Lycée Jean Perrin - Classe de TSI 1 TM1 - La transformation de la matière TM1 - La transformation de la matière I 2) Les états de la matière et ses transformations Notion de phase et diagramme d’état Définition : On appelle phase une forme de la matière qui est uniforme en tout point par sa composition chimique et son état physique. Etant donné que l’état de la matière dépend des paramètres (P,T,V), on a pour habitude de représenter un diagramme d’état On distingue un nombre important d’états possibles : (ou de phase) P=f(T) (on en verra d’autres plus tard dans l’année) pour représenter les a) Etats classiques • Gazeux : état de la matière dispersé et désordonné. Pas de forme propre, occupe frontières entre états possibles. la totalité du réservoir le contenant. Très faibles interactions. • Liquide : état condensé désordonné de la matière, peu compressible, possède un volume propre mais pas de forme propre. Faibles forces d’interaction (ex : Van der Waals, liaisons hydrogènes) comparativement à l’état... • Solide : état condensé et ordonné (en général), où les entités sont fixes et rapprochées. Un solide est quasi-incompressible. Les interactions sont suffisamment fortes pour assurer la cohésion de la matière (cf AM2) 1) Les états de la matière b) Cas particulier des solides On distingue plusieurs sortes là encore : • Solides cristallins : il existe un ordre pour les entités en terme de position. Leur température de fusion est "nette" (une valeur unique). Ex : cristaux parfaits. • Solides amorphes : pas de périodicité spatiale du solide et température de fusion pas vraiment définie. Ex : le verre "s’écoule" (mais la viscosité est tellement grande que c’est complètement imperceptible). Classiquement, on s’attend à cette représentation où on distingue deux point : • Solides semi-cristallins : solides possédant à la fois des zones cristallines et des zones amorphes. Ex : typiquement les polymères ! • le point triple, coexistence des trois états solide, liquide et gaz • le point critique, au-delà duquel la matière est dans un état supercritique. c) Et d’autres... Deux éléments à retenir pour l’instant : une température de changement d’état dépend de la pression, c’est justement les frontières définies sur le graphique. D’autre part, au niveau de ces frontières où pression et température sont fixées, deux états de la matière coexistent. Mais outre ces états solides, on rencontre encore divers états de la matière : • Etat supercritique (entre un fluide et un gaz) • Etat superfluide : liquide n’ayant pas de viscosité. Ex : Hélium liquide en-dessous de 2.7 K. • Emulsion : deux liquides non miscibles apparemment dans une seule phase (ex : mayonnaise ) • Plasma : gaz ionisé (ex : dans l’atmosphère, mais on peut le recréer en laboratoire également) 3) Les transformations de la matière a) Trois sortes de transformations • Physique : correspond à une modification des interactions entre structures chimiques sans modification des entités chimiques correspondantes. Il s’agit d’un changement d’état. 1 E. Van Brackel Lycée Jean Perrin - Classe de TSI 1 TM1 - La transformation de la matière • Chimique : correspond à une modification des structures chimiques. Modélisé par 3) Grandeurs intensives une réaction chimique. Par opposition, ces grandeurs sont indépendantes du volume du système, et donc des • Nucléaire : correspond à une modification des noyaux. Ex : désintégration β, α, quantités de matière. Il y a des grandeurs purement physiques telles que la température, fusion, fission,... la pression, la masse volumique. Il existe également des grandeurs de composition : ni • concentration molaire : ci = [Ai ] = où V est le volume de la phase étudiée et b) Cas des transformations physiques d’un corps pur V ni le nombre de mole de l’espèce contenue dans cette phase P ni • fraction molaire : on la définit comme xi = où ntot = nj . On a évidemment ntot P xi = 1 • pression partielle : si on considère un gaz parfait composé des Ai , le mélange est ni RT toujours un gaz parfait et pi = est la pression partielle. On obtient la loi de V Dalton Pi = xi Ptot . mi où mi est la masse de l’espèce i et mtot est la masse • fraction massique : wi = mtot totale de la phase considérée. Rq : On constate que toutes les grandeurs ainsi définies sont en réalité un rapport de grandeurs extensives ! Il existe également un autre type de transformation important à retenir : la transformation allotropique. On passe d’une variété allotropique de solide à une autre (= changement de la structure cristalline). On ne change donc pas d’état physique, mais d’organisation spatiale. Ex : graphite ↔ diamant , fer(α) ↔ fer(γ),... II III 1) Constituants d’un système physico-chimique Une espèce chimique désigne : • soit un corps simple qu’on désigne par son symbole chimique ou moléculaire s’il forme des molécules (O2 , I2 ,...) • soit un corps composé s’il est composé de plusieurs corps simples. Ex : CO2 , H2 O. ou encore sous la forme réactifs produits X − 0− ν iCi ) −* − i où νi est le coefficient stoechiométrique algébrique relatif au constituant Ci (νi > 0 si produit, νi < 0 si réactif). Un constituant physico-chimique est alors une espèce chimique dans une phase donnée, notée entre parenthèses : Zn(s) , H2 O(g) , CH3 CH2 OH(aq) ,... 2) Equation de réaction On va s’intéresser aux transformations physico-chimiques pouvant être décrites par une réaction, processus au cours duquel un ou plusieurs composés chimiques sont convertis en d’autres produits. Il s’agit de processus microscopiques (chocs,... cf chapitre suivant), que l’on peut modéliser à l’échelle macroscopique par l’équation de réaction : −−* β B + ... + βm Bm α1 A1 + ... + αn An ) | {z } −− | 1 1 {z } Description d’un système physico-chimique 1) Etude de la transformation chimique 2) Grandeurs extensives Avancement de la réaction On cherche à savoir quel est l’état final après la réaction : on définit alors l’avancement Pour un système donné, les grandeurs extensives permettant de le décrire sont telles qu’une ni (t) − ni (0) , exprimé en mole. On peut également introduire l’avancement comme x(t) = augmentation de la taille du système implique leur augmentation également. νi Exemples : volume, masse, .. x(t) −1 Ces dernières sont proportionnelles aux quantités de matière ni des différents composés volumique ξ(t) = V exprimé en mol.L . physico-chimiques Ai . Deux cas de figures peuvent se présenter : 2 E. Van Brackel Lycée Jean Perrin - Classe de TSI 1 TM1 - La transformation de la matière • soit on a choisi des conditions initiales particulières où les réactifs ont été introduits dans les proportions stoechiométriques (où ni (0) ∝ νi , ∀i). Dans ce cas, si la réaction est totale, tous les réactifs auront disparu • Sinon il y a forcément un (ou plusieurs) réactif limitant pour d’autres en excès. On ni,lim (0) parle alors d’avancement maximal xmax = . Une réaction n’est alors pas νi totale si x < xmax . 3) c) Evolution d’un système vers l’équilibre Tout système tend à faire en sorte que Qr = K0 (T). Ainsi, si initialement :  0 Q  r < K (T), le système évolue en sens direct (les réactifs vers les produits) - Qr < K0 (T), le système est stable, pas d’évolution  - Qr > K0 (T), le système évolue dans le sens indirect Il s’agit bien évidemment d’un sens d’évolution spontanée, on pourra faire en sorte par d’autres biais de forcer la réaction dans le sens contraire. Constante thermodynamique d’équilibre 4) La constante d’équilibre a évidemment une influence considérable sur la composition du système à l’équilibre : a) QuotientPréactionnel, activité − Pour la réaction 0 − ) −* − i Composition chimique d’un système à l’état final ν iAi , on peut définir un quotient réactionnel Y Qr = (ai )νi • Si K 1 la réaction est quasi-totale dans le sens direct. On peut alors considérer que l’avancement maximal est atteint (mais ATTENTION : il reste du réactif limitant, en très faible quantité mais il y en a toujours ; d’autre part il se peut qu’une réaction soit bloquée cinétiquement : elle devrait se produire de façon totale, mais tellement lentement que l’on a l’impression qu’elle ne se produit pas). x ' xmax et le réactif limitant disparaît (on emploie alors le symbole → plutôt) • Si K 1, la réaction est quasi-nulle dans le sens direct, il y a peu d’évolutions par rapport aux conditions initiales. Si par contre on mélange les produits, la réaction sera très favorable dans le sens de la production des réactifs (on emploie alors le symbole ← plutôt) • Si K ' 1, la réaction est dite limitée, et il faut alors calculer explicitement l’avancement (cf exemple). i où ai est appelée l’activité du composé i, grandeur sans dimension définie comme suit : • si l’espèce est un liquide ou un solide pur, ai = 1 [Ai ] où ci c0 est appelée concentration • si l’espèce est suffisamment diluée en solution ([Ai ] < 1 mol.L−1 ), ai = la concentration molaire de l’espèce Ai et c0 = 1 mol.L−1 molaire de référence Pi • si l’espèce est gazeuse, ai = 0 où Pi est la pression partielle de l’espèce Ai et P P0 = 1 bar est appelée pression de référence Qr ne fait pas intervenir le solvant, car c’est l’espèce majoritaire, assimilable à un corps pur, dont l’activité vaut alors 1. Remarque : Bien souvent les concentrations et pressions de référence ne sont pas indiquées, Exemple : détermination d’une composition à l’équilibre. il faut alors bien mettre les concentrations et pressions dans les unités usuelles. − −−* Exemple : CH3 COOH(aq) + CH3 O− (aq) )−− CH3 COOCH3(aq) + HO(aq) − − − * CH3 COOH(aq) + HO(aq) − ) − − CH3 COO(aq) + H2 O(liq) Le quotient de réaction associé est alors Qr = b) Constante d’équilibre et loi d’action des masses A l’équilibre du système à la température T, Qr prend une valeur particulière appelée constante d’équilibre K0 (T) = Qr,eq ne dépendant QUE de la température, pas des conditions initiales. On appelle cette relation la loiY d’action des masses : 0 K (T) = (ai,eq )νi i 3 E. Van Brackel