Chaleur latente : fusion, vaporisation, solidification, condensation

Introduction

La chaleur latente est une propriété thermodynamique qui mesure l’énergie nécessaire pour provoquer un changement d’état sans modifier la température du système.​

Définition de la chaleur latente

La chaleur latente est définie comme l’énergie thermique nécessaire pour faire passer un corps d’un état physique à un autre, c’est-à-dire de la phase solide à la phase liquide ou de la phase liquide à la phase vapeur, sans modifier la température du système.​

Cette grandeur physique est mesurée en joules par kilogramme (J/kg) et est notée L.

La chaleur latente est une propriété intensive, c’est-à-dire qu’elle ne dépend pas de la quantité de matière considérée, mais uniquement de la nature du corps et de l’état physique considéré.​

I.​ Les changements d’état

Les changements d’état sont des transformations physiques qui font passer un corps d’une phase à une autre, solide, liquide ou vapeur, sous l’effet de la chaleur.​

Phase solide, phase liquide et phase vapeur

Les trois phases fondamentales d’un corps pur sont la phase solide, la phase liquide et la phase vapeur.​ Dans la phase solide, les molécules sont rigidement liées, ce qui confère au corps une forme et un volume définis.​ En revanche, dans la phase liquide, les molécules ont une liberté de mouvement plus importante, permettant au corps de prendre la forme de son contenant.​ Enfin, dans la phase vapeur, les molécules sont complètement libres, ce qui leur permet de se disperser dans l’espace. Ces trois phases sont en équilibre à une température et une pression données, définissant ainsi le diagramme de phase du corps;

Diagramme de phase

Le diagramme de phase est une représentation graphique de l’état d’équilibre d’un corps pur en fonction de la température et de la pression.​ Il permet de visualiser les différents domaines de stabilité des phases solide, liquide et vapeur.​ La courbe de fusion sépare les domaines solide et liquide, tandis que la courbe de vaporisation sépare les domaines liquide et vapeur.​ Le point triple correspond au point d’équilibre entre les trois phases.​ Le diagramme de phase est un outil essentiel pour comprendre les changements d’état et les phénomènes associés, tels que la fusion, la vaporisation, la solidification et la condensation.​

II.​ La fusion

La fusion est le changement d’état qui correspond au passage de la phase solide à la phase liquide, absorbant de l’énergie sous forme d’enthalpie.​

Témperature de fusion

La température de fusion est la température à laquelle un corps change d’état de solide à liquide à pression constante. Cette température est caractéristique de chaque substance pure et est indépendante de la quantité de matière considérée.​ Elle est mesurée en Kelvin (K) ou en degrés Celsius (°C).​ La température de fusion est une propriété intensive, c’est-à-dire qu’elle ne dépend pas de la quantité de matière, mais uniquement de la nature de la substance.​ Elle est utilisée pour définir les points de référence dans les diagrammes de phase et permet de caractériser les propriétés thermodynamiques des substances.​

Enthalpie de fusion

L’enthalpie de fusion est la quantité d’énergie nécessaire pour faire passer une unité de masse d’une substance de l’état solide à l’état liquide à pression constante.​ Elle est notée ΔHfus et est exprimée en joules par gramme (J/g) ou en kilojoules par mole (kJ/mol).​ L’enthalpie de fusion est une mesure de l’énergie nécessaire pour briser les liaisons intermoléculaires entre les molécules de la substance lors de la fusion.​ Elle est liée à la température de fusion et permet de caractériser les propriétés thermodynamiques des substances.​

III.​ La vaporisation

La vaporisation est le processus par lequel une substance passe de l’état liquide à l’état vapeur, absorbant de la chaleur latente.​

Pression de vapeur saturante

La pression de vapeur saturante est la pression exercée par un gaz ou un vapeur en équilibre avec son liquide à une température donnée.​ Cette pression est fonction de la température et varie suivant les substances.​ Elle est liée à la vaporisation car elle représente la pression maximale que peut exercer un vapeur sur son liquide avant de se condenser. La pression de vapeur saturante est un paramètre important pour comprendre les phénomènes de vaporisation et de condensation.​ Elle est utilisée dans de nombreux domaines tels que la physique, la chimie et l’ingénierie.​

Enthalpie de vaporisation

L’enthalpie de vaporisation est la quantité d’énergie nécessaire pour vaporiser une unité de masse d’un liquide à sa température d’ébullition.​ Elle représente la variation d’enthalpie du système lors de la transformation de l’état liquide à l’état vapeur.​ L’enthalpie de vaporisation est une grandeur thermodynamique importante qui caractérise la transition de phase entre le liquide et le vapeur.​ Elle est liée à la pression de vapeur saturante et dépend de la nature du liquide et de la température.​ L’enthalpie de vaporisation est utilisée pour calculer les échanges énergétiques lors de la vaporisation et de la condensation.​

IV.​ La solidification

La solidification est le processus de changement d’état où un liquide se transforme en solide, accompagné d’une libération d’énergie sous forme de chaleur latente.​

Point de congélation

Le point de congélation est la température à laquelle un liquide se solidifie, c’est-à-dire qu’il change d’état liquide à solide.​ Cette température est caractéristique de chaque substance pure et est égale au point de fusion, mais dans le sens inverse.​ Lorsque la température d’un liquide décroît, les molécules perdent de l’énergie cinétique et leur mouvement devient de plus en plus lent. À une certaine température, les molécules s’arrêtent de bouger et forment un arrangement cristallin, ce qui signifie que la substance est passée à l’état solide.​

Énergie interne lors de la solidification

L’énergie interne d’un système Diminue lors de la solidification, car les molécules perdent de l’énergie cinétique et potentielle lors de la transition de l’état liquide à l’état solide.​ Cette diminution d’énergie interne est accompagnée d’une libération de chaleur latente, qui est la quantité d’énergie nécessaire pour provoquer ce changement d’état.​ L’énergie interne de la substance solide est inférieure à celle de la substance liquide, ce qui signifie que la solidification est un processus exothermique.​ La différence d’énergie interne entre les deux états est égale à l’enthalpie de solidification.​

V.​ La condensation

La condensation est le processus par lequel un corps passe de l’état vapeur à l’état liquide, avec libération de chaleur latente.​

Changement d’état de la vapeur à l’état liquide

Lors de la condensation, la vapeur se transforme en liquide, ce qui implique une diminution de l’enthalpie du système. Cette transformation est accompagnée d’une libération de chaleur latente, qui est la différence entre l’enthalpie de la vapeur et celle du liquide.​ Le changement d’état se produit lorsque la pression de vapeur saturante est atteinte, c’est-à-dire lorsque la pression partielle de la vapeur est égale à la pression de vapeur saturante à une température donnée.​ Ce phénomène est caractéristique des systèmes thermodynamiques où la température et la pression sont suffisamment basses pour permettre la condensation.

Enthalpie de condensation

L’enthalpie de condensation est la quantité d’énergie nécessaire pour que la vapeur se transforme en liquide à une température donnée.​ Elle représente la différence entre l’enthalpie de la vapeur et celle du liquide.​ L’enthalpie de condensation est une grandeur positive, car la vapeur possède une énergie interne plus élevée que le liquide. La valeur de l’enthalpie de condensation dépend de la température et de la pression du système. Elle est généralement exprimée en joules par gramme (J/g) et varie en fonction de la substance considérée.​