Chapitres
Les différents états de la matière
Il existe 3 états élémentaires de la matière auxquels on peut ajouter un quatrième :
- Solide ;
- Liquide ;
- Gazeux ;
- Plasma.
L'état solide est l'état le plus "serré" de la matière. En effet, toutes les molécules sont collées les unes au autres, c'est ce qui donne à l'élément sa solidité. L'état liquide est un intermédiaire entre l'état solide et l'état gazeux. La matière y est malléable et coule. L'état gazeux est l'état dans lequel la matière est la plus dissipée. En effet, un gaz occupe toute la place qu'on lui offre, ce qui signifie qu'il peut s'étendre. Le plasma apparaît dans des conditions de température et de pression extrêmes. Dans ces conditions, même la structure atomique est totalement désorganisée. Ainsi, dans l’état de plasma, les constituants de l'atome se séparent. Les noyaux et les électrons se déplacent indépendamment et forment un mélange globalement neutre. Cet état de neutralité en fait l’état le plus important de l’Univers : le plasma représente près de 90% de la matière visible.
Les changements d'états
Il existe en tout 6 changements d'états possibles. Ce sont les six transformations fondamentales qui interviennent en chimie. Nous prendrons pour les détailler l'exemple de l'eau.
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 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 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 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.
L’ébullition de l’eau
Expérience
Dans un ballon, introduire 20 mL d'eau pure puis le fermer avec un bouchon. Allumez un bec électrique et placez au-dessus le ballon contenant l'eau. Enclenchez au même moment le chronomètre et le thermomètre afin de suivre la température de l'eau au cours du temps de l'expérience. On relève la température toutes les 30 secondes. Nous obtenons alors ce graphique : 
On voit de plus en plus de bulles. La température augmente rapidement, puis se stabilise.
Conclusion
L’eau pure passe de l’état liquide à l’état gazeux (vaporisation) à la température de 100°C. Pendant toute la durée du changement d’état, la température est constante : on dit que cela forme un palier de température.
Pression et température
Plus on monte en altitude, plus la pression atmosphérique baisse. L’eau bout alors à une température inférieure à 100°C. Par exemple, au sommet du Mont-Blanc, l’eau bout à 83°C. Dans une cocotte-minute, la pression étant plus forte, l’eau bout à environ 120°. On appelle pression atmosphérique la force exercée par les constituants de l'air sur les éléments qui l'entourent. Par exemple, la pression atmosphérique exerce une pression sur les Hommes à la surface de la Terre. La pression atmosphérique est mesurée en Pascal d'après le Système International. Il existe un lien entre altitude et pression. En effet, plus l'altitude augmente et plus la pression diminue. On considère que la pression diminue d'un facteur 10 tous les 16 km de plus. On mesure la pression atmosphérique à l'aide de plusieurs appareils tels que le baromètre, l'altimètre ou encore l'hypsomètre. Son unité est le Pascal dans le Système International, même si on utilise couramment le bar. En moyenne, la pression atmosphérique de base est de 1013 hPa au niveau de la mer soit 1,013 bar.
Lois sur les gaz parfaits
La loi de Boyle-Mariotte
Cette loi établie par deux physiciens concerne la thermodynamique des gaz parfaits. C'est le physicien botaniste Edme Mariotte, un abbé français ayant vécu de 1620 à 1684 et le physicien chimiste Robert Boyle, un itrlandais ayant vécu de 1627 à 1691 qui ont énoncé cette loi sur la pression et les volumes des gaz parfaits. Cette loi indique que pour garder une température constante durant une augmentation de la pression d'un gaz, il faut que le volume diminue. Cette loi est également vraie à l'inverse, ce qui signifie que pour baisser la pression d'un gaz en gardant la même température, il faut augmenter le volume.
La loi de Charles
Cette loi a été mise au jour par Jacques Charles, un célèbre physicien, chimiste et inventeur français ayant vécu entre 1746 et 1823, et qui fut aussi reconnu comme ayant été le premier homme à avoir fait voler un ballon à gaz rempli d'hydrogène. Cette loi explique que quand la pression d'un gaz reste constante, le volume d'une quantité donnée d'un gaz varie proportionnellement à la température absolue. Voici la formule énoncée par la loi de Charles ; \[ \frac {V_1} {T_1} = \frac {V_2} {T_2} = f(P,n) \] où f (P,n) est une fonction qui dépend du volume V et de la quantité de matière n qui restent constants dans les états 1 et 2.
La loi de Gay-Lussac
Cette loi de thermodynamique, elle aussi appliquée au gaz parfaits à été énoncée par Louis Gay-Lussac, un physicien chimiste français ayant vécu de 1778 à 1850. Il a effectué de nombreux travaux sur les gaz et leurs propriétés. Cette loi évoque qu'à volume constant la pression de deux gaz parfaits est liée à la température absolue mesurée en Kelvin. Voici la relation énoncée par cette loi : \[ \frac {P_1} {T_1} = \frac {P_2} {T_2} \] où V volume constant, P pression du gaz en Pascal et T température du gaz en Kelvin.
La loi d'Avogadro
La loi d'Avogadro, aussi appelée loi d'Ampère ou loi d'Avogadro-Ampère, cette loi de thermodynamique en rapport avec les gaz parfaits fut énoncée en 1811 par Amedeo Avogadro, une célèbre physicien et chimiste originaire d'Italie ayant vécu entre 1776 et 1856. Egalement connu pour avoir donné son nom au nombre d'Avogadro qui sert à calculer le nombre d'éléments contenus dans une mole, il a énoncé cette loi selon laquelle pour deux gaz parfaits différents, le même volume contient forcément le même nombre de molécules si les conditions de pression et de température sont les mêmes, ce qui signifie également qu'à mêmes conditions de température et de pression, tous les gaz parfaits auront le même volume molaire. D'après cette loi, dans des conditions habituelles de pression à 1 bar et avec 20°C, une mole de gaz parfait occupera 24 L. Voici la formule exprimée pour deux gaz parfaits 1 et 2 : \[ \frac {V_1} {n_1} = \frac {V_2} {n_2} \] avec V, volume de gaz et n, nombre de molécules de gaz.
La loi de Dalton
Aussi appelée loi des pressions partielles, la loi de Dalton explique que la pression dans un mélange de gaz parfaits est égale à la somme des pressions partielles de tous les gaz qui constituent le mélange. John Dalton était un chimiste et physicien anglais ayant vécu de 1766 à 1844 qui a effectué de nombreuses recherches sur la physique mais tout particulièrement sur la maladie qui porte son nom : le daltonisme. Cette loi peut donc s'écrire comme ceci : [ P = sum_i P_i = P_1 + P_2 + P_3 + ... ]
Loi générale
Ces 5 lois sur les gaz parfaits constituent la loi générale des gaz parfaits qui s'énonce comme ceci : [ P V = n R T ] Dans cette équation, on retrouve P, la pression du gaz ; V, le volume du gaz ; n la quantité de gaz exprimé en nombre de moles et R la constante des gaz parfaits qui représente 8,314462 1 J mol−1 K−1.
Les états de l’eau
L’eau pure, dans des conditions normales de pression, est :
- Liquide si sa température est supérieure à 0°C.
- Solide si sa température est inférieure à 0°C.
Au cours de la solidification et de la fusion de l’eau pure, la température est constante et égale à 0°C.
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 liquides 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 uns 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 s'expanser.
Masse, volume et changement d’état
Au cours d’un changement d’état, la masse se conserve, mais le volume varie. Par exemple, en remplissant une bouteille d’eau puis en la congelant, sa masse ne change pas, mais la bouteille éclate : le volume augmente. La matière existe sous différents états : solide, liquide et gazeux. On appelle changement d'état la transformation physique qui correspond au passage d'un état à un autre. La température d'ébullition d'une espèce chimique est la température à laquelle cette espèce passe de l'état liquide à l'état gazeux, lors, de la vaporisation. Sous une pression donnée, l’ébullition d'un corps pur se fait à une température constante, caractéristique de ce corps.
Solubilité
On appelle solvant une espèce chimique dans laquelle on peut dissoudre d'autres espèces chimique, appelées solutés. L'ensemble ainsi formé s'appelle une solution. La solubilité d'une espèce chimique est la masse maximale (en g) de cette espèce que l'on peut dissoudre dans un litre de solution. Elle s'exprime en gramme par litre (g.L1).
Masse volumique
Les masses volumiques sont souvent exprimées dans d'autre unités que celles du Système international, comme par exemple le gramme par litre (g.L^-1) ou le kilogramme par litre (kg.L^-1). Elles représentent la masse de principe actif dans un volume donnée de médicament.
Exercices pour s'entraîner
Changer l'état d'une molécule
Une enceinte adiabatique contient la masse m1 = 100 g d’eau liquide de température initiale T1 = 290 K et capacité thermique massique à pression constante c1 = 4,18 kJ.kg-1K-1.
On y introduit la masse m2 de glace de température initiale T2 = 260 K, de capacité thermique massique à pression constante c2 = 2,09 kJ.kg-1K-1.
On donne l’enthalpie de fusion de la glace sous la pression atmosphérique : L = 333 kJ.kg-1.
1 - Tracer sans calcul l’allure de la courbe donnant la température T d’équilibre en fonction du paramètre x = m2 / m1.
Déterminer les deux valeurs particulières x’ et x’’ de x et identifier l’état dans les trois domaines ainsi définis. On notera To = 273 K la température de fusion de la glace à la pression atmosphérique. Calculer numériquement m’2 et m’’2.
Sachant qu’un verre très moyen peut contenir 100 g d’eau et que la masse d’un glaçon est m0 ≈ 10 g, expliciter le sens de ce calcul.
2 - On prend m2 = 30 g ; déterminer la composition du système dans l’état final ainsi que la variation d’entropie du système eau-glace dans cette transformation. Pouvait-on prévoir le signe de ΔS ?
Des bulles sur l'eau
L’entretien d’une piscine privée nécessite, entre autres choses, un apport régulier d’eau pour compenser l’évaporation, un traitement biocide pour la qualité de l’eau et un contrôle de la température de l’eau pour le confort de la baignade. Cet exercice propose d’étudier l’intérêt que peut présenter l’utilisation d’une couverture à bulles sur la surface du plan d’eau. On désignera par « bassin » l’eau et l’ensemble des surfaces (latérales, fond et éventuellement couverture à bulles) en contact avec l’eau.
Données :
- Masse volumique de l’eau liquide : ρeau = 1,00×103m-3 ;
- Capacité thermique massique de l’eau liquide : ceau = 4,18×103kg-1.K-1 ;
- Constante d’Avogadro : NA = 6,02×1023 mol-1 ;
- Constante de Planck : h = 6,63×10–34s ;
- Un corps dont la température est de l’ordre de 25°C émet un rayonnement électromagnétique dont le maximum d’intensité est à une longueur d’onde de 104.
Caractéristiques d’une couverture à bulles translucide :
La couverture enferme des bulles d’air entre deux couches de film plastique.
L’épaisseur totale de plastique est environ 500 µm.
L’épaisseur de la lame d’air emprisonnée dans des bulles est estimée à 0,5 cm en moyenne.
Conductivités thermiques des matériaux utilisés :
- Pour l’air λa = 0,03 W.m-1.K-1 ;
- Pour le plastique λp = 0,4 W.m-1.K-1.
Remarque : plus la conductivité thermique d’un matériau est faible, plus il est isolant thermiquement.
Cette couverture est opaque aux infrarouges et aux ultraviolets mais est translucide dans le domaine visible.
Dans le domaine visible, le rayonnement reçu est :
- Peu réfléchi ;
- Partiellement absorbé ;
- Principalement transmis.
1. Limiter la baisse de température la nuit
Tout usager de piscine ouverte peut constater que la température de l’eau baisse sensiblement la nuit. Dans le cas des piscines bâties, les surfaces latérales constituent de très bons isolants de sorte que les transferts thermiques se font principalement à la surface de l’eau. L’utilisation d’une couverture à bulles limite la diminution de la température.
1.1. Citer les modes de transferts thermiques qui peuvent expliquer la diminution de température de l’eau en l’absence de couverture à bulles.
1.2. Citer deux arguments permettant d’expliquer de manière qualitative l’efficacité de la couverture à bulles translucide pour l’isolation thermique de l’eau de baignade.
On étudie une piscine non couverte de surface 32 m2 et de volume 48 m3. Après une nuit, on mesure :
- Une baisse du niveau d’eau par évaporation de 5 mm ;
- Une diminution de la température du bassin de 4°C.
L’évaporation de l’eau nécessite, pour des températures voisines d’une vingtaine de degrés Celsius, un
apport de 2,4 × 106 joules par kilogramme d’eau évaporée.
1.3. Montrer que l’énergie nécessaire à l’évaporation d’eau pour la nuit est de l’ordre de 4×108 J.
1.4. Dans l’hypothèse où toute l’énergie nécessaire à l’évaporation est apportée par les 48 m3 d’eau de la piscine, calculer la baisse de température de l’eau du seul fait de l’évaporation.
1.5. À l’aide des réponses aux questions précédentes, présenter les avantages de l’utilisation d’une
couverture à bulles.
2. Augmenter la température en journée
Certaines couvertures à bulles contribuent également au chauffage de l’eau de baignade pendant la journée.
Pour comparer l’efficacité de deux couvertures à bulles, l’une noire opaque, l’autre translucide, on réalise
trois expériences à l’aide de deux bassins identiques de petites dimensions, nommés A et B, dont les caractéristiques utiles sont présentées ci-dessous.
Caractéristiques des bassins A et B
Le fond et les surfaces latérales des bassins sont thermiquement isolés.
- Surface d’eau en contact avec l’air : S = 7,6×10–2m2 ;
- Volume d’eau : V = 1,3×10–2m3.
Protocole des expériences et résultats
Les trois expériences sont réalisées sur trois journées aux mêmes horaires (mi-journée).
Les deux bassins A et B sont soumis au même environnement extérieur (exposition au rayonnement solaire et température de l’air). On relève, après brassage de l’eau et pour chaque bassin, la température initiale et la température après deux heures d’exposition.
Une application disponible sur Internet permet d’estimer la puissance du rayonnement solaire sur une surface horizontale au sol dans la zone géographique où les expériences sont menées.
| Exposition | 1 | 2 | 3 | |||
|---|---|---|---|---|---|---|
| Exposition | Ciel clair, pleine lumière | Ciel clair, pleine lumière | Ciel nuageux | |||
| Puissance du rayonnement solaire reçu par unité de surface | 8,5×102 W.m-2 | 8,5×102 W.m-2 | 5,2×102 W.m-2 | |||
| Température de l’air | 29°C | 34°C | 23°C | |||
| Bassin | A | B | A | B | A | B |
| Couverture à bulles | Aucune | Translucide | Noire opaque | Translucide | Noire opaque | Translucide |
| Température initiale | 24,1°C | 24,1°C | 24,0°C | 24,0°C | 23,8°C | 23,8°C |
| Température après 2h d’exposition | 28,0°C | 28,8°C | 27,5°C | 28,8°C | 23,7°C | 24,4°C |
2.1. Les couvertures à bulles testées présentent-elles toutes deux un intérêt en vue de l’élévation de température de l’eau de baignade ? Justifier.
On définit le rendement d’une couverture comme le rapport de l’énergie transmise à l’eau du bassin ΔUeau sur l’énergie solaire Esolaire reçue à sa surface :
\[\eta = \frac { \Delta U _ \text {eau} } { E _ \text {solaire} } \times 100 \] en %
2.2. Dans l’hypothèse où le transfert thermique vers le bassin se fait intégralement par rayonnement, calculer le rendement de la couverture translucide dans le cadre de l’expérience 1.
Dans les conditions de l’expérience 3, le rendement de la couverture translucide est égal à 12 %.
2.3. Montrer que, dans ces conditions et pour la même durée d’exposition, l’utilisation d’une couverture translucide sur une piscine de surface 32 m2 et de volume 48 m3 ne provoque pas d’augmentation significative de la température.
3. Réduire la consommation de produit de traitement
L’acide hypochloreux HClO utilisé pour le traitement de l’eau de très nombreuses piscines privées se dégrade par exposition aux rayonnements solaires : il subit une photolyse, c’est-à-dire une rupture de la liaison O–Cl, suite à l’absorption d’un photon. Les fabricants annoncent que l’usage de couverture à bulles permet une économie de produit de traitement.
L’énergie nécessaire à la rupture de la liaison O-Cl en phase gazeuse est D = 251×103 J.mol-1.
3.1. Montrer que la longueur d’onde du photon absorbé lors de la photolyse de HClO en phase gazeuse est égale à 480 nm.
Le calcul précédent correspond à la photolyse de l’acide hypochloreux en phase gazeuse. En revanche, en solution aqueuse, la photolyse est optimale pour des longueurs d’onde voisines de 240 nm.
3.2. Quelle est l’influence du solvant sur l’énergie nécessaire à la photolyse de l’acide hypochloreux ?
3.3. Donner la caractéristique de la couverture translucide qui permet de diminuer la quantité d’acide hypochloreux utilisée pour le traitement de l’eau de piscine.
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