Bonjour à tous !
Dans mon cours de thermo, il est dit que "les changements de phase se font à température et pression constantes".
Je fais appel à vous pour savoir : qu'est-ce qui provoque les changements de phase ?
Merci beaucoup d'avance,
Bonne journée,
Charlie18.
Salut,Envoyé par charlie18
Cette phrase est un peu vague. Ce qui est vrai c'est que la coexistence entre deux phases à une température donnée se fait à une pression constante caractéristique (cette pression étant normalement la pression partielle associée aux constituant qui subit la transition de phase).
Pour le changement liquide-vapeur par exemple pour presque chaque température T il existe une pression de vapeur Ps(T) appelée pression de vapeur saturante (ou point de rosée) qui correspond à la pression seuille à laquelle apparait la première goutte de liquide lorsqu'on comprime le système à température constante.
Si, une fois cette goutte apparue, on continue d'essayer de comprimer le système à température fixée (avec un piston par exemple), le volume va bel et bien diminuer mais la pression restera toujours la même ; c'est simplement la proportion de phase liquide qui augmentera.
Au final, tant qu'il reste une phase vapeur, on reste à pression Ps(T) à T fixée. Dès qu'il n'y a plus que du liquide, la pression dans le système se remet à augmenter.
"Au fond..la musique si on la prend note par note c'est assez nul". Geluck
Merci beaucoup..
Existe-t-il une explication similaire pour d'autres changements de phase ? Par exemple : un changement de phase solide-liquide. Comment se peut-il que cette transformation se fasse à température et pression constante comme il est dit dans mon cours ?
Un autre problème qui se pose à moi est le suivant :
"Lors d'une transformation adiabatique, le transfert thermique est nul" Jusque-là, aucun soucis. Puis :
"Attention : la température est en général modifiée lors d'une transformation adiabatique"
N'y a-t-il pas contradiction ? Sinon, quelqu'un pourrait m'expliquer ?
Merci beaucoup !
Bonjour,
Cela fait appel à la notion de "variance", ou "degré de liberté", plus clairement, le nombre de variables indépendantes décrivant le système.
http://subaru2.univ-lemans.fr/enseig...df/sem32_1.pdf
Le plus souvent (expression simplifiée), cette variance s'exprime par
v = c + 2 - φ
• v : variance
• c : nombre de constituants en présence,
• φ : nombre de phases
exemple pour l'eau :
• φ = 2 → v = 1 : si la pression est fixée (pression atmosphérique), alors la température aussi. Cela permet une définition approchée du 0°C [solide ↔ liquide] et du 100°C [liquide ↔ vapeur]
• φ = 3 → v = 0 [point triple de l'eau].
@+
« le pire n'est jamais acquis … la dérision est une culture »
Juste pour être exhaustif, je vais essayer de refaire le même type de raisonnement que précédemment.
Tu parts de la phase liquide (eau par exemple) et à pression constante tu diminues la température. Admettons qu'à la pression considérée l'eau gèle à zéro degré Celsius. Ce qu'il va se passer c'est qu'à zero degré va apparaitre un micro cristal de glace dans l'eau (à l'equilibre thermodynamique hein). Si tu essaies d'abaisser encore la température (typiquement en "enlevant" de l'énergie à ton système) et bien la température ne va pas changer mais plus de glace va se former toujours à zéro degré. Tant qu'il y a coexistence entre la phase liquide et la phase glace tu vas rester au même point (P,T=0 °C). Par contre une fois que tout sera gelé, tu pourras te déplacer dans les températures négatives en abaissant à nouveau la température.
La raison pour laquelle cela se passe comme ça est assez "profonde" et est due au fait que les changements de phases "standards" entre liquide, gaz et solide sont des transitions dites du premier ordre autrement dit qui font intervenir un échange d'énergie pour avoir lieu.
Pour la transition liquide->glace par exemple, la réaction est exothermique et libère donc de l'énergie, par mole de liquide transformé, appelée chaleur latente . Ainsi, si tu pompes une fraction
On pourrait penser que le liquide n'est pas "obligé" de se transformer en glace et pourrait très bien se laisser refroidir tranquilement. C'est vrai que c'est possible mais ce n'est pas la réaction favorisée thermodynamiquement ; pour que tu le saches on appelle ça la surfusion mais ce n'est clairement pas à ton programme et ne s'observe que si on parvient à éviter l'apparition d'une première zone cristallisée dans le système.
Je vais juste rappeler le premier principe de la thermodynamique qui est queUn autre problème qui se pose à moi est le suivant :
"Lors d'une transformation adiabatique, le transfert thermique est nul" Jusque-là, aucun soucis. Puis :
"Attention : la température est en général modifiée lors d'une transformation adiabatique"
N'y a-t-il pas contradiction ? Sinon, quelqu'un pourrait m'expliquer ?
et pour prendre un exemple simple je vais prendre un gaz parfait pour lequel tu as dû voir que qu'une loi appelée première loi de Joule s'applique et dit que :
où
Si ton gaz subit une transformation adibatique alors par définition
Tu as donc
Comme
L'explication est la suivante, si il n'y a pas de transfert de chaleur vers l'exterieur alors le travail reçu par le gaz va nécessairement augmenter son énergie interne. L'énergie interne d'un gaz étant l'énergie d'agitation désordonnée des molécules qui constituent le système elle est donc reliée de façon plus ou moins simple (très simple dans le cas d'un gaz parfait) à la température (qui, je le rappelle, quantifie le degré d'agitation des molécules de ton système de telle sorte qu'idéalement à T=0 Kelvin plus personne ne bouge).
C'est ça qui fait que la température varie.
D'un point de vue pragmatique tu peux aussi le voir autrement :
tu as 3 variables thermodynamiques qui te permettent de caractériser ton système : P,V et T et qui sont reliées par une équation d'état P=f(V,T) pour un système fermé.
Les trois transformations isochore, isobare et isotherme sont simples car une des trois variables reste constante pendant la transformation et donc, deux variables seulement doivent changer pour que l'équation d'état soit satisfaite à l'équilibre.
Toute autre transformation (adiabatique compris) quasi-statique nécessite a priori que les trois variables changent de valeur pendant la transformation.
C'est une autre façon de voir si tu préfères.
"Au fond..la musique si on la prend note par note c'est assez nul". Geluck
salut
c'est valable pour les corps purs mais quand on a des melanges ce n'est plus vrai !
Franzz, Corrosion
Je prends 50 L d'eau que je mets dans une enceinte de 50 L adiabatique. J'augmente le volume à 100 L. A la fin, il y aura de l'eau gazeuse au dessus de la phase liquide. Mais ça m'étonnerai que la pression et la température soient restées constantes.
La phrase de départ est bien trop imprécise pour qu'on puisse dire qu'elle est juste.
"La réalité c'est ce qui reste quand on refuse d'y croire" P.K. Dick
A mon avis la question sur les transformations adiabatiques est complètement décorrélée des changements de phases. C'est très courant que les étudiants aient un peu de mal à digérer le fait que "sans échange de chaleur" ne veut pas dire "sans variation de température".
"Au fond..la musique si on la prend note par note c'est assez nul". Geluck
Merci beaucoup gatsu pour tes explications assez claires qui ont du te prendre pas mal de temps !
Et merci aux autres aussi évidemment.
: )
Rebonjour !
J'ai du mal à comprendre la différence entre Q la chaleur échangée, l'enthalpie et l'entropie. Quelqu'un pourrait-il m'éclairer ?
Merci d'avance !
Bonne soirée.
♦ Q n'est qu'une quantité de chaleur échangée
♦ ΔH = Q]p
→ Q à pression constante est égale à la variation d'enthalpie,
→ H étant une fonction d'état [sa variation ne dépend pas du chemin de parcours]
♦ ΔU = Q]V
→ Q à volume constant est égale à la variation d'énergie interne,
→ U étant une fonction d'état [sa variation ne dépend pas du chemin de parcours]
♦ S = Q/T, l'entropie est une fonction d'état [T : température absolue
↔ ΔS ≧ 0 [l'égalité correspondant à une transformation réversible, ou cyclique]
@+
« le pire n'est jamais acquis … la dérision est une culture »
Ça j'ai bien compris..
Merci pour les formules mais je cherche plutôt des définitions concrètes (physiques).
Merci !
Le problème est que pour moi, c'est parfaitement concret ‼ les formules servent à nommer les quantités utiles.
♦ Un système n'échangeant pas de matière [système fermé] échange, dans le cas général, du travail, et/ou de la chaleur avec le reste du monde.
♦ Quand la pression est constante, cette chaleur est égale à la variation d'enthalpie, H [plus concret, tu meurs].
♦ Quand le volume est constant [dans une bombe calorimétrique par exemple], elle est égale à la variation d'énergie interne, U.
♦ Dans un cas quelconque, on peut décomposer l'évolution en un segment à pression constante, un autre à volume égal [puisque que le chemin, ne compte pas pour les fonctions d'état, H ou U, ou même S].
♦ Dernier cas : Q=0 : le système est adiabatique, et sa variation d'entropie, S, est positive ou nulle. si en plus elle est réversible, le système est isentrope. Quand à détailler plus le sens physique de S en quelques phrases, je ne m'y risquerai pas : ce n'est rien de tangible, sinon que cela peut être mis en parallèle avec la notion de désordre, qui ne va que croissant.
Le parallèle avec le changement de phase, est que le solide est plus "ordonné" que le liquide, qui est plus "ordonné" que le gaz, le passage d'une phase à l'autre se faisant via un gap énergétique, qui réduit le nombre de variables du système. Disons qu'une variable est monopolisée par l'œuvre en cours.
Notons qu'un mélange azéotrope ou un eutectique se comporte comme un corps pur …
@+
« le pire n'est jamais acquis … la dérision est une culture »
