États de la matière

La matière qui compose l'Univers n'existe pas sous une seule forme. Selon la manière dont ses particules sont organisées et interagissent entre elles, elle peut se présenter sous différents états de la matière. Dans les conditions ordinaires, la plupart des substances se trouvent dans l'un des trois états classiques : solide, liquide ou gazeux.

Chaque état possède des caractéristiques particulières qui influencent la forme, le volume et le comportement observable de la matière.

• Solide. Un solide possède une forme propre et un volume constant. Ses particules sont fortement liées les unes aux autres et restent organisées de manière stable.
• Liquide. Un liquide conserve un volume pratiquement constant, mais n'a pas de forme propre. Il prend la forme du récipient qui le contient.
• Gaz. Un gaz ne possède ni forme ni volume définis. Ses particules sont très éloignées les unes des autres et occupent spontanément tout l'espace disponible.

Pourquoi parle-t-on d'états de la matière ? L'état physique d'une substance dépend de la façon dont ses particules sont regroupées et des interactions qui les relient. En physique et en chimie, on utilise également l'expression état d'agrégation pour décrire ce niveau d'organisation. Les forces de cohésion entre les particules déterminent ainsi si une substance se comporte comme un solide, un liquide ou un gaz.

Quelles forces déterminent l'état physique d'une substance ?

L'état de la matière résulte d'un équilibre entre deux phénomènes opposés. D'un côté, l'énergie cinétique pousse les particules à se déplacer. De l'autre, les forces intermoléculaires tendent à les maintenir associées. C'est l'équilibre entre ces deux effets qui détermine l'état physique observé.

Parmi les principales interactions intermoléculaires figurent les forces de Van der Waals, les interactions dipôle-dipôle et les liaisons hydrogène.

Les principaux états de la matière

Les états solide, liquide et gazeux se distinguent principalement par l'organisation des particules et par leur liberté de mouvement.

• Solide
  Dans un solide, les particules sont très rapprochées et ne peuvent effectuer que de faibles vibrations autour de positions d'équilibre fixes. Cette organisation explique pourquoi les solides possèdent une forme définie et un volume constant. Beaucoup de solides présentent une structure cristalline ordonnée, tandis que d'autres, appelés solides amorphes, ne possèdent pas cet ordre à grande échelle.
• Liquide
  Dans un liquide, les particules restent proches les unes des autres tout en conservant une certaine liberté de déplacement. Cette mobilité permet au liquide de s'écouler facilement, tout en conservant un volume pratiquement constant.
• Gaz
  Dans un gaz, les particules sont très éloignées les unes des autres et se déplacent librement dans toutes les directions. Les interactions attractives étant faibles, le gaz occupe spontanément tout l'espace disponible et peut être comprimé relativement facilement.

Lorsqu'une substance passe d'un état à un autre, elle subit une transition de phase.

 

Les transitions de phase les plus fréquentes sont la fusion, la solidification, la vaporisation, la condensation, la liquéfaction et la sublimation.

Quels facteurs déterminent l'état de la matière ?

L'état physique d'une substance dépend principalement des interactions entre ses particules.

Ces interactions sont influencées par plusieurs paramètres extérieurs, en particulier la température et la pression.

De manière générale, une augmentation de la température accroît l'agitation thermique des particules et favorise le désordre du système. À l'inverse, une augmentation de la pression tend à rapprocher les particules et favorise les phases les plus denses.

L'effet de la pression

Lorsque la pression augmente, les molécules sont contraintes de se rapprocher. La distance qui les sépare diminue, ce qui renforce les interactions intermoléculaires.

La substance occupe alors un volume plus faible.

Exemple. Si un gaz est soumis à une pression suffisamment élevée, il peut se liquéfier et devenir un liquide.

À l'inverse, lorsque la pression diminue, les particules s'éloignent davantage et les interactions intermoléculaires perdent en efficacité.

L'effet de la température

La température agit directement sur le mouvement des particules. Plus elle est élevée, plus l'énergie cinétique moyenne des particules augmente et plus leur vitesse de déplacement est importante.

Lorsque les particules se déplacent plus rapidement, elles peuvent plus facilement surmonter les forces qui les maintiennent associées. La distance moyenne qui les sépare augmente alors, ce qui tend à accroître le volume occupé par la substance.

Exemple. Lorsqu'elle est chauffée, l'eau absorbe de l'énergie. Les molécules d'eau se déplacent alors plus rapidement et peuvent surmonter les liaisons hydrogène qui les maintiennent associées. Certaines molécules de H₂O s'échappent dans l'air sous forme de vapeur d'eau, entraînant le passage de l'état liquide à l'état gazeux.

Lorsque la température diminue, le phénomène inverse se produit. Les particules ralentissent, les interactions intermoléculaires deviennent plus importantes et la cohésion moléculaire se renforce.

Exemple. Lorsqu'elle est suffisamment refroidie, l'eau voit ses molécules s'organiser selon une structure cristalline stable. Le liquide se solidifie alors pour former de la glace.

Diagrammes de phases

Les diagrammes de phases représentent les domaines de température et de pression dans lesquels une substance peut exister sous différentes phases thermodynamiques.

Chaque substance pure possède son propre diagramme de phases, véritable carte de son comportement thermodynamique.

Les courbes qui séparent les différentes phases correspondent à des situations d'équilibre thermodynamique. Dans ces conditions, un changement de phase et son processus inverse se produisent à la même vitesse.

Exemple. À la frontière entre les phases liquide et gazeuse, la vitesse d'évaporation est égale à la vitesse de condensation.

Une phase est une région homogène d'une substance caractérisée par une composition chimique uniforme et des propriétés physiques constantes. Elle est séparée des autres phases par une frontière de phase.

À retenir

Les points suivants permettent de mieux comprendre la nature des états de la matière.

• Il existe plus de trois états de la matière
  Bien que les solides, les liquides et les gaz soient les plus connus, la physique moderne a identifié de nombreux autres états, comme le plasma, les condensats de Bose-Einstein ou certaines phases quantiques observées dans des conditions extrêmes.
• Les particules d'un solide ne sont jamais totalement immobiles
  Même dans un solide, les particules vibrent en permanence autour de leur position d'équilibre. Ces vibrations deviennent plus importantes lorsque la température augmente.
• Des états métastables peuvent exister
  Dans certaines circonstances, une substance peut rester temporairement dans un état qui n'est pas le plus stable sur le plan thermodynamique. L'eau surfondue et les liquides surchauffés en sont des exemples classiques.
• Le point critique marque une limite entre liquide et gaz
  Au-delà du point critique, la distinction entre liquide et gaz disparaît. La substance se trouve alors dans un état appelé fluide supercritique, qui présente à la fois des propriétés des liquides et des gaz.
• Les états de la matière correspondent à des phases thermodynamiques
  En physique moderne, les états de la matière sont interprétés comme des phases thermodynamiques possédant des propriétés microscopiques spécifiques. Les passages d'une phase à une autre sont appelés transitions de phase.
• Les propriétés macroscopiques trouvent leur origine à l'échelle microscopique
  Des grandeurs telles que la densité, la viscosité ou la pression résultent du comportement collectif d'un très grand nombre de particules. L'étude de ce lien entre le microscopique et le macroscopique constitue l'un des objectifs fondamentaux de la mécanique statistique.

Et ainsi de suite.