Support pédagogique : Changements d'état de la matière
Les changements d'état de la matière
Support pédagogique complet pour lycéens. Théorie illustrée, graphiques commentés, regard microscopique, exercices résolus et applications dans la vie quotidienne.
Manuel explicatif
Fiche de travail à télécharger
Les états de la matière et leurs transformations
La matière existe sous trois états principaux, qui se distinguent par l'arrangement et le mouvement des particules (atomes ou molécules).
Tableau des transformations
Chaque changement d'état porte un nom précis et s'accompagne d'un échange de chaleur avec le milieu extérieur.
Conservation de l'énergie : l'énergie nécessaire à un changement d'état doit toujours provenir de quelque part. Lorsqu'on place des glaçons dans une boisson, l'énergie passe de la boisson vers la glace — la boisson se refroidit.
La chaleur latente
Lors d'un changement d'état, la température de la substance ne varie pas, même si on lui apporte ou retire de la chaleur. L'énergie est utilisée pour modifier les liaisons entre particules, et non pour augmenter leur énergie cinétique (c'est-à-dire la température).
Valeurs importantes pour l'eau
| Grandeur | Symbole | Valeur |
|---|---|---|
| Température de fusion/solidification | tf | 0 °C (sous pression normale) |
| Température d'ébullition | téb | 100 °C (sous pression normale) |
| Chaleur latente spécifique de fusion de la glace | lf | 334 kJ/kg |
| Chaleur latente spécifique de vaporisation de l'eau | lv | 2 260 kJ/kg |
| Chaleur spécifique de la glace | cglace | 2 100 J/(kg·K) |
| Chaleur spécifique de l'eau liquide | ceau | 4 180 J/(kg·K) |
La chaleur latente de vaporisation de l'eau (2 260 kJ/kg) est environ 6,8 fois plus grande que la chaleur latente de fusion (334 kJ/kg). C'est pourquoi une brûlure par la vapeur d'eau est si dangereuse : en se condensant, la vapeur libère une quantité d'énergie considérable.
Graphique de chauffage d'un corps cristallin
Le graphique température–chaleur fournie T = f(Q) d'un corps cristallin présente des paliers horizontaux qui correspondent aux changements d'état. Ces paliers sont la signature visuelle de la chaleur latente.
Comment lire ce graphique ?
La température s'élève de −20 °C à 80 °C. La substance est à l'état solide et se réchauffe. L'énergie apportée augmente l'énergie cinétique des particules dans le réseau cristallin. La pente de ce segment est liée à la capacité thermique massique de la phase solide.
La température reste constante à 80 °C alors que l'on continue d'apporter de la chaleur ! L'énergie sert à rompre les liaisons du réseau cristallin — c'est l'énergie potentielle des particules qui augmente, pas leur énergie cinétique. La longueur de ce palier donne la chaleur latente de fusion : Lf(total) = 1 050 − 300 = 750 kJ.
La température monte de 80 °C à 120 °C. La substance est désormais à l'état liquide. La pente différente par rapport au segment 1 traduit la capacité thermique massique différente de l'état liquide.
À titre de comparaison : acide acétique Lf ≈ 192 kJ/kg, naphtalène ≈ 149 kJ/kg.
Méthode générale de calcul des échanges de chaleur
Pour tout problème mettant en jeu des changements d'état, on distingue trois types de contributions thermiques :
Q = m · c · Δt
Q = m · lf ou Q = m · lv
Que se passe-t-il au niveau des particules ?
La théorie cinétique de la matière explique les changements d'état à partir du mouvement et des interactions entre atomes ou molécules.
Les particules sont liées par des forces puissantes dans un réseau cristallin (pour les solides cristallins). Leur mouvement se réduit à des vibrations autour de positions d'équilibre. La distance interparticulaire est comparable à la taille des particules elles-mêmes. L'énergie potentielle est fortement négative (les particules s'attirent mutuellement).
Pour les solides amorphes (verre, caoutchouc), il n'y a pas de réseau ordonné, mais les liaisons restent néanmoins très fortes.
Les particules conservent leur proximité (distances comparables à celles de l'état solide), mais ne sont plus liées à des positions fixes : elles peuvent se déplacer les unes par rapport aux autres. Il existe des arrangements locaux à court terme, mais aucune structure à long terme. L'énergie potentielle est négative, mais moins que dans la phase solide.
Les particules se déplacent de façon aléatoire et indépendante à grande vitesse (de l'ordre de quelques centaines de m/s). Les distances interparticulaires sont très grandes devant la taille des particules. Les interactions sont négligeables (seulement lors de brèves collisions). L'énergie potentielle est approximativement nulle.
L'énergie apportée n'augmente pas l'énergie cinétique (donc pas la température), mais augmente l'énergie potentielle en rompant les liaisons du réseau cristallin. Bilan thermique : énergie cinétique ≈ constante ⟹ température ≈ constante. Le changement d'état se produit à température fixe (température de fusion Tf) jusqu'à ce que toute la substance soit transformée.
Dans un liquide, les particules suivent une distribution de Maxwell des vitesses — seule une petite fraction possède une énergie cinétique suffisante pour vaincre les forces attractives de surface. Ces molécules « rapides » s'échappent de la surface. L'énergie cinétique moyenne des molécules restantes diminue ⟹ le liquide se refroidit. L'évaporation se produit à n'importe quelle température.
Facteurs influençant la vitesse d'évaporation
| Facteur | Effet | Explication (théorie cinétique) |
|---|---|---|
| Température | Température plus élevée → évaporation plus rapide | Davantage de molécules possèdent une énergie cinétique suffisante pour s'échapper |
| Surface libre | Surface plus grande → évaporation plus rapide | Plus de points d'où les molécules peuvent s'échapper par unité de temps |
| Courant d'air (vent) | Vent plus fort → évaporation plus rapide | Éloigne les vapeurs saturantes, réduit la condensation en retour |
| Humidité de l'air | Air plus sec → évaporation plus rapide | Gradient de concentration de vapeur plus important (diffusion) |
| Nature du liquide | Liquides volatils s'évaporent plus vite | Interactions intermoléculaires plus faibles → molécules s'échappent plus facilement |
| Pression | Pression plus faible → évaporation plus rapide | Moins de molécules gazeuses au-dessus de la surface, fuite plus aisée |
À la température d'ébullition, la pression de vapeur saturante à l'intérieur du liquide est égale à la pression extérieure. Des bulles de vapeur se forment dans tout le volume du liquide, grossissent et remontent à la surface. La température d'ébullition dépend de la pression : à plus basse pression, l'ébullition survient à plus basse température (ex.: en haute altitude, le point d'ébullition de l'eau est inférieur à 100 °C ; au sommet de l'Everest, il se situe environ à 71 °C.).
Le diagramme de phases
Le diagramme de phases (diagramme p-T) indique dans quel état se trouve une substance pour une pression et une température données. Il permet de prévoir les changements d'état en fonction des conditions extérieures.
Unique point du diagramme où les trois états coexistent simultanément en équilibre. Pour l'eau : T₃ = 0,01 °C, p₃ = 611 Pa. Aucune autre combinaison de pression et de température ne permet la coexistence des trois phases.
Au-delà de la température critique Tc et de la pression critique pc, la distinction entre liquide et gaz disparaît : on obtient un fluide supercritique. Pour l'eau : Tc = 374 °C, pc = 22,1 MPa.
La lyophilisation
La lyophilisation exploite la sublimation pour sécher des aliments et des médicaments en préservant leur structure :
Exemples : café soluble (lyophilisé), fruits dans le muesli, rations de randonnée, médicaments lyophilisés.
Sublimation et condensation solide en pratique
| Phénomène | Processus | Explication |
|---|---|---|
| Givre sur les branches par une matinée glaciale | Condensation solide | La vapeur d'eau passe directement à l'état solide (cristaux de glace) |
| Disparition de la neige sans fonte par temps sec | Sublimation | La glace passe directement à l'état vapeur (basse pression de vapeur) |
| Parfum d'un désodorisant solide | Sublimation | Les molécules aromatiques passent de l'état solide à l'état gazeux |
| Cristaux d'iode dans un tube chauffé puis refroidi | Sublimation puis condensation solide | L'iode se sublime, puis la vapeur se recristallise sur les parois froides |
| Glace carbonique (CO₂ solide) à température ambiante | Sublimation | Le CO₂ solide passe directement à l'état gazeux (tf est de −78,5 °C) |
Les changements d'état dans la vie de tous les jours
L'eau sur la peau s'évapore. La chaleur latente de vaporisation (2 260 kJ/kg) est prélevée sur la peau → refroidissement. Le vent accélère l'évaporation en éloignant la vapeur saturante et en empêchant la condensation en retour.
La glace fond en absorbant la chaleur latente de fusion (334 kJ/kg) de la boisson → la boisson se refroidit. Les glaçons sont ainsi plus efficaces qu'une même masse d'eau très froide, car ils absorbent davantage d'énergie lors de la fusion.
Le corps produit de la sueur qui s'évapore à la surface de la peau. La chaleur latente de vaporisation emporte l'excès de chaleur et prévient l'hyperthermie. La régulation de la température corporelle est un phénomène thermodynamique.
La vapeur en se condensant libère ~2 260 kJ/kg, tandis que l'eau en refroidissant de 100 °C à 37 °C ne libère que ~263 kJ/kg. La vapeur cède environ 8 fois plus d'énergie à la peau — d'où la gravité des brûlures par la vapeur.
Le cycle de l'eau est entièrement régi par les changements d'état : évaporation des océans → condensation en altitude (nuages) → précipitations (pluie, neige). La condensation libère de la chaleur, qui alimente les orages et les ouragans.
En altitude, la pression atmosphérique est plus faible → l'eau bout en dessous de 100 °C (par exemple à 5 000 m d'altitude, vers 83 °C). Les aliments mettent plus longtemps à cuire : la température plus basse ralentit les réactions chimiques de la cuisson.
Réfrigérateurs et pompes à chaleur
Un réfrigérateur exploite les changements d'état d'un fluide frigorigène (par ex. R-134a ou R-600a) :
La pompe à chaleur fonctionne sur le même principe : elle « pompe » la chaleur de l'air extérieur froid vers l'intérieur d'un bâtiment. En été, elle peut fonctionner en sens inverse en tant que climatiseur.
Exercices de calcul résolus
Exercice A — Chauffage d'un morceau de glace
Calculez la quantité de chaleur nécessaire pour transformer 5 kg de glace à 0 °C en eau à 20 °C.
Q1 = m × lf = 5 × 334 000 = 1 670 000 J
Q2 = m × ce × ΔT = 5 × 4180 × 20 = 418 000 J
Q = Q1 + Q2 = 1 670 000 + 418 000 = 2 088 000 J ≈ 2,09 MJ
Exercice B1 — Fusion de la glace dans l'eau
Dans un récipient de capacité thermique 150 J/K contenant 2 kg d'eau à 20 °C, on jette 0,5 kg de glace à −10 °C. Est-ce que toute la glace va fondre ? Décrivez le système après l'équilibre thermodynamique.
Chaleur disponible de l'eau et du récipient (lors du refroidissement à 0 °C) :
Qavail = (2 × 4180 + 150) × 20 = 170 200 J
Qchauff = 0,5 × 2100 × 10 = 10 500 J
Qfus = 0,5 × 334 000 = 167 000 J
Qglace,tot = 10 500 + 167 000 = 177 500 J
Masse fondue : mfondue = 159 700 / 334 000 ≈ 0,478 kg
Reste : 0,5 − 0,478 = 0,022 kg = 22 g de glace
Exercice B2 — Fusion complète et chauffage
Dans un récipient de capacité thermique 150 J/K contenant 2 kg d'eau à 40 °C, on jette 0,2 kg de glace à −5 °C. Quelle sera la température finale ?
Qavail = (2 × 4180 + 150) × 40 = 340 400 J
Qglace = (0,2 × 2100 × 5) + (0,2 × 334 000) = 2 100 + 66 800 = 68 900 J
Excédent d'énergie : 340 400 - 68 900 = 271 500 J
Exercice B3 — État limite de fusion
Dans un récipient de capacité thermique 150 J/K contenant 1,5 kg d'eau à 20 °C, on jette environ 0,38 kg de glace à 0 °C. Que se passe-t-il ?
Qavail = (1,5 × 4180 + 150) × 20 = 128 400 J
Qfus = 0,3844 × 334 000 ≈ 128 400 J
Exercice B4 — Gel partiel de l'eau
Dans un récipient de capacité thermique 150 J/K contenant 1 kg d'eau à 2 °C, on place 0,6 kg de glace à −25 °C. Décrivez l'état du système à l'équilibre.
Qref = (1 × 4180 + 150) × 2 = 8 660 J
Qglace,chauff = 0,6 × 2100 × 25 = 31 500 J
m = 22 840 / 334 000 ≈ 0,068 kg = 68 g
Exercice B5 — Congélation totale du système
Dans un récipient de capacité thermique 150 J/K contenant 0,2 kg d'eau à 5 °C, on place 2 kg de glace à −40 °C. Quelle sera la température finale du système à l'équilibre ?
L'eau et le récipient se refroidissent de 5 °C à 0 °C :
Q1 = (me × ce + K) × (te1 - 0) = 4 930 J
Q2 = mg × cg × (0 - tg1) = 168 000 J
Q3 = me × lf = 0,2 × 334 000 = 66 800 J
t = (71 730 - 168 000) / (2,2 × 2100 + 150) ≈ -20,2 °C
Exercice C — Calorimètre avec glace et aluminium
Calorimètre en cuivre (mCu = 0,2 kg) + eau (me = 1 kg, 80 °C) + aluminium (mAl = 0,5 kg, 20 °C) + glace (mg = 0,1 kg, 0 °C). Déterminez la température finale.
(mece + mCucCu)(80−t) = mAlcAl(t−20) + mglf + mgce(t−0)
Exercice D — Réchaud et rendement
Réchaud P = 1200 W, η = 65 %. Il chauffe 1,5 kg de glace de −15 °C à vapeur à 100 °C. En combien de temps ?
Quiz de vérification des connaissances
Testez votre compréhension des notions essentielles.
1. Pourquoi la température ne change-t-elle pas pendant la fusion d'un solide, même si on lui apporte de la chaleur ?
2. Pourquoi une brûlure par la vapeur à 100 °C est-elle plus grave qu'une brûlure par l'eau liquide à la même température ?
3. Quel phénomène explique la formation du givre sur les vitres par une nuit froide ?
4. Dans un exercice de calorimétrie, on trouve que l'énergie disponible est inférieure à l'énergie nécessaire pour faire fondre tout le glaçon. Quelle est la température finale du système ?
5. Dans l'exercice 4, la vaporisation de l'eau absorbe beaucoup plus d'énergie que les autres étapes. Quelle grandeur physique en est responsable ?