Les états de la matière
Pourquoi la glace flotte-t-elle, pourquoi l’eau bout-elle à 90 °C en haute montagne et pourquoi le piston d’une seringue devient-il plus difficile à enfoncer ? Fais varier la température et observe les particules former un cristal, glisser à l’état liquide puis se disperser à l’état gazeux. Étudie ensuite une véritable courbe de chauffage et la loi de Boyle-Mariotte avec les données d’OpenStax et du NIST.
À propos de ce cours
Pose sur la paillasse un bécher contenant de la glace à −12 °C. OpenStax décrit la suite : au bout de dix minutes, la glace atteint 0 °C et une petite partie a fondu. Trente minutes plus tard, davantage de glace a fondu, mais le thermomètre indique toujours 0 °C. La température ne commence à monter qu'une fois le dernier morceau fondu, pour atteindre 22.2 °C. Pendant tout ce temps, la glace a continué à absorber la chaleur de la pièce. Ce cours explique où cette chaleur est passée.
Les six unités présentent la matière, les particules dans les solides, les liquides et les gaz, la fusion et la solidification, l'évaporation et l'ébullition, les courbes de chauffage, puis la pression des gaz et la loi de Boyle. Les molécules d'eau ne changent pas : H₂O reste H₂O dans la glace, l'eau liquide et la vapeur. Ce sont leur espacement, l'intensité de leurs interactions et leur vitesse de déplacement qui changent. L'évaporation se produit seulement à la surface, à n'importe quelle température, tandis que l'ébullition a lieu dans tout le liquide, à une température précise. La courbe de chauffage s'appuie sur des valeurs concrètes : transformer 135 g de glace à −15 °C en vapeur à 120 °C demande 416 kJ, dont 305 kJ pour la seule ébullition. OpenStax arrondit chaque étape et annonce 416 kJ ; en additionnant les valeurs non arrondies, on obtient 415.4 kJ, valeur affichée par le modèle de l'atelier.
La dernière unité explique la pression d'un gaz par le mouvement de ses molécules. Si tu réduis le volume de moitié, chaque partie de la paroi reçoit deux fois plus de chocs : la pression double. Dans un exercice, un gaz occupe 2.0 L à 100 kPa, puis est comprimé jusqu'à 0.50 L à température constante. À toi de trouver sa nouvelle pression.
Avant de commencer
Tu peux commencer ici sans aucune base en chimie, puisque la première unité demande ce qu’est la matière. Dans l’unité sur la courbe de chauffe, la chaleur se compte en kilojoules par mole ; la section sur les moles dans Liaisons chimiques aide donc, et les questions sur la loi de Boyle ne demandent que de multiplier et de diviser.
À la fin du cours
Tu sauras distinguer masse et poids, décrire le comportement des particules dans un solide, un liquide et un gaz et expliquer pourquoi la glace reste à 0 °C pendant qu’elle fond. Tu diras pourquoi l’eau bout à environ 90 °C à Leadville, calculeras la chaleur nécessaire pour fondre de la glace ou faire bouillir de l’eau à partir de son nombre de moles et utiliseras la loi de Boyle pour trouver un nouveau volume de gaz.
- 1Qu’est-ce que la matière ?Sur la Lune, une astronaute pèse six fois moins que sur Terre, mais sa masse ne change pas.
- 2Les particules dans les solides, les liquides et les gazÀ 30 °C, les molécules de diazote de l’air qui t’entoure se déplacent à environ 519 m/s, plus vite qu’un avion de ligne.
- 3Fusion et solidificationUn bécher de glace réchauffé par l’air ambiant est resté exactement à 0 °C pendant plus d’une demi-heure, le temps que la glace fonde.
- 4Évaporation et ébullitionÀ Leadville, dans le Colorado, vers 3100 m d’altitude, la pression atmosphérique est d’environ 68 kPa et l’eau bout vers 90 °C.
- 5Courbes de chauffageTransformer 135 g de glace à −15 °C en vapeur à 120 °C demande 416 kJ, dont 305 kJ pour la seule ébullition.
- 6Pression des gaz et loi de Boyle-MariotteEn 1662, Robert Boyle a comprimé de l’air emprisonné jusqu’au quart de son volume et constaté que sa pression avait environ quadruplé.
Sources de ce cours (8)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 1.2 Phases and Classification of Matter (matter, three states, plasma, mass and weight, Moon 1/6, conservation of matter, sand and clouds)
- 9.2 gas laws (Boyle's law P1V1 = P2V2, syringe 15.0 mL 13.0 psi to 7.5 mL 26 psi, breathing, divers: every 33 ft of sea water adds 1 atm and halves the air volume at 33 ft, Amontons ~1700, Gay-Lussac ~1800, Charles, STP 273.15 K and 101.325 kPa, -273 °C absolute zero)
- 9.5 kinetic-molecular theory (average kinetic energy proportional to kelvin temperature, KEavg = 3/2 RT, urms = sqrt(3RT/M), N2 at 30 °C 519 m/s, O2 at -23 °C 441 m/s)
- 10.3 phase transitions (vapor pressure, normal boiling point at 1 atm = 101.3 kPa, Leadville 68 kPa about 90 °C, ΔHvap 44.01 kJ/mol at 25 °C and 40.67 kJ/mol at 100 °C, 1.5 L sweat 3600 kJ, ΔHfus 6.01 kJ/mol, ice at -12 °C staying at 0 °C while melting, CO2 sublimation 26.1 kJ/mol, frost is deposition, heating curve example 135 g ice -15 °C to steam 120 °C = 416 kJ with c ice 2.09, water 4.18, steam 1.86 J/g °C, burner turned up does not raise boiling temperature)
- NIST Chemistry WebBook phase change data (webbook.nist.gov: ethanol Tfus 159 K, Tboil 351.5 K; nitrogen Tfus 63.3 K, Tboil 77.34 K; oxygen Tfus 54.8 K, Tboil 90.2 K; mercury Tfus 234.31 K, Tboil 629.81 K; CO2 triple point 216.58 K at 5.185 bar, solid vapour-pressure equation Giauque and Egan 1937 giving 194.7 K at 1 atm)
- USGS Water Science School, Water Density (0.99987 g/cm³ at 0 °C, 1.00000 at 4 °C, 0.95865 at 100 °C; ice about 9% less dense)
- Britannica, Boyle's law (Robert Boyle 1662, air compressed by mercury; Edme Mariotte 1676)
- Boyle's 1662 table (48 spaces at 29 2/16 in, 12 spaces at 117 9/16 in of mercury) as reprinted in J. Appl. Physiol. 87 (1999) 1543.
Consulté le: 2026-10-17