Notions et contenu à étudier

États physiques et transformations de la matière

Tout le monde connaît les différents états de la matière, mais il peut être intéressant de les rappeler

  • États de la matière : gaz, liquide, solide cristallin, solide amorphe et solide semi-cristallin, variétés allotropiques.
  • Notion de phase.
  • Transformations physique, chimique, nucléaire.
  • Les transformations physiques: diagramme d’état (P, T).
  • Reconnaître la nature d’une transformation.
  • Déterminer l’état physique d’une espèce chimique pour des conditions expérimentales données de P et T.
  • Approche documentaire : à partir de documents, analyser le rôle des fluides supercritiques en génie des procédés dans le cadre d’une chimie respectueuse de l’environnement.

Système physico-chimique

  • Constituants physico-chimiques.
  • Corps purs et mélanges : concentration molaire, fraction molaire, pression partielle.
  • Composition d’un système physico-chimique.
  • Recenser les constituants physico-chimiques présents dans un système.
  • Décrire la composition d’un système à l’aide des grandeurs physiques pertinentes.

Transformation chimique

Les transformations chimiques rythment notre vie et notre quotidien d'où l'importance de les comprendre

  • Modélisation d’une transformation par une ou plusieurs réactions chimiques.
  • Équation de réaction ; constante thermodynamique d’équilibre.
  • Évolution d’un système lors d’une transformation chimique modélisée par une seule réaction chimique : avancement, activité, quotient réactionnel, critère d’évolution.
  • Composition chimique du système dans l’état final : état d’équilibre chimique, transformation totale.
  • Écrire l’équation de la réaction qui modélise une transformation chimique donnée.
  • Déterminer une constante d’équilibre.
  • Décrire qualitativement et quantitativement un système chimique dans l’état initial ou dans un état d’avancement quelconque.
  • Exprimer l’activité d’une espèce chimique pure ou dans un mélange dans le cas de solutions aqueuses très diluées ou de mélanges de gaz parfaits avec référence à l’état standard.
  • Exprimer le quotient réactionnel.
  • Prévoir le sens de l’évolution spontanée d’un système chimique.
  • Identifier un état d’équilibre chimique.
  • Déterminer la composition chimique du système dans l’état final, en distinguant les cas d’équilibre chimique et de transformation totale, pour une transformation modélisée par une réaction chimique unique.

Les lois de la thermodynamique

Il est important de noter que le premier et le deuxième principe de la thermodynamique sont les plus importants, mais il peut tout de même intéressant de connaître les deux autres.

Le principe zéro de la thermodynamique

Ce principe concerne la notion d'équilibre thermique. Ainsi, il est à la base de la thermométrie et s'énonce ainsi : si deux systèmes sont en équilibre thermique avec un troisième, alors ils sont aussi ensemble en équilibre thermique.

Le premier principe de la thermodynamique

La chaleur entre deux corps peut se transmettre par simple contact physique

Egalement appelé principe de la conservation de l'énergie, ce principe affirme que l'énergie est toujours conservée. Formulé autrement, cela signifie que l'énergie totale d'un système isolé reste constante.

Ainsi, les événements qui se produisent au sein du système isolé ne se traduisent donc que par des transformations de certaines formes d'énergie en d'autres formes d'énergie. Puisque l'énergie ne peut pas être produite en partant de rien, elle est présente en quantité invariable dans la nature. Elle ne peut donc que se transmettre d'un système à un autre : on ne crée par l'énergie, on la transforme.

Ce principe est également considéré comme étant une loi générale pour toutes les théories physiques, notamment en mécanique, électromagnétisme ou physique nucléaire puisqu'on ne lui a jamais trouvé la moindre exception même si des doutes peuvent subsister lorsque l'on étudie les désintégration radioactives.

De puis le théorème de Noether, on sait que la conservation de l'énergie est intimement reliée à une uniformité de structure de l'espace-temps. Le premier principe de la thermodynamique rejoint alors le célèbre principe popularisé par Lavoisier : "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme."

Par exemple, dans les voitures, le moteur permet de transformer de l'énergie thermique en énergie mécanique. Le saviez-vous ?

Le deuxième principe de la thermodynamique

Egalement appelé principe d'évolution des système, ce principe affirme la dégradation de l'énergie. En effet, l'énergie d'un système passe de façon nécessaire et spontanée de formes concentrées et potentielles à des formes diffuses et cinétiques telles que le frottement ou la chaleur. Ce principe introduit donc également la notion d'irréversibilité d'une transformation et la notion d'entropie.

En effet, d'après le deuxième principe de la thermodynamique, l'entropie d'un système isolé augmente ou reste constante. Souvent interprété comme une mesure du désordre et comme l'impossibilité du passage du désordre à l'ordre sans intervention extérieur. L'interprétation de ce principe se base sur la théorie de l'information de Claude Shannon et la mesure de cette information, également appelée entropie de Shannon.

La principale différence de ce principe avec le premier principe de la thermodynamique est l'origine statique de ce deuxième principe. En effet, les lois microscopiques qui gouvernent la matière ne le contiennent qu'implicitement et de manière statique. Cependant, le deuxième principe de la thermodynamique reste relativement indépendant des caractéristique des lois précédemment citée puisqu'il apparaît même si l'on suppose des lois simplistes à petite échelle.

Le troisième principe de la thermodynamique

Ce principe, quant à lui, est associé à la descente vers un état quantique fondamental d'un système dont la température s'approche d'une limite qui définit la notion de zéro absolu. En effet, en thermodynamique classique, ce principe permet de calculer l'entropie molaire S d'un corps pur par intégration sur la température à partir de S=0 à 0 K dans le but d'établir des tables de données thermodynamiques.

La loi de Laplace en thermodynamique

En thermodynamique, cette loi correspond à une relation reliant la pression et le volume d'un gaz parfait qui subit une transformation dite isentropique ou une transformation dite adiabatique et réversible. Mais cette relation peut également être utilisée avec la température et le volume ainsi que la température et la pression. La loi de Laplace suppose en effet des capacités thermiques constante alors que les capacités thermiques d'un gaz parfait dépend évidemment de la température, il suffit de regarder la loi des gaz parfait. En conséquence, cette loi ne peut être appliquée à des transformation où la variation de la température est peu important. On peut alors considérer que les capacités thermiques sont constantes.

    \[ P \times V = n \times R \times T \]

Avec :

  • P est la pression d'un gaz (en pascals) ;
  • V le volume occupé par le gaz (en m3) ;
  • n la quantité de matière (en moles) ;
  • R la constante universelle des gaz parfaits (8,3144621 J/K/mol) ;
  • Et T est la température (en kelvins).

Les états de la matière : l'exemple de l'eau

L'eau peut se trouver sous ses 3 états à la surface de la Terre. En effet, elle est liquide dans nos rivières et lorsqu'on la boit, gazeuse dans l'air que nous respirons et dans la vapeur d'eau et pour finir solide sur les glaciers ou dans les glaçons.

Les précipitations et leurs états

Toutes les précipitations que nous subissons à la surface de la Terre ne présentent pas d'états identiques. En effet, dans certains cas il s'agit de précipitations solides et dans d'autres il s'agit de précipitations liquides.

La pluie

C'est un phénomène qui se forme à partir des gouttelettes contenues dans les nuages ou des cristaux de glaces qui ne sont pas assez froids pour rester congelés lors de leur chute. Il existe plusieurs formes de pluies : la bruine qui est caractérisée quand les gouttes d'eau mesurent moins de 1,5 mm ; la pluie verglaçante qui se forme quand les conditions de pression et température du sol sont inférieures au point de congélation alors que ce n'était pas le cas dans l'atmosphère.

La grêle

Elle est représentée par des billes de glace mesurant de 5 à 50 mm même si parfois ces billes, appelées grêlons, peuvent atteindre la taille d'une balle de tennis. Leur vitesse de chute monte jusqu'à 160 km/h, ce qui cause de nombreux dégâts.

La neige

Les conditions pour l’apparition de neige sont très particulières. De la vapeur se transforme en cristaux de glace et ces derniers doivent s'assembler rapidement pour former des flocons. Ce procédé à lieu à des températures qui permettent d'éviter la fonte du flocon durant sa chute. En moyenne, il neige entre -3°C et 3°C.

Le grésil

Il est composé de grêlons qui sont devenus liquides durant leur chute mais se remettent à geler une fois entrés dans la masse d'air froide inférieure à 0°C. Son cœur reste donc liquide et son enveloppe solide.

L'eau solide

L'eau atteint son état solide lorsque la température atteint ou descend les 0° C. Les molécules adoptent donc une structure cristalline.

L'eau liquide

On peut trouver de l'eau liquide dans les conditions climatiques habituelles de nos environnements de vie. En effet, sous pression atmosphérique normale de 1 bar et entre 0° C et 100° C, l'eau prend sa forme liquide. Elle adopte alors une structure plus désordonnée et prends moins de place. C'est pourquoi l'eau gelée occupe plus de place que l'eau liquide.

L'eau gazeuse

La majorité de l'eau gazeuse est celle que nous respirons dans l'air. A pression normale de 1 bar et une fois passé la barre des 100° C, l'eau devient gazeuse et l'on parle alors de vapeur d'eau. C'est aussi l'état de l'eau qui s'évapore (au-dessus des lacs, rivières ou océans). Les molécules d'eau sont dans leur état le plus agité lorsqu'elles sont gazeuses. L'attraction terrestre s'exerce alors moins dessus et permet au gaz de expanser.

Les changements d'état : l'exemple de l'eau

Bien que connu de tous, les changements d'état sont plus simple à comprendre grâce à des exemples

Il existe en tout 6 changements d'états possibles pour l'eau. Ce sont les six transformations fondamentales qui interviennent en chimie.

La fusion

La fusion intervient lorsque de la glace fond. Par exemple, un glaçon dans un verre d'eau. Il s'agit donc du passage de l'état solide à l'état liquide.

La vaporisation

La vaporisation est le passage de l'état liquide à l'état gazeux. Même si le nom est proche, cela n'a aucun rapport avec le fait de projeter de l'eau avec un vaporisateur. La vaporisation a lieu lorsqu'on laisse évaporer de l'eau au soleil ou quand on la porte à ébullition.

La liquéfaction

Il s'agit de la transformation inverse de la vaporisation. Elle intervient quand de la vapeur d'eau se transforme en eau liquide. La liquéfaction a lieu soit par compression : la pression qui augmente rends l'eau gazeuse liquide ou par refroidissement et dans ce cas le gaz refroidit pour devenir liquide, c'est la condensation.

La solidification

La solidification est le phénomène durant lequel l'eau liquide devient solide. Cela se produit quand elle gèle, on parle alors de congélation. L'eau se met à se solidifier une fois qu'elle descend en dessous de 0° C. L'eau peut aussi se solidifier en cas de cristallisation ou d'augmentation de la pression.

La sublimation

La sublimation intervient quand l'eau passe directement de l'état solide à l'état gazeux. Cela fait que la glace devient vapeur sans même passer par les étapes habituelles de fusion et de vaporisation. Cela peut arriver lorsque de l'eau très chaude entre en contact avec de l'air très froid. Elle part alors en fumée blanche (de la vapeur d'eau).

La condensation solide

La condensation solide est le phénomène qui se produit lorsque de l'eau sous forme de vapeur vient toucher une surface très froide. Par exemple, si l'on souffle sur une vitre gelée, la vapeur d'eau contenue dans notre respiration gèlera instantanément en se transformant en eau solide.

La réaction chimique

Une réaction chimique entre deux réactifs se produit toujours dans des proportions et des quantités bien déterminées. Il est donc important de savoir quelles sont ces proportions. Par exemple, dans l'industrie, il est important de connaître ces proportions car sinon elle gâchera une partie des réactifs nécessaires à la réaction. C'est dans cette optique que l'on se doit d'équilibrer l'équation bilan d'une réaction chimique. Pour ce faire, il faut procéder avec méthode et suivre les étapes suivantes.

Nous prendront par la suite, l'exemple de la combustion du méthane dans le dioxygène.

Le déroulement d'une réaction

  • 1ère étape : on réalise d'abord l'expérience puis on identifie les produits formés (dans notre cas,le dioxyde de carbone et de l'eau) ; on note les réactifs (ce que l'on a avant la réaction) et  les produits formés (après la réaction). Pour notre exemple cela donne :
    • Réactifs: méthane, dioxygène
    • Produits: dioxyde de carbone, eau
  • 2ème étape : on écrit alors en toutes lettres le bilan de la réaction :
    • Avant la flèche c'est à dire avant la réaction on écrit les réactifs.
    • Après la flèche c'est à dire après la réaction on écrit les produits
  • 3ème étape : on remplace alors les noms des réactifs et des produits par leur formule chimique correspondante:
  • 4ème étape : il faut donc trouver les nombres de molécules qui permettront d'avoir le même nombre de chaque type d'atomes avant et après la réaction : on va équilibrer en atomes l'équation bilan de la réaction chimique. Pour cela, repartons donc de l'équation bilan de départ. On constate que le nombre de chaque type d'atomes n'est pas le même avant et après la réaction: on dit que l'équation bilan n'est pas équilibrée en atomes.
    Cela signifie, dans la réalité, que ce n'est pas une molécule de méthane qui réagit avec une molécule de dioxygène pour former une molécule de dioxyde de carbone et une molécule d'eau mais d'autres quantités de molécules qui réagissent pour former d'autres quantités de molécules.

Avancement d'une réaction chimique

Considérons la réaction chimique dont l'équation est : aA + bB cC + dD où A et B sont les réactifs, C et D les produits et a, b, c et d sont les nombres stœchiométriques. Les notations utilisées dans la suite sont résumées ci-dessous :

  • x : avancement de la réaction ;
  • n(A)0 : quantité de matière initiale de A ;
  • n(A) : quantité de matière de A à la date t ;
  • n(A)f : quantité de matière finale de A.

L'avancement final est un avancement qui est réellement observé, atteint. Mais l'avancement maximal correspond également à l'avancement atteint lorsqu'un réactif est entièrement consommé (avancement théorique observable). En reprenant l'exemple précédent, x est appelé avancement de la réaction à la date t. Ce nombre permet de suivre l'évolution de la transformation et donc de caractériser le système à un moment donné. L'avancement maximal xmax s'obtient en écrivant que les quantités de matières des réactifs sont toujours positives ou nulles. Nous supposerons, cette année qu'une réaction s'arrête lorsqu'un des réactifs a été totalement consommé. Ce réactif est appelé réactif limitant. Il est tel que sa quantité de matière est nulle (il n'en reste plus) lorsque x = xmax, c'est-à-dire lorsque l'avancement est maximal. Dans certains cas tous les réactifs sont totalement consommés. On dit alors qu'ils ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.

Taux d'avancement τ

    \[ \tau = \frac { x _ { f } } { x _ { \text { max } } } \]

  • Si τ ≤ 1 => si τ = 1  xf = xmax alors on est en présence d'une réaction totale
  • τ < 1 , xf  ≠ xmax alors on est en présence d'une réaction partielle qui s'arrête lorsqu'elle atteint l'équilibre chimique.
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Joy

Freelancer et étudiante en Sciences de la Vie et de la Terre, je suis un peu une grande sœur qui épaule et aide les autres pour observer et comprendre le monde qui nous entoure et ses curieux secrets !