États de la matière

Introduction

« L'eau bout à 100 °C. » C'est sans doute la phrase la plus répétée des salles de sciences, et elle est fausse dès qu'on la sort de son contexte : elle n'est vraie que sous une pression de \(1{,}013\times10^{5}\) Pa. Dans un autocuiseur, l'eau bout vers 120 °C — c'est précisément ce qui fait cuire les aliments plus vite. En haute montagne, elle bout nettement en dessous de 100 °C, et les temps de cuisson s'allongent. La température d'ébullition n'est donc pas une propriété de l'eau : c'est la coordonnée d'un point sur une courbe, et cette courbe dépend de la pression.

Symétriquement, un morceau de carboglace posé sur la paillasse ne laisse jamais de flaque : le dioxyde de carbone solide passe directement à l'état gazeux. Il ne s'agit pas d'une bizarrerie chimique du \(\ce{CO2}\) mais, là encore, d'une question de pression : sous la pression atmosphérique, que l'on prendra partout dans cette leçon égale à \(1{,}013\times10^{5}\) Pa \(= 1{,}013\) bar, l'état liquide du \(\ce{CO2}\) n'est tout simplement pas accessible. Deux corps purs, deux comportements qui semblent sans rapport, et une seule et même explication : le diagramme d'équilibre \((P,T)\).

Le fil conducteur de cette leçon est donc le suivant : l'état physique d'un corps pur n'est pas un attribut de la substance, c'est la réponse d'un système à un couple \((T,P)\) imposé. Nous suivrons la progression du curriculum. Le secondaire construit d'abord la description qualitative — trois états, six changements d'état, conservation de la masse, palier de température — puis lit un premier diagramme de phases. La CPGE en fait un objet quantitatif : règle des phases, diagramme de Clapeyron \((P,v)\), titre en vapeur. Enfin, l'énergétique du changement d'état, via la relation de Clapeyron, relie ces deux diagrammes l'un à l'autre et rend le tout mesurable au laboratoire.

I. Les trois états et leurs transformations Cycle 4 → Terminale

Au collège, la matière est décrite par un modèle particulaire volontairement pauvre : la matière est faite de particules (on ne dit pas encore lesquelles), toujours en mouvement, et d'autant plus agitées que la température est élevée. Ce modèle minimal suffit à distinguer les trois états et à leur associer trois propriétés observables — forme propre, volume propre, compressibilité.

Il faut mesurer ce que ce modèle a de puissant et ce qu'il a de trompeur. Il explique très bien pourquoi un gaz occupe tout le volume offert et pourquoi un solide résiste à la déformation. Il n'explique en revanche pas du tout pourquoi une phase liquide existe : il faudrait pour cela invoquer la compétition entre l'agitation thermique et les interactions attractives entre particules, ce qui n'arrive qu'en fin de lycée et prend sa forme quantitative en CPGE avec le modèle de van der Waals, en partie II.