La MatièreDe quoi est fait le monde qui nous entoure...

Frédéric KapalaIUFM de Franche-Comté - 6 octobre 2005

Molécules d’eau au sein d’un cristal de glace d’eau pure.

Sommaire

États de la matière � 10Matière, matériaux et objets � 10

Quelques définitions � 10

Les familles de matière � 11

Solide, liquide et gaz : les trois états canoniques � 13

Une réalité complexe � 13

Caractérisation macroscopique des états de la matière � 14

Forme et volume� 14

Qu’est-ce qu’un solide ? � 14

Liquide et horizontalité� 15

L’eau liquide � 16

Le volume d’une goutte d’eau� 16

Gaz et vapeurs� 16

Les “solides divisés”� 16

Masse volumique et densité � 16

définition� 16

Exemples � 17

Solides � 17

Liquides� 17

Gaz� 17

Densité � 17

Caractérisation microscopique des états� 17

Matière et mouvement� 17

Phénomène de diffusion� 17

Des petits grains en mouvement � 18

Le monde microscopique� 18

Nombre d’Avogadro-Ampère � 18

La quantité de matière � 19

Molécule� 19

Atome � 20

Ions (anions et cations)� 21

Isotopes et radioactivité� 21

Éléments � 22

les éléments dans l’histoire... � 22

La classification périodique des éléments� 23

Unité et diversité � 25

Définition microscopique du corps pur� 25

Corps pur � 25

Corps pur simple � 25

Corps pur composé � 25

Ordre et désordre � 25

Les solides cristallins et l’ordre absolu� 25

Les liquides et l’ordre à courte distance � 26

Les gaz ou le désordre total� 26

Hiérarchie d’ordre des états et densité � 27

Une approche de la diversité � 27

Solides cristallins et solides amorphes � 27

Cristaux liquides� 28

Propriétés des fluides � 28

Le théorème d’Archimède � 28

Formulation� 28

La flottabilité � 28

Le théorème d’Archimède dans l’air : les montgolfières� 28

Dilatation� 29

La pression� 30

Force pressante et pression� 30

Définition� 30

Mesure et unités � 30

Force pressante exercée par un liquide � 31

Pression en un point d’un liquide � 31

Force pressante exercée par un gaz et pression en un point d’un gaz� 31

La pression atmosphérique � 31

Pression à la surface d’un liquide et pression atmosphérique � 33

Pression et hauteur dans un fluide � 33

Pression et nature du fluide � 33

Différence de pression entre deux points d’un fluide : Loi fondamentale de l’hydrostatique � 33

Propriétés physiques des gaz � 34

La couleur des gaz� 34

L’air, un mélange de gaz particulier� 35

Interprétations microscopiques� 35

Vitesse et température � 35

Les chocs et la pression� 35

CNTP� 35

Le modèle du gaz parfait� 35

Description d'un gaz parfait � 35

Limites du modèle et gaz réel� 35

Équation d'état � 36

Propriétés de fluide � 36

Effet Venturi� 36

Comment volent les avions� 37

Conclusion� 37

Les changements d’états � 39

Définitions� 39

Conservations� 40

Conservation de la matière (permanence de la substance) � 40

Conservation de la masse � 40

Non-conservation du volume � 40

Interprétation microscopique � 40

Analyse énergétique � 41

Conditions extérieures du changement d’état d’un corps� 42

Température du milieu ambiant, existence et changement d’état� 42

Conditions du changement d’état� 42

Cas particulier de l’évaporation� 43

Interprétation microscopique � 43

La séparation des variables � 43

Changement d’état des corps purs � 43

Variation de la température du corps pur au cours des changements d’états � 43

Courbe expérimentale de réchauffement de l’eau� 43

Courbe expérimentale du refroidissement de la stéarine � 44

Existence de paliers� 44

Une définition phénoménologique du corps pur� 44

Que représente le temps en abscisse ?� 45

Interprétation énergétique des courbes � 45

Diagramme (P,T) des corps purs � 46

Cas général � 46

Cas particulier de l’eau� 47

Changement d’état sous l’effet de la pression� 47

Le cycle de l’eau dans la nature � 48

Mélanges et solutions � 50

Qu’est-ce qu’un mélange ? � 50

Corps purs et mélanges� 50

Mélange et “mélangeage” � 50

Hétérogénéité et homogénéité � 51

Le sens commun� 51

Un problème d’échelle � 51

Une définition scientifique � 52

La ronde des mélanges� 53

Solides, liquides et gaz mélangés� 53

mélanges hétérogènes � 53

Séparation des mélanges hétérogènes � 54

Comment laver l’eau sale ? � 54

Les méthodes physiques de séparation� 54

Filtration� 55

Les solutions aqueuses� 55

Solvant et soluté � 55

Types de solutions aqueuses � 55

Mélange d’un solide soluble dans l’eau� 55

Mélange d’un liquide miscible à l’eau� 55

Mélange d’un gaz soluble dans l’eau� 55

Les solutions salines � 56

Que se passe-t-il au cours de la mise en solution ?� 56

Conductivité électrique � 56

Conservation de la masse � 57

Saturation� 57

Définition� 57

Dépendance en température � 57

Thermodynamique des mises en solution� 57

Mélange endothermique � 57

Mélange athermique � 57

Mélange exothermique � 57

Changement d’état d’une solution saline � 57

Abaissement cryoscopique � 57

Absence de palier� 58

Les mélanges glace-sel� 58

Physico-chimie du “mélangeage” � 58

Le sel sur les routes l’hiver� 59

Le mélange réfrigérant � 59

Mélanges hétérogènes stables � 59

Suspensions � 59

Émulsions� 60

Processus de stabilisation� 60

Qu’est-ce qui déstabilise un mélange ?� 60

Émulsions et tensioactifs� 60

Nature chimique : une double affinité � 60

Exemples � 60

Le secret de la mayonnaise et de l’encre de Chine � 60

Fumées, brouillards et mousses...� 61

Superstructures : monocouches, micelles, bicouches et vésicules... � 61

Savons et détergents � 61

Parois cellulaires � 61

Effet sur la tension superficielle � 62

Webographie � 63Sites internet dont sont issues les photographies� 63

Sites sur les matériaux � 63

Ressources pédagogiques et scientifiques� 63

Bibliographie � 65Articles � 65

Ouvrages � 65

Manuels scolaires� 66

“Il s’agit [...] de rechercher systématique-ment, d’un point de vue scientifique, à déga-ger des caractères stables dans les varia-tions, des caractères communs dans la di-versité, une permanence dans le change-ment, des relations, voire des structures in-variantes dans des ensembles de varia-bles”1.

“[...] en articulant des éléments simples avec les mathématiques, ils [les physiciens] cons-truisent un monde qui reproduit certains phénomènes du monde réel. Et il faut voir que ces concepts n’existent pas réellement, du moins dans le sens courant du verbe exister, dans le sens où nous disons qu’une table existe : ils sont créés de toutes pièces. [...] deux stratégies complémentaires cou-ramment employées par les physiciens. La première est typique du théoricien qui aime jouer dans le monde idéal, et essaye d’appli-quer ses jeux au monde réel. La seconde caractérise plutôt l’expérimentateur qui s’attaque au monde réel et s’efforce de le simplifier. [...] les expérimentateurs construi-sent une sorte de “scène de théâtre”, aussi dépouillée que possible pour que les outils simples de la physique puisse la décrire.”2

1 Jean-Louis Martinand, article cité en bibliographie.

2 Pablo Jensen, article cité en bibliographie.

États de la matièreLa structure de la matière

Matière, matériaux et objets

Quelques définitions

Le Petit Robert

Matière

Du latin materia “bois de construction” puis

“matière”.

II 2 ◆SPÉCIALT Produit destiné à être

employé et transformé par l’activité techni-

que ➪ matériau [ ]

MATIÈRE PREMIÈRE   : produit de base,

non élaboré, résultant d’opérations d’ex-

traction, de distillation, de récolte, etc.

Matériau

singulier de matériaux < matériaux, plur.

De matériel, variation ancienne de maté-

riel.

Matériau : 1◆ TECHN. Matière servant à la

fabrication.

Matériaux : 1◆ Les diverses matières né-

cessaires à la construction

Le Petit Larousse en Couleurs

Matière

Réalité constitutive des corps, susceptible

de toutes sortes de formes. || Substance

ayant des caractéristiques déterminées   :

matière combustible. || Substance dont

une chose est faite   : la matière d’un

objet.[ ]

Matériau

Toute matière entrant dans la construction

de quelque chose ◆ pl. Ensemble des ma-

tières entrant dans la construction des bâ-

timents, voies de communication, etc. || [ ]

Matériel

Ensemble des objets de toute nature qui

servent à une exploitation, à un établisse-

ment, à un sport, à une activité, etc. [ ]

Objet

(lat. objectum, chose placée devant)

Toute chose concrète, perceptible par la

vue, le toucher.

Chose solide considérée comme un tout,

fabriquée par l’homme et destinée à un

certain usage.

Comme on le voit, il n’est pas aisé de diffé-rencier matière et matériau, l’usage quoti-dien brouillant souvent les pistes. On sent bien être en présence de deux niveaux d’organisation distincts auxquels s’atta-chent des propriétés, des caractéristiques à la fois liées à la structure et à la mise en forme. C’est donc ainsi que nous décide-rons de tracer la frontière entre matière et

matériau : un matériau sera de la matière mise en forme. Le mot “matière” renverra plutôt à la substance brute (une abstrac-tion détachée de toute forme rencontrée dans la nature ou sur les chaînes de fabri-cation), à sa structure et à son organisa-tion intime. On privilégie ainsi la vision mi-croscopique de la chose étudiée. Les pro-priétés qui découlent de la nature de la matière (molécules et liens entre elles) s’illustrent en particulier dans la caractéri-sation des changements d’états, et à tra-vers la réactivité physico-chimique des corps concernés (des phénomènes de solvatation aux réactions chimiques à pro-prement parler).

On peut considérer qu’une bille de bois, que la planche qui sera découpée en lat-tes, que de la sciure de bois sont faites de la même matière. De même, le fil métalli-que dont est fait le trombone du bureau, la bille du roulement, la barre qui sort du la-minoir pour devenir un rail sont faits d’a-cier (même s’il est hautement improbable dans ce cas que ce soit exactement le même acier qui soit utilisé dans ces quatre exemples, du fait des propriétés recher-chées différentes dans chaque cas et de tout un ensemble de contraintes, techni-ques, économiques…). De la matière a été choisie et mise en forme. Il faudra donc encore différencier deux niveaux. Une mise en forme particulière de la matière a

été utilisée (un matériau) pour fabriquer un objet qui peut être en matériau unique, (comme le trombone) mais qui le plus sou-vent sera constitué de plusieurs sous-par-ties assemblées fabriquées à partir de dif-férents matériaux…

Les familles de matière

approche phénoménologique de classification

Ainsi donc, nous sommes confrontés tous les jours à des objets et à des matériaux, et c’est notre aptitude à “trouver des ca-ractères communs dans la diversité” qui va nous amener à construire le concept de matière dans une première approche phé-noménologique.

Ceci est fondamental pour l’école car un des principaux enjeux est que l’enfant fasse la différence entre objet et matière(s) constitutive(s) et qu’il sache décrire et ex-pliquer les phénomènes observés en fai-sant référence à l’échelon correct de pro-priété (propriété de la matière ou propriété due à la mise en forme).

Citons par exemple les principales gran-des familles de “matières” que l’élève de maternelle a à reconnaître :

Bois, Métal, Textile, Papier, Verre, Plasti-que, Roche...

Quels caractères communs - attachés aux objets ou aux parties d’objets, aux maté-

riaux qui sont composés de ces matières - souhaitons nous que l’enfant de l’école primaire reconnaisse afin de construire ces “catégories” du monde réel que for-ment les familles de matières ?

Cette construction de “classes de matiè-res” peut se faire par identification-compa-raison de propriétés dépendantes des ma-tières constitutives :

• densité ;• conductivité électrique ;• conductivité thermique ;• réflexion et diffusion de la lumière ;• transparence…

Mais il est assez évident que cette cons-truction s’opère le plus souvent par l’étude du comportement de certaines mises en formes particulières :

• flottabilité ;• sonorité ;• rigidité ;• élasticité…

Au fur et à mesure de la scolarité les en-fants vont apprendre à reconnaître les caractéristiques des grandes familles de matières mais aussi ce qui sépare les dif-férents corps appartenant à ces familles. Ainsi, si on reconnaît les métaux par leur aspect brillant (réflexion due aux proprié-tés des atomes de surface), leur “froideur” (conduction thermique), le fait qu’ils con-

duisent le courant électrique…on appren-dra aussi à faire la différence entre les métaux aimantables (fer, nickel) et les au-tres. De la même façon, si on reconnaît les matières plastiques par leur malléabilité à la chaleur, leur pouvoir isolant électrique, on pourra mettre en évidence que certains flottent (PELD…) et d’autres pas (PVC…).

On voit bien aussi que le travail à partir des objets familiers aux enfants sur les matériaux et la matière permet d’introduire l’idée de l’existence de la substance sous plusieurs formes, idée qui trouvera une expression particulière dans la perma-nence de la substance lors des change-ments d’état.

Exemple d’une classification avec Flotte-coule

Pour illustrer ce qui précède, on peut prendre l’exemple des propriétés de flotta-bilité. Sans pouvoir aborder à l’école pri-maire un niveau de formulation faisant in-tervenir le théorème d’Archimède (voir plus loin) les élèves vont tout de même pouvoir construire un savoir en adéquation avec leurs ressources cognitives qui leur per-mette de décrire et d’expliquer les phéno-mènes de flottabilité et de faire des prédic-tions de comportement.

Si on observe des objets faits d’une seule matière, on va pouvoir distinguer plusieurs

types de comportements pour des objets et des matières différentes :

• Faits de certaines matière, les objets flottent quelle que soit leur forme ;

• Faits de certaines matières, les objets flottent ou coulent, en fonction de leur forme ; en particulier, on remarque que des objets avec un “certain creux” flottent alors que des objets “pleins” de la même matière coulent systématiquement.

On peut tirer de ces observations des for-mulations-définitions de propriétés des “matières” considérées comme point commun d’un ensemble d’objets :

Il y a des “matières qui flottent” et des “matières qui coulent” définies comme suit :

• Tout objet en “matière qui flotte”, flotte ;• Tout objet “plein” en “matière qui coule”,

coule ;• Un objet creux en “matière qui coule”

peut flotter, ça dépend du creux.

On voit par cet exemple comment par l’ob-servation et la manipulation concrète on peut construire une classification “phéno-ménologique” de la matière.

Solide, liquide et gaz :les trois états canoniques

Une réalité complexe

Solides, liquides ou gaz : une classification un peu restrictive de la matière !

Du chocolat qu’on tartine, un serpent en plastique, des spaghetti, des fibres texti-les... Les exemples sont nombreux dans notre vie quotidienne qui nous prouvent que la “matière” ne peut pas être unique-ment décrite en termes de “solides”, de “liquides” ou de “gaz”, sans parler des “plasmas”3 et autres curiosités issues des recherches fondamentales et appliquées (comme par exemple les cristaux liquides).

Nous allons pourtant essentiellement nous intéresser à ces “archétypes” de matière que représentent ces “états canoniques” en adoptant une position pragmatique de physicien qui nous permette de décrire le plus simplement possible des objets qui nous restent accessibles. Nous verrons que cette “simplification” de la vision du monde de la matière nous réserve un lot suffisant de complexité et nous invite à poser un certain nombre de questions uti-les à la formation d’un savoir de base sur le sujet.

3 Un plasma peut être défini simplement comme un mélange gazeux d’ions positifs et d’électrons. “Qua-trième” état de la matière, il ne peut exister qu’à des températures supérieures à 100 millions de degrés Cel-sius. Le problème que les ingénieurs ont à résoudre est celui du confinement des plasmas qu’ils ont créés. Les plasmas sont la forme la plus commune de la matière dans l’univers (99% de l’univers visible), bien qu’ils en soient l’expression la plus rare sur Terre.

Caractérisation macroscopique des états de la matière

Forme et volume

On caractérise les états concrètement par des opérations qui concernent formes et volumes en rapport à un contenant.

FORMEPROPRE PAS DE FORME PROPRE

VOLUME PROPRE PAS DE VO-LUME PROPRE

Il ne s’adapte pas au récipient qui le contient

Il prend la forme du récipient qui

le contient.Au repos, la sur-face de sépara-tion d’un liquide

avec l’air est plane et horizon-

tale

Il occupe tout le volume mis à sa

disposition

SOLIDE LIQUIDE GAZ

Qu’est-ce qu’un solide ?

L’emploi du mot “solide” ne se fait pas sans ambiguïtés, ne serait-ce que par le sens familier qu’il recouvre   : N’est solide que ce qui est “solide” (résistant, cos-taud) ? Cette acception du terme interdirait aux matériaux “fragiles” le statut de solide, à la condition de définir l’intensité des contraintes physiques délimitant cette fra-gilité…

Il en va de cette définition comme de tou-tes les autres en sciences ; elle passe par une modélisation de cas idéaux, extrêmes, dont la composition et l’amendement nous permettent de mieux décrire le réel.

On appelle “solide d’Euclide” un solide idéal qui ne se déformerait pas, même sous l’action de forces élevées. C’est un solide au sens “géométrique” du terme. On peut citer aussi le “solide de Hooke”, so-lide idéal qui se déformerait linéairement avec la contrainte (modèle élastique)…Les experts en sciences des matériaux défi-nissent ainsi des comportements “limites” dont les combinaisons peuvent rendre compte de la diversité des comportements des matériaux rencontrés.

On perçoit alors la complexité d’une tâche qui apparaît initialement simple (définir un solide) et l’intérêt de la définition concrète proposée ci-dessus. Le matériau étudié n’est alors pas défini dans l’absolu, mais à un moment donné et pour une tempéra-ture du matériau donnée. Il faudra en user avec parcimonie (voir ci-après) et lutter contre des généralisations abusives   : le matériau dont je me préoccupe ici et maintenant, dans les conditions dans les-quelles il est placé, est solide car il a une forme propre et un volume propre. A nous de vérifier éventuellement la permanence de cet état dans le temps…

Ceci nous incite à dire que, même défor-mable sous l’action d’une contrainte exté-rieure (réglet métallique, bloc de pâte à modeler…), un matériau peut être qualifié de solide. C’est bien le sens de l’expres-sion “état solide”   : son état (actuel) est

caractérisé par une forme propre et un volume propre. Cette définition est valable “toutes choses étant égales par ailleurs” et nous invite à ne pas tout mélanger (par exemple l’état et le comportement sous contraintes).

Liquide et horizontalité

Les programmes de l’école primaire nous invitent dans les cycles élémentaires à mettre en évidence le caractère plan de la surface de séparation d’un liquide au re-pos avec l’air et l’horizontalité de cette surface.

Quelques remarques s’imposent alors. La vision que nous offre de la Terre les ima-ges de l’ère spatiale nous convainquent, s’il en était besoin, du caractère “rond” de notre planète et par la même occasion des eaux situées à sa surface. De la même façon un reportage sur les 40e Rugissants nous montrera l’aspect “irrégulier” de la surface de l’océan déchaîné. Les problè-mes de lecture de volumes dans les pi-pettes avec la place du fameux “ménis-que” où on voit l’eau remonter sur les bords de ces tubes fins, achève de nous montrer qu’un liquide, même au repos, voit rarement sa surface de contact avec l’air être plane ; le cas extrême étant constitué par cette petite goutte d’eau posée sur une surface non absorbante… Qu’est-ce à di-re ? On nous aurait menti ? Eh bien non.

Cela illustre le fait qu’en physique l’échelle d’observation compte pour beaucoup. À chaque échelle son niveau de description, en fonction de l’intensité relative des for-ces mises en présence. Cela signifie qu’il faut bien faire attention, si on veut tra-vailler sur l’horizontalité, à utiliser des réci-pients dont les dimensions ne laissent pas apparaître les phénomènes de bords. De la même façon, les forces qui sont respon-sables du phénomène que l’on veut isoler (force pressante de la pression atmosphé-rique…) doivent pouvoir être considérées très supérieures à toutes celles qui pour-raient aussi jouer un rôle (gravitation, ten-sion superficielle…). On notera bien sûr aussi l’importance du qualificatif “au repos” dans la formulation de la loi.

Ceci induit une conclusion un peu éton-nante. D’abord, la définition de l’horizonta-lité est valable à notre échelle, ponctuel-lement en un lieu donné. Mais surtout, physiquement, il est intéressant d’envisa-ger que le concept d’horizontalité ne pré-existe pas à la constatation de la topologie de la surface de l’eau mais en découle   : En effet la surface d’un liquide au repos est plane et la direction que ce plan indi-que définit l’horizontale. De la même fa-çon, la verticale à un endroit donné est in-diquée par la direction de chute d’un objet pesant (ex : fil à plomb). De la même fa-çon que ce n’est pas l’objet qui tombe sui-

vant une verticale, mais la verticale qui est définie par la chute de l’objet, la surface plane d’un liquide ne suit pas l’horizontale mais la définit.

L’eau liquide

Dans nos conceptions, le terme “eau” est immanquablement associé à l’état liquide de la matière eau. Ceci est renforcé par le fait que le vocabulaire courant consacre deux termes différents pour les deux au-tres états (glace et vapeur). Il faudra s’ha-bituer à utiliser – à bon escient et quand le contexte rendra nécessaire la précision – les termes “eau solide”, “eau liquide” et “vapeur d’eau”.

Le volume d’une goutte d’eau

On peut retenir qu’il faut 20 gouttes d’eau pour faire 1 mL (1 cm3) ; le volume d’une goutte d’eau est défini, à une température donnée, par les propriétés de tension su-perficielle qui ne dépendent que de la na-ture du liquide.

Gaz et vapeurs

Gaz et vapeur sont synonymes. Le mot “vapeur” est “historique”. On utilisera vo-lontiers ce mot pour caractériser l’état ga-zeux de corps qui sont liquides à tempé-rature ambiante (eau, alcools, éther, es-sence…).

Les “solides divisés”

Les “solides divisés” (sable, poudres…) sont constitués de grains qui sont à l’état solide. Ces grains peuvent être plus ou moins gros et de forme plus ou moins ré-gulière. Les propriétés des “solides divi-sés” sont des propriétés d’ensemble.

Les “solides divisés” s’écoulent comme les liquides, mais on peut toujours trouver un tamis qui permette de les arrêter.

Un “solide divisé” prend la forme du réci-pient dans lequel on le verse, mais sa surface de contact avec l’air n’est pas plane et horizontale, à moins que l’on agite ou fasse vibrer le récipient.

Ces parentés et ces différences nous per-mettent d’ailleurs de construire l’image, par un passage à la limite, d’un liquide qui serait constitué d’une assemblée de petits grains de matière, si petits qu’aucun tamis ne pourrait les arrêter et se mouvant par eux-même perpétuellement.

Masse volumique et densité

définition

La masse d’un volume donnée de matière est caractéristique de la matière considé-rée. On appelle masse volumique (notée ρ) la masse de l’unité de volume de ma-tière ; la masse volumique s’exprime en kg/m3 (ou en g/cm3).

Exemples

Solides

En kg/m3 à 20°C :

Aluminium 2 700

Zinc 7 100

Fer 7 900

Cuivre 8 900

Argent 10 500

Or 19 300

Platine 21 500

Liquides

En kg/m3 à 20°C :

Éthanol 790

Huile d’olive 920

Eau 997

Lait de vache 1 030

Glycérol 1 260

Mercure 13 600

Gaz

En kg/m3 à 20°C pour une pression de 1 atm :

Dihydrogène 0,083

Air 1,204Dioxyde de carbone 1,82

Densité

Pour rendre plus aisées les comparaisons, notamment eu égard aux questions liées au théorème d’Archimède, on introduit la notion de densité. la densité est le rapport de la masse volumique du corps considéré avec celle d’un corps de référence à une température donnée.

Dans le cas des solides et des liquides, la densité est exprimée en référence à l’eau liquide (997 kg/m3, soit 0,997 g/cm3, soit 0,997   kg/L à 20°C et 999,973 kg.m-3 à 4°C, température pour laquelle la masse volumique de l'eau est maximale).

Dans le cas des gaz, la densité est expri-mée en référence à l’air (1,204 kg/m3,soit 1,204 g/L à 20°C et 1,293 kg/m3, soit 1,293 g/L à 0°C).

Caractérisation microscopique des états

Matière et mouvement

Phénomène de diffusion

Déposons une goutte d’encre à la surface d’un verre d’eau étale, au repos. La

goutte commence par couler au fond du

verre en laissant une traînée arachnéenne sur son passage ; de longs fils de couleur relient la surface au fond, là ou l’encre semble stagner. Cette stagnation n’est qu’une apparence. Les fils semblent gon-fler tout en s’amenuisant ; du fond montent de fantomatiques tentacules de couleur. Laissons là le verre quelques heures. Y revenant, nous trouvons une solution colo-rée de façon homogène, identique à ce qu’aurait produit une agitation vigoureuse en peu de temps.

Cette petite expérience nous montre qu’il existe un mouvement intrinsèque à la ma-tière responsable du phénomène de diffu-sion. De plus l’atteinte de l’homogénéité nous indique le caractère aléatoire de ce mouvement.

Ce mouvement, c’est celui que le bota-niste anglais Brown mit en évidence en 1827 en observant au microscope, dans une goutte d’eau, des grains de pollen s’agiter en tous sens, animés d’un mou-vement rapide et désordonné.

Des petits grains en mouvement

Ces observations (la comparaison des li-quides et des solides divisés, les phéno-mènes de diffusion, le mouvement brow-nien...) nous permettent de construire une “image” de la structure intime de la ma-tière, formée de grains infiniment petits en mouvement.

Le monde microscopique

Nombre d’Avogadro-Ampère

À la mort de Lavoisier, en 1794, deux prin-cipes ont guidé les chimistes. Le premier est celui de la conservation de la matière, fondement de la chimie quantitative. Le second n’est pas une loi scientifique, mais l’idée fondamentale que tout corps com-posé est formé par assemblage de parti-cules de corps simples, elles-mêmes non décomposables.

Au début du XIXe siècle, à la suite des travaux de Richter, de Proust et de Gay-Lussac, Dalton va élaborer la première théorie scientifique décrivant de manière “atomiste” les réactions chimique et de ce fait la structure des corps impliqués dans ces réactions. Mais pour des raisons “idéologiques” il confond alors ce que nous appelons aujourd’hui atomes et molécules. Il faut attendre 1811 et les travaux d’un physicien turinois, Amedeo Avogadro (1778-1856), alors sujet de l’empire. Il opère la synthèse des travaux de Dalton et de Gay-Lussac et il en tire les bonnes conclusions et formule avec ses mots à lui la différence entre atomes et molécules et jette les bases essentielles de la théorie atomique en chimie. Dans cette loi, énon-cée indépendamment par André Marie Ampère en 1814, Avogadro avance l’hy-pothèse que , “dans les mêmes conditions de température et de pression, des volu-

mes égaux de gaz différents contiennent le même nombre de molécules”.

Il faudra pourtant attendre 1912 et la pu-blication du livre de Jean Perrin “Les ato-mes” pour que la théorie atomiste s’im-pose (et surtout en France où elle était méprisée par “les mandarins”). Il donne, calculée de treize manière différentes, une première valeur de ce fameux nombre d’Avogadro N caractérisant le nombre de molécules présentes dans un volume don-né de gaz. Jean Perrin écrit :

“Chacune des molécules de l’air que nous

respirons se meut avec la vitesse d’une

balle de fusil, parcourt en ligne droite entre

deux chocs à peu près un dix millième de

millimètre, est déviée de sa course 5 mil-

liards de fois par seconde, et pourrait, en

s'arrêtant, élever de sa hauteur une pous-

sière encore visible au microscope. Il y en

a 30 milliards de milliards dans un centi-

mètre cube d’air, pris dans les conditions

normales. Il en faut ranger 3 millions en

file rectiligne pour faire un millimètre. Il en

faut vingt milliards pour faire un milliar-

dième de milligramme.” [J. Perrin, les Ato-

mes, 1913]

La quantité de matière

Le nombre d’Avogadro N est aujourd’hui défini comme étant le nombre d’atomes de carbone contenus dans 12 g de carbone

12C (isotope à 12 nucléons de l’élément carbone).

Ce nombre vaut :

N = 6,023 1023

Le nombre d’Avogadro sert à la définition de la grandeur physique dénommée “quantité de matière” et dont l’unité est la mole.

une “mole” d’objets quelconques repré-sente une collection de N= 6,023 1023 de ces objets. (une mole de riz représente 6,023 1023 grains de riz)

À partir de là on pourra définir la masse molaire d’une espèce chimique, le volume molaire d’un gaz...

Molécule

Les petits grains ultimes constitutifs d’un corps sont les molécules. La plus petite entité qui permet de remonter aux pro-priétés de l’eau, c’est la molécule d’eau. De la géométrie de ces molécules, de leurs propriétés individuelles et des inter-actions qu’elles manifestent découlent les propriétés d’un état donné de la matière qu’elles constituent. Il est important de re-dire ici que si la molécule est le représen-tant d’un corps, il serait faux de considérer l’individu comme représentatif des pro-priétés de l’ensemble. Les propriétés de la matière résultent pour une grande part des

interactions et coopérations à grande échelle entre les molécules qui la compo-sent, surtout pour les états solides et liqui-des. Ceci, eu égard aussi aux dimensions des objets étudiés (10-10 m), explique pourquoi on travaille toujours sur de gran-des quantités de molécules4 (on rappelle que l’unité légale de quantité de matière, la mole, représente 6,023   1023 entités élémentaires !).

Cette vision “granulaire”, “particulaire” de la matière peut induire de fausses repré-sentations sur la structure des matériaux ; en effet, dans une vision simpliste des choses, à chaque matériau (en fait à cha-que état d’une matière donnée), voire à chaque objet, on pourrait vouloir faire cor-respondre un grain caractéristique   (cer-tains d’entre vous se rappelleront le “gluon” du fer à repasser, le “gluon” du balai, le “gluon” du trou popularisés par l’émission pour enfants “Téléchat”). Au lieu de lier la diversité des objets, des maté-riaux, des matières et de leurs états à la diversité de l’organisation d’éléments (au sens chimique du terme) dont le nombre réduit traduit l’unité de la nature, on crée-rait là une image chaotique et infinie de la diversité, sans unité, sans correspondan-ces. C’est ce qui rend nécessaire l’intro-

duction du modèle atomique des molécu-les.

Atome

Quand on essaie de traduire ce qui se passe lors des réactions chimiques, la modification des molécules - à moins d’y voir une alchimie de transmutations magi-ques - ne peut apparaître que comme l’é-change de sous parties plus élémentaires : les atomes.

Un atome (de l’ordre de 10-10 m soit 0,1 nm) est constitué d’un noyau (de l’ordre de 10-15 m, soit un picomètre) entouré d’un “nuage” d’électrons.

Les électrons portent une charge élec-trique élémentaire négative de -  1,6  10–19  C (Coulomb). Dans le nuage d’électron, les électrons sont décrits comme appartenant à des couches plus ou moins proches du noyau ; ceux de la périphérie de l’atome sont responsables des propriétés chimiques des atomes ; c’est leurs interactions avec d’autres élec-trons d’autres atomes qui gouvernent les liaisons entre atomes et donc la stabilité (la possibilité d’existence) des molécules.

Dans le noyau on trouve deux types de “nucléons” différents, les protons et les neutrons. Les protons portent une

4 Il est à noter que l’étude des propriétés des petites collections de molécules - agrégats de quelques dizai-nes de molécules - représente un domaine de pointe des recherches en physique-chimie et que ces systè-mes présentent des comportements très particuliers.

charge élémentaire positive de + 1,6 10–19 C, alors que les neutrons sont électriquement neutres.

Le nombre de protons dans un atome est appelé “numéro atomique” et noté “Z” ; le nombre de nucléons (nombre total de protons et de neutrons), est appelé “nom-bre de masse” et noté “A” ; le nombre de neutrons “N” dans le noyau vaut donc “A–Z”.

Dans un atome électriquement neutre il y a donc autant d’électrons que de protons.

Ions (anions et cations)

Dans certaines conditions un atome peut gagner ou perdre des électrons. L’atome n’est plus électriquement neutre ; on l’ap-pelle “ion”.

Ce gain où cette perte correspondent à des réarrangements favorables de la structure électronique des atomes.

Un anion est un ion de charge négative, un cation est un ion de charge positive.

La charge d’un ion est évidemment un multiple entier relatif de la valeur absolue de la charge élémentaire portée par l’élec-tron (puisque dans un ion on a enlevé ou rajouté des électrons).

D’où la notation des ions :

• L’anion “Chlorure” Cl- possède un élec-tron de plus que l’atome neutre de chlore Cl ;

• Le cation “calcium” Ca2+ possède deux électrons de moins que l’atome neutre de calcium Ca...

Isotopes et radioactivité

Des atomes peuvent différer par leur nom-bre de protons et de neutrons.

Plus le numéro atomique Z (nombre de protons) est élevé, plus

les noyaux sont gros. Plus le rapport N/Z (nombre de neutrons

sur nombre de protons) est loin de la courbe de stabilité, plus le

noyau est instable : il va émettre des particules pour se rappro-

cher des valeurs stables. On dit qu'il est radioactif.

Pour des raisons de stabilité, la répartition entre protons et neutrons au sein d’un même noyau n’est pas quelconque. Un noyau qui est instable et est dit “radioac-tif” ; il se “décompose” pour se transformer

en atome répondant aux critères de stabi-lité en émettant des particules de natures diverses (neutrons, alpha, béta...).

La figure précédente montre un dia-gramme où on a placé Z, le nombre de protons, en abscisse et N, le nombre de neutrons, en ordonnée.

Cela permet d’identifier la zone des noyaux stables et celles des noyaux ra-dioactifs.

Éléments

Des atomes qui ont le même nombre de protons (même Z) mais un nombre diffé-rent de neutrons (A différent) sont dits isotopes.

Ce qui fait les propriétés chimiques d’un atome, c’est le nombre de protons dans son noyau (c’est ce qui détermine le “champ électrique” exercé sur les élec-trons du nuage électronique).

Donc des isotopes ont les mêmes pro-priétés chimiques, ils représentent le même élément chimique.

La notion d’élément chimique désigne donc l’ensemble des atomes isotopes pour chacun desquels on précise dans quelle proportion ils sont présents dans la nature (abondance naturelle). La masse atomique relative (masse en gramme d’une mole de cet élément) qui figure dans la “classifica-

tion périodique des éléments” tient compte de cette répartition de la composition en différents isotopes d’un échantillon naturel d’un élément donné. L'élément est donc une entité immatérielle caractérisée par un symbole et un numéro atomique.

les éléments dans l’histoire...

Les philosophes grecs

Depuis le Ve siècle avant JC les philoso-phes Grecs voient la matière comme une combinaison de quatre éléments, l’eau, le feu, l’air et la terre, éléments auquel on attribue des qualités : sec, froid, chaud et humide.

Feu SEC Terre

CHAUD FROID

Air HUMIDE Eau

Des formes géométriques sont associées aux “éléments” :

Feu : tétraèdre, Air : octaèdre, Eau : ico-saèdre, Terre : cube

Ces formes rendent possibles des combi-naisons, plus utiles à la philosophie qu’à la chimie !

La naissance de la chimie moderne ne pourra se faire qu’au prix du remplace-ment de ces “éléments” par les atomes que nous connaissons.

Plusieurs étapes vont concourir à ce ré-sultat.

L’alchimie

L’alchimie, doctrine philosophique de la purification personnelle, invente et déve-loppe les premières techniques de labo-ratoire. Le travail mené entre autres sur les minerais tend à faire perdre à la “terre” son statut d’élément. C’est pourtant la théorie des quatre éléments qui est ensei-gnée à Lavoisier par ses maîtres…

La chasse aux airs

Le XVIIIe siècle, qui verra naître la chimie est aussi le siècle de la “chasse aux airs”. L’écossais Black, l’anglais Cavendish et son compatriote Priestley, le suédois Scheele identifient “l’air fixé” (le dioxyde de carbone), “l’air inflammable” (le dihydro-gène), “l’air déphlogistiqué” (avide de feu, le dioxygène)… L’air n’est donc plus un élément.

Lavoisier

Lavoisier qui suit ces travaux et en fait la synthèse, met en évidence la composition de l’eau (synthèse et décomposition par H2 et O2). Et de trois. Il faudra ensuite atten-dre les théories thermodynamiques du XIXe siècle et celles du rayonnement des atomes pour enlever définitivement au feu sont statut élémentaire…

La classification périodique des éléments

Les travaux de Lavoisier, relayés par ceux de Dalton, finiront par trouver leur aboutis-sement dans la deuxième moitié du XIXe siècle. Le chimiste Russe Mendéléiev pro-pose un tableau périodique des éléments chimiques classés selon leurs propriétés. Ce tableau permet de prédire l’existence d’éléments non encore découverts mais qui le seront au cours du XIXe et du XXe siècle, et sa structure empirique sera con-firmée par les théories postérieures des couches électroniques des atomes.

À ce jour on a identifié 92 éléments “natu-rels” et créé 17 éléments “artificiels”. Ainsi la chimie est devenue la science de la ma-tière dont toutes les “briques de base” sont connues !

Le tableau périodique des éléments (éga-lement appelé Table de Mendeleïev, clas-sification périodique des éléments, ou simplement tableau périodique) représente tous les éléments chimiques, groupés par leur numéro atomique.

Ce tableau est dit périodique car tous les atomes situés dans une même colonne (de 1 à 18), présentent des propriétés chimiques proches. Dans la colonne 1, le lithium Li et le sodium Na ont un compor-tement chimique proche.

L'explication de ce comportement repose sur le fait que le nombre d'électrons de leur couche la plus périphérique est identi-que. Li et Na ont un seul électron qui cir-cule sur leur couche la plus externe ; or c'est cet électron externe qui sera disponi-ble pour les réactions chimiques avec d'autres atomes. D'où des propriétés chi-miques proches et par conséquent leur regroupement.

Les atomes sont donc groupés en fa-milles :

• Les métaux vrais regroupant les métaux alcalins et les métaux alcalino-terreux (colonnes 1 et 2) ;

• Les métaux de transition (colonnes 3 à 12) ;

• Les métalloïdes (colonnes 13 à 16 : Si, Ga, Ge...) ;

• Les non-métaux (colonnes 13 à 16 : O, N, S, P...) ;

• Les halogènes (colonne 17) ;• Les gaz rares (colonne 18) ;• Les lanthanides ;• Les actinides ;• Les transuraniens = tous les éléments

au-delà de l'uranium

Dans le tableau périodique, les atomes dont aucun isotope n'est stable sont :

• Le technétium 43• Le prométhium 61

La-Lu57-71

Ac-Lr89-103

Tc

Lr

Pm

Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

BhRf Db Sg Hs Mt

1

2

3

4

5

6

7

1.00791 4.00262

20.1801014.0077

39.9481835.45317

18.998915.9998

83.8036

131.2954

(222)86

12.0116

C10.811

B5

26.982

Al

13 28.086

Si14 30.974

P15 32.065

S

16

6.941

Li3 9.0122

Be4

22.990

Na11 24.305

Mg12

39.098

K19 40.078

Ca20 44.956

Sc21 47.867

Ti22 50.942

V23 51.996

Cr24 54.938

Mn25 55.845

Fe26 58.933

Co27 58.693

Ni28 63.546

Cu29 65.39

Zn30 69.723

Ga31 72.64

Ge32 74.922

As33 78.96

Se34 79.90435

85.468

Rb37 87.62

Sr38 88.906

Y39 91.224

Zr40 92.906

Nb41 95.94

Mo42

132.91

Cs55 137.33

Ba56

138.91

La57

178.49

Hf72 180.95

Ta73 183.84

W74

(223)

Fr87 (226)

Ra88

(227)

Ac89

(98)43 126.90

I53101.07

Ru44 102.91

Rh45 106.42

Pd46 107.87

Ag47 112.41

Cd48

186.21

Re75 190.23

Os76 192.22

Ir77 195.08

Pt78 196.97

Au79 200.59

Hg80 204.38

Tl81 207.2

Pb82 208.98

Bi83 (209)

Po84 (210)

At85

114.82

In49 118.71

Sn50 121.76

Sb51 127.60

Te52

H He

NeN

ArCl

FO

Kr

Xe

Rn

Br

IA

IIA

IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIB

IVA VA VIA VIIA

VIIIB

VIIIA1

54

2

3

13 14 15 16 17

18

6 7 8 9 10 11 12

IIIA

6

7

174.97

Lu71140.12

Ce58

232.04

Th90 231.04

Pa91 238.03

U92

140.91

Pr59 144.24

Nd60

(262)103

(145)61

(237)93 (244)94 (243)95 (247)96 (247)97 (251)98 (252)99 (257)100 (258)101 (259)102

150.36

Sm62 151.96

Eu63 157.25

Gd64 158.93

Tb65 162.50

Dy66 164.93

Ho67 167.26

Er68 168.93

Tm69 173.04

Yb70

(264)107(261)104 (262)105 (266)106 (277)108 (268)109

10.811

B

5

13 IIIA

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(281)

Uun110 (272)

Uuu111 (285)

Uub112 (289)

Uuq114

HYDROGÈNE HÉLIUM

NÉONAZOTE

ARGONCHLORE

FLUOROXYGÈNE

KRYPTON

XÉNON

RADON

CARBONEBORE

ALUMINIUM SILICIUM PHOSPHORE SOUFRE

LITHIUM BÉRYLLIUM

SODIUM MAGNÉSIUM

POTASSIUM CALCIUM SCANDIUM TITANE VANADIUM CHROME MANGANÈSE COBALT NICKEL CUIVRE ZINC GALLIUM GERMANIUM ARSENIC SÉLÉNIUM BROME

RUBIDIUM STRONTIUM YTTRIUM ZIRCONIUM NIOBIUM MOLYBDÈNE

CÉSIUM BARYUM

LANTHANE

HAFNIUM TANTALE TUNGSTÈNE

FRANCIUM RADIUM

ACTINIUM

TECHNÉTIUM IODERUTHÉNIUM RHODIUM PALLADIUM ARGENT CADMIUM

RHÉNIUM OSMIUM IRIDIUM PLATINE OR THALLIUM PLOMB BISMUTH POLONIUM ASTATE

INDIUM ETAIN ANTIMOINE TELLURE

PÉR

IOD

EGROUPE

FER

MERCURE

Lanthanides

Actinides

LUTÉTIUMCÉRIUM

THORIUM PROTACTINIUM URANIUM

PRASÉODYME NÉODYME

LAWRENCIUM

PROMÉTHIUM

NEPTUNIUM PLUTONIUM AMÉRICIUM CURIUM BERKÉLIUM CALIFORNIUM EINSTEINIUM FERMIUM MENDELÉVIUM NOBÉLIUM

SAMARIUM EUROPIUM GADOLINIUM TERBIUM DYSPROSIUM HOLMIUM ERBIUM THULIUM YTTERBIUM

BOHRIUMRUTHERFORDIUM DUBNIUM SEABORGIUM HASSIUM MEITNERIUM

http://www.ktf-split.hr/periodni/fr/

Lanthanides

Actinides

TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS

BORE

NOMBRE ATOMIQUE

NOM DE L'ÉLÉMENT

SYMBOLE

MASSE ATOMIQUE RELATIVE (1)

NUMÉRO DU GROUPECHEMICAL ABSTRACT SERVICE

(1986)

NUMÉRO DU GROUPERECOMMANDATIONS DE L'IUPAC

(1985)

UNUNNILIUM UNUNUNIUM UNUNQUADIUMUNUNBIUM

(1) Pure Appl. Chem., , No. 4, 667-683 (2001)73

Editor: Michel Ditria

La masse atomique relative est donnée aveccinq chiffres significatifs. Pour les éléments quin'ont pas de nucléides stables, la valeur entreparenthèses indique le nombre de masse del'isotope de l'élément ayant la durée de vie laplus grande.

Toutefois, pour les trois éléments Th, Pa et Uqui ont une composition isotopique terrestreconnue, une masse atomique est indiquée.

• Tous les éléments à partir du polonium dont Z est supérieur ou égal à 84.

Unité et diversité

Nous venons donc de voir que la descrip-tion physique de la matière rend néces-saire le modèle moléculaire ; nous avons évoqué que, de la même manière, l’étude des réactions chimiques rend nécessaire l’introduction du modèle atomique de la matière. Nous pourrions aller plus loin et montrer que les molécules sont en fait constituées d’un squelette fait des noyaux des atomes qui les constituent et habillées d’une peau d’électrons mis en commun, responsables de la majeure partie des in-teractions qu’elles nouent et de la réacti-vité chimique qu’elles affichent.

Nous pouvons retenir que les processus de pensée que nous mettons en œuvre illustrent la dualité unité-diversité en ce qui concerne les états de la matière : diversité de matières et diversité de forme pour une matière donnée qui traduisent une diver-sité de combinaison et d’organisation d’é-léments permanents.

Définition microscopique du corps pur

Corps pur

Un corps pur est un corps composé d’un seul type de molécule (dans certains cas, la molécule peut se réduire à un seul atome, par exemple le fer Fe).

On peut caractériser les corps purs par leurs changements d’état.

Corps pur simple

Les molécules identiques d’un corps pur simple sont composées d’atomes identi-ques. (ex. O2)

Corps pur composé

Les molécules identiques d’un corps pur composé sont composées d’atomes diffé-rents. (ex. H2O).

Ordre et désordre

Les solides cristallins et l’ordre absolu

Attention : tous les solides ne sont pas cristallins, mais la structure ordonnée des cristaux est digne d’intérêt et illustre bien la hiérarchie d’ordre entre les différents états.

Dans un cristal, les molécules sont “ran-gées”, “ordonnées” selon un ordre à 3 di-mensions. Un motif (assemblage de molé-cules) de base se répète périodiquement dans les trois directions de l’espace.

Toutes les molécules de ces solides “vi-brent” autour de leur position d’équilibre (agitation thermique). La température du milieu traduit l’amplitude de la vibration des molécules.

On peut se représenter un solide par une assemblée de gens, ordonnée ou non, qui

se tiennent les uns aux autres sans se lâcher et qui oscillent autour de la position qui leur a été assignée.

Les liquides et l’ordre à courte distance

À l’état liquide, les molécules interagissent plus ou moins faiblement (modèle extrême des billes en contact qui roulent les unes sur les autres).

Autour de chaque molécule en mouve-ment, un ordre à courte distance s’instaure (molécules des plus proches couronnes) pour de courtes durées (de l’ordre de 10-7 secondes dans le cas de l’eau, liquide ex-trêmement ordonné). La température du milieu traduit le degré d’agitation et la vi-tesse des molécules. On peut se repré-senter un liquide par une assemblée de gens qui bougent à proximité les uns des

autres, se retiennent de courts moments puis se lâchent et recommencent.

Les gaz ou le désordre total

Désordre et interactions quasi-nulles

À l’état gazeux, les molécules n’interagis-sent que lors des chocs entre elles ou avec les molécules des parois du récipient qui contient le gaz. Elles parcourent l’es-pace à grande vitesse (plusieurs km/s). La température du milieu traduit la vitesse des molécules. Les phénomènes de dila-

tation en fonction de la température se dé-crivent aisément grâce au modèle molé-culaire. Les phénomènes de compressibi-lité de même. On peut se représenter un gaz par une assemblée réduite de gens qui courent dans une pièce et ne changent de direction qu’à l’occasion des chocs avec d’autres personnes ou avec les murs…

Hiérarchie d’ordre des états et densité

En règle générale, plus un état est ordon-né, moins il occupe de place, plus il est dense (plus sa masse volumique exprimée en kg/m3 est élevée). La densité est donc croissante de l’état gazeux à l’état solide.

L’eau fait exception à cette règle. Son maximum de densité se trouve, à pression atmosphérique, aux alentour de 4° C, l’état solide étant moins dense (il occupe plus de place) que l’état liquide (ceci pour des raisons de structures dans lesquelles nous ne rentrerons pas…). L’eau est donc un assez mauvais modèle…Attention aux gé-néralisations abusives !

Une approche de la diversité

Solides cristallins et solides amorphes

Dans un amorphe (ex. verre) il n’y a pas d’ordre tridimensionnel. La répartition des molécules est aléatoire. On peut quelque-fois considérer les amorphes comme des

phases intermédiaires en voie de cristalli-sation, leur évolution extrêmement lente permettant l’existence de cette forme sur des durées qui peuvent nous apparaître très grandes (des verres de “mauvaise qualité” fabriqués au moyen-âge présen-tent au cours du temps des zones de cristallisation qui fragilisent leur struc-ture…).

On peut rencontrer des solides organisés ordonnés selon deux dimensions (cristaux liquides) et des solides amorphes avec des zones cristallines (certaines matières plastiques, voir l’extrait d’article de Scien-ces & Vie joint).

Cristaux liquides

Les cristaux liquides sont des substances qui possèdent, dans un intervalle de tem-pératures, les propriétés optiques des cristaux et la fluidité des liquides.

Il y a un ordre partiel dans un “cristal li-quide” ; des empilements ordonnés de plans contiennent des molécules non or-données dans ces plans.

Les molécules des cristaux liquides pos-sèdent la propriété de s'orienter sous l'effet d'un champ électrique et/ou magnétique. C’est la raison de leur utilisation dans les systèmes d’affichage.

Propriétés des fluides

Le théorème d’Archimède

Formulation

Tout corps plongé dans un fluide subit de la part de ce fluide une poussée (une force) verticale exercée du bas vers le haut et égale en intensité au poids du vo-lume de fluide déplacé du fait de la pré-sence de ce corps.

La flottabilité

Prenons l’exemple d’un bateau qui flotte sur l’eau.

La présence du bateau est la cause d’un déplacement d’une certaine quantité d’eau, égale au volume immergé du ba-teau (qui on l’espère ne correspond pas au volume total du navire). La poussée due à cette immersion vaut le poids de cette quantité d’eau. Dire que le bateau flotte, c’est exprimer le fait que cette poussée compense exactement le poids total du bateau. Il faut donc que le poids total du bateau soit inférieur au poids d’eau qu’il peut déplacer en-dessous de sa ligne de flottaison (ligne au dessus de laquelle l’eau risque de rentrer dans le bateau, et là c’est pas bon signe).

Le théorème d’Archimède dans l’air : les montgolfières

Décrivons le cas d’un aérostat, une mont-golfière à air chaud évoluant à une hauteur

donnée. La montgolfière est totalement immergée dans l’air et déplace donc son propre volume. La poussée due à cette immersion vaut le poids de la quantité d’air déplacée. L’air dans la montgolfière a été chauffé et grâce à la dilatation et à l’ou-verture pratiquée à la base de l’enveloppe, la masse d’air chaud présente dans celle-ci est inférieure à la masse d’air froid qu’elle pourrait contenir. Si on considère que le volume de la montgolfière est es-sentiellement constitué par celui de cette enveloppe, on comprend que la différence entre la masse d’air extérieur qu’elle pour-rait contenir et celle d’air chaud qu’elle contient doit compenser exactement la masse de l’équipement (enveloppe, na-celle,...) pour que l’aérostat puisse se maintenir à la même hauteur. Si on ex-pulse de l’air de l’enveloppe en le chauf-fant (dilatation) la montgolfière s’allège et monte sous l’effet de la poussée qui l’em-porte sur le poids ; inversement, si l’air dans l’enveloppe se refroidit, la contraction ainsi provoquée fait entrer plus d’air dans cette enveloppe, alourdissant la montgol-fière qui perd de l’altitude...

Dans tous les cas le volume de référence à considérer est celui déplacé par le corps. Pour prévoir qu’elle action le fluide va exercer sur celui-ci, considéré totalement immergé, il faut comparer les masses de fluide et du corps rapportés à ce même

volume. On compare donc bien les mas-ses volumiques. Quand on exprime celles-ci par rapport à un fluide de référence (l’eau pour les liquides et l’air pour les gaz) on parle alors de densité.

Dilatation

Un liquide, pour une même quantité de matière, c’est-à-dire un même nombre de molécules, voit son volume augmenter avec la température ; autrement dit la masse volumique d’un liquide décroît avec la température. Les phénomènes de dila-tation en fonction de la température se dé-crivent aisément grâce au modèle molé-culaire ; on imagine l’agitation moléculaire qui croît avec la température ce qui aug-mente la place requise par chaque molé-cule.

Ce principe est notamment utilisé pour mesurer la température dans les thermo-mètres à liquides colorés (qui ont rempla-cé les thermomètres à mercure pour des raisons de sécurité).

Les gaz sont encore plus sensibles aux augmentations de température et sont su-jet à dilatation. On sait déjà qu’un gaz oc-cupe tous le volume qui est mis à sa dis-position. Si on reprend le cas de la mont-golfière, on voit que l’air chaud intérieur moins dense que l’air extérieur est confiné dans l’enveloppe ouverte par le bas. Si on

chauffe encore cet air, il va se dilater en une partie s’échappe par l’ouverture.

La pression5

Force pressante et pression

L’objet bleu solide formé de deux parties de sections différentes est posé de deux manières différentes sur l’objet gris défor-mable ; dans les deux cas, la force exer-cée par l’objet bleu sur le gris (appelée force pressante) est la même et corres-pond au poids de l’objet bleu ; pourtant, dans le deuxième cas l’objet bleu s’en-fonce plus que dans le premier cas : la pression exercée par l’objet bleu sur l’objet gris est alors plus grande parce que la section par l’intermédiaire de laquelle s’exerce la force pressante est plus petite.

Définition

En physique, on définit la pression, notée P, comme le quotient d'une force (F) sur l'aire de la surface (S) sur laquelle elle s'applique :

P= F/S

Mesure et unités

Unités

Dans le système métrique international, l'unité de mesure de la pression est le pascal (Pa) : une pression de 1 pascal cor-respond à une force de 1 newton exercée sur une surface de 1 m2.

On rencontre un certain nombre d’autres unités pour mesurer la pression.

Elle a été longtemps mesurée en mm Hg (puis en torr) en raison de l'utilisation cou-rante de baromètres à colonne de mer-cure. Depuis l'adoption du pascal comme unité de pression, les météorologues utili-sent un multiple de cette unité, l'hecto-pascal (1 hPa = 100 Pa), nouvelle déno-mination du millibar (1 bar = 100 000 Pa).

• 1 bar = 105 Pa ;• 1 atm = 101 325 Pa (atm = Atmosphè-

re) ;• 1 mm Hg = 1 torr = 133 Pa (mmHg = mil-

limètre de mercure).

Mesures

L'appareil de mesure de la pression est le manomètre . Pour la pression atmosphéri-que , on utilise le baromètre.

Manomètre à colonne de liquide

L’illustration qui suit présente comment on peut mesurer la pression dans un liquide à

5 Dans tout ce chapitre les définitions sont données pour des fluides considérés au repos, en équilibre.

l’aide d’une capsule manométrique (une petite boite cylindrique fermée par une membrane élastique très mince) reliée à un tube en forme de U rempli partiellement de liquide.

Le tube en U étant ouvert à l’autre extré-mité, la différence de pression mesurée par la capsule par rapport à la pression atmosphérique va se manifester par une différence de hauteur du liquide dans les deux branches verticales du tube en U.

Force pressante exercée par un liquide

La force pressante exercée par un liquide sur une surface est perpendiculaire à cette

surface et orientée dans le sens liqui-de→surface.

Pression en un point d’un li-quide

La pression en un point d’un liquide est égale au quotient de la force pressante exercée par le liquide sur un petit élément de surface plane par la surface de cet élément.

La pression exercée en un point d’un li-quide en équilibre est la même dans tou-tes les directions.

Cette pression ne dépend que de la posi-tion du point où on la mesure par rapport à la surface du liquide.

Force pressante exercée par un gaz et pression en un point d’un gaz

On peut faire les mêmes constatations que celles faites précédemment dans le cas d’un gaz.

On définit alors la pression de la même façon.

La pression atmosphérique

La pression atmosphérique est la pression de l'air en un point quelconque de l'atmo-sphère terrestre.

La pression atmosphérique moyenne au niveau de la mer dépend essentiellement de la masse de l'atmosphère, celle-ci pou-vant évoluer avec la masse moyenne des gaz à concentration variable comme la va-peur d'eau. Elle demeure proche de l'at-mosphère normale, valant 101 325 Pa.

Pression et altitude

La pression atmosphérique diminue avec l'altitude : elle diminue, exponentiellement, d'un facteur 10 chaque fois que l'on s'élève de 16 km. Il est ainsi possible d'uti-liser la pression pour mesurer la hauteur, ce qui est le principe de base de l'altimètre utilisé en aéronautique.

L'atmosphère terrestre est soumise à de nombreuses variations de température et de pression. Bien que les valeurs varient en fonction du moment et de la position sur le globe de manière extrêmement

complexe (en raison de nombreux para-mètres, comme le relief, l'ensoleillement, l'humidité, les vents, la température des courants marins…), on définit toutefois des valeurs typiques de référence qui ne dé-pendent que de l'altitude.

À faible altitude, la pression atmosphéri-que baisse de 1 hPa chaque fois que l'on s'élève de 8 mètres.

Les différentes couches de l’atmo-sphère

C’est dans la stratosphère qu’est située la mince couche d’ozone qui nous protège des rayonnements ultra-violet en prove-nance du Soleil. Située à 22 km d’altitude

elle mesure environ 3 mm d'épaisseur et représente 90% de l’ozone atmosphérique (les 10% restant se trouvent dans la tropo-sphère).

Bénéfique quand il nous protège depuis la stratosphère des U.V., l’ozone est toxique quand nous le respirons.

Pression à la surface d’un li-quide et pression atmosphéri-que

En tout point de la surface libre d’un li-quide la pression du liquide est égale à la pression atmosphérique.

Pression et hauteur dans un fluide

Dans un liquide homogène, la pression est la même en tout point d’un même plan ho-rizontal et elle croît avec la profondeur.

La pression au sein d’un fluide ne dépend donc que de la position verticale du point considéré au sein du fluide.

Pression et nature du fluide

À une même profondeur h la pression en un point d’un liquide homogène est d’au-tant plus grande que la masse volumique de ce liquide est plus grande.

Différence de pression entre deux points d’un fluide :Loi fondamentale de l’hydrosta-tique

La différence de pression entre deux points quelconques M et N d’un liquide homogène (N plus bas que M) est égale au produit de la masse volumique ρ du liquide par l’intensité g de la pesanteur et la différence de niveau h des deux points considérés.

PN − PM = ρ · g · h

Dans le cas de l’eau, il est facile de retrou-ver qu’on gagne l’équivalent de la pression atmosphérique à chaque fois qu’on des-cend de dix mètres.

Les vases communicants

On prend plusieurs bouteilles en plastique de formes différentes, mais de hauteurs sensiblement égales, et on e découpe le fond ou on y perce un trou.

On adapte sur leur goulot des bouchons munis de tubes de verre, et on relie les bouteilles comme L’indique la figure. On remplit presque à ras bord les bouteilles d’eau colorée. Cette expérience montre que, dans un liquide donné, la pression est indépendante de la forme ou du volume du récipient et ne dépend que de la profon-deur.

Il existe des niveaux à eau qui fonction-nent sur ce principe.

Les siphons

Se procurer 2 grandes bouteilles de verre et les remplir à moitié d’eau. Réunir 2 tu-bes de verre de 30 cm de long par un tube de caoutchouc ou de plastique de même longueur. Remplir d’eau le tuyau ainsi for-mé et le boucher avec les doigts, puis in-troduire les tubes de verre terminaux dans chacune des bouteilles d’eau. Ce siphon permettra de faire passer l’eau de l’une à l’autre et vice versa en soulevant plus ou moins chaque bouteille. L’expérience est plus intéressante si l’on colore l’eau avec de l’encre. Poser les 2 bouteilles sur une table : Est-ce que l’eau coule par le si-phon? En quoi la pression de l’air contri-bue-t-elle au fonctionnement du siphon?

Propriétés physiques des gaz

La couleur des gaz

On entend fréquemment dire que les gaz, à l’exemple de l’air, sont incolores. C’est faux. La majeure partie des gaz sont in-colores, mais certains gaz (dichlore, diiode, dibrome, dioxyde d’azote…) sont colorés.

Il est par contre important de faire consta-ter que la vapeur d’eau est transparente et incolore, et que ce qu’on appelle usuelle-ment vapeur d’eau est en fait une suspen-sion de micro gouttelettes dans l’air (un brouillard) qui forment le “petit nuage” au-dessus de la casserole dans laquelle l’eau bout.

L’air, un mélange de gaz parti-culier

L’air est un mélange de gaz constitué en volume de 78,09% de diazote (N2), de 20,95% de dioxygène (O2), de 0,93% d’ar-gon (Ar) et de 0,03% de dioxyde de car-bone (CO2).

Interprétations microscopi-ques

Vitesse et température

La température correspond au degré d’a-gitation et à la vitesse des molécules.

Les chocs et la pression

La pression dans un gaz correspond à la force exercée par les molécules à cause des chocs qu’elles produisent sur une unité de surface d’une paroi.

CNTP

0°C et 1 atm fixent ce qu’on appelle Con-ditions Normales de Température et de Pression (CNTP).

Le modèle du gaz parfait

Le gaz parfait est un modèle thermodyna-mique décrivant le comportement de tous les gaz réels à basse pression P.

Ce modèle a été développé au XIXe siècle suite à la constatation que tous les gaz tendent vers ce même comportement à pression suffisamment basse, quelle que soit la nature chimique du gaz (loi d'Avo-

gadro, 1811) : la relation entre la pression et la température est, dans ces conditions, indépendante de la nature du gaz.

Description d'un gaz parfait

Sur le plan macroscopique, on appelle gaz parfait tout gaz vérifiant simultanément les lois de Boyle-Mariotte et d'Avogadro :

Loi de Boyle-Mariotte

le produit de la pression P et du volume V n'est fonction que de la température, lors-que PV est faible.

Loi d'Avogadro

Tous les gaz ont le même volume molaire dans les mêmes conditions de pression et de température.

Sur le plan microscopique, la théorie ciné-tique des gaz a permis de retrouver ce comportement de gaz parfait : un gaz parfait est un gaz dont les molécules sont strictement ponctuelles et n'interagissent pas entre elles en dehors des chocs.

Limites du modèle et gaz réel

A basse pression, tous les gaz peuvent être modélisés par un gaz parfait. Lorsque la pression augmente, on ne peut plus né-gliger les interactions à courte distance entre les molécules du gaz.

Pour caricaturer, si l'on augmente encore la pression, le gaz se liquéfie et évidem-

ment un liquide ne peut être considéré comme un gaz parfait…

Un gaz réel a un comportement voisin d'un gaz parfait dans le cas où les distances intermoléculaires sont grandes par rapport à la taille des molécules et à la portée des forces d'interaction.

Équation d'état

Comme pour tout gaz, l'état d'équilibre thermodynamique d'un gaz parfait est fixé pour n moles de molécules, par deux pa-ramètres macroscopiques, au choix. Les autres paramètres peuvent se calculer à partir des deux paramètres choisis par une formule appelée « équation d'état ».

PV = nRT

où

• P est la pression (en pascal) ;• V est le volume occupé par le gaz (en

mètre cube) ;• R est la constante des gaz parfaits

R = 8,314 472 J·K-1·mol-1

on a en fait R = N·kB où N est le nombre d'Avogadro et kB est la constante de Boltzmann ;

• T est la température absolue (en kelvin).

Application numérique

• pour une pression d'une atmosphère (P = P0 = 1,013 25·105 Pa)

• et une température de 0°C (T = T0 = 273,15 K, température de la glace fon-dante sous P0),

le volume molaire est donc

V0 = 22,413 996(39) L/mol

on retient en général la valeur approchée 22,4 L/mol.

Le volume molaire d’un gaz parfait à 0°C est 22,4 L.

Propriétés de fluide

Effet Venturi

L'effet Venturi (du nom du physicien italien Giovanni Battista Venturi) est le nom don-né à un phénomène de la dynamique des fluides où les particules gazeuses ou liqui-des se retrouvent accélérées à cause d'un rétrécissement de leur zone de circulation.

Prenez une feuille A4 et pliez-la en deux et soufflez comme indiqué. Que va-t-il se passer ?

Là où on croit que la feuille va s’ouvrir, en fait elle se referme !

Dans l’effet Venturi, l’accélération du flux de fluide (ici l’air) s’accompagne d’une dé-pression à la surface que le fluide longe.

Dans notre cas, la pression atmosphérique sur les faces extérieures de la feuille est alors supérieure à la pression sur les faces intérieures de la feuille ; les forces résul-tantes tendent à ce que la feuille se re-ferme.

Comment volent les avions

Nous avons schématisé une aile d’avion ci-dessus. Le profil de l’aile fait que le flux d’air qui va passer au dessus va devoir aller plus vite que le flux qui passe au-dessous (si on considère un tube d’air, il ne peut y avoir accumulation, tout l’air qui “arrive” à l’aile doit en “repartir”). Par effet Venturi, la dépression sur la face inférieure va être inférieure à la dépression sur la face supérieure de l’aile. Il va en résulter une force exercée sur l’aile de bas en haut qui permet à l’avion, lorsqu’il a atteint une vitesse suffisante, de s’arracher au sol.

Conclusion

pour aller plus loin et pour déstabiliser quel-ques représentations…

La classification en solides, liquides et gaz nous vient de la thermodynamique du XIXe siècle.

Les recherches menées au cours du XXe siècle ont notamment mis en évidence qu’il existe une continuité de fait entre l’é-tat gazeux et l’état liquide. En effet, pour des températures et des pressions en gé-néral élevées, “il est possible de transfor-mer la vapeur en liquide de façon conti-nue, sans qu’à aucun moment n’appa-raisse d’interface entre la phase liquide et la phase vapeur : il n’y a jamais de ménis-que liquide6». Ceci nous oblige à raisonner plutôt en terme de “fluide” qu’en terme de liquide ou de gaz.

De la même façon, les “plasma”, gaz neu-tre de particules ionisées à haute tempé-rature, constituent un nouvel état de la matière, sans parler du “superfluide quan-tique”, autre état dont les propriétés sont au cœur d’études passionnantes dans les laboratoires.

L’étude actuelle des solides met en lu-mière des comportements de la matière, des “manières d’être” qui constituent au-tant d’états nouveaux (cristaux liquides, argiles, mousses, gels…).

6 Encyclopædia Universalis, article “état de la matière”

Ceci pousse l’Encyclopædia Universalis en conclusion de l’article “état de la ma-tière” à donner cette définition :

“En conclusion, on désignera par état de la matière une manière macroscopique d’être d’un ensemble de corpuscules très pe-tits.[…] Ce qu’enseigne la physique, en conformité avec l’expérience quotidienne, c’est qu’un ensemble très réduit d’interac-tions fondamentales permet de construire des édifices atomiques ou moléculaires, et

que de l’agitation de ces différents corpus-cules naît, par des moyennes macroscopi-ques pourtant simples, l’infinie variété des “formes et des qualités” des choses qui nous entourent.”

Outre qu’elle illustre pleinement le principe Diversité-Unité auquel nous avons déjà fait référence, cette définition nous donne de la science une image éloignée de tout dogmatisme, ouverte, dynamique et vi-vante.

Les changements d’étatsComment passe-t-on d’un état à l’autre ?

Il est question dans ce chapitre de corps qui peuvent exister, en fonction de para-mètres qu’il nous appartiendra de détermi-ner, sous plusieurs états, et de la manière dont s’opère les passages entre ces diffé-rentes formes d’une même matière.

Définitions

Le diagramme ci-dessus rappelle les diffé-rents noms des changements d’états.

On préfèrera “liquéfaction” à “condensa-tion” pour le changement Gaz→Liquide, où alors on précisera “condensation li-quide” pour différencier ce changement d’état de celui Gaz→Solide. On rappelle que dans le vocabulaire courant “conden-sation” désigne plutôt le résultat de la li-quéfaction, “il y a de la “condensation” sur la vitre” (= de la buée…). Il vaut donc mieux utiliser un terme qui ne laisse pas place à l’ambiguïté.

Les changements d’état Solide↔Gaz ne

sont pas au programme de l’école primaire (même si on peut rencontrer la sublimation par exemple dans le cas du linge étendu dehors par temps froid et sec qui, une fois gelé, “sèche” tout de même…).

La vaporisation, le changement d’état Li-quide→Gaz, peut se passer de deux ma-nières différentes, l’ébullition et l’évapora-tion.

L’ébullition résulte du chauffage de l’en-semble du liquide et commence à une température déterminée en fonction du corps (voir plus loin). C’est un phénomène de masse.

L’évaporation se rencontre à toute tempé-rature d’existence du liquide. C’est un phénomène de surface qui résulte des échanges de molécules à l’interface entre le liquide et l’air. L’évaporation est d’autant plus rapide que la température du milieu est élevée ; elle coexiste toujours au phé-nomène d’ébullition.

On a aussi mentionné que les change-ments d’états peuvent s’opérer sous l’effet d’un changement de température mais

aussi de pression. Nous y reviendrons plus loin.

Conservations

Conservation de la matière (permanence de la substance)

Il n’est pas superflu de rappeler que la première qualité qui se conserve lors du changement d’état, c’est la substance elle-même. Cela constitue un point essentiel à travailler avec les enfants à la frontière entre le cycle 1 et le cycle 2. L’observation, la manipulation et la verbalisation autour de changements d’états doit permettre à l’enfant de construire que c’est une même matière qui change de forme lors du chan-gement d’état, et qu’on n’assiste pas à une “transmutation”.

Conservation de la masse

La masse se conserve au cours des chan-gements d’états. La masse totale du corps avant changement d’état est égale à la masse totale du corps après le change-ment d’état.

C’est un objectif des cycle 2 et 3 d’établir la conservation de la masse lors des changements d’état. Pour des raisons techniques évidentes et pour préserver des démarches pédagogiques satisfai-santes cela ne peut se faire que sur le changement Solide↔Liquide, la fusion

étant le changement le plus adapté. La

conservation sera généralisée à partir de cet exemple…

Non-conservation du volume

Il est important de mettre en évidence la non-conservation du volume au cours des changements d’état, celle-ci relevant du croisement de la conservation de la subs-tance avec la différence de “densité” des différents états.

Le problème majeur qui se pose à nous vient de l’eau. En effet, l’eau voit bien son volume varier dans les changements d’é-tat, mais dans le cas des changements Solide↔Liquide, elle présente un compor-

tement anormal   : l’eau solide est moins dense que l’eau liquide alors qu’on s’at-tendrait à ce que l’état solide, plus organi-sé, soit plus dense (ce qui est vrai pour la quasi-totalité des corps). Cela nous invite à attirer l’attention sur le fait que si on peut bien faire remarquer la variation du volume dans ce cas, il ne faut en aucun cas géné-raliser le sens de cette variation…

Interprétation microscopique

La vision corpusculaire et dynamique de la matière que nous avons élaborée au cha-pitre précédent nous permet de compren-dre en termes microscopiques les chan-gements d’état.

Partons du solide considéré comme un empilement régulier de molécules qui vi-

brent, à une température donnée, autour de leur position d’équilibre.

Dans le cas d’une augmentation de tem-pérature du milieu extérieur, de la chaleur est communiquée au solide et cela se tra-duit par une augmentation de la tempéra-ture interne, soit une augmentation de l’a-gitation des molécules. Cette agitation, à partir d’un certain seuil devient incompati-ble avec l’ordonnancement du solide ; les vibrations prennent une telle amplitude que les liaisons intermoléculaires qui assu-rent la cohésion de l’état solide se cas-sent ; les molécules disposent alors d’une certaine liberté de mouvement, même si elles restent à proximité les unes des au-tres. On atteint alors l’état liquide. Si on continue de chauffer le corps, les molécu-les vont voir leur agitation croître encore ; les liaisons faibles à courtes durées de vie qui assurent à l’état liquide sa cohésion vont à leur tour disparaître. Des zones ap-paraissent au sein du liquide où des as-semblées de molécules douées d’une certaine vitesse “poussent” les autres créant ainsi des “espaces” : des bulles ap-paraissent au sein du liquide et remontent à la surface. Dans le même temps, les molécules justement situées vers la sur-face ont vu leur agitation croître suffisam-ment pour quitter la masse liquide et s’en aller. On atteint l’état gazeux. Si on conti-nue de chauffer la masse de gaz, les mo-

lécules prennent de la vitesse et le milieu continue de se dilater.

Partons maintenant du gaz et exerçons une pression sur la masse gazeuse, par exemple refermée dans un piston. On force ainsi les molécules à se rapprocher les unes des autres et à réduire leur agita-tion   ; le système communique alors son “trop plein” de chaleur (l’agitation “frus-trée”) au milieu extérieur. On peut alors successivement passer à l’état liquide et à l’état solide. On pourrait faire des descrip-tions analogues pour le refroidissement d’un gaz, ou par exemple la dépression d’un liquide…

Analyse énergétique

Pour opérer un changement d’état d’un état plus organisé vers un état moins or-ganisé, le corps doit absorber une quantité positive de chaleur en provenance du mi-lieu extérieur (les molécules du milieu ex-térieur communiquent leur agitation à cel-les du corps qui augmentent alors la leur...).

Cette énergie transférée sous forme de chaleur est appelée Chaleur latente du changement d’état.

À l’inverse, lors d’un changement d’état d’un état moins organisé vers un état plus organisé, le corps cède une quantité posi-tive de chaleur au milieu extérieur (cela

traduit la réduction de l’agitation des molé-cules du corps par transfert de cette agita-tion aux molécules du milieu extérieur…).

Cas de la chaufferette chimique   : Dans une chaufferette chimique, on déclenche la cristallisation d’un liquide particulier grâce à une pastille métallique qu’on plie légè-rement et qui joue le rôle de catalyseur pour la cristallisation. Le liquide solidifie donc en masse et communique ainsi à l’extérieur une certaine quantité de chaleur dont l’utilisateur qui à froid aux mains pro-fite   ! Pour réactiver la chaufferette, on la met à bouillir (on lui communique ainsi de la chaleur), le corps redevient liquide et est prêt à resservir !

Conditions extérieures du changement d’état d’un corps

Température du milieu am-biant, existence et changement d’état

On prendra bien soin de faire la différence entre la température du milieu extérieur au corps et la température “interne” du corps lui-même. La différence entre ces deux température traduit le sens des échanges énergétiques. Le transfert d’énergie sous forme d’une quantité positive de chaleur s’effectue du système (corps, milieu) dont la température est la plus élevée vers le système (corps, milieu) dont la tempéra-ture est la moins élevée.

Conditions du changement d’é-tat

Au cycle 2, on va s’intéresser aux condi-tions qui provoquent le changement d’état, et les mesures de températures concer-nent le milieu dans lequel est immergé le corps (l’air ambiant…).

Dans le cas concret de l’eau et à pression atmosphérique, cela nous amènera à for-muler que l’eau solide placée dans un milieu dont la température est inférieure à 0°C reste solide et que, placée dans un milieu dont la température est supérieure à 0°C, elle fond (fusion) pour devenir de l’eau liquide. Réciproquement, on établira que de l’eau liquide placée dans un milieu dont la température est supérieure à 0°C reste liquide et que, placée dans un milieu dont la température est inférieure à 0°C, elle gèle (solidification) pour donner de l’eau solide.

Au cycle 3, les conclusions issues du cycle 2 seront le point de départ d’un question-nement sur l’évolution de la température interne d’un corps (par exemple le glaçon) qui sorti d’un milieu de température don-née est placé dans un milieu d’une autre température réputée provoquer le chan-gement d’état. On sait qu’à l’issue de la transformation et l’équilibre thermique avec le milieu d’accueil réalisé, le corps en question dans son nouvel état sera à la même température que le milieu d’ac-

cueil ; il est alors totalement légitime de se poser la question de la “manière” dont la température du corps est passée de celle du milieu initial à celle du milieu final, le “chemin” pris n’étant a priori pas prédicti-ble.

Ce questionnement débouche sur la ca-ractérisation qualitative et quantitative du changement d’état du point de vue du corps qui change d’état. C’est ce que nous allons voir plus loin dans le cas des corps purs.

Cas particulier de l’évaporation

Interprétation microscopique

L’évaporation est un phénomène de sur-face. À toute température d’existence du liquide, il existe à la surface de celui-ci des échanges de molécules, dus à leur agita-tion, entre le milieu liquide et l’air qui est au-dessus. Il en résulte un équilibre entre le nombre de molécules en phase ga-zeuse au-dessus du liquide et celles de la surface qui dépend de la température et de la pression. Si pour une raison ou pour une autre les molécules en phase gazeuse sont chassées loin de la surface (s’il n’y a pas d’enceinte, par diffusion naturelle ou bien par courant d’air…) le liquide n’aura de cesse de compenser cette perte pour rétablir l’équilibre. Le liquide va ainsi peu à peu “s’épuiser” et s’évaporer à sec, et ceci d’autant plus vite que la surface d’échange

est grande, que la température est éle-vée…

La séparation des variables

L’étude des différents paramètres qui jouent sur la vitesse d’évaporation d’un liquide est l’occasion de mettre en œuvre une démarche de “séparation des varia-bles” ; après avoir fait l’inventaire de tous les facteurs qui hypothétiquement peuvent jouer un rôle, il faut élaborer les expéri-mentations qui permettront pour chaque facteur, toutes choses étant égales par

ailleurs, de vérifier son influence. La ques-tion est alors de monter un protocole expé-rimental qui permette de faire varier le facteur, le paramètre, la variable en ques-tion en gardant constants les autres.

La nature du liquide, la surface du liquide, la température du liquide, les mouvements de l’air au-dessus du liquide sont des fac-teurs qui augmentent la vitesse d’évapora-tion.

Changement d’état des corps purs

Variation de la température du corps pur au cours des chan-gements d’états

Courbe expérimentale de ré-chauffement de l’eau

On a disposé de l’eau (du robinet, assimi-lée ici à de l’eau pure...) dans un verre en plastique et on a placé la sonde d’un

thermomètre numérique au cœur du vo-lume de liquide. Le tout a été ensuite placé au freezer. Les points ont été enregistré manuellement lors de la fonte du glaçon à température ambiante (environ 25°C).

Courbe expérimentale du re-froidissement de la stéarine

La stéarine est un corps pur qui entre dans la composition des bougies.

Pour les mesures, on fondu de la stéarine solide par chauffage jusqu’à environ 90°C, puis on a versé la stéarine liquide dans un récipient lui-même contenu dans un bain-marie) à température ambiante.

La courbe rouge mesure la température de la stéarine, la courbe bleue celle de l’eau du bain-marie.

On remarque vers 65°C le palier de solidi-fication de la stéarine.

On remarque aussi que les deux courbes se rejoignent quand l’équilibre thermique entre la stéarine et son “milieu d’accueil” est achevé.

Existence de paliers

La courbe qui relie la température d’un corps pur à la chaleur qu’on lui apporte (ou au temps si l’apport de chaleur est cons-tant) est caractéristique de chaque corps pur. En particulier, chaque changement d’état s’accompagne d’un palier de tem-pérature. Dès le début du changement d’état et tant que coexistent les deux états, la température reste constante.

Une définition phénoménologi-que du corps pur

Les mélanges (par exemple l’eau salée comme sur la courbe ci-dessus) ne pré-sentent pas de palier de température aux

changements d’état. La température conti-nue d’évoluer, même si le rythme de cette évolution varie.

Que représente le temps en ab-scisse ?

Quand le changement d’état est le résultat de l’immersion dans un milieu thermostaté ou d’un chauffage régulier, l’apport d’éner-gie (chaleur) est proportionnel au temps qui passe.

C’est donc en fait l’énergie gagnée ou perdue par le système qui figure en ab-scisse de ces courbes.

Interprétation énergétique des courbes

On a reproduit ci-dessus une courbe théo-rique de réchauffement d’un corps pur.

Les sections obliques n’ont pas forcément la même pente. La pente est la capacité calorifique de l’état donné du corps, c’est-à-dire le coefficient de proportionnalité qui existe entre la chaleur reçue et l’élévation de température. Elle traduit l’efficacité d’u-tilisation de la chaleur par l’état donné du corps.

Pour un corps pur, hors changement d’é-tat, la chaleur apportée sert à élever la température du corps (les molécules s’a-gitent de plus en plus). Dès que le chan-gement d’état commence, toute la chaleur apportée est investie dans le changement d’état, c’est-à-dire dans la rupture des liai-sons qui assurent la cohésion de l’état donné.

Dans le cas de l’eau, les paliers de fusion-solidification et de vaporisation-liquéfaction (au niveau de la mer) ont servi à définir les degrés 0 et 100 de l’échelle Celsius.

Diagramme (P,T) des corps purs

Cas général

Pour un corps donné, on peut tracer un diagramme qui traduit l’état d’un corps pur donné pour des couples (T,P) de condi-tions imposées. Expérimentalement, pour des couples (P,T) de conditions “extérieu-res” on regarde dans quel état se trouve le corps et on trace les frontières entre états. Il y a en fait une dépendance entre P et T qui peut se retrouver grâce aux équations de la thermodynamique (loi de Gibbs-Duhem, équations de Clapeyron...) mais cela dépasse largement le cadre de notre sujet.

On peut remarquer sur ce diagramme deux point caractéristiques :

• Le point triple, représente les conditions (P,T) dans lesquelles coexiste les trois état. Ce point est unique pour un corps donné ;

• Le point critique au-delà duquel on ne peut pas faire la différence entre l’état liquide et l’état gazeux, et ou il faut parler de “fluide”.

Les domaines d’existence des états se re-trouvent “intuitivement” :

• Solide, hautes pressions et basses tem-pératures ;

• Gaz, basses pressions et hautes tempé-ratures.

Interprétation des changements d’état des corps purs

Sur le dessin qui précède on a fait se cô-toyer la courbe de réchauffement d’un corps pur quelconque et le diagramme (P,T) correspondant.

On y a établit les zones de correspon-dance entre les différentes phases des changements d’états et les positions dans le diagramme (P,T). L’évolution dans celui-ci se fait selon une horizontale puisqu’on est à pression constante (élévation de température isobare à pression atmosphé-rique).

Cas particulier de l’eau

L’eau, qui vous l’aurez compris, possède des propriétés bien particulières qui la classe à part des autres corps purs. Elle se distingue une fois de plus dans ce dia-gramme : la courbe de changement d’état Solide-liquide a une pente négative, alors

que pour (quasiment) tous les autres corps purs, elle est positive.

Changement d’état sous l’effet de la pression

Le bouillant de Franklin

On a beaucoup parlé des changements d’état provoqués par une variation de tem-pérature, et on a évoqué les changements d’état provoqués par des variation de pression (ce qui sort du cadre de l’école primaire). Pour illustrer un tel changement d’état on peut évoquer l’expérience dite du “bouillant de Franklin”. On met à bouillir de l’eau dans un ballon ouvert. Quand l’eau bout, on coupe le chauffage et on ferme hermétiquement le ballon. On passe alors celui-ci sous de l’eau froide   : l’ébullition réapparaît   ! En effet, le fait de refroidir l’extérieur du ballon provoque une con-traction du gaz à l’intérieur qui se traduit par une baisse de pression à l’intérieur du ballon. Cette chute de pression provoque la vaporisation, comme on peut le retrou-ver sur la courbe précédente.

Le patin à glace

Dans le cas particulier de l’eau pure, vue la pente négative de la courbe de fusion-solidification, on peut passer du solide au liquide, à température constante, par une augmentation de pression !

Ceci peut être mis en évidence par une petite expérience simple : un fil de fer fin lesté est posé sur un glaçon. Sous l’effet de l’augmentation de pression sous le fil, de l’eau liquide se forme qui permet la progression du fil au sein du glaçon, la glace se reformant au-dessus du fil. Celui-ci peut ainsi traverser tout le glaçon du haut en bas, sans que celui-ci soit coupé à la fin !

Les patins à glace fonctionnent sur le même principe. Sous la pression de l’étroit couteau du patin se forme un mince filet d’eau liquide qui assure la glisse…

Le cycle de l’eau dans la nature

Les changements d’état de l’eau dans la nature constituent ce qu’on appelle le cy-cle de l’eau.

Le cycle de l'eau est un cycle biogéochi-mique.

L'eau existe sous trois états : liquide, so-lide et gazeux. Elle s'échange entre les différents compartiments de la Terre, l'hy-drosphère (sphère de l'eau), l'atmosphère (sphère de gaz) et la lithosphère (sphère de la roche et du sol).

Ces compartiments contiennent de l'eau, en quantités variables, beaucoup au sein de l'hydrosphère, moins dans la litho-sphère et en très faible quantité dans l'at-mosphère.

L'eau de l'hydrosphère, sous l'action du soleil, s'évapore. Cette eau rejoint alors l'atmosphère sous forme de vapeur d'eau. Les nuages sont ainsi formés de minus-cules gouttes d'eau. Cette même eau, lors des pluies, retombe sur les océans (pour 7/9) et sur la Terre (pour 2/9).

La circulation de l'eau dans la lithosphère emprunte trois voies :

• Le ruissellement, en suivant les reliefs de la roche-mère ;

• L'infiltration, à travers les fissures natu-relles des sols et des roches ;

• La percolation, en migrant lentement à travers les sols

Plus le processus est lent plus les eaux ont le temps d'interagir chimiquement avec

le milieu. Plus le processus est rapide plus les phénomènes d'érosion seront mar-qués.

À travers l'infiltration et la percolation dans le sol, l'eau alimente les nappes phréati-ques (souterraines).

Les débits des eaux peuvent s'exprimer en m³/s pour les fleuves, en m³/h pour les rivières. La vitesse d'écoulement des nap-pes phréatiques est en revanche de quel-ques dizaines de mètres par an.

Le flux peut être stocké pour un temps sous forme de neige ou de glace. Sa fonte

est plus ou moins importante depuis le réchauffement climatique.

Le cycle décrit ci-dessus est essentielle-ment géochimique. En réalité, les êtres vivants, et plus particulièrement les végé-taux ont une influence sur le cycle. Les racines des végétaux pompent l'eau du sol, et en relâchent une partie dans l'atmo-sphère. De même, une partie de l'eau est retenue dans les plantes. Lors de défo-restation, le cycle de l'eau est fortement modifié localement et il peut en résulter des inondations.

La science qui étudie le cycle de l'eau est l'hydrologie.

Mélanges et solutionsDifférentes matières ensemble dans différents états

Qu’est-ce qu’un mélange ?

Corps purs et mélanges

Nous avons déjà eu l’occasion de souli-gner au cours des chapitres précédents que les propriétés “canoniques” de la ma-tière sur lesquelles on met l’accent à l’é-cole primaire (changements d’états...) concernent une catégorie de corps, les corps purs, dont le contingent représente en fait une minorité dans la palette de no-tre appréhension quotidienne du monde physique.

Le monde qui nous entoure est fait de ma-tières variées, tant par leur structure que par leur composition et le mélange semble être la règle. La diversité de comporte-ments qui en résulte doit être touchée du doigt mais illustre une richesse et une complexité dont une approche trop pré-coce peut nuire à la compréhension de ce qui fait l’unité de la matière.

Les corps purs que nous côtoyons sont souvent le fruit d’une fabrication, et le plus souvent nous ferons passer pour corps pur (l’eau du robinet qu’on fera geler ou bouillir...) ce qui est en fait un mélange. Nous mettrons ces petits mensonges ou ces petites omissions au service d’une

première compréhension simplifiée du réel, en nous gardant bien de ne pas éri-ger en dogmes ces étapes sur le chemin de la connaissance.

La justification de travailler sur les corps purs est aussi la suivante : un mélange peut être considéré comme le résultat de l’association d’un certain nombre de corps purs, indépendamment de la manière dont il a été “fabriqué”. L’étude des propriétés individuelles de ceux-ci peut nous guider dans l’étude des propriétés des mélanges ; ce que l’étude du corps pur nous dit des caractéristiques de la molécule qui le re-présente nous aide à prévoir - partielle-ment - les interactions qu’elle pourra dé-velopper avec des molécules différentes.

Mélange et “mélangeage”

Il nous faut lever une ambiguïté quand au mot “mélange” ; il désigne à la fois le fait de mélanger différents corps (“faire un mélange”) mais aussi le résultat d’un mé-lange réussi (si les corps se sont bien mélangés après qu’on les ait mélangé alors ils forment un mélange !). À moins d’introduire un néologisme (le “mélan-geage”) pour désigner l’action de mélan-ger, il faudra bien être clair sur ce que dé-

signe le mot mélange dans son contexte d’utilisation.

Hétérogénéité et homogénéité

Le sens commun

Petit Larousse

Homogénéité n.f. Qualité de ce qui est

homogène ; cohérence, cohésion.

Homogène adj. (gr. homos, semblable et

genos, origine). 1. Dont les éléments

constitutifs sont de même nature. 2. Fig.

Qui présente une grande unité, une har-

monie entre ses divers éléments. [...]

Les définitions proposées par le diction-naire nous instruisent sur l’ambiguïté du sens que peut prendre le mot “homogé-néité”. le premier sens, nous renvoyant à la structure de la matière, pourrait nous pousser à assimiler “homogène” à corps pur ; le second sens renvoie à l’apparence du corps et pose de facto la question de l’échelle d’observation de celui-ci.

Un problème d’échelle

Un corps peut apparaître homogène à l’œil nu. Le lait, liquide blanc, une mayonnaise dans son pot apparaissent homogènes. Une observation plus fine, à la loupe ou au microscope peut révéler l’hétérogénéité. Le lait ou la mayonnaise peuvent paraître homogènes “de loin”, mais une observa-tion fine laisse apparaître leur hétérogé-

néité : des petites gouttes de matière grasse sont en suspension dans une solu-tion aqueuse...

On peut donc se poser la question de sa-voir qu’elle échelle “limite” on va choisir pour définir l’homogénéité. En effet en poussant le raisonnement à l'extrême, on pourrait remonter jusqu’au niveau des molécules ou des atomes et considérer la matière comme essentiellement in-homo-gène, confondant ainsi homogénéité et continuité. Ce qu’il ne faut pas faire ! On peut donc dans un premier temps définir une homogénéité “d’échelle”, qui corres-pondrait à la deuxième définition donnée par le dictionnaire étant précisée l’échelle d’observation.

Vue au microscope électronique à balayage d’une fracture faite dans de la mayonnaise gelée. Les gros globules sont de la matière grasse insérée dans une matrice d’eau.Copyright Gordon Vrdoljak, site “Science Images”, http://spicnspan.blogspot.com/

Cette “homogénéité d’échelle” est une caractéristique ponctuelle et qui peut évo-

luer dans le temps ; en effet, si on agite très énergiquement de l’huile et de l’eau (ou une vinaigrette...) le résultat de ce brassage peut paraître homogène (eu égard aux remarques faites sur le pro-blème de l’échelle) sur une durée plus ou moins longue jusqu’à ce que s’opère la “démixtion” (séparation des éléments du mélange).

On voit qu’on ne peut se contenter d’une définition trop “simpliste” de l’homogénéité. Il faut donc élaborer une définition scienti-fique à l’aide des définitions de base de l’étude thermodynamique des systèmes.

Une définition scientifique

Pour définir scientifiquement la notion d'homogénéité, il faut d’abord définir ce qu’est une phase et pour cela il faut définir les concepts de grandeurs extensives et intensives.

Grandeur extensive

Une grandeur extensive est proportion-nelle à la quantité de matière.

Exemples : le volume, la masse, la quan-tité de matière, la charge électrique sont des grandeurs extensives.

De telles grandeurs sont additives par réunion de systèmes de même nature (le volume du système constitué par la réu-nion de deux briques est le double du vo-lume d’une brique).

Grandeur intensive

Une grandeur intensive est définie en chaque point du système (par opposition à une grandeur extensive qui est définie pour l’ensemble ou une partie du sys-tème), et est indépendante de la quanti-té de matière du système.

Exemples : La pression, la température, la masse volumique, la concentration molaire sont des grandeurs intensives.

De telles grandeurs ne sont pas additives par la réunion de systèmes identiques ( l'ajout d’un litre d’eau à 25°C à un autre litre d’eau à 25°C donne deux litres d’eau à cette même température de 25°C et non à 50°C ; la concentration en alcool d’un vin est la même dans un tonneau de 100 L que dans un verre, mais bien entendu, la quantité d’alcool n’y est pas la même.

Phase : définition générale

Une phase est une région de l’espace dans laquelle toutes les grandeurs in-tensives sont des fonctions continues des coordonnées de l’espace.

• Tout mélange de gaz constitue la même phase gaz ;

• deux liquides totalement miscibles cons-tituent une phase unique ; deux liquides non miscibles (ou partiellement misci-bles) constituent deux phases différen-tes.

• Pour les solides, il y a autant de phases que d’espèces chimiques solides.

Phase uniforme

C’est le cas particulier le plus fréquent : la phase est dite uniforme lorsque toutes les grandeurs intensives ont des valeurs indé-pendantes du point considéré.

Une phase uniforme est une région de l’espace dans laquelle toutes les gran-deurs intensives ont des valeurs indé-pendantes du point considéré.

Système homogène ou hétérogène

Un système homogène est constitué d’une phase uniforme ; un système hétérogène comporte plusieurs phases.

La ronde des mélanges

Solides, liquides et gaz mélan-gés

mélanges hétérogènes

Dans les mélanges hétérogènes, il existe donc différentes “phases” (qui peuvent cor-respondre à différents états de la matière) qui coexistent. On désignera les princi-paux mélanges hétérogènes en citant en premier la phase qui “accueille” la se-conde, sachant qu’il n’est pas toujours aisé de définir celle qui accueille l’autre (cela peut être une question de quantités relatives, de méthode de préparation...).

Mélanges Solide-Solide

Du granit aux matières plastiques

Des matériaux, naturels ou fabriqués par l’homme, tirent leur propriétés de l’hétéro-généité de leur structure. Par exemple des terpolymères comme l’ABS, assemblage intime de trois types de matières plasti-ques, sont des élastomères qui font partie de notre quotidien (tableaux de bord de voiture, téléphones, appareils ména-gers...).

Mélanges Solide-Liquide

Les sol-gels

Une classe de matériaux suscite l’intérêt des chercheurs ces dernières années : ce sont les “sol-gels”. Ces matériaux se pré-sentent sous la forme d’un réseau solide (classiquement à base d’oxyde de silicium) muni de cavités dans lesquelles existe une phase liquide qui solubilise des ions. Ils sont utilisés dans l’électronique et les in-dustries de hautes technologie.

Mélanges Solide-Gaz

les mousses rigides ou souples

On peut évoquer la meringue cuite, les mousses dont on fait des matelas, des flotteurs ou tout simplement le polystyrène expansé. Ces mousses sont obtenues par incorporation d’un gaz avant solidification, gaz qui peut rester dans la matrice ou être progressivement remplacé par de l’air. Le gaz responsable de la structure alvéolaire

peut venir de l’extérieur et subir une ex-pansion notamment à cause de la chaleur, ou être produit par une réaction chimique liée à la synthèse de la mousse.

Il est enfin à noter qu’à l’école primaire le liquide d’accueil sera le plus souvent l’eau et que le gaz d’accueil sera exclusivement l’air.

Mélanges liquide-liquide :Miscibilité et différence de densité

Prenons le cas de deux liquides non mis-cibles (comme par exemple l’eau et l’huile). Ils ne se mélangent pas et de ce fait se superposent dans le récipient où on les a disposés. Le liquide le moins dense se retrouve au-dessus du liquide le plus dense.

Prenons maintenant le cas de deux liqui-des miscibles mais de densités assez dif-férentes (comme par exemple l’eau de densité 1 et l’alcool de densité 0,79). Vue l’affinité des deux liquides si on les mé-lange sans précautions le mélange homo-gène va être réalisé. Maintenant, si on dispose l’eau en premier dans le récipient et qu’on verse avec beaucoup de délica-tesse l’alcool en second, il est possible d’obtenir une superposition fragile qui se rompra à la moindre agitation.

Tout ça pour dire que miscibilité et diffé-rence de densité ne doivent pas être con-fondus.

Séparation des mélanges hété-rogènes

Comment laver l’eau sale ?

La question de la séparation des mélan-ges (hétérogène et homogène) se pose particulièrement dans le cadre du traite-ment des eaux destinées à la consomma-tion et du traitement des eaux usées dans l’optique de les rendre “bio-compatibles” (rejet dans la nature en minimisant l’im-pact). Un certain nombre des méthodes citées ci-après sont appliquées notamment dans les stations d’épuration.

Les méthodes physiques de sé-paration

Application n° 1 : Flottage

Un corps qui ne se mélange pas à l’eau et dont la densité est inférieure à 1 flotte. Un “ratissage” de la surface de l’eau permet donc d’extraire les matières flottantes.

Dans une station d’épuration, on envoie de l’air sous pression dans l’eau salie ; ceci a en particulier pour effet de démixer les corps gras éventuellement en suspension qui forment alors une sorte de mousse à la surface de l’eau qui est ensuite enlevée par ratissage.

Application n°2 : Décantation

Un corps qui ne se mélange pas à l’eau et dont la densité est supérieure à 1 coule.

Si la densité du corps est peu supérieure à celle du liquide, ou si d’autres forces entre en jeu du fait de la petite taille des parti-cules du corps (cf. suspensions), la coulée va demander un certain temps, et exige le repos du mélange. La séparation s’effec-tue alors par décantation (processus qui pourrait être accéléré par centrifugation). La séparation des deux corps peut alors se faire par un délicat écoulement du li-quide par le haut.

Dans une station d’épuration, l’eau char-gée notamment en sables, passe douce-ment dans un bac de forme conique et en ressort par le haut ; les sables et petits graviers se déposent au fond du bac qui est régulièrement vidé.

Filtration

L’utilisation de cribles pour discriminer par la taille les corps flottant ou non est assez naturelle.

Notons que cette méthode peut aussi s’appliquer aux corps dissous puisque les techniques d’ultra-filtration utilisées pour rende potable l’eau du réseau public per-mettent de retenir sur leurs filtres des en-tités telles que des bactéries...

Les solutions aqueuses

Solvant et soluté

Une solution est une phase liquide résul-tant du mélange homogène réalisé par la

mise en solution dans une phase liquide de phases solubles solides, liquides ou gaz.

En général dans une solution la phase d’accueil est majoritaire et est appelée le solvant ; la phase dissoute, en petite quantité par rapport au solvant, s’appelle le soluté.

Types de solutions aqueuses

Mélange d’un solide soluble dans l’eau

Parmi tous les solides solubles nous allons nous intéresser particulièrement aux solu-tions aqueuses salines issues de la mise en solution de sels, c’est-à-dire de solides cristallins constitués de cations et d’anions (comme le chlorure de sodium, édifice cristallin constitué d’anions chlorures Cl- et de cations sodium Na+).

En général les sels sont d’autant plus so-lubles que la température du solvant est élevée.

Mélange d’un liquide miscible à l’eau

Comme liquides simples miscibles à l’eau on peut citer l’éthanol, l’acétone ; comme corps plus complexes on peut citer les en-cres.

Mélange d’un gaz soluble dans l’eau

Les gaz se solubilisent assez volontier dans l’eau. Une eau laissée à l’air libre va d’ailleurs solubiliser les gaz de l’air : dia-zote, dioxygène, dioxyde de carbone... Ce dernier a pour propriété notable de chan-ger l’acidité de l’eau qui le solubilise.

Il faut aussi se rappeler que la solubilité des gaz croît quand la température du solvant décroît (comportement opposé à ce qui est majoritairement constaté dans le cas des solides...). Une eau froide solubi-lise plus de gaz qu’une eau plus chaude.

Les solutions salines

Que se passe-t-il au cours de la mise en solution ?

Les ions constitutifs du sel sont séparés et cela d’autant plus aisément que l’eau est un milieu polaire.

Pour être globalement neutre, la molécule d’eau n’en accuse pas moins une nette dissymétrie dans la répartition des charges électriques.

L’atome d’oxygène accumule un excès de charges négatives compensé par l’excès de charge positive porté par les deux ato-mes d’hydrogène (le nuage électronique est plus dense vers l’oxygène que vers les atomes d’hydrogène).

Cette polarisation va favoriser la stabilisa-tion dans le milieu des anions et des ca-tions grâce aux interactions électrostati-ques que les molécules d’eau vont nouer avec ces ions.

Un autre facteur favorisant la solubilisation des sels est que l’eau agit comme un écran performant entre les ions en solu-tions (on dit qu’elle possède une “cons-tante diélectrique” élevée) ; ceux-ci ont du mal à se “voir” et les interactions électro-statiques entre les cations et les anions issus du sel sont amoindries ; les ions ne sont donc pas “tentés” de se rassembler pour former une phase insoluble au sein de la phase aqueuse.

On retient de ceci que l’eau en tant que solvant a plus d’affinités, du fait des ses propriétés de polarité et de ses caractéris-tiques diélectriques, pour les solutés eux-mêmes polaires ou portant une charge électrique.

Conductivité électrique

Une solution aqueuse saline, puisqu’elle contient des ions (solution ionique), con-

duit beaucoup mieux le courant électrique que l’eau pure.

Conservation de la masse

La masse se conserve lors d’une mise en solution.

La somme des masses de solvant et de soluté avant mise en solution est égale à la masse de la solution résultante.

Saturation

Définition

À une température donnée, on ne peut solubiliser qu’une certaine quantité d’un corps solide soluble donné. Au delà de cette limite, appelée saturation, la phase solide excédentaire mise en solution de-meure solide constituant avec la solution saturée un mélange hétérogène.

Dépendance en température

La limite de saturation augmente avec la température de la solution.

Dans le cas du chlorure de sodium NaCl, la saturation se situe aux alentours de 358 g/L à 20°C et 380 g/L à 80°C.

Thermodynamique des mises en solution

Mélange endothermique

Les mise en solution qui nécessitent un apport d’énergie thermique (chaleur) sont dites endothermiques.

On peut citer comme exemple la mise en solution du chlorure d’ammonium NH4Cl qui, pour se faire, prend de l’énergie au milieu. Il en résulte un abaissement nota-ble de la température de la solution (on peut même faire geler de l’eau au contact du récipient dans lequel on effectue la mise en solution).

Mélange athermique

Les mises en solution qui ne nécessitent pas d’apport, ni ne produisent d’énergie thermique (chaleur) sont dites athermi-ques.

La mise en solution du chlorure de sodium NaCl est quasiment athermique (elle ne produit ni élévation ni abaissement de la température).

Mélange exothermique

Les mises en solution qui produisent de l'énergie thermique (chaleur) sont dites exothermiques.

La mise en solution de l’hydroxyde de so-dium NaOH (soude caustique) est très exothermique. La température de la solu-tion augmente notablement.

Changement d’état d’une solu-tion saline

Abaissement cryoscopique

Par rapport à l’eau pure, les solutions aqueuses salines ont des points de fu-sion-solidification qui sont abaissés.

Une solution aqueuse saline gèle à plus basse température que l’eau pure.

Une saumure qui contient 22,4 % de chlo-rure de sodium (NaCl) en masse gèle à –21,6 °C. Une solution contenant 19,5 % de chlorure de potassium gèle vers –10 °C.

De la même façon, par rapport à l’eau pure, les solutions aqueuses salines ont des points d’ébullition-liquéfaction plus élevés.

Une solution aqueuse saline bout à plus haute température que l’eau pure.

Absence de palier

En tant que mélanges, les changements d’états des solutions aqueuses salines ne présentent pas de palier.

Les mélanges glace-sel

Physico-chimie du “mélan-geage”

Prenons de la glace d’eau pure et ajou-tons-lui du sel (par exemple du chlorure de sodium NaCl ou du chlorure de potassium KCl).

1. Nous venons de voir qu’une solution saline à une température de fusion-so-lidification plus basse que l’eau pure.

2. Cela signifie que du mélange du sel et de la glace d’eau pure va résulter in fine une solution salée liquide à moins que 0°C (à condition que la tempéra-ture de la glace d’eau pure ne soit pas suffisamment basse pour qu’à cette température la solution salée soit aussi solide).

3. Pour arriver à ce résultat, cela signifie aussi que le système a dû prendre de la chaleur au milieu pour que l’eau so-lide fonde pour solubiliser le sel.

Nous voyons donc que le fait de mélanger de la glace d’eau pure et du sel a deux conséquences :

• Il en résulte un milieu liquide dont la température peut être très inférieure à 0°C ;

• Le fait de réaliser ce mélange consomme de l'énergie thermique (de la chaleur).

Le sel sur les routes l’hiver

Si on prévoit des chutes de pluies vergla-çantes, on peut répandre du sel sur les route.

Si c’est de l’eau liquide qui tombe sur une route dont la température est inférieure à 0°C, elle se mélange au sel et comme l'état stable de l'eau salée est l'état liquide, il n’y a pas formation de glace sur la route (le verglas).

Si c’est de l’eau sous forme solide qui tombe, elle entre en contact avec le sel et prend de la chaleur à l’atmosphère (ce qui n’affecte en rien sa température, l’atmo-sphère joue le rôle d’un thermostat) pour fondre et constituer avec le sel une solu-tion saline. Là encore, il n’y a pas forma-tion de glace sur la route.

Par contre s'il fait -20°C, plus bas que la température de gel de l'eau salée, celle-ci reste sous forme de glace et le salage est inefficace.

Le mélange réfrigérant

Quand on fait un mélange glace-sel, de la chaleur est prise au mélange lui-même (ce qui à pour effet d’abaisser sa température) et aussi à l’environnement proche.

C’est donc un bon moyen de faire baisser la température d’un corps sans employer de moyens compliqués.

On peut de plus rajouter que si le mélange glace-sel devient liquide, cela optimise les surfaces d’échanges thermiques avec les corps au contact et cela rend encore plus efficace l’effet de “producteur de froid” du mélange glace-sel.

On peut en utilisant un tel mélange réfrigé-rant faire geler de l’eau dans un récipient entouré du mélange réfrigérant et étudier de cette façon la solidification de l’eau pure.

Mélanges hétérogènes stables

Suspensions

Quand une phase solide dans une phase liquide est finement divisé, des phénomè-nes autres peuvent prendre le pas sur la poussée d’Archimède pour décrire la sta-bilité de ces “grains” dans le milieu liquide. Notamment des phénomènes électrostati-ques peuvent contribuer à stabiliser ces parties qui souvent invisibles à l’œil nu se contentent de troubler le milieu. On pourra alors parler de colloïdes et de solution colloïdale. Quand pour une raison ou une autre ces colloïdes se rassemblent, se produit le phénomène de “percolation” qui peut mener à la formation de gels.

Une filtration fine peut permettre de sépa-rer le corps sous forme de colloïdes du liquide qui l’accueille.

Émulsions

Les émulsions (pour revenir au mélange de liquides non miscibles...)

Il est possible de stabiliser (l’émulsion) un mélange hétérogène de deux liquides non-miscibles (ou d’un liquide et d’un solide dont la suspension n’est pas stable) par l’introduction lors du mélange d’un troi-sième partenaire particulier.

Processus de stabilisation

Qu’est-ce qui déstabilise un mé-lange ?

Pour savoir comment stabiliser un mé-lange, il faut savoir ce qui est la cause de sa non-stabilité. On peut exprimer cela en terme d’affinité, approche qualitative que les physico-chimistes quantifient rigoureu-sement (thermodynamique). Quand les constituants du corps accueilli (solide, li-quide) n’a aucune affinité pour le liquide qui l’accueille, ses composants ont ten-dance à se regrouper, minimisant ainsi les interactions avec la phase d’accueil. C’est par exemple ce qui se passe lors de la démixtion de l’huile et de l’eau. Dans le cas d’une suspension solide qui a ten-dance à décanter, il faut trouver un moyen de créer ou d’augmenter les interactions avec l’eau de manière à minimiser l’effet du poids des particules. Dans tous les cas, il faut trouver un médiateur qui ait de l’affi-

nité pour les deux phases et serve de “re-lais” entre elles.

Émulsions et tensioactifs

Nature chimique : une double affinité

De telles molécules existent. Elles possè-dent par exemple deux parties, une hydro-phile qui possède une forte affinité avec l’eau, et une hydrophobe qui aura plutôt une affinité pour la matière organique, les phases “grasses” ; on les dit “amphiphiles” pour traduire la double affinité. Ces molé-cules appartiennent à la famille des ten-sioactifs. Ces molécules organisent le mi-lieu : elles entourent les globules de “gras” en tapissant leur surface, coté hydrophobe à l’intérieur et coté hydrophile à l’extérieur, formant ainsi des micelles.

Exemples

Le secret de la mayonnaise et de l’encre de Chine

Dans le cas de la mayonnaise, le jaune d’œuf apporte l’eau et les tensioactifs (protéines). En fouettant l’huile que l’on verse on la “découpe” en petites gouttes que tapissent les molécules tensioactives ; l’eau s’insère entre les micelles et assure la cohésion de l’ensemble.

L’encre de Chine a probablement été in-ventée par ... les égyptiens ! C’est une suspension de noir de fumée (suies de combustion) stabilisée par de la gomme

arabique (tirée de l’acacia). Sans cette dernière, les petites particules de fumée décantent, et la suspension n’est pas sta-ble. Les molécules de la gomme arabique viennent tapisser la surface des particules et créent des interactions avec l’eau, ce qui stabilise la suspension.

Fumées, brouillards et mous-ses...

Un mélange Gaz-Solide : La fu-mée

La fumée est une suspension de particules solides dans l’air. Ces particules sont des résidus de combustion (suifs...) et sont mues par les courants de convection liés à la chaleur.

Un mélange Gaz-Liquide : Le brouillard

Le brouillard est une suspension de micro-gouttelettes d’eau issues d’une liquéfac-tion de la vapeur d’eau. Il suffit qu’un mi-lieu froid “coiffe” une zone d’évaporation pour que ce brouillard apparaisse (par exemple quand il fait froid au-dessus d’une route humide chauffée par le soleil, ou au-dessus d’un étang au lever du jour...).

On rappelle que ce qu’on voit au-dessus de la casserole d’eau en train de bouillir c’est précisément un brouillard ; la vapeur d’eau est invisible si on excepte les “mira-ges” de chaleur (ondulations) qu’elle pro-voque sur son passage.

Le cas des nuages

Les nuages sont constitués d’une suspen-sion de particules solides (eau gelée), de gouttelettes et de vapeur d’eau.

Superstructures : monocou-ches, micelles, bicouches et vé-sicules...

Savons et détergents

Les molécules constitutives des savons sont des tensioactifs. Elles entourent les agrégats de “saleté” organique, et les pa-quets ainsi constitués sont chassés avec l’eau.

Une lessive comprend aussi des molécu-les actives (les enzymes gloutons...) qui cassent les longues chaînes organiques de manière à ce qu’elles puissent être fa-cilement “empaquetées” par les tensioac-tifs. (la lessive contient aussi des “azurants optiques” qui permettent aux blanc de pa-raître “plus blanc” par émission de radia-tions dans le proche ultraviolet).

Parois cellulaires

La membrane de nos cellules est consti-tuée de tensioactifs organisés en bi-cou-che, comme suggéré par le dessin (page suivante). Cette organisation permet de structurer des zones closes permettant un milieu aqueux interne et externe. On peut penser que de telles structures se retrou-vent aussi dans les membranes des bulles de savon.

Les molécules qui constituent la mem-brane de nos cellules sont des phospholi-pides. Cette membrane contient aussi de nombreux dispositifs d’échanges entre le milieu intracellulaire et le milieu extracel-lulaire et est tapissé des molécules néces-saires aux mécanismes de reconnais-sance biochimiques.

Effet sur la tension superficielle

L’eau liquide est un milieu très organisé au sein duquel les molécules d’eau nouent des interactions assez fortes (“liaisons hy-drogène”). Une des conséquence est l’existence d’une “peau” à la surface de l’eau. Par exemple, grâce à cette peau on peut mettre de l’eau plus haut que le bord du verre, et des animaux comme les arai-gnées d’eau peuvent se mouvoir à sa surface.

Les tensioactifs tendent à diminuer cette “tension superficielle” de l’eau, en rempla-çant cette peau par un film superficiel aux propriétés différentes.

On peut faire l’expérience suivante : on remplit un verre d’eau à ras bord. On y ajoute délicatement des pièces de mon-naie de façon à faire monter le niveau de l’eau. Quand la surface est bien bombée, on pose délicatement une micro-goutte de produit vaisselle et ... patatra !

Webographie

Sites internet dont sont issues les photographies

Site en anglais sur les flocons de neige :

http://www.its.caltech.edu/~atomic/snowcrystals/

L’Encyclopédi@ ERPI :

http://encyclopedia.erpi.com/accueil

Conservatoire de contenus libres Wikimedia Commons :

http://commons.wikimedia.org/wiki/Accueil

Sites sur les matériaux

Infovitrail :

http://www.infovitrail.com/verre/histoire.php

Le portail français du verre :

http://www.verreonline.fr/

Syndicat des producteurs de matières plastiques :

http://spmp.sgbd.com/

Ressources pédagogiques et scientifiques

Site de l’internet scientifique français :

http://www.sciences.gouv.fr/

School Science lessons

http://www.uq.edu.au/_School_Science_Lessons/

Cours de Physiques de Claude St Blanquet :

http://www.sciences.univ-nantes.fr/physique/perso/blanquet/

Cours de thermochimie, Université du Québec à Chicoutimi :

http://wwwens.uqac.ca/chimie/Thermochimie/

Glossaire de Météo France :

http://www.meteofrance.com/FR/glossaire/index.jsp

Site du Scientibus :

http://www.unilim.fr/scientibus/index.php

Manitoba Education, Citizenship and Youth, Curriculum Science :

http://www.edu.gov.mb.ca/ks4/cur/science/index.html

Site de la Faculté Technologique de Chimie de Split :

http://www.ktf-split.hr/periodni/fr/pse-pdf.html

Site de Guy Vielh, Stabilité des nucléides :

http://guy.vielh.free.fr/fiches/stabilite_sy.htm

Dossier scientifique du CNRS sur l’eau :

http://www.cnrs.fr/cw/dossiers/doseau/accueil.html

Bibliographie

Articles

Jensen, Pablo. Que font vraiment les physiciens ? Bulletin de l’Union des Physiciens, N°797, Vol. 91 - Octobre 1997. pp. 1609-1619.

Martinand, Jean-Louis, Observer - agir - critiquer, l’enseignement des sciences expéri-mentales à l’école élémentaire. Contribution publiée dans Rosmorduc Jean (édit) (1995). La culture scientifique des non-scientifiques - Actes des 3es journées Paul Langevin. Brest Université de Bretagne Occidentale et Dialogues. pp. 13-18.

Michaut, Cécile et Teixeira, José. L’eau, bac to basics, La Recherche, n°372, Février 2004.

Ouvrages

Arnaud, Paul. Cours de Chimie Physique. Paris : Bordas, 1988.

Atkins, P.W.. Physical Chemistry, fourth edition. Oxford : Oxford University Press, 1990.

Bensaude-Vincent, Bernadette & Martin, A.C..Dans le laboratoire de Lavoisier. Paris : Na-than (Musée National des Techniques), 1993.

Bensaude-Vincent, Bernadette & Stengers, Isabelle. Histoire de la chimie. Paris : La Dé-couverte, 1992, 1995.

Brénon-Audat, Françoise & Busquet, Catherine & Mesnil, Claude. Thermodynamique chimique, Cours. Paris : Hachette, 1993.

Ebert, H. Chimie Technique, Formulaire de poche. Paris : Mac Graw Hill, 1985.

Lafont, O. D’Aristote à Lavoisier, les étapes de la naissance d’une science, Ellipses ;

Luft, Robert. Dictionnaire des corps purs simples de la chimie. Nantes : Association Cultu-res et Techniques, IUFM, 1997.

Prigogine, Ilya & Kondepudi, Dilip. Thermodynamique, Des moteurs thermiques aux structures dissipatives. Paris : Odile Jacob, 1999.

This, Hervé. Les secrets de la casserole. Paris : Belin, 1993.

Manuels scolaires

Sciences-Physiques, Sciences médico-sociales, Terminale, Hachette, 1996.

Nouveau manuel de l’Unesco pour l’enseignement des sciences, 1974.