance, l’énergie cinétique totale de toutes ses molécules, dépend de l’intensité des forces intermoléculaires dans les phases condensées et de la pression exercée sur la substance. L’énergie interne d’une substance est la plus élevée à l’état gazeux, la plus faible à l’état solide et intermédiaire dans un liquide.

Les transitions de phase sont causées par des changements dans les conditions physiques, comme la température et/ou la pression, ce qui impacte l’intensité des forces intermoléculaires. Par exemple, l’addition de chaleur à une substance entraîne l’augmentation de l’énergie thermique (ou de l’énergie de mouvement) de ses particules, qui dépasse les forces intermoléculaires d’attraction entre elles. Un solide fond lorsque sa température s’élève au point où les particules vibrent suffisamment vite pour sortir de leur position fixe. Cette transition de phase est appelée fusion, et le point auquel elle se produit est le point de fusion du solide. Au fur et à mesure que la température augmente, les particules se déplacent plus rapidement jusqu’à ce qu’elles passent enfin à l’état gazeux. C’est la vaporisation, et le point auquel elle se produit est le point d’ébullition du liquide.

Le point de la transition de phase et la variation d’énergie associé à la transition dépendent des forces intermoléculaires qui existent dans la substance. À une pression donnée, les substances ayant des forces intermoléculaires plus intenses ont besoin de plus d’énergie pour les surmonter et, par conséquent, subissent des changements de phase à des températures plus élevées. L’énergie nécessaire pour provoquer la transition de phase complète d’une mole d’une substance sans changement de température est appelée la chaleur molaire ou l’enthalpie molaire de cette transition. Par exemple, l’énergie nécessaire pour vaporiser une mole d’un liquide est appelée l’enthalpie molaire de vaporisation.

Les transitions qui se produisent en absorbant de l’énergie sont exothermiques, et les valeurs de leur enthalpie sont négatives. D’autre part, les transitions qui se produisent en libérant de l’énergie sont endothermiques, et les valeurs de leur enthalpie sont positives. Par exemple, alors que l’enthalpie molaire de vaporisation est positive, l’enthalpie molaire de condensation est négative.

Comme une substance se transforme d’une phase à une autre molécule par molécule, au cours d’une transition de phase, les deux phases coexistent et la température de la substance reste constante, malgré l’approvisionnement continu en chaleur. Une fois la majeure partie de la transition terminée, la température de la substance augmente.

Lorsque des transitions de phase se produisent dans un système fermé, les transitions opposées se produisent à des vitesses égales, ce qui conduit à un état d’équilibre dynamique.