Les substances peuvent changer de phase – souvent à cause d’un changement de température. À basse température, la plupart des substances sont solides; à mesure que la température augmente, elles deviennent liquides; à des températures encore plus élevées, ils deviennent gazeux.

Le processus de transformation d’un solide en liquide est appelé fusion (un terme plus ancien que vous pouvez parfois voir est fusion). Le processus inverse, un liquide devenant solide, est appelé solidification. Pour toute substance pure, la température à laquelle la fusion se produit — appelée point de fusion — est une caractéristique de cette substance. Il faut de l’énergie pour qu’un solide se fond dans un liquide. Chaque substance pure a une certaine quantité d’énergie dont elle a besoin pour passer d’un solide à un liquide. Cette quantité est appelée enthalpie de fusion (ou chaleur de fusion) de la substance, représentée par ΔHfus. Certaines valeurs de ΔHfus sont énumérées dans le Tableau 10.2 « Enthalpies de Fusion pour Diverses Substances »; on suppose que ces valeurs sont pour le point de fusion de la substance. Notez que l’unité de ΔHfus est le kilojoule par mole, nous avons donc besoin de connaître la quantité de matière pour savoir combien d’énergie est impliquée. Le ΔHfus est toujours tabulé comme un nombre positif. Cependant, il peut être utilisé à la fois pour les processus de fusion et de solidification à condition de garder à l’esprit que la fusion est toujours endothermique (donc ΔH sera positif), tandis que la solidification est toujours exothermique (donc ΔH sera négatif).

Tableau 10.2 Enthalpies de Fusion pour Diverses Substances

Substance (Point de fusion)	ΔHfus (kJ/mol)
Eau (0°C)	6.01
Aluminium (660°C)	10.7
Benzène (5,5 °C)	9.95
Éthanol (-114,3°C)	5.02
Mercure (-38,8°C)	2.29

Pendant la fusion, l’énergie sert exclusivement à changer la phase d’une substance; elle n’entre pas dans la modification de la température d’une substance. Par conséquent, la fusion est un processus isotherme car une substance reste à la même température. Ce n’est que lorsque toute une substance est fondue que toute énergie supplémentaire va changer sa température.

Que se passe-t-il lorsqu’un solide devient liquide ? Dans un solide, les particules individuelles sont collées en place car les forces intermoléculaires ne peuvent pas être surmontées par l’énergie des particules. Lorsque plus d’énergie est fournie (p. ex., en augmentant la température), il arrive un point où les particules ont assez d’énergie pour se déplacer mais pas assez d’énergie pour se séparer. C’est la phase liquide : les particules sont toujours en contact mais sont capables de se déplacer les unes autour des autres. Ceci explique pourquoi les liquides peuvent prendre la forme de leurs récipients: les particules se déplacent et, sous l’influence de la gravité, remplissent le volume le plus faible possible (sauf si le liquide est dans un environnement d’apesanteur – voir Figure 10.16 « Liquides et gravité »).

Le changement de phase entre un liquide et un gaz présente quelques similitudes avec le changement de phase entre un solide et un liquide. À une certaine température, les particules d’un liquide ont suffisamment d’énergie pour devenir un gaz. Le processus d’un liquide devenant un gaz est appelé ébullition (ou vaporisation), tandis que le processus d’un gaz devenant un liquide est appelé condensation. Cependant, contrairement au processus de conversion solide / liquide, le processus de conversion liquide / gaz est sensiblement affecté par la pression environnante sur le liquide car les gaz sont fortement affectés par la pression. Cela signifie que la température à laquelle un liquide devient un gaz, le point d’ébullition, peut changer avec la pression environnante. Par conséquent, nous définissons le point d’ébullition normal comme la température à laquelle un liquide se transforme en gaz lorsque la pression environnante est exactement de 1 atm, ou 760 torr. Sauf indication contraire, on suppose qu’un point d’ébullition est pour 1 atm de pression.

Comme le changement de phase solide / liquide, le changement de phase liquide / gaz implique de l’énergie. La quantité d’énergie nécessaire pour convertir un liquide en gaz est appelée enthalpie de vaporisation (ou chaleur de vaporisation), représentée par ΔHvap. Certaines valeurs de ΔHvap sont énumérées dans le Tableau 10.3 « Enthalpies de vaporisation pour Diverses Substances »; on suppose que ces valeurs correspondent à la température normale du point d’ébullition de la substance, qui est également donnée dans le tableau. L’unité de ΔHvap est également de kilojoules par mole, nous avons donc besoin de connaître la quantité de matière pour savoir combien d’énergie est impliquée. Le ΔHvap est également toujours tabulé comme un nombre positif. Il peut être utilisé pour les processus d’ébullition et de condensation tant que vous gardez à l’esprit que l’ébullition est toujours endothermique (donc ΔH sera positif), tandis que la condensation est toujours exothermique (donc ΔH sera négatif).

Tableau 10.3 Enthalpies de Vaporisation pour Diverses Substances

Substance (Point d’Ébullition Normal)	ΔHvap (kJ/mol)
Eau (100°C)	40.68
Brome (59,5°C)	15.4
Benzène (80,1°C)	30.8
Éthanol (78,3°C)	38.6
Mercure (357°C)	59.23

Comme pour la fusion, l’énergie en ébullition sert exclusivement à changer la phase d’une substance; elle n’entre pas dans la modification de la température d’une substance. L’ébullition est donc également un processus isotherme. Ce n’est que lorsque toute une substance a bouilli que toute énergie supplémentaire va changer sa température.

Que se passe-t-il lorsqu’un liquide devient un gaz? Nous avons déjà établi qu’un liquide est composé de particules en contact les unes avec les autres. Lorsqu’un liquide devient un gaz, les particules se séparent les unes des autres, chaque particule suivant son propre chemin dans l’espace. C’est ainsi que les gaz ont tendance à remplir leurs récipients. En effet, dans la phase gazeuse, la majeure partie du volume est un espace vide; seulement environ un millième du volume est effectivement absorbé par la matière (voir Figure 10.17 « Liquides et gaz »). C’est cette propriété des gaz qui explique pourquoi ils peuvent être comprimés, ce qui est considéré au chapitre 6 « Gaz ».

Dans certaines circonstances, la phase solide peut passer directement à la phase gazeuse sans passer par une phase liquide, et un gaz peut devenir directement un solide. Le changement solide-gaz est appelé sublimation, tandis que le processus inverse est appelé dépôt. La sublimation est isotherme, comme les autres changements de phase. Il y a un changement d’énergie mesurable pendant la sublimation; ce changement d’énergie est appelé l’enthalpie de sublimation, représentée par ΔHsub. La relation entre le ΔHsub et les autres changements d’enthalpie est la suivante:

ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap

En tant que tel, ΔHsub n’est pas toujours tabulé car il peut être simplement calculé à partir de ΔHfus et ΔHvap.

Il existe plusieurs exemples courants de sublimation. Un produit bien connu — la glace carbonique – est en fait du CO2 solide. La glace carbonique est sèche car elle se sublime, le solide contournant la phase liquide et allant directement à la phase gazeuse. La sublimation se produit à une température de -77 ° C, elle doit donc être manipulée avec prudence. Si vous avez déjà remarqué que les glaçons dans un congélateur ont tendance à diminuer avec le temps, c’est parce que l’eau solide se sublime très lentement. La « brûlure au congélateur » n’est pas en fait une brûlure; elle se produit lorsque certains aliments, tels que les viandes, perdent lentement leur teneur en eau solide à cause de la sublimation. La nourriture est toujours bonne mais semble peu appétissante. Réduire la température d’un congélateur ralentira la sublimation de l’eau solide.

Les équations chimiques peuvent être utilisées pour représenter un changement de phase. Dans de tels cas, il est crucial d’utiliser des étiquettes de phase sur les substances. Par exemple, l’équation chimique pour la fusion de la glace pour produire de l’eau liquide est la suivante:

H2O(s) → H2O(ℓ)

Aucun changement chimique n’a lieu; cependant, un changement physique a lieu.

Courbes de chauffage

Un graphique de la température par rapport à la quantité de chaleur ajoutée est connu sous le nom de courbe de chauffage (voir Figure 10.18). Ceux-ci sont couramment utilisés pour montrer visuellement la relation entre les changements de phase et l’enthalpie pour une substance donnée.

Dans la figure 10.18, le solide gagne en énergie cinétique et augmente par conséquent en température lorsque de la chaleur est ajoutée. Au point de fusion, la chaleur ajoutée est utilisée pour briser les forces intermoléculaires attrayantes du solide au lieu d’augmenter l’énergie cinétique, et donc la température reste constante. Une fois que tout le solide a fondu, une fois de plus, la chaleur ajoutée augmente l’énergie cinétique (et la température) des molécules liquides jusqu’au point d’ébullition. Au point d’ébullition, encore une fois, la chaleur ajoutée est utilisée pour briser les forces intermoléculaires attrayantes au lieu de fournir de l’énergie cinétique, et la température reste constante jusqu’à ce que tout le liquide ait été transformé en gaz.

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