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Chapitre 5
5.1.2 Changements de phase
En chauffant de l’eau à pression ambiante (par exemple dans une casserole),
il est facile de s’apercevoir que le passage de l’état liquide à l’état gazeux
se fait avec une très grande variation de volume. Ainsi, à 1 bar et 100 ◦ C
le volume spécifique de l’eau est multiplié par mille environ avant que la
température puisse augmenter à nouveau.
La variation brutale d’une grandeur physique lorsqu’une autre grandeur
change est nommée changement de phase. Dans ce chapitre nous nous
concentrerons sur les deux phases : liquide et gazeuse.
La notion de phase est délicate à définir 1 ; il existe de nombreuses phases différentes (liquide, solide, gazeuse, plasma, parmi d’autres) et leurs frontières
ne sont pas toujours distinctes. Nous allons voir par exemple qu’il est possible de transformer un liquide en vapeur sans jamais observer d’ébullition
ni de changement brutal de propriété.
5.1.3 Comment se représenter la liquéfaction et
l’ébullition ?
Lorsque nous avions exploré le modèle du gaz parfait en §4.1.3, nous nous
étions représentés les molécules comme de très petites boules de billard
en mouvement chaotique, se percutant sans jamais s’attirer (figure 4.1). En
réalité, les molécules sont soumises à des forces d’attraction respectives qui
affectent beaucoup leur comportement.
Imaginons, pour commencer, deux très petites boules de billard attirées
respectivement par une force magnétique et qui se percutent sans frottement
à très grande vitesse (figure 5.2). La force d’attraction modifie leur trajectoire
lorsque les boules sont très proches l’une de l’autre ; mais une fois qu’elles
se sont éloignées, l’influence devient négligeable.
Maintenant, reproduisons l’expérience en donnant aux deux boules une
vitesse plus faible (figure 5.3). En dessous d’une vitesse seuil, les boules
n’auront plus assez d’énergie cinétique pour se séparer durablement. Elles
formeront une paire, rebondissant périodiquement l’une contre l’autre en
occupant un volume moyen nettement plus faible.
Ce modèle simpliste est une bonne première approche pour décrire le phénomène de liquéfaction. Lorsque l’on réduit l’énergie cinétique des molécules
d’un gaz (par refroidissement), passé un seuil critique elles s’assemblent de
façon beaucoup plus compacte, tout en continuant à se percuter à la même
vitesse moyenne (température inchangée). Plus l’on prélève de chaleur au
gaz, plus le nombre de molécules en interaction compacte augmente. Elles
forment de petits groupes ; s’ils sont suffisamment nombreux, les groupes
de 10 14 molécules (cent mille milliards) diffusent la lumière et forment une
suspension visible à l’œil nu. Les gouttelettes de diamètre 0,1 mm comptent
environ 10 16 molécules.
On peut ainsi liquéfier n’importe quel gaz en le refroidissant et réduisant
son volume. La température et la pression à atteindre pour la liquéfaction
1 En fait, un changement de phase est bien plus facile à reconnaître qu’à définir.
Nous nous contenterons de stipuler qu’à l’intérieur d’une phase, les propriétés
varient continûment (condition nécessaire mais pas suffisante).
Thermodynamique de l’ingénieur par Olivier Cleynen
Chapitre 5
5.1.2 Changements de phase
En chauffant de l’eau à pression ambiante (par exemple dans une casserole),
il est facile de s’apercevoir que le passage de l’état liquide à l’état gazeux
se fait avec une très grande variation de volume. Ainsi, à 1 bar et 100 ◦ C
le volume spécifique de l’eau est multiplié par mille environ avant que la
température puisse augmenter à nouveau.
La variation brutale d’une grandeur physique lorsqu’une autre grandeur
change est nommée changement de phase. Dans ce chapitre nous nous
concentrerons sur les deux phases : liquide et gazeuse.
La notion de phase est délicate à définir 1 ; il existe de nombreuses phases différentes (liquide, solide, gazeuse, plasma, parmi d’autres) et leurs frontières
ne sont pas toujours distinctes. Nous allons voir par exemple qu’il est possible de transformer un liquide en vapeur sans jamais observer d’ébullition
ni de changement brutal de propriété.
5.1.3 Comment se représenter la liquéfaction et
l’ébullition ?
Lorsque nous avions exploré le modèle du gaz parfait en §4.1.3, nous nous
étions représentés les molécules comme de très petites boules de billard
en mouvement chaotique, se percutant sans jamais s’attirer (figure 4.1). En
réalité, les molécules sont soumises à des forces d’attraction respectives qui
affectent beaucoup leur comportement.
Imaginons, pour commencer, deux très petites boules de billard attirées
respectivement par une force magnétique et qui se percutent sans frottement
à très grande vitesse (figure 5.2). La force d’attraction modifie leur trajectoire
lorsque les boules sont très proches l’une de l’autre ; mais une fois qu’elles
se sont éloignées, l’influence devient négligeable.
Maintenant, reproduisons l’expérience en donnant aux deux boules une
vitesse plus faible (figure 5.3). En dessous d’une vitesse seuil, les boules
n’auront plus assez d’énergie cinétique pour se séparer durablement. Elles
formeront une paire, rebondissant périodiquement l’une contre l’autre en
occupant un volume moyen nettement plus faible.
Ce modèle simpliste est une bonne première approche pour décrire le phénomène de liquéfaction. Lorsque l’on réduit l’énergie cinétique des molécules
d’un gaz (par refroidissement), passé un seuil critique elles s’assemblent de
façon beaucoup plus compacte, tout en continuant à se percuter à la même
vitesse moyenne (température inchangée). Plus l’on prélève de chaleur au
gaz, plus le nombre de molécules en interaction compacte augmente. Elles
forment de petits groupes ; s’ils sont suffisamment nombreux, les groupes
de 10 14 molécules (cent mille milliards) diffusent la lumière et forment une
suspension visible à l’œil nu. Les gouttelettes de diamètre 0,1 mm comptent
environ 10 16 molécules.
On peut ainsi liquéfier n’importe quel gaz en le refroidissant et réduisant
son volume. La température et la pression à atteindre pour la liquéfaction
1 En fait, un changement de phase est bien plus facile à reconnaître qu’à définir.
Nous nous contenterons de stipuler qu’à l’intérieur d’une phase, les propriétés
varient continûment (condition nécessaire mais pas suffisante).
Thermodynamique de l’ingénieur par Olivier Cleynen