Un peu de chimie

Phase

Retour

    En sciences physiques, une phase est une région de l'espace (un système thermodynamique), dans laquelle toutes les propriétés physiques d'un matériau sont essentiellement uniformes.  Les exemples de propriétés physiques incluent la densité, l'indice de réfraction, la magnétisation et la composition chimique. Comme description simple, nous pouvons dire qu'une phase est une région de matériau chimiquement uniforme, physiquement distincte et (souvent) mécaniquement séparable. Dans un système composé de glace et d'eau dans un bocal en verre, les glaçons sont une phase, l'eau est une deuxième phase et l'air humide sur l'eau est une troisième phase. Le verre du pot est une autre phase distincte.

    Le terme phase est parfois utilisé comme synonyme de l'état de la matière, mais il peut y avoir plusieurs phases immiscibles du même état de la matière. En outre, le terme phase est parfois utilisé pour désigner un ensemble d'états d'équilibre délimités par une limite de phase sur un diagramme de phase. Vu que les limites de phase sont liées à des changements dans l'organisation de la matière, comme un changement de liquide à solide ou un changement plus subtil d'une structure de cristal à une autre, cette dernière utilisation est similaire à l'utilisation de la «phase» comme synonyme de l'état de matière. Cependant, l'état de la matière et les diagrammes de phase ne répondent pas à la définition formelle donnée ci-dessus et la signification voulue doit être déterminée en partie à partir du contexte dans lequel le terme est utilisé.

Types de phases

    Des phases distinctes peuvent être décrites comme des états différents de matière tels que le gaz, le liquide, le solide, le plasma ou le condensat de Bose-Einstein. Des mésophases utiles entre le solide et le liquide forment d'autres états de la matière.

Des phases distinctes peuvent également exister dans un état donné de la matière. Comme le montre le diagramme pour les alliages de fer, plusieurs phases existent à la fois pour les états solide et liquide. Les phases peuvent également être différenciées sur la base de la solubilité comme dans les polaires (hydrophiles) ou non polaires (hydrophobes). Un mélange d'eau (un liquide polaire) et d'huile (un liquide non polaire) se séparera spontanément en deux phases. L'eau a une très faible solubilité (est insoluble) dans l'huile et l'huile a une faible solubilité dans l'eau. La solubilité est la quantité maximale d'un soluté qui peut se dissoudre dans un solvant avant que le soluté cesse de se dissoudre et reste dans une phase séparée. Un mélange peut se séparer en plus de deux phases liquides et le concept de séparation de phase s'étend aux solides, c'est-à-dire que les solides peuvent former des solutions solides ou cristalliser en phases cristallines distinctes. Les paires de métaux qui sont mutuellement solubles peuvent former des alliages, alors que les paires de métaux qui sont mutuellement insolubles ne peuvent pas.

On a observé jusqu'à huit phases liquides immiscibles.  Des phases liquides mutuellement immiscibles sont formées à partir d'eau (phase aqueuse), de solvants organiques hydrophobes, de perfluorocarbures (phase fluorée), de silicones, de plusieurs métaux différents et également de phosphore fondu. Tous les solvants organiques ne sont pas complètement miscibles, par ex. Un mélange d'éthylène glycol et de toluène peut se séparer en deux phases organiques distinctes.

Les phases n'ont pas besoin de se séparer macroscopiquement spontanément. Les émulsions et les colloïdes sont des exemples de combinaisons de paires de phases non miscibles qui ne se séparent pas physiquement.

Équilibre de phase

Si on les laisse à l'équilibre, de nombreuses compositions formeront une phase unique uniforme, Cependant, en fonction de la température et de la pression, une seule substance peut se séparer en deux ou plusieurs phases distinctes. Dans chaque phase, les propriétés sont uniformes, mais entre les deux phases les propriétés diffèrent.

L'eau dans un bocal fermé avec un espace d'air dessus forme un système à deux phases. La majeure partie de l'eau est dans la phase liquide, où elle est tenue par l'attraction mutuelle des molécules d'eau. Même à l'équilibre, les molécules sont constamment en mouvement et, une fois de temps en temps, une molécule dans la phase liquide gagne suffisamment d'énergie cinétique pour se détacher de la phase liquide et entrer dans la phase gazeuse. De même, de temps en temps, une molécule de vapeur entre en collision avec la surface du liquide et se condense dans le liquide. À l'équilibre, les processus d'évaporation et de condensation équilibrent exactement et il n'y a aucun changement net dans le volume de l'une ou l'autre phase.

À température ambiante et pression, le bocal d'eau atteint l'équilibre lorsque l'air sur l'eau a une humidité d'environ 3%. Ce pourcentage augmente à mesure que la température augmente. A 100 ° C et à la pression atmosphérique, l'équilibre n'est  atteint  que lorsque jusqu'à ce que le gaz  soit 100% d'eau. Si le liquide est chauffé un peu plus de 100 ° C, la transition du liquide au gaz se produira non seulement à la surface, mais tout au long du volume de liquide : l'eau bout.

Nombre de phases

Pour une composition donnée, seules certaines phases sont possibles à une température et à une pression données. Le nombre et le type de phases qui vont se former est difficile à prédire et est généralement déterminé par l'expérience. Les résultats de ces expériences peuvent être tracés dans des diagrammes de phase.

Le diagramme de phase illustré ici concerne un système mono-composant. Dans ce système simple, les phases possibles dépendent uniquement de la pression et de la température. Les lignes pointillées montrent des points où deux ou plusieurs phases peuvent coexister en équilibre. A des températures et des pressions loin des lignes, il n'y aura qu'une seule phase à l'équilibre.

Dans le diagramme, la ligne bleue marquant la frontière entre le liquide et le gaz ne se poursuit pas indéfiniment, mais se termine à un point appelé le point critique. Lorsque la température et la pression approchent le point critique, les propriétés du liquide et du gaz deviennent de plus en plus semblables. Au point critique, le liquide et le gaz deviennent indiscernables. Au-dessus du point critique, il n'y a plus de phases liquides et gazes séparées: il n'y a qu'une phase fluide générique appelée fluide supercritique. Dans l'eau, le point critique se produit à environ 647 K (374 ° C) et 22,064 MPa.

Une caractéristique inhabituelle du diagramme de phase de l'eau est que la ligne de phase solide-liquide (illustrée par la ligne verte pointillée) a une pente négative. Pour la plupart des substances, la pente est positive, comme le montre la ligne vert foncé. Cette caractéristique inhabituelle de l'eau est liée à la glace ayant une densité plus faible que l'eau liquide. L'augmentation de la pression entraîne l'eau dans la phase de plus haute densité, ce qui provoque la fusion.

Une autre caractéristique intéressante mais non inhabituelle du diagramme de phase est le point où la ligne de phase solide-liquide rencontre la ligne de phase liquide-gaz. L'intersection est appelée le point triple. Au point triple, les trois phases peuvent coexister.

Expérimentalement, les lignes de phase sont relativement faciles à dessiner en raison de l'interdépendance de la température et de la pression  lorsque des phases multiples se forment. Voir la règle de phase de Gibbs. Considérons un appareil d'essai constitué d'un cylindre fermé et bien isolé muni d'un piston. En chargeant la  quantité adéquate d'eau et en chauffant, le système peut être amené à n'importe quel point dans la région gazeuse du diagramme de phase. Si le piston est abaissé lentement, le système trace une courbe de température et de pression croissante dans la région gazeuse du diagramme de phase. Au point où le gaz commence à se condenser en liquide, la direction de la courbe de température et de pression changera brusquement pour parcourir la ligne de phase jusqu'à ce que toute l'eau se soit condensée.

Les phénomènes interfaciaux

Entre deux phases en équilibre, il y a une région étroite où les propriétés ne sont celles d'aucune des phases. Bien que cette région puisse être très mince, elle peut avoir des effets significatifs et facilement observables, tels que mener un liquide à présenter une tension superficielle. Dans les mélanges, certains composants peuvent préférentiellement se déplacer vers l'interface. En termes de modélisation, de description ou de compréhension du comportement d'un système particulier, il peut être utile de traiter la région interfaciale comme une phase distincte.

Phase cristalline

Un matériau unique peut avoir plusieurs états solides distincts capables de former des phases séparées. L'eau est un exemple bien connu d'un tel matériau. Par exemple, la glace d'eau se trouve ordinairement dans la

Diagramme de phase typique pour un matériau monocomposant, présentant des phases solide, liquide et gazeuse. La ligne verte continue indique la forme habituelle de la ligne de phase liquide-solide. La ligne verte pointillée montre le comportement anormal de l'eau lorsque la pression augmente. Le point triple et le point critique sont indiqués en points rouges

glace hexagone Ih, mais peut aussi exister sous forme de glace cubique Ic, de glace rhomboédrique II et de nombreuses autres formes. Le polymorphisme est la capacité d'un solide à exister sous plus d'une forme cristalline. Pour les éléments chimiques purs, le polymorphisme est appelé allotropie. Par exemple, le diamant, le graphite et les fullerènes sont des allotropes différents du carbone.

Transitions de phase

Lorsqu'une substance subit une transition de phase (change d'un état de matière à un autre), elle absorbe ou libère de l'énergie. Par exemple, lorsque l'eau s'évapore, l'augmentation de l'énergie cinétique lors de l'évaporation des molécules  échappant aux forces d'attraction du liquide se traduit par une diminution de la température. L'énergie requise pour induire la transition de phase est retirée de l'énergie thermique interne de l'eau, qui refroidit le liquide. Donc l'évaporation est utile pour le refroidissement. Voir Enthalpie de vaporisation. Le processus inverse, la condensation, libère la chaleur. L'énergie thermique, ou enthalpie, associée à une transition de solide à liquide est l'enthalpie de fusion et celle associée à une transition solide à gaz est l'enthalpie de sublimation.

 

Inspiré de Phase (matter)