Phase (matière)
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Dans les sciences physiques , une phase est une ensemble des états d'un système physique macroscopique qui ont composition chimique relativement uniforme et les propriétés physiques (ce est à dire de la densité , la structure cristalline, indice de réfraction, et ainsi de suite).
Phases vs états de la matière
Phases sont parfois confondus avec états de la matière, mais il ya des différences significatives. États de la matière fait référence aux différences entre les gaz , liquides , solides , plasma , etc. Se il ya deux régions dans un système chimique qui sont différents états de la matière, alors ils doivent être différentes phases. Toutefois, l'inverse ne est pas vrai - un système peut comporter plusieurs phases qui sont en équilibre les uns avec les autres et également dans le même état de la matière. Cette différence est particulièrement important lorsque l'on considère le La règle des phases de Gibbs, qui régit le nombre de permis phases.
Les mélanges peuvent avoir plusieurs phases, qui se produit souvent lorsque deux substances non miscibles se dissolvent dans l'autre en petites quantités. Par exemple, un mélange peut être composé d'une phase huileuse (huile de 95%, 5% d'eau) et une phase aqueuse (95% d'eau, 5% d'huile).
Le polymorphisme est la capacité d'un solide à exister sous plus d'une forme cristalline. Par exemple, l'eau glacée est habituellement trouvé dans la forme hexagonale Glace Ih, mais peut aussi exister en tant que cube glace Ic, le rhomboédrique glace II, et bien d'autres formes.
Phases amorphes sont également possibles avec la même molécule, tels que glace amorphe. Dans ce cas, le phénomène est connu sous le nom polyamorphisme.
Pour les éléments chimiques purs, le polymorphisme est connu comme allotropie . Par exemple, diamant , graphite, et fullerènes sont différents allotropes de carbone .
Définition générale de phases
En général, les deux états différents d'un système sont dans des phases différentes se il existe un changement brusque de leurs propriétés physiques tout en transformant d'un état à l'autre. Inversement, deux états sont dans la même phase si elles peuvent être transformées en une autre sans modifications brutales. Il ya cependant des exceptions à cette déclaration - par exemple, le point critique gaz-liquide discuté ci-dessous dans la section diagrammes de phases.
Un point important est que les différents types de phases sont associées à différentes qualités physiques. Lors de la discussion du solide, liquide et gazeux phases, nous avons parlé de la rigidité et de la compressibilité, et les effets de la variation de la pression et le volume, parce que ce sont les propriétés qui distinguent une pertinentes, un liquide solide et un gaz. D'autre part, lors de la discussion paramagnétisme et ferromagnétisme, nous regardons l'aimantation, parce que ce est ce qui distingue la phase ferromagnétique de la phase paramagnétique. Plusieurs autres exemples de phases seront donnés dans la section suivante.
En plus le langage technique, une phase est une région dans le paramètre espace de variables thermodynamiques dans lesquels le énergie libre est analytique; entre ces régions il ya des changements brusques dans les propriétés du système, qui correspondent à des discontinuités dans les dérivées de la fonction d'énergie libre. Tant que l'énergie libre est analytique, toutes les propriétés thermodynamiques (par exemple, l'entropie , la capacité thermique, magnétisation, et compressibilité) sera bien comportés, parce qu'ils peuvent être exprimés en termes de l'énergie libre et de ses dérivés . Par exemple, l' entropie est le négatif de la dérivée première de l'énergie libre avec la température (à pression constante).
Lorsqu'un système passe d'une phase à l'autre, il y aura généralement un stade où l'énergie libre est non-analytique. C'est un transition de phase. En raison de cette non-analyticité, les énergies libres de chaque côté de la transition sont deux fonctions différentes, donc un ou plusieurs propriétés thermodynamiques se comporteront de manière très différente après la transition. La propriété la plus communément examiné dans ce contexte est la la capacité calorifique. Pendant une transition, la capacité de chaleur peut devenir infinie, sauter brusquement à une valeur différente, ou présenter un "coude" ou une discontinuité dans son dérivé . Voir également la calorimétrie différentielle à balayage.
Les diagrammes de phase
Les différentes phases d'un système peuvent être représentées au moyen d'un diagramme de phase. Les axes des diagrammes sont les variables thermodynamiques concernés. Pour les systèmes mécaniques simples, nous utilisons généralement le la pression et la température .
Les marques sur le diagramme de phase montrent les points où l'énergie libre est non-analytique. Les espaces ouverts, où l'énergie libre est analytique, correspondent aux phases. Les phases sont séparées par des lignes de non-analyticité, où se produisent des transitions de phase, qui sont appelés limites de phases.
Dans le diagramme, la limite de phase entre le liquide et le gaz ne continue pas indéfiniment. Au lieu de cela, elle se termine à un point sur le diagramme de phase appelée point critique. A des températures et la pression au-dessus du point critique, les différences de propriétés physiques qui différencient la phase liquide de la phase de gaz deviennent moins définies. Cela reflète le fait que, à des températures et pressions extrêmement élevées, les phases liquide et gazeuse deviennent indiscernables. Dans l'eau, le point critique se produit à environ 647 K (374 ° C ou 705 ° F) et 22,064 MPa.
L'existence du point critique gaz-liquide révèle une légère ambiguïté dans nos définitions ci-dessus. Lors du passage de liquide à la phase gazeuse, on traverse habituellement la limite de phase, mais il est possible de choisir un chemin qui ne traverse la frontière en allant vers la droite du point critique. Ainsi, les phases peuvent parfois se fondre en continu dans l'autre. Cette nouvelle phase qui a des propriétés qui sont similaires à un liquide et certaines propriétés qui sont similaires à un gaz est appelée fluide supercritique. Il faut noter, cependant, que cela ne se produit pas toujours. Par exemple, il est impossible de la limite de phase solide-liquide se termine à un point critique de la même manière que la limite gaz-liquide, car les phases solide et liquide ont différentes symétrie.
Une chose intéressante à noter est que la limite de phase solide-liquide dans le diagramme de phase de la plupart des substances, telles que celle représentée ci-dessus, a une pente positive. Cela est dû à la phase solide ayant une densité supérieure à celle du liquide, de sorte que l'augmentation de la pression augmente la température de fusion. Toutefois, dans le diagramme de phases pour l'eau de la limite de phase solide-liquide a une pente négative. Cela reflète le fait que la glace présente une densité inférieure à l'eau, qui est une propriété inhabituelle pour un matériau.
La séparation des phases
La séparation de phase est la transformation d'un système homogène en deux (ou plus) et de phases couramment rencontré dans de nombreuses branches de la science et de la technologie. Un exemple est le cristallisation d'un solide à partir d'une solution. Un modèle mathématique universel de séparation de phase est fourni par le Équation de Cahn-Hilliard.
Phase équilibre
La distribution de l'énergie cinétique entre les molécules ne est pas uniforme, et il change de manière aléatoire. Cela signifie que, disons, à la surface d'un liquide, il peut être une molécule individuelle avec assez d'énergie cinétique pour passer dans la phase gazeuse. De même, les molécules de gaz individuels peuvent avoir assez d'énergie cinétique faible pour rejoindre d'autres molécules dans la phase liquide. Ce phénomène signifie que, à ne importe quelle température et une pression données, de multiples phases peuvent coexister.
Par exemple, dans conditions normales de température et de pression, un bol d'eau liquide dans l'air sec se évaporent jusqu'à ce que le la pression partielle de l'eau gazeuse est égale à la la pression de vapeur d'eau. A ce stade, le taux de molécules quittant et entrant dans la phase liquide est le même (à cause de l'augmentation du nombre de molécules d'eau gazeux disponible pour re-condenser). Le fait que les molécules de liquide avec une énergie cinétique supérieure à la moyenne ont été retirés à partir des résultats de bol en refroidissement par évaporation. Des procédés similaires peuvent se produire sur d'autres types de limites de phases.
Gibbs ' règle de phase concerne le nombre de phases possibles, les variables telles que la température et la pression, et si oui ou non un équilibre sera atteint.
Transition de phase
Un transition de phase ou, changement de phase, décrit quand une substance change d'état de la matière - ex. fusion de la glace à l'eau est un changement de phase à cause d'un solide à un liquide modifié. Pour un changement de phase se produise, l'énergie doit être ajouté ou retiré de la substance. L'énergie calorifique ou enthalpie associée à l'état solide à liquide transition est le enthalpie de fusion, que pour le liquide au gaz est la enthalpie de vaporisation, et solide au gaz est la la chaleur de sublimation. Normalement ajoutant ou en enlevant de l'énergie va changer la température de la substance que l'énergie cinétique des particules augmentera ou diminuera. Lors d'un changement de phase cependant, l'énergie potentielle des changements de substance que les particules sont déplacées plus éloignés ou rapprochés. Il n'y a aucune variation de l'énergie cinétique des particules et par conséquent aucun changement résultant de la température.
