Un corps pur est une substance qui ne contient qu’un seul type d’atome ou de molécule chimique (le contraire d'un mélange).

Les corps purs tels que l'eau (H2O) peuvent se retrouver sous 3 formes :

• solide
• liquide
• gazeux

L'eau à l'avantage d'être présente de manière naturelle sur Terre sous ces 3 formes, car ses propriétés lui permettent de l'être à température ambiante. Ce qui n'est pas le cas d'autres substances, qui nécessitent des conditions extrêmes pour changer d'état, comme :

• le cuivre : solide
• l'oxygène : gazeux
• l'éthanol : liquide

Par exemple, pour que l'oxygène devienne solide, il faut une température inférieure à −218,79 °C !

La thermodynamique va s'intéresser aux conditions requises pour pouvoir passer d'une forme à l'autre ainsi que la manière dont se déroule cette transition, qui requiert un important échange de chaleur.

Un outil important pour déterminer la forme stable d'un corps pur est le diagramme de phases à l'équilibre.

Pour nommer l'état homogène d'un corps pur, on utilise la notion de phase. On aura ainsi la phase liquide, solide et gazeuse.

• Solide : les particules sont en contact les unes avec les autres autour d'une position définie. Elles effectuent de petites oscillations et le solide conserve une forme bien définie.
• Liquide : pas de forme fixe, les particules sont en contact, mais peuvent bouger.
• Gazeux : les particules ne sont pas en contact directes et sont distantes les unes des autres.

• Lorsque les particules sont en contact permanent (ce qui est le cas de la phase liquide et gazeuse), on parle de phase condensée.
• Celles dont le composé peut s'écouler et qui n'ont pas de forme propre sont qualifiées de phases fluides (c'est le cas de la phase liquide et gazeuse).

Le diagramme de phases

Il permet de prédire grâce à la température et à la pression l'état d'un corps pur donné à l'équilibre.

De façon logique, à haute température et à basse pression, l’état stable est la forme gazeuse. À très basse température, c’est le solide qui apparaît comme l’état stable. Le liquide n’est stable que dans une zone intermédiaire située entre les deux autres zones, il existe une pression minimale et une température minimale pour l’existence de l’état liquide.

L'allure d'un diagramme de phase est quasiment la même pour chaque corps pur.

Plusieurs phases peuvent coexister si les conditions de pression et de température se situent sur la courbe de séparation de phases. L'exemple le plus courant est le glaçon dans un verre, s'il fait précisément 0°C entre le liquide et le solide et que l'air est aussi à 0°C, alors leur état restera figé ad vitam æternam étant donné qu'il n'y a plus de transferts thermiques.

Ainsi, on se rend compte que pour stocker un gaz sous forme liquide, on a souvent le choix entre augmenter la pression ou baisser la température.

Le point triple, c'est la coexistence de ces trois phases. (ici, c'est θ)

Le point critique (ici, le point C), lorsque l'on dépasse ce point, la notion de liquide ou de gaz perd son sens, il n’y a plus ni ébullition ni palier de température. Cette zone du diagramme de phases est qualifiée de « zone de continuité de l’état fluide ».

Chaleur latente de changement d'état

Enthalpie de changement d'état

Lorsque l'on fait bouillir de l'eau, sa température ne cesse d'augmenter jusqu'à l'ébullition. Ensuite, la température reste constante alors que le chauffage continue. Pourquoi ?

D'après le diagramme de phase, la température de l'eau ne peut plus augmenter, car après cette température, ce n'est plus son état stable. Ainsi, la quantité de chaleur fournie est utilisée pour la transformation de l'eau en vapeur. Pour que la température continue d'augmenter, il faut que l'intégralité de l'eau soit devenue vapeur.

On défini ainsi :

La chaleur latente de changement d’état est la quantité de chaleur à fournir pour faire passer un corps pur d’un état à un autre de manière réversible, la pression étant maintenue constante.

Pour faire fondre un glaçon, il faut autant de quantité de chaleur que pour élever la température de la même quantité de liquide de 80 °C. Quant à la transformation de cette même quantité de liquide en gaz, elle ne nécessite pas moins de 5,4 fois la quantité de chaleur nécessaire pour faire passer le liquide de 0 °C à 100 °C ! Par exemple, si on a mis 5 minutes pour atteindre l’ébullition, il en faudra plus de 25 pour transformer toute l’eau en gaz. Ainsi, il ne sert à rien de maintenir le chauffage au maximum pour la cuisson des pâtes, la température restant la même, il suffit de garder un minimum d'ébullition pour économiser de l'énergie.

Voici un schéma pour nommer le passage d'un état à un autre, par exemple pour passer d'un état liquide à un état solide, c'est la solidification :

Les chaleurs latentes de changement d'état sont toujours des valeurs positives et correspond au passage de plus faible enthalpie à celui de plus forte enthalpie. C'est-à-dire de solide à liquide ou de liquide à gazeux.

Nous verrons prochainement : le potentiel chimique et les mélanges.