Considérons une substance chimique dans un système fermé où la pression et la température peuvent être modifiées:
Le diagramme des phases suivant indique sous quelles conditions de température et de pressions le système se trouve dans quelle(s) phase(s):
Domaines: S: phase solide L: phase liquide G: phase vapeur (gazeuse) (p1,t1): en phase gazeuse (p2,t2): en phase liquide (p3,t3): en phase gazeuse et liquide (p4,t4): en phase solide (p5,t5): en phase liquide et gazeuse
$(1 atm$,$-50^oC)$: en phase solide: uniquement glace $(1 atm$,$0^oC)$: en phase solide et liquide: glace et eau liquide $(1 atm$,$100^oC)$: en phase gazeuse et liquide: eau liquide et vapeur d'eau
A (pression normale): 1: solide 2: fusion 3: liquide 4: ébullition 5: vapeur B (basse pression): 1: solide 2: sublimation 3: vapeur
A (pression normale): 1: solide 2: fusion 3: liquide 4: vaporisation 5: vapeur B (basse pression): 1: solide 2: vaporisation 3: vapeur
Cas spécial de l'eau
À la température indiquée: 1: liquide 2: solidification 3: solide 4: vaporisation 5: vapeur Fait étrange, qui peut cependant s'expliquer par le fait que la glace a un volume plus grand que l'eau.→ Une diminution de pression favorise la transformation qui se fait avec dilatation du volume!
Pour chaque substance il existe un point triple $T$ où les trois phases coexistent.
Beaucoup de substances ont un point critique $C$ (mais parfois c'est encore plus compliqué). Pour une température et pression au-delà de ce point (région $S$), la substance se trouve dans un état intermédiaire entre état liquide et état gazeux, état qu'on appelle "supercritique". Dans cet état
- les molécules sont tellement comprimées que ce n'est plus un gaz où les molécules sont distantes.
- la grande énergie cinétique des molécules annulle leurs forces d'attraction de telle manière que ce n'est plus un liquide.
Exemples:
Cas classique du dioxyde de carbone
Cas de l'eau