Chapter 11: Liquids, Solids, and Intermolecular Forces

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11.10:

Changement d'état : fusion et congélation

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Les particules d’un solide s’assemblent étroitement par des forces attractives et vibrent à des positions fixes sans perturber le réseau. L’ajout de chaleur provoque l’énergie thermique des particules de se lever, et ils vibrent plus vite. Les particules se déplacent et se réorganisent en surmontant partiellement les forces intermoléculaires.Par la suite, le maillage s’effondre et le solide fond. Cette transition du solide au liquide s’appelle fonte ou fusion, et la température auquel il se produit s’appelle le point de fonte ou le point de fusion. Le changement d’enthalpie nécessaire pour fondre complètement 1 mole d’un solide à son point de fusion s’appelle sa chaleur molaire de fusion ou son enthalpie molaire de fusion.Puisque la fusion nécessite presque toujours de l’énergie, c’est un processus endothermique avec une valeur d’enthalpie positive à quelques exceptions près. Par exemple, lorsqu’une mole de glace absorbe 6, 02 kilojoules d’énergie thermique de son environnement, sa température augmente. Lorsque la température atteint 0 degré Celsuis, il commence à fondre.Pour toute substance, la chaleur de fusion est inférieure à la chaleur de vaporisation. Par exemple, en faisant fondre une mole de glace nécessite 6, 02 kilojoules d’énergie, vaporiser une mole d’eau nécessite 40, 8 kilojoules d’énergie. C’est parce que la vaporisation implique la séparation complète des molécules en se libérant de presque toutes les forces intermoléculaires.En comparaison, la fusion n’implique que partiellement surmonter les forces d’attraction pendant que les molécules continuent de rester en contact étroit. L’inverse de la fusion, c’est-à-dire la transition du liquide au solide, on parle de congélation ou de solidification. Lorsque les molécules en phase liquide perdent de l’énergie, leur mouvement thermique diminue et les molécules se regroupent suffisamment près pour rétablir les forces intermoléculaires.Finalement, le liquide se transforme en sa forme solide. La congélation est un processus exothermique, et sa valeur d’enthalpie est négative à quelques exceptions. Les substances gèlent généralement à environ la même température auquel ils fondent.Bien que l’enthalpie de la congélation est négatif, sa magnitude est la même de l’enthalpie de la fusion. Lorsqu’une substance est maintenue à son point de fusion ou point de congélation, les phases solide et liquide coexistent.

11.10:

Changement d'état : fusion et congélation

Chauffer un solide cristallin augmente l’énergie moyenne de ses atomes, molécules ou ions, et le solide devient plus chaud. À un certain moment, l’énergie ajoutée devient suffisamment importante pour surmonter partiellement les forces qui maintiennent les molécules ou les ions du solide dans leurs positions fixes, et le solide commence le processus de transition vers l’état liquide, ou processus de fusion. À ce stade, la température du solide cesse d’augmenter, malgré l’apport continu en chaleur, et reste constante jusqu’à ce que tout le solide soit fondu. Ce n’est qu’une fois que tout le solide a fondu que la chaleur continue augmentera la température du liquide.

Si le chauffage est arrêté pendant la fusion et que le mélange solide-liquide est placé dans un récipient parfaitement isolé afin qu’aucune chaleur ne puisse entrer ou s’échapper, les phases solide et liquide restent en équilibre. C’est presque la situation d’un mélange avec de la glace et de l’eau dans une très bonne bouteille de thermos ; il n’y a presque pas de chaleur qui entre ou sort, et le mélange de glace solide et d’eau liquide demeure pendant des heures. Dans un mélange de solide et de liquide à l’équilibre, les processus réciproques de fusion et de congélation se produisent à des vitesses équivalentes, et les quantités de solide et de liquide demeurent donc constantes. La température à laquelle les phases solide et liquide d’une substance donnée sont en équilibre est appelée le point de fusion du solide ou le point de congélation du liquide.

L’utilisation d’un terme ou de l’autre est normalement dictée par la direction de la transition de phase considérée, par exemple, de solide à liquide (fusion) ou de liquide à solide (congélation). L’enthalpie de fusion et le point de fusion d’un solide cristallin dépendent de l’intensité des forces d’attraction entre les unités de base présentes dans le cristal. Les molécules dont les forces d’attraction sont faibles forment des cristaux avec des points de fusion bas. Les cristaux constitués de particules dont les forces d’attraction sont plus intenses fondent à des températures plus élevées.

La quantité de chaleur nécessaire pour transformer une mole d’une substance de l’état solide à l’état liquide est l’enthalpie de fusion, ΔH_fus de la substance. L’enthalpie de fusion de la glace est de 6,0 kJ/mol à 0 °C. La fusion (fonte) est endothermique.

Le processus réciproque, la congélation, est un processus exothermique dont la variation d’enthalpie est de −6,0 kJ/mol à 0 °C :

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 10.3 : Transitions de phases.

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Phase Transitions Melting Freezing Solid Liquid Heat Thermal Energy Vibration Intermolecular Forces Lattice Melting Point Fusion Point Molar Heat Of Fusion Molar Enthalpy Of Fusion Endothermic Process Positive Enthalpy Value Ice Temperature Increase Heat Of Vaporization