Diagramme d'état (P,T) : Représentation graphique montrant les domaines de stabilité des différentes phases d'une substance.
Abscisse : Température (T) en Kelvin ou Celsius
Ordonnée : Pression (P) en Pascal ou bar
Horizontalement : température
Verticalement : pression
Zones remplies : domaine de stabilité d'une seule phase
Zone solide : à gauche et en haut (haute pression, basse température)
Zone liquide : au centre
Zone gazeuse : en bas et à droite
Courbes : conditions de coexistence de deux phases
Point de fusion : frontière solide-liquide
Point d'ébullition : frontière liquide-gaz
Point triple : intersection des trois courbes
Point critique : extrémité de la courbe liquide-gaz
Le diagramme d'état de l'eau montre trois zones principales (solide, liquide, gaz) séparées par des frontières correspondant aux changements d'état.
• Identifier les axes et leurs unités
• Localiser les zones de stabilité des phases
• Repérer les points caractéristiques
Point triple : État thermodynamique unique où les trois phases (solide, liquide, gaz) coexistent en équilibre.
T_t = 0,01°C (273,16 K)
P_t = 611,73 Pa (0,006037 atm)
Le point triple est l'unique couple (P,T) où les trois phases sont en équilibre.
À ces conditions précises, la glace, l'eau liquide et la vapeur d'eau existent simultanément.
Les potentiels chimiques des trois phases sont égaux.
Utilisé comme référence pour l'échelle de température Kelvin.
Le point triple de l'eau est l'état unique (0,01°C, 611,73 Pa) où les trois phases coexistent en équilibre thermodynamique.
• Identifier les coordonnées exactes
• Comprendre l'équilibre des trois phases
• Reconnaître l'unicité de ce point
Point critique : État thermodynamique au-delà duquel il n'y a plus de distinction entre phase liquide et gazeuse.
T_c = 374,15°C (647,3 K)
P_c = 220,64 bar (22,064 MPa)
Au-delà du point critique, la phase liquide et la phase gazeuse deviennent indiscernables.
Les propriétés de la phase fluide deviennent celles d'un fluide supercritique.
Impossible de liquéfier un gaz par compression au-dessus de la température critique.
Utilisation des fluides supercritiques en extraction, chimie verte, etc.
Le point critique est l'état (T_c, P_c) au-delà duquel la distinction entre liquide et gaz disparaît, formant un fluide supercritique.
• Identifier les coordonnées du point critique
• Comprendre la disparition de la transition de phase
• Reconnaître les applications industrielles
Ébullition : Changement d'état de liquide à gaz qui se produit dans tout le volume du liquide à température constante.
Un liquide bout lorsque sa pression de vapeur saturante égale la pression extérieure.
La pression atmosphérique diminue avec l'altitude (moins de colonne d'air).
À pression plus faible, l'eau atteint la pression de vapeur saturante à température plus basse.
Sur le diagramme (P,T), on suit la courbe de vaporisation vers des pressions plus basses.
La température d'ébullition diminue avec l'altitude.
L'eau bout à une température inférieure en altitude car la pression atmosphérique est plus faible, ce qui abaisse la température d'ébullition.
• Relier pression et température d'ébullition
• Utiliser le diagramme d'état pour illustrer le phénomène
• Quantifier l'effet en altitude
Effet de la pression sur le point de fusion : Pour l'eau, l'augmentation de pression abaisse le point de fusion.
Le volume de la glace est supérieur à celui de l'eau liquide (densité de la glace < densité de l'eau).
La pente de la courbe de fusion est négative (contrairement à la plupart des substances).
L'augmentation de pression favorise la phase de moindre volume (liquide).
La température de fusion diminue avec l'augmentation de pression.
Explication du phénomène de regel sous les patins à glace.
La glace fond sous pression car l'eau est une exception : son volume diminue lors de la fusion, donc la pression favorise l'état liquide.
• Examiner la pente de la courbe de fusion sur le diagramme
• Comprendre la relation entre pression et volume
• Relier à des phénomènes observables
Condensation : Changement d'état de gaz à liquide, qui se produit lorsque la température diminue ou la pression augmente.
La vapeur d'eau atmosphérique se condense en gouttelettes d'eau lorsqu'elle atteint le point de rosée.
L'eau des surfaces terrestres s'évapore et monte dans l'atmosphère.
L'air chaud et humide monte et se refroidit en altitude.
La température descend en dessous du point de rosée.
La vapeur d'eau se condense autour de noyaux de condensation.
Des millions de gouttelettes d'eau forment le nuage.
Les nuages se forment par condensation de la vapeur d'eau atmosphérique, ce qui correspond à un passage de la phase gazeuse à la phase liquide sur le diagramme d'état.
• Suivre le trajet dans le diagramme (P,T)
• Identifier le changement de phase
• Relier aux conditions atmosphériques
Ébullition : Changement d'état de liquide à gaz qui se produit dans tout le volume du liquide à température constante.
Un liquide bout lorsque sa pression de vapeur saturante égale la pression extérieure.
La pression de vapeur saturante d'un liquide augmente avec la température.
Ébullition : P_vapeur = P_extérieure
À pression plus élevée, il faut une température plus élevée pour atteindre P_vapeur = P_extérieure
La courbe de vaporisation montre la relation entre pression et température d'ébullition.
La température d'ébullition dépend de la pression car l'ébullition se produit lorsque la pression de vapeur égale la pression extérieure.
• Comprendre la notion de pression de vapeur saturante
• Établir la condition d'ébullition
• Relier au diagramme d'état
Sublimation : Changement d'état direct de solide à gaz, sans phase liquide intermédiaire.
Se produit à des pressions inférieures à la pression du point triple.
À pression très basse, la phase solide peut passer directement à la phase gazeuse.
Pression inférieure à la pression du point triple (P < P_t).
La glace sèche (CO₂ solide) sublime à pression atmosphérique normale.
Lyophilisation, fabrication de laques, etc.
La sublimation est un changement d'état direct de solide à gaz qui se produit à pression inférieure à celle du point triple.
• Identifier les conditions de pression
• Utiliser le diagramme pour localiser la zone de sublimation
• Donner des exemples concrets
Diagrammes comparés : Chaque substance a un diagramme d'état unique reflétant ses propriétés physiques.
L'eau : pente négative de la courbe de fusion
CO₂ : point triple à pression supérieure à 1 atm
Point triple à 0,01°C et 611 Pa
Pente négative de la courbe de fusion (glace fond sous pression)
Point triple à -56,6°C et 5,11 bar
Pente positive de la courbe de fusion
Sublimation possible à pression atmosphérique
CO₂ solide (glace sèche) sublimation directe à pression atmosphérique
L'eau liquide stable à pression atmosphérique
Différences dues à la structure et aux forces intermoléculaires
Les diagrammes d'état diffèrent selon la substance : l'eau a une pente négative de fusion, le CO₂ sublimation à pression atmosphérique.
• Identifier les points caractéristiques
• Comparer les pentes des courbes
• Relier aux propriétés physiques
Prédiction des changements d'état : Utilisation du diagramme d'état pour déterminer la phase stable d'une substance à des conditions données.
Localiser le point (P,T) sur le diagramme et déterminer la phase correspondante.
Repérer les coordonnées (P,T) sur les axes du diagramme.
Déterminer dans quelle zone de phase se trouve le point.
La phase correspondante est stable à ces conditions.
Si le point est sur une frontière, deux phases coexistent.
Observer comment la phase change lors de variations de P ou T.
Un diagramme d'état permet de prédire la phase stable d'une substance en fonction des conditions de pression et température.
• Lire les coordonnées (P,T) du point d'intérêt
• Localiser le point sur le diagramme
• Identifier la phase ou les phases présentes
