Article sur les changements de phase, la température critique et le point triple.
Dans la discussion sur la loi des gaz parfaits, il a été expliqué que cette loi décrit avec précision le comportement d'un gaz réel uniquement lorsque sa pression et sa densité ne sont pas trop élevées. Si la pression et la densité du gaz réel sont suffisamment importantes, la loi des gaz parfaits donne des résultats inexacts, de même que lorsque la température du gaz réel approche son point d'ébullition. Ceci est lié aux interactions qui se produisent entre les molécules d'un gaz réel. La pression d'un gaz est inversement proportionnelle à son volume. Lorsque la pression est suffisamment élevée, le volume du gaz diminue. De ce fait, la distance entre les molécules diminue. Lorsque les molécules sont proches, elles s'attirent mutuellement. C'est un peu comme lorsqu'on approche un morceau de fer d'un aimant : si la distance entre l'aimant et le fer est suffisamment grande, l'aimant ne peut pas attirer le fer ; mais si la distance entre l'aimant et le fer est faible, le fer est attiré.
Les molécules de gaz se comportent comme un aimant. Lorsque la distance entre les molécules est suffisamment faible, elles s'attirent. Cette force d'attraction réduit la distance entre elles (le volume du gaz diminue). Ce phénomène se produit généralement lorsque la pression du gaz est suffisamment élevée (pression élevée, faible volume ; faible volume, distance entre les molécules réduite). Par conséquent, la loi des gaz parfaits ne donne pas de résultats précis lorsque la pression et la densité du gaz réel sont élevées.
Diagramme de la pression en fonction du volume de pression
Pour mieux comprendre le problème ci-dessus, examinons le diagramme qui illustre la relation entre la pression et le volume d'un gaz. Les courbes 1, 2, 3 et 4 représentent le même comportement du gaz à différentes températures. La température du gaz indiquée par la courbe 1 est supérieure à celle de la courbe 2. La température du gaz indiquée par la courbe 2 est supérieure à celle de la courbe 3. La température du gaz indiquée par la courbe 3 est supérieure à celle de la courbe 4. La courbe est représentée par la barre oblique au milieu du diagramme. La température du gaz reste constante ; seules sa pression (P) et son volume (V) varient.
Selon la loi des gaz parfaits, la courbe partant du point 1 devrait aboutir au point 1. De même, la courbe partant du point 2 devrait aboutir au point 2. Or, le comportement d'un gaz réel diffère de celui prédit par la loi des gaz parfaits. Lorsque la pression d'un gaz est suffisamment élevée, son volume diminue et s'écarte des prévisions (comparer les courbes 1 et 2). L'amplitude de cet écart dépend également de la température. Si la température du gaz est basse et proche de son point de fusion, aussi appelé point d'ébullition (point b), l'écart de volume est généralement plus important qu'à température plus élevée (comparer les courbes 1, 2, 3 et 4). Ce phénomène est dû aux forces d'attraction entre les molécules de gaz, comme expliqué précédemment.
La courbe 3 du diagramme ci-dessus illustre le comportement d'une substance à sa température critique. Le point c traversé par cette courbe est appelé point critique. À des températures supérieures à la température critique, le gaz ne peut se liquéfier, même sous une pression considérable (comparer avec les courbes 2 et 1). La pression appliquée ne fait que réduire le volume du gaz, sans le liquéfier. Inversement, à des températures inférieures à la température critique, le gaz se liquéfie sous l'effet d'une pression absolue (comparer avec la courbe 3). La pression nécessaire pour liquéfier un gaz à une température critique est appelée pression critique. Chaque substance possède une température critique et une pression critique qui lui sont propres.
La courbe 4 du diagramme ci-dessus illustre le passage de l'état gazeux à l'état liquide. La zone ombrée (ressemblant à une montagne) représente la zone d'équilibre entre le gaz et le liquide. Initialement, le volume du gaz est important. Lorsque la pression du gaz augmente, son volume diminue jusqu'à atteindre le point b (point de fusion, également appelé point d'ébullition). À ce point, le gaz commence à se liquéfier. Durant cette transformation (du point b au point a), le volume de la substance diminue malgré l'absence d'augmentation de pression (représentée par une ligne droite). Au point a, tout le gaz est devenu liquide. Après avoir atteint le point a, l'augmentation de la pression n'entraîne qu'une variation de volume minime (représentée par une courbe très abrupte).
Dans le langage courant, on utilise fréquemment les termes « vapeur » et « gaz ». Par exemple, la vapeur d'eau ou le diazote. On parle rarement de « gaz d'eau » pour désigner la vapeur d'eau, même si elle est un gaz issu de l'eau. Il en va de même pour le diazote, le dioxygène, etc. On parle généralement de « gaz ». Les termes « gaz » et « vapeur » ont des significations différentes. Si le gaz issu d'une substance se trouve à une température inférieure à la température critique de cette substance, on parle de vapeur d'eau. En revanche, si le gaz issu d'une substance se trouve à une température supérieure à la température critique de cette substance, on parle de « gaz ».
Diagramme de la pression en fonction de la température (diagramme de phase)
Nous avons précédemment décrit le comportement des substances à l'aide d'un diagramme pression-volume. Outre ce diagramme, on peut également expliquer ce comportement grâce au diagramme pression-température (P-T). Les diagrammes PT sont communément appelés diagrammes de phase, car ils permettent de comparer les différents états d'une substance. L'eau est un exemple de substance qui change fréquemment d'état.
Le diagramme comporte trois courbes : les courbes d'évaporation, les courbes de fusion et les courbes de sublimation.
La courbe d'évaporation illustre les points d'équilibre entre le liquide et la vapeur. Ce point d'équilibre est appelé point de fusion, également appelé point d'ébullition (point de fusion car à ce niveau, la vapeur fond et se transforme en eau, tandis que point d'ébullition car à ce niveau, l'eau bout et se transforme en vapeur). Ainsi, la courbe d'évaporation représente graphiquement la relation entre la pression (P) et le point d'ébullition/la température de fusion. Plus la pression est faible, plus la température d'ébullition de l'eau est basse, et inversement. À une pression de 1 atm, la température d'ébullition de l'eau est de 100 ° C. En revanche, à une pression de 218 atm, elle est de 374 ° C.
La pression de 218 atm est également appelée pression critique de l'eau, tandis que la température de 374 ° C est appelée température critique de l'eau. Si la température de la vapeur est inférieure à 374 ° C, la vapeur peut se condenser en liquide sous une pression de 374 ° C. En revanche, la vapeur ne peut se condenser en liquide si sa température est supérieure à 218 ° C.
La courbe de fusion illustre les points d'équilibre entre le liquide et le solide. Ce point d'équilibre est appelé point de fusion (ou point de congélation). Le point de fusion est appelé point de fusion car la glace fond et se transforme en eau, tandis que le point de congélation est appelé point de congélation car l'eau gèle et se transforme en glace. Ainsi, la courbe de fusion est un graphique qui représente la relation entre la pression (P) et le point de fusion ou la température de congélation. À une pression de 1 atm, le point de congélation de l'eau (ou le point de fusion de la glace) est de 0 ° C. En revanche, à une pression de 218 atm, le point de congélation de l'eau (ou le point de fusion de la glace) est inférieur à 0 ° C. À noter qu'à une pression de 1 atm, l'eau est liquide si sa température est comprise entre 0 °C et 100 ° C. L'eau est solide si, à une pression de 1 atm, sa température est inférieure à 0 ° C, et elle est vapeur si, à une pression de 1 atm, sa température est supérieure à 100 ° C.
La courbe de sublimation montre les points où le solide et la vapeur sont en équilibre. 
L'équilibre est appelé point de sublimation. La courbe de sublimation est un graphique qui représente la relation entre la pression (P) et la température du point de sublimation. La sublimation est le passage direct de l'état solide à l'état gazeux, sans passer par un liquide. Généralement, la sublimation se produit uniquement à basse pression. La glace ne peut se sublimer que si la température est inférieure à 0.01 °C. oC et la pression est inférieure à 0.006 atm. Le point d'intersection des trois courbes est appelé point triple.
Ci-dessous figure le diagramme de phase du dioxyde de carbone. Veuillez noter que les échelles des diagrammes de phase de l'eau et du dioxyde de carbone ne sont pas linéaires.
