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Précipité

Précipité

En chimie et en métallurgie, un précipité est la formation d'une phase dispersée hétérogène dans une phase majoritaire. La formation d'un précipité est la précipitation. En chimie, cela désigne en général la formation d'un cristal solide d'un sel dans un liquide. En métallurgie, cela peut en outre désigner la formation d'un cristal de composition donnée au sein d'un alliage. En météorologie, cela désigne la formation de gouttes d'eau ou de cristaux de glace dans l'atmosphère, voir l'article Précipitation.

Approche en chimie

La présence d'un précipité stable résulte d'un équilibre thermodynamique entre la phase liquide (solution) et la phase solide (sel). Considérons une solution, par exemple une solution aqueuse de chlorure de sodium NaCl (sel de cuisine). Si l'on met une faible quantité de sel dans l'eau, ce sel se dissout. À partir d'une quantité C_s donnée, qui dépend de la température, le sel ne se dissout plus : la solution est dite « saturée ». Si l'on chauffe la solution (sans atteindre l'ébullition), la valeur de C_s augmente, on peut donc avoir une dissolution des précipités. Si l'on refroidit la solution, C_s rediminue, le sel va donc re-précipiter. Si C est la concentration de sel, alors : : C < C_s(T) : le sel est dissout ; : C > C_s(T) : le sel précipite (saturation). La précipitation est notée comme une équation chimique : :Na⁺ + Cl^- ↔ (NaCl)_cr où « Na⁺ » et « Cl^- » désignent les espèces dissociées (le sel dissout) et « (NaCl)_cr » désigne le sel cristallisé. En général, on note l'espèce dissoute sans indice, et on place une flèche sous l'espèce cristallisée : :image:equation precipitation NaCl.png Comme pour toute réaction d'équilibre, on peut définir une constante d'équilibre K_s, appelée produit de solubilité : :K_s(T) = [Na⁺]·[Cl^-] : (lorsqu'il y a précipitation) et le potentiel de cette constante pK_s : : pK_s = - log (K_s) L'utilisation du K_s est plus générale, car les ions Na⁺ et Cl^- peuvent provenir de plusieurs sels différents. Si les concentrations sont exprimées en fraction molaire, alors dans ce cas précis on a jusqu'à la précipitation :C = [Na⁺] = [Cl^-] soit :K_s = C_s² Dans le cas général, on a deux ions A^m+ et B^n- qui peuvent former un sel A_nB_m ; le produit de solubilité s'écrit : :K_s = [A^{m +}]ⁿ·[B^{n -}]^m

Approche en métallurgie

En métallurgie, et en science des matériaux en général, on s'intéresse à deux phénomènes :
- la formation des premiers cristaux lors de la solidification ;
- la formation d'une nouvelle phase solide alors que l'on est déjà en phase solide. Dans les deux cas, la formation de cette phase hétérogène se fait en deux étapes :
- germination (parfois désigné par l'anglicisme « nucléation ») ;
- croissance. En phase solide, après la croissance des précipités, ces derniers peuvent continuer d'évoluer par coalescence. Enfin, il existe également un mode de précipitation particulier, la décomposition spinodale.

Solidification

Voir aussi l'article détaillé Solidification.

Germination

Dans le cas de la solidification, la germination se fait en général lors du refroidissement. Prenons le cas d'un corps pur. Pour une pression P donnée, en-dessous d'une température T_f donnée (le point de fusion, dépendant de la pression), seule la phase solide est stable, donc en théorie, la température reste stable à T_f(P) le temps que tout le liquide se solidifie (la solidification libère de la chaleur, la chaleur latente de fusion, qui compense la diminution de température). Dans les faits, on assiste à de la surfusion : les cristaux crées à T_f sont dissouts par l'agitation thermique. Il faut que la température baisse suffisamment pour que ces micro-cristaux soient stables ; on peut amorcer la germination en mettant un floculant (des grains d'une composition différente qui ne fondent pas et qui vont former l'amorce des cristaux). Thermodynamiquement, la création d'un cristal libère de l'énergie mais en nécessite aussi du fait de la création d'une interface solide-liquide (tension superficielle) ; pour que la germination se fasse, il faut que celle-ci soit favorable thermodynamiquement, c'est-à-dire que l'énergie libérée par la mise en ordre des atomes compense la tension superficielle.

Croissance

Précipitation en phase solide

La précipitation en phase solide a lieu au sein d'un alliage. En général, on a un métal majoritaire M contenant une quantité minoritaire d'alliage A. Lorsque la concentration en élément d'alliage A est faible, on a une phase homogène constituée d'une solution solide de A dans M (voir l'article Défaut ponctuel). Lorsque la concentration de A dépasse une valeur limite C_s(T), il y a formation de cristaux d'un alliage stœchiométrique, en général ordonné, de M et de A : M_mA_a (m et a étant les proportions stœchiométriques). Ce faisant, l'alliage s'appauvri en A, le processus s'arrête donc lorsque la concentration globale de A dans le M restant est devenue inférieurs à C_s(T). Si A est aussi un métal, M_mA_a est appelé « intermétallique ». Si l'on augmente la température et que C_s(T) devient supérieur à la concentration de A dans la phase M, on assiste alors à une dissolution des précipités, toujours en phase solide. Par exemple, un acier ou une fonte est un alliage de fer contenant une faible proportion de carbone. Dans certaines conditions de température, il peut se former des précipités de carbure Fe₃C (cémentite)au sein de l'acier ou de la fonte. Le phénomène est en fait plus complexe car il y a en général plusieurs éléments d'alliage qui influencent la stabilité des phases.

Germination

La précipitation en phase solide se fait également lors d'un refroidissement lent (une trempe peut empêcher la précipitation). Dans le cas des alliages d'aluminium, localement, la sursaturation en élément d'alliage provoque une mise en ordre des atomes qui viennent former une zone dite de « Guinier-Preston » ou « zone G-P ». Cette zone de Guinier-Preston forme l'amorce de germe : on n'a pas encore réellement un cristal ordonné. Le mouvement des atomes de l'élément d'alliage a appauvri le mélange localement, et cet appauvrissement est compensé par une migration des atomes, la diffusion. La zone de Guinier-Preston est donc alimentée en atomes d'élément d'alliage, et peut donc se transformer en germe. Comme dans le cas de la solidification, la tension superficielle fait que la germination a lieu en-dessous de la température de dissolution du précipité.

Croissance

Coalescence

Décomposition spinodale

Voir aussi

Articles connexes

catégorie:chimie générale catégorie:métallurgie

Chimie

als:Chemie ko:화학 ms:Kimia ja:化学 simple:Chemistry th:เคมี zh:化学 La chimie est la science qui étudie la composition et les réactions de la matière. Il n'existe pas de frontière clairement définie entre la physique et la chimie, mais, sont considérés généralement comme relevant de la chimie, les phénomènes provoqués par les réactions entre les constituants de la matière et entraînant une modification des liaisons entre les atomes. Selon la nature de ces liaisons, ces phénomènes impliquent entre les atomes des échanges ou mises en commun d'électrons, ou bien des forces électrostatiques. Les niveaux d'énergie mis en œuvre dans les phénomènes chimiques font que seuls les électrons périphériques sont concernés. Au-delà, on entre dans la physique des plasmas, voire dans la physique nucléaire avec l'implication du noyau atomique. Aux échelles inférieures à celle de l'atome, l'étude des particules élémentaires et de leurs interactions relève de la physique des particules. Les principales disciplines de la chimie sont :
- la chimie physique (ou chimie générale), dont l'objet est l'étude des lois physiques des systèmes et procédés chimiques ; ses principaux domaines d'étude comprennent : la thermochimie, la cinétique chimique (ou mécanique chimique), l'électrochimie, la radiochimie ;
- la chimie analytique, dont l'objet est l'analyse des matériaux afin de déterminer et comprendre leur composition chimique et leur structure ;
- la chimie organique, concernant la description et l'étude du carbone et des composés organiques ;
- la chimie minérale, concernant la description et l'étude des éléments chimiques et des composés inorganiques.

Histoire

voir l'article détaillé : Histoire de la chimie Voir aussi les articles alchimie et découverte des éléments chimiques, ainsi que les biographies des savants français et étrangers répertoriés dans les articles : catégorie : chimiste ou chimistes célèbres.

Concepts de base

acide - adsorption - alliage - ampholyte - atome - base (chimie) - catalyseur - céramique - composé chimique - corrosion - degré d'oxydation - dilution - équation chimique - électronégativité - hydrolyse - ion - isotopes - métal - molécule - oxydant - oxydo-réduction - pH - polymère - réaction chimique - réducteur - tampon

Chimie et littérature

- Le Système périodique de Primo Levi comporte vingt-et-un chapitres dont les titres correspondent à un élément du tableau de Mendéléev, relatant la vie professionnelle de l'écrivain, des anecdotes autobiographiques ou de courtes nouvelles sur le thème de la chimie.

Voir aussi

- Biochimie
- Chimie douce
- Chimie supramoléculaire
- Génie chimique
- Géochimie
- Liste de composés chimiques
- Liste des produits chimiques
- Minéralogie
- Nomenclature chimique
- Pétrochimie
- Prix Nobel de chimie
- Représentation des molécules
- Science des matériaux

Liens externes

- [http://www.futura-sciences.com/sinformer/n/matiere.php Actualités Chimie, sur le site Futura-Sciences.com]
- [http://www.cnrs.fr/diffusion/phototheque/chimieaulycee/ La chimie au lycée, sur le site du CNRS]
- [http://www.sfc.fr/ Société Française de Chimie] (SFC)
- [http://scienceworld.wolfram.com/chemistry/ Eric Weisstein's world of chemistry]
- Catégorie:Sciences

Sel (chimie)

En chimie, un sel est un composé ionique composé de cations chargés positivement et d'anions chargés négativement formant un produit neutre et sans charge nette. Ces ions peuvent être aussi bien minéraux (Cl^-) qu'organiques (acétate CH₃-COO^-) et monoatomique (F^-) aussi bien que polyatomiques (SO₄^2-). Les solutions de sels dans l'eau sont appelées électrolytes. Tant les électrolytes que les sels fondus conduisent l'électricité.

Aspect

Consistance

Les sels sont en général des cristaux solides à point de fusion relativement élevé. Cependant, il existe des sels qui sont liquides à température ambiante, ceux que l'on appelle liquides ioniques. Les sels minéraux ont d'habitude une faible dureté et une faible compressibilité, à l'instar du sel de table.

Couleur

Les sels peuvent être clairs et transparents (chlorure de sodium), opaques (dioxyde de titane), et même métalliques et lustrés (disulfure de fer). Les sels peuvent avoir diverses couleurs, par exemple : jaune (chromate de sodium), orange (dichromate de sodium), rouge (sulfure de mercure), mauve (hexahydrate de dichlorure de cobalt), bleu (pentahydrate de sulfate de cuivre, hexacyanoferrate ferrique), vert (oxyde de nickel), incolore (sulfate de magnésium), blanc (dioxyde de titane), et noir (dioxyde de manganèse). La plupart des pigments minéraux ainsi que de nombreux colorants de synthèse organiques sont des sels.

Saveur

Odeur

Nomenclature

En français, le nom d'un sel commence par celui de l'anion (par exemple chlorure de ou acétate de) suivi de celui du cation (par exemple sodium ou ammonium). Les sels sont souvent cités en fonction du seul nom du cation (par exemple sel de sodium ou sel d'ammonium) ou de celui de l'anion (par exemple chlorure ou acétate).

Quelques cations courants formant des sels

- ammonium NH₄⁺
- calcium Ca²⁺
- fer Fe²⁺ (ferro- ou ou ferreux) et Fe³⁺ (ferri- ou ferrique)
- magnésium Mg²⁺
- potassium K⁺
- pyridinium C₅H₅NH⁺
- ammonium quaternaire NR₄⁺
- sodium Na⁺

Quelques anions courants formant des sels

(le nom de l'acide parent est entre parenthèses) :
- acétate CH₃-COO^- (acide acétique)
- carbonate CO₃^2- (acide carbonique)
- chlorure Cl^- (acide chlorhydrique)
- citrate HO-C(COO^-)(CH₂-COO^-)₂ (acide citrique)
- cyanure C≡N^- (acide cyanhydrique ou cyanure d'hydrogène)
- hydroxyde OH^- (Eau)
- nitrate NO₃^- (acide nitrique)
- nitrite NO₂^- (acide nitreux)
- oxyde O^2- (Eau)
- phosphate PO₄^3- (acide phosphorique)
- sulfate SO₄^2- (acide sulfurique)

Formation

Références

- Kurlansky, Mark (2002). Salt: A World History. Walker Publishing Company. ISBN: 0142001619

Voir aussi

- Sel acide
- Électrolyte
- Liaison ionique
- Natron
- Sodium
- Sel de table
- ion zwitter
- Salinité Catégorie:Sel ja:塩 simple:Salt

Eau

L'eau (que l'on peut aussi appeler oxyde de dihydrogène, hydroxide d'hydrogène ou acide hydroxique) est un composé chimique simple. Sa formule chimique est H₂O, c'est-à-dire que chaque molécule d'eau se compose d'un atome d'oxygène entre deux atomes d'hydrogène. L'eau lourde est un composé formé d'un atome d'oxygène et de deux atomes de deutérium, qui est un isotope de l'hydrogène (oxyde de deutérium, D₂O). À pression ambiante, l'eau est gazeuse au-dessus de 100 °C, solide en dessous de 0 °C, et liquide dans les conditions ambiantes de température et de pression. C'est là une particularité essentielle : les autres composés proches ou apparentés, (sulfure d'hydrogène, ammoniac, et méthane par exemple), sont tous gazeux à des températures bien plus basses. L'eau se trouve presque partout sur la Terre et est un composé essentiel pour tous les organismes vivants connus. Ainsi, et par construction des êtres vivants, l'eau est pour eux (sauf exception très notable) incolore, insipide, inodore, etc. Près de 70 % de la surface de la Terre est recouverte d'eau, essentiellement sous forme d'océans. Une étendue d'eau peut être un océan, une mer, un lac, un étang, un fleuve, une rivière, un ruisseau, un canal (voir Les ressources en eau sur Terre pour plus de détails). La circulation de l'eau au sein des différents compartiments terrestres est décrite par son cycle biogéochimique.

Étymologie

Du latin aqua ([http://hera.crdp.ac-aix-marseille.fr/journal/mediter1/etymol.htm plus de détails...]).

Origine de l'eau

Articles détaillés : Origine de l'eau sur la Terre et Origine de la molécule d'eau. Selon la conception actuelle,
- L'hydrogène est produit très tôt dans l'histoire de l'univers, c'est le premier atome formé (Cf. big bang)
- L'oxygène est le produit un peu plus tardif de réaction de fusion thermonucléaire au sein de certaines étoiles.
- Ces deux atomes se combinent assez facilement pour former l'eau.
- Lorsque la terre s'est formée, l'eau était une des molécules présente en quantité importante (comme dans les météorites)

Physique de l'eau

météorite L'état solide de l'eau est la glace ; l'état gazeux est la vapeur (d'eau). L'état de l'eau dépend des conditions de pression P et de température T. Il existe une situation unique (P,T) dans laquelle l'eau coexiste sous les trois formes solide, liquide, et gazeux ; cette situation est appelée « point triple de l'eau », elle a lieu lorsque
- la température vaut 273,16 K (0,01 °C) et
- la pression 611,2 Pa. Les unités de température (anciennement les degrés Celsius, maintenant les kelvins) sont définis grâce à ce point triple de l'eau. La vélocité du son dans l'eau est de 1 500 m/s dans les conditions ambiantes de température et de pression. La masse de 1 cm³ d'eau à la température de 4 °C est sensiblement de 1 g. Par approximation, on prend pour masse volumique de l'eau dans les conditions normales la valeur de 1 000 kg/m³, une tonne par mètre cube soit un kilogramme par litre. La chaleur massique de l'eau est de 4186 J/(kg·K) dans les conditions ambiantes de température et de pression. L'eau était utilisée comme étalon de chaleur dans d'anciens systèmes d'unité : la calorie (et la frigorie) quantifiait la chaleur à apporter (resp. soustraire) pour augmenter (resp. réduire) d'un degré Celsius la température d'un gramme d'eau : soit 4,185 joules. Les chimistes se réfèrent parfois en blaguant à l'eau avec un nom savant (et justifié) comme du monoxyde de dihydrogène dans des parodies de recherche scientifique sérieuse qui présentent ce produit comme mortellement dangereux et à bannir. Tableau 1:

Chimie de l'eau

La nature dipolaire de l'eau

parodie Une propriété très importante de l'eau est sa nature polaire. La molécule d'eau forme un angle au niveau de l'atome d'oxygène entre les deux atomes d'hydrogène. Puisque l'oxygène a une électronégativité plus forte que l'hydrogène, le côté de la molécule d'eau où se trouve l'atome d'oxygène est chargé négativement, par comparaison avec le côté hydrogène. Une molécule avec une telle différence de charge est appelée un dipôle (molécule polaire). Cette différence de charge fait que les molécules d'eau s'attirent les unes les autres, le côté positif de l'une attirant le côté négatif d'une autre. Un tel lien électrique entre deux molécules s'appelle un pont hydrogène ou liaison hydrogène. Cette force d'attraction, relativement faible par rapport aux liaisons chimiques covalentes de la molécule elle-même, est à la source de propriétés comme un point d'ébullition élevé (quantité d'énergie calorifique nécessaire pour briser les ponts hydrogènes), ainsi qu'une chaleur spécifique élevée. Du fait des ponts hydrogènes également, la densité de l'eau liquide est supérieure à la densité de la glace (état où l'eau est cristallisée). De ce fait, en hiver la glace qui se forme à la surface d'un étang y reste et protège du gel l'eau située plus bas, ce qui permet aux poissons et autres êtres vivants d'y survivre. L'eau atteint sa plus haute densité à la température de 4 °C, qui est ainsi la température qu'on trouve typiquement au fond d'un étang gelé. Un autre conséquence est que la glace fond quand suffisamment de pression lui est appliquée.

Équilibre acide/base

L'eau se dissocie naturellement en ion oxonium (ou hydronium) H₃O⁺ et ion hydroxyde OH^- :2H₂O = H₃O⁺ + OH^-. Du fait de l'équilibre, à une température donnée, le produit entre des concentrations de ces ions, ou « produit de dissociation », est constant : à 25 °C, il vaut :[H₃O⁺].[OH^-] = 10^-14 uSI Les ions oxonium et hydroxyde sont très réactifs, ils peuvent attaquer d'autres matériaux, les dissoudre. On définit l'acidité grâce à la concentration en ion oxonium, par le pH :pH = -log₁₀[H₃O⁺] À 25 °C, le pH de l'eau pure vaut 7, il est dit neutre. L'ajout de certains produits dits « acides » va déplacer l'équilibre de dissociation de l'eau et abaisser le pH (augmentation du nombre d'ions oxonium) ; à l'inverse, l'ajout de certains produits dits « bases » va déséquilibrer la réaction dans l'autre sens, favoriser la présence d'ions hydroxyde et augmenter le pH. On note que l'eau peut capturer un proton ou en libérer un, c'est donc un amphotère, c'est-à-dire à la fois un acide et une base. Cet équilibre acide/base est d'une importante capitale en chimie minérale comme en chimie organique.

L'eau comme solvant

chimie organique Grâce à sa polarité, l'eau est un excellent solvant. Quand un composé ionique ou polaire pénètre dans l'eau, il est entouré de molécules d'eau. La relative petite taille de ces molécules d'eau fait que plusieurs d'entre elles entourent la molécule de soluté. Les dipoles négatifs de l'eau attirent les régions positivement chargées du soluté, et vice versa pour les dipoles positifs. L'eau fait un excellent écran aux interactions électriques (la permittivité électrique ε_e de l'eau est de 78,5 à 25 °C), il dissocie donc facilement les ions. En général, les substances ioniques et polaires comme les acides, alcools, et sels se dissolvent facilement dans l'eau, et les substances non-polaires comme les huiles et les graisses se dissolvent difficilement. Ces substances non-polaires restent ensemble dans l'eau car il est énergétiquement plus facile pour les molécules d'eau de former des ponts hydrogène entre elles que de s'engager dans des interactions de van der Waals avec les molécules non polaires. Un exemple de soluté ionique est le sel de cuisine alias chlorure de sodium, NaCl, qui se sépare en cations Na⁺ et anions Cl^-, chacun entourés de molécules d'eau. Les ions sont alors facilement transportés loin de leur matrice cristalline. Un exemple de soluté non-ionique est le sucre de table. Les dipoles des molécules d'eau forment des ponts hydrogène avec les régions dipolaire de la molécule de sucre, et celle-ci est ainsi extraite vers l'eau liquide. Cette faculté de solvant de l'eau est vitale en biologie, parce que certaines réactions biochimiques n'ont lieu qu'en solution (par exemple, réactions dans le cytoplasme ou le sang.)

Tension superficielle

Les ponts hydrogène confèrent à l'eau une grande tension superficielle et une grande cohésion. Cela se voit quand de petites quantités d'eau sont posées sur une surface non soluble et que l'eau reste ensemble sous forme de gouttes. Cette propriété est utile dans le transport vertical de l'eau chez les végétaux.

Conductivité

L'eau pure est en réalité un isolant, qui conduit mal l'électricité. Mais puisque l'eau est un si bon solvant, elle contient souvent une bonne quantité de soluté dissous, le plus souvent des sels. Si l'eau contient de telles impuretés, elle peut conduire l'électricité facilement. Le stator des très gros alternateurs est refroidi par circulation d'eau désionisée dans les conducteurs creux de l'enroulement. Malgré les différences de potentiel de plusieurs dizaines de milliers de volts entre le circuit de refroidissement et les conducteurs électriques, il n'y a pas de problèmes de fuite de courant. Voir conductivité électrique(mesure).

Décomposition de l'eau (thermolyse et électrolyse)

La première décomposition de l'eau fût faite par Lavoisier, en faisant passer de la vapeur d'eau sur du fer chauffé au rouge (thermolyse). Ce faisant, il établis que l'eau n'état pas un élément mais un corps chimique composé de plusieurs éléments. La thermolyse de l'eau commence à devenir significative vers 750 °C, et elle est totale vers 3 000 °C. La réaction produit du dioxygène et du dihydrogène : 2H₂O ↔ 2H₂ + O₂ L'autre manière de décomposer l'eau est l'électrolyse. Sous l'effet d'un courant qui la traverse, l'eau peut être divisée en dihydrogène et dioxygène. Les molécules d'eau se dissocient naturellement en ions H₃O⁺ et OH^-, qui sont attirés par la cathode et l'anode respectivement. À l'anode, quatre ions OH^- se combinent pour former des molécules de dioxygène O₂, deux molécules d'eau, et libérer quatre électrons. Les molécules de dioxygène ainsi produites s'échappent sous forment de bulles de gaz vers la surface, où elles peuvent être collectées. À la cathode, il y a une libération de molécule de dihydrogène H₂ : 4OH^- → O₂ + 2H₂O + 4e^- : 2H₃O⁺ + 2e^- → H₂ + 2H₂O

Indice de réfraction de l'eau

dihydrogène L'indice de réfraction n d'un milieu transparent est une mesure de sa capacité de changer la direction de propagation d'un rayon de lumière le traversant. Si la lumière devait voyager dans l'espace vide puis pénétrer une surface planaire de l'eau, les angles d'incidence mesurés et la réfraction pourraient être substitués dans la loi de Snell-Descartes (voir Réfraction) pour calculer l'indice de réfraction de l'eau relativement au vide. Cet indice ne dépendrait que de l'état physique de l'eau (solide, liquide ou gazeux). Mais, dans la pratique, il est plus simple d'entreprendre des expériences en utilisant une interface ou dioptre air-eau pour obtenir l'indice de réfraction de l'air relatif à l'eau, et puis pour le convertir de l'air en vide en appliquant les corrections appropriées. Le résultat, qui est toujours plus grand que 1, est le rapport de la vitesse de la lumière dans le vide à sa vitesse dans l'eau : la lumière voyage plus lentement dans l'eau que dans un vide (ou dans l'air). Tous les milieux transparents sont dispersifs, ce qui signifie que la vitesse de la lumière change avec sa longueur d'onde λ. Plus précisément, dans la partie visible du spectre électromagnétique (approximativement 400 à 700 nanomètres) l'indice de réfraction est généralement une fonction décroissante de longueur d'onde : la lumière violette est plus déviée que le rouge. En outre, le taux de changement de l'indice de réfraction augmente également tandis que la longueur d'onde diminue. L'indice de réfraction augmente habituellement avec la densité du milieu. L'eau présente toutes ces caractéristiques. Le tableau 1 montre les résultats de quelques mesures (Tilton et Tailor) de l'indice de réfraction de l'eau, n(λ), en ce qui concerne l'air sec ayant la même température T que l'eau et à une pression de une atmosphère (760 mmHg). Tableau 1 : Pour convertir les valeurs sous forme de tableaux relatifs à l'indice du vide , ajoutez 4 à la quatrième position décimale. Notez que le n(λ) augmente pendant que la température de l'eau diminue. Ces résultats sont conformes ax attentes, puisque la densité de l'eau augmente lorsqu'elle se refroidit. Il est intéressant, cependant, que si les mesures sont faites à de plus basses températures l'indice ne montre pas d'extremum à 4 °C, malgré le fait que la densité de l'eau soit maximale à cette température (ce qui explique que les fonds marins soient à cette température de 4 °C). L'eau de mer contient des impuretés dissoutes, principalement sous forme de sels dissociés de sodium, de magnésium, de calcium, et de potassium. Sa densité, et par conséquent n(λ), dépendent donc de sa salinité , d'une quantité habituellement exprimée comme des grammes de sels dissous en kilogramme d'eau de mer (g/kg), ou des parties par mille en poids. Le tableau 2 (pris de Dorsey) montre comment le n(λ) augmente avec la salinité pour les D-lignes de sodium (moyenne : 5 893 angströms = 5 89,3 nm) à 18 °C. Tableau 2 : L'indice de réfraction est également une fonction de la pression de l'eau, mais la dépendance est tout à fait faible en raison de l'incompressibilité relative de l'eau (comme tous les liquides). En fait, sur les gammes normales des températures (0-30 °C), l'augmentation approximative du n(λ) est 0,000016 quand la pression de l'eau augmente d'une atmosphère. Clairement, les facteurs les plus significatifs affectant le n(λ) sont la longueur d'onde de la lumière et la salinité de l'eau. Néanmoins, le n(λ) excède de moins de 1% la gamme indiquée des valeurs de ces variables. ; Références
- L. W. Tilton et J. K. Taylor, stand national de bureau de recherche de J., 20, 419 (RP1085) 1938.
- E. Dorsey, « propriétés d'Eau-Substance ordinaire », (Reinhold Publishing Corporation 1940).

Purification de l'eau

Voir aussi : Épuration des eaux. De l'eau pure ou relativement pure est nécessaire à beaucoup d'applications industrielles et à la consommation humaine. Les humains ont besoin d'eau sans trop de sels et autres impuretés, comme des produits toxiques ou de bactéries pathogènes. pathogène Voici sept méthodes courantes pour purifier l'eau : #Filtration : l'eau est passée à travers un filtre qui intercepte les petites particules. Plus petites sont les mailles du filtre, plus petite doit être une particule pour passer. La filtration n'est pas suffisante, mais est souvent nécessaire comme étape préparatoire, pour empêcher les plus grosses particules d'interférer avec les méthodes de purification plus avancées. On distingue la filtration (quelques micromètres), de la microfiltration (de 1 à 0,1 micromètre) de l'ultrafiltration (jusqu'à 0,0001 micromètre). L'ultrafiltration permet d'obtenir une eau purifiée au niveau particulaire, bactérien et pyrogénique. #Ébullition : l'eau est maintenue à ébullition un temps suffisamment long pour inactiver ou tuer les microorganismes qui vivent dans l'eau à température ambiante. L'ébullition n'élimine pas les solutés qui ont une température d'ébullition supérieure à celle de l'eau, au contraire leur concentration peut augmenter si de l'eau s'évapore. L'autoclave et la Cocotte minute raffine et améliore le procédé en y ajouant une presson élevée, qui évite la fuite de l'eau et augmente sa température avant ébulition. #Filtrage au carbone : le charbon de bois, un composé à haute teneur en carbone, adsorbe beaucoup d'autres composés dont certains toxiques. Le chlore est éliminé par catalyse et les organiques sont dissous par adsorption. L'eau est passée à travers du charbon actif, issu de la noix de coco ou du charbon, pour la purifier de ces composés. Cette méthode est surtout utilisée pour filtrer l'eau des ménages et l'eau des aquariums. Elle permet aussi d'éviter le colmatage par les composés organiques dissous. #Distillation : on fait bouillir l'eau de façon à produire de la vapeur, qui s'élève, et est mise en contact avec une surface refroidie où la vapeur se condense à nouveau en eau et peut être recueillie. Les solutés ne se vaporisent normalement pas et restent ainsi dans la solution mise à bouillir. Cela dit, même la distillation ne purifie pas complètement l'eau, du fait de contaminants ayant à peu près la même température d'ébullition que l'eau, et de gouttelettes d'eau non vaporisée transportées avec la vapeur. #Osmose inverse : une forte pression mécanique (en milliers de d'hectopascals) est appliquée à une solution impure pour forcer l'eau à passer à travers une membrane semi-perméable. On appelle cela l'osmose inverse parce que l'osmose normale verrait l'eau pure se déplacer dans l'autre sens pour diluer les impuretés. L'osmose inverse est en théorie la meilleure méthode pour la purification à grande échelle de l'eau, mais il est difficile de créer de bonnes membranes semi-perméables. Selon le type de membrane, on obtient 85 à 98 % d'élimination des ions inorganiques, 99% des colloïdes, bactéries, pyrogènes et virus, 80 à 98% d'élimination de la silice. Cette méthode est parfois appelée hyperfiltration. #Chromatographie par échange d'ions : dans ce cas, l'eau est passée à travers une colonne chargée de résine qui capte les ions en libérant en échange d'ions hydroxyde (pour les ions négativement chargés : sulfate, carbonates, etc.) ou hydronium (pour les ions positifs : calcium, magnésium, autres métaux, etc.), qui se recombinent pour reformer de l'eau. Dans de nombreux laboratoires, cette méthode de purification a remplacé la distillation car elle procure un grand volume d'eau très pure plus rapidement et en consommant moins d'énergie. L'eau obtenue de cette façon est appelée eau déionisée ou eau déminéralisée. Contrairement à la distillation, la déminéralisation permet une production à la demande. Les résines échangeuses d'ions sont parfois couplées à une post-filtration afin d'éliminer les particules issues de la résine. #Photo-oxydation : l'eau subit un rayonnement ultraviolet de haute intensité. Cela permet de cliver et d'ioniser les composées organiques, qui peuvent ensuite être éliminés dans les colonnes échangeuses d'ions. Cela provoque en outre l'apparition de composés oxydants, capables de détruire les micro-organismes et certaines molécules.

Symbolique, usage et mythologie

- L'eau, élément vital pour l'homme, est la boisson naturelle par excellence.
- L'eau est un des quatre éléments classiques mythiques avec le feu, la terre et l'air (et l'un des cinq éléments chinois avec l'air, le feu, le bois et le métal), et était vue par certains comme l'élément de base de l'univers. Les caractéristiques de l'eau dans ce système sont le froid et l'humidité.
- Dans la théorie des humeurs corporelles, l'eau était associée au phlegme.
- Dans la symbolique occidentale, l'eau symbolise la purification le renouveau, ex.: l'eau bénite du baptème, l'eau coulante d'un fleuve.

L'eau dans l'alimentation

- Eau potable
- Eau de table
- Eau de source
- Eau minérale
- Eau gazeuse
- Eau plate Thalassothérapie

Référence dans le système métrique pour la détermination de la masse

À l'origine, un décimètre cube d'eau définissait une masse de un kilogramme (kg). L'eau avait été choisie car elle est simple à trouver et à distiller. Dans notre système actuel de mesure —le système international d'unités (SI) — cette définition de la masse n'est plus valable depuis 1889, date à laquelle la première Conférence générale des poids et mesures définit le kilogramme comme la masse d'un prototype de platine iridié conservé à Sèvres. Cette correspondance reste néanmoins une excellente approximation pour tous les besoins de la vie courante. ; Voir aussi
- [http://www.cybersciences.com/Cyber/2.0/Q7615.asp Combien pèse exactement un litre d'eau douce en kilogramme?]

Voir aussi

- Origine de la molécule d'eau
- Origine de l'eau sur la Terre
- Épuration des eaux
- Assainissement
- Eau potable
- Eau potable en France
- Prix de l'eau potable
- Dessalement
- Agence de l'eau
- SDAGE
- SAGE
- Eau minérale
- Pollution de l'eau par les produits phytosanitaires
- Cycle de l'eau
- Project:Portail_de_l'eau
- Dans le Wikilivre de Tribologie, des données concernant le Frottement sur la glace
- Le monoxyde de dihydrogène

Liens externes

- [http://www.cnrs.fr/cw/dossiers/doseau/accueil.html « L'eau douce : une ressource précieuse », dossier SagaScience sur le site du CNRS]
- [http://www.populationdata.net/eau/ Chapitre « L'Eau dans le monde » sur PopulationData.net]
- [http://www.symposium-h2o.com/ Cannes Water Symposium]
- [http://eau.apinc.org/ PlaneteBleue.info, portail alternatif sur l'eau]
- [http://www.h2o.net/ Site de la revue « H2o.net magazine »]
- [http://www.cieau.com/accueil.htm Centre d'information sur l'eau]
- [http://www.thermexcel.com/french/tables/vap_eau.htm Caractéristiques physiques de la vapeur d'eau saturée]
- Julien Tap et al [http://julientap.free.fr/travail_fichiers/TP_chimie_eau.pdf TP chimie des eaux] IUT génie biologie Creteil, 2003
- [http://www.centre-evian.com/dossier_presse/index.html?contenu-medias.html?http://www.centre-evian.com/dossier_presse/dos-media/12037.html Evian - dossier sur l'eau] Catégorie:Composé de l'hydrogène Catégorie:Composé de l'oxygène Catégorie:Composé inorganique
- Catégorie:Hydraulique Catégorie:Hydroxyde Catégorie:Mécanique des fluides als:Wasser ja:水 ko:물 ms:Air simple:Water th:น้ำ zh-min-nan:Chúi

Glace

La glace est l'eau à l'état solide. solide À la pression atmosphérique normale (101 325 Pa), l'eau est sous forme de glace lorsque sa température est inférieure à sa température de fusion qui est de 0 °C (273,15 K).
Cependant, en l'absence de cristal de glace, de l'eau calme peut être refroidie à des températures inférieures à 0 °C sans se congeler, dans un état d'équilibre instable appelé surfusion, et atteindre ainsi des températures allant jusqu'à −20 °C. La température de fusion de la glace servit de point fixe pour la définition originelle de l'échelle de températures Celsius.

Physique de la glace

La glace présente plus de 11 variétés allotropiques dont les domaines d'existence sont représentés dans le diagramme de phase ci-après. Elle existe également sous forme amorphe. diagramme de phase de la glace
Diagramme de phase de la glace — pressions (1GPa = 10000 bars) en échelle logarithmique À la pression atmosphérique (et jusqu'à une pression d'environ 0,2 GPa ou 2000 bars), les molécules d'eau de la glace ordinaire forment une structure cristalline suivant un réseau hexagonal (a = 4,52 Å, c = 7,37 Å), dont la stabilité est assurée par des liaisons hydrogène ; cette variété allotropique est appelée « glace 1_h » ou « glace I_h » (h pour hexagonal). Cette structure présente une faible compacité, et la densité de la glace ordinaire est inférieure à celle de l'eau (917 kg/m³ pour de la glace pure à 0°C, pression atmosphérique normale). Ceci explique que la température du point de fusion de la glace ordinaire s'abaisse avec l'augmentation de la pression (il s'agit d'une anomalie : les températures de fusion croissent normalement avec la pression) jusqu'à un minimum de −22 °C (cf diagramme de phase) pour une pression d'environ 0,2 GPa (ici commence le domaine de la glace III). En fonction des conditions de température et de pression, la glace peut adopter d'autres structures cristallines , généralement plus compactes que la glace ordinaire ; certaines de ces variétés de glace peuvent se rencontrer dans les conditions extrêmes régnant à la surface d'autres planètes, ou de satellites, du système solaire :
- glace I_c (basse température, cubique à faces centrées, densité env. 0,9) ;
- glace II (basse température, orthorhombique centrée, densité env. 1,2) ;
- glace III ou Iii (basse température, tétragonal, densité env. 1,1) ;
- glace V (haute pression, basse température, monoclinique à base centrée, densité env. 1,2) ;
- glace VI (haute pression, basse température, tétragonale, densité env. 1,3) ;
- glace VII (haute température, haute pression, cubique simple, densité env. 1,7) ;
- glace VIII (haute pression, tétragonale centré, densité env. 1,6) ;
- glace IX (haute pression, tétragonale, densité env. 1,2) ;
- glace XII (haute pression, basse température, tétragonale, densité env. 1,3).

Propriétés physiques de la glace ordinaire (I_h)

La masse volumique de la glace est de 917 kg/m³ à 0 °C, et son coefficient de dilatation linéaire est d'environ 9·10^-5/K, toujours à 0 °C.

Propriétés mécaniques

Le coefficient de dilatation linéaire de la glace est d'environ 9·10^-5/K à 0 °C. La compressibilité de la glace est de l'ordre de 12.10^-12/Pa. La limite d'élasticité de la glace varie énormément suivant la qualité de la glace utilisée : 10 kPa pour la glace de glacier, 60 kPa pour de la glace artificielle. Les valeurs admises pour le module d'Young de la glace se situent entre 2500 et 3000 MPa. Sa limite de plasticité est de 3,5 MPa (en compression) ; le rapport limite de plasticité/limite d'élasticité de la glace se range parmi les grands de tous les solides connus (environ 2 pour l'acier, et jusqu'à 10 pour le fer doux).

Propriétés thermiques

À 0 °C, la chaleur latente de fusion de la glace est de 333 kJ/kg et sa chaleur massique est de 2,06 kJ·kg^-1·K^-1 ; celle-ci n'est que la moitié de la chaleur massique de l'eau à 0 °C (4,217 kJ·kg^-1·K^-1), et varie de façon quasi linéaire en fonction de la température (+0,17%/K). La conductivité thermique de la glace est de 2,1 W·m^-1·K^-1 à 0 °C, et augmente avec l'abaissement de la température (pente de l'ordre de -0,57%/K) ; elle est donc toujours bien supérieure à la conductivité thermique de l'eau à 0°C, égale à 0,55 W·m^-1·K^-1.

Glace à température ambiante

En 2005, l'équipe Coréenne de Heon Kang, de l'université de Séoul, a pu obtenir une glace d'eau à température ambiante (20°C). Pour ce faire, un champ électrique est appliqué entre la pointe d'un microscope à effet tunnel et une surface d'or, où est disposé un film d'eau liquide, d'une épaisseur de l'ordre du nanomètre. Dans cette expérience, l'eau se transforme en glace car les dipôles des molécules d'eau s'alignent sur le champ électrique. L'intensité du champ électrique à laquelle ce changement apparait (10⁶ V·m^-1) est mille fois moins importante que ce que les modèles prédisaient. Malgré la très faible épaisseur de la couche d'eau utilisée, ce phénomène pourrait, d'après les auteurs, intervenir au sein de nuages d'orages ou de microfissures de roches, ainsi que dans des équipements nanotechnologiques.

Mélanges

Fusion eutectique

En hiver, les routes sont salées pour faire fondre la glace. En fait, ce n'est pas la glace qui fond, mais un eutectique glace-sel (le sel utilisé n'est pas constitué de chlorure de sodium pur, mais le texte qui suit fournit une explication simplifiée du phénomène). Lorsque le sel NaCl (Na⁺, Cl^-) entre en contact avec la glace, les ions s'arrangent autour des molécules d'eau, qui sont polaires (H₂^δ+, O^δ-) et viennent former un composé (H₂O).(NaCl) ; ce réarrangement nécessite seulement de petits mouvements des atomes, et se fait donc en phase solide. Lorsque les proportions exactes sont respectées (soit environ 22 % de sel en masse), le mélange se conduit comme un produit pur, qualifié d'« eutectique ». La température de fusion de cet eutectique eau-NaCl est d'environ -21 °C. Le diagramme de phase suivant représente la température de fusion du mélange en fonction de la proportion eau-sel. diagramme de phase eau-sel à pression atmosphérique
Diagramme de phase eau-sel à pression atmosphérique ; l'eutectique se forme pour une proportion de sel de 0,2331 en masse (23,31 % de sel et 76,69 % d'eau en masse) Ainsi, pour des taux de sel inférieurs à la proportion de l'eutectique, nous obtenons un mélange eau+eutectique qui fond à une température supérieure à -21 °C. Pour des taux de sel supérieurs à cette proportion, nous obtenons un mélange sel+eutectique qui fond également à une plus grande température. Le réarrangement eau+sel → eutectique ne peut se faire qu'aux points de contact entre les cristaux de glace et de sel, donc à la surface de la glace. On a donc formation d'une couche superficielle d'eutectique qui fond (si la température est supérieure à -21 °C) ; comme le sel est en sursaturation, il se dissout dans l'eutectique fondu, et peut réagir avec la glace qui se trouve sous la pellicule liquide. Le phénomène se propage donc, jusqu'à ce qu'il manque de l'eau ou du sel pour former un nouvel eutectique. En théorie, il serait donc possible de prévenir la formation de glace jusqu'à -21 °C. Dans les faits, il est impossible de doser la quantité de sel à mettre.

Autres acceptions

Le mot glace désigne également :
- l'état solide du dioxyde de carbone, sous l'expression glace carbonique
- un miroir ;
- une crème glacée ;
- en littérature cyberpunk (science-fiction), une G.L.A.C.E. est l'acronyme de Générateur Logiciel de Contremesures Électroniques (traduction de I.C.E., Intrusion Countermeasures Electronics) ; c'est un programme contre les intrusions dans les réseaux informatiques, qui peut potentiellement endommager l'ordinateur du pirate, voire son cerveau s'il est directement connecté.

Voir aussi

- Dans le Wikilivre de Tribologie, des données concernant le Frottement sur la glace
- banquise
- glacier
- iceberg
- neige
- verglas

Références

- Eun-Mi Choi, Young-Hwan Yoon, Sangyoub Lee, Heon Kang, [http://link.aps.org/abstract/PRL/v95/e085701 Freezing Transition of Interfacial Water at Room Temperature under Electric Fields], Physical Review Letters, n°95, août 2005. Catégorie:Composé inorganique Catégorie:Eau Catégorie:Eau à l'état solide als:Eis ja:氷 simple:Ice

Précipitation

Catégorie:Météorologie catégorie:hydrologie catégorie:hydrologie En météorologie, le terme précipitation désigne des cristaux de glace ou des gouttelettes d'eau qui, ayant été soumis à des processus de condensation et d'agrégation à l'intérieur des nuages, sont devenus trop lourds pour demeurer en suspension dans l'atmosphère et tombent au sol. La précipitation peut prendre les formes suivantes (parfois mélangées) :
- pluie
- neige
- bruine
- grésil
- brouillard
- rosée
- givre
- grêle
- neige en grains Dans les rapports d'observation météorologique, le type de précipitation s'accompagne d'une indication d'intensité (légère, modérée, ou forte), ainsi que d'une mesure de la visibilité au travers de la précipitation. Les rapports d'observations indiquent aussi le caractère temporel de la précipitation : si son intensité varie rapidement et s'accompagne d'éclaircies, la précipitation est appelée une averse. La fréquence et la nature des précipitations dans une région géographique donnée sont des caractéristiques importantes de son climat. Elles contribuent de façon essentielle à la fertilité et à l'habitabilité des zones tempérées ou tropicales ; dans les zones polaires, elles aident au maintien des calottes glaciaires.

Causes des précipitations

Outre leur forme, on distingue généralement six types de précipitations en fonction de leurs causes :
- les précipitations à l'échelle synoptique, causées par les dépressions des latitudes moyennes.
- les précipitations de convection. Principalement de la pluie qui survient lors d'orages résultant de la brusque élévation de masses d'air chargée d'humidité.
- les précipitations des zones d'ascendance forcée qui ont lieu, par exemple, dans la zone de convergence intertropicale.
- les précipitations côtières qui ont lieu à proximité des littoraux et ont pour cause le ralentissement, et l'élévation, des vents humides provenant de l'océan et étant freinés par les aspérités du continent.
- les précipitations orographiques où le relief force les masses d'air à s'élever: les versants au vent sont alors très pluvieux, les versants sous le vent sont plus secs. Le foehn est une illustration de ce phénomène.
- les précipitations cycloniques, dans les zones tropicales, où les précipitations sont engendrées par le passage de typhons. Il est également possible de déclencher artificiellement des précipitations en dispersant sur un nuage de la poussière de iodure d'argent. La technique est très efficace en laboratoire, mais dans la nature, son efficacité est limité selon Jean-Louis Brenguier, chef du groupe de météorologie expérimentale à Météo-France, à moins que l'on dépense des sommes très importantes pour suivre le nuage durant toute sa vie. Pourtant, cela n'empêche l'Agence des technologies atmosphériques russe, d'utiliser cette technique pour disperser des nuages au dessus de Moscou, lors de certaines fêtes et visites officielles ou encore pour limiter la quantité de neige [http://www.attech.ru/maine.htm]. Le brouillard peut aussi être une cause de précipitations. C'est un nuage au sol et des gouttelettes s'y forment. Elles peuvent être recueillies dans un pluviomètre. Une autre cause de précipitations est la rosée (et le givre). Dans ce cas c'est la vapeur d'eau de l'atmosphère qui se condense directement sur les surfaces froides, pluviomètre y compris.

Autre acception

De manière plus générale, en chimie et en métallurgie, la précipitation est la formation d'une phase hétérogène au sein d'une autre phase, par exemple la formation d'un cristal solide dans un liquide, ou bien la formation d'un cristal de composition différente dans un alliage. Voir l'article détaillé Précipité. simple:Precipitation

Thermodynamique

On peut définir la thermodynamique de deux façons simple : la science de la chaleur et des machines thermiques ou la science des grands systèmes en équilibre. La première définition est aussi la première dans l'histoire. La seconde est venue ensuite, grâce aux travaux pionniers de Ludwig Boltzmann. Avec la physique statistique dont elle est désormais une partie, la thermodynamique est l'une des grandes théories sur lesquelles se fonde la compréhension actuelle de la matière.

La science de la chaleur et des machines thermiques

Les notions de chaleur et de température sont les plus fondamentales de la thermodynamique. On peut la définir comme la science de tous les phénomènes qui dépendent de la température et de ses changements.

Chaleur et température

Chacun a une connaissance intuitive de la notion de température. Un corps est chaud ou froid, selon que sa température est plus ou moins élevée. Mais une définition précise est plus difficile. L’un des grands succès de la thermodynamique classique au XIX^emesiècle, est d'avoir donné une définition de la température absolue d’un corps : elle est mesurée en Kelvin, zéro absolu = zéro degré Kelvin = -273.15 degrés Celsius (environ). La chaleur est encore plus difficile à définir. Une ancienne théorie, défendue notamment par Lavoisier, attribuait à un fluide spécial, (invisible, impondérable ou presque) les propriétés de la chaleur, le calorique, qui circulerait d’un corps à un autre. Plus un corps est chaud, plus il contiendrait de calorique. Cette théorie est fausse au sens où le calorique ne peut pas être identifié à une quantité physique conservée. Mais la thermodynamique donne quand même un sens à la notion de quantité de chaleur échangée.

Les machines thermiques

La thermodynamique classique a pris son essor comme science des machines thermiques ou science de la puissance motrice du feu. Sadi Carnot a initié les études modernes des machines thermiques dans un mémoire fondateur, Réflexions sur la puissance motrice du feu et sur les machines propres à développer cette puissance (1823). Le cycle de Carnot, étudié dans ce mémoire, reste le principal exemple théorique d’étude des machines thermiques. Plutôt que puissance motrice on dit aujourd’hui que les machines thermiques fournissent un travail et, on s’interroge sur la façon d’utiliser la chaleur pour produire du travail continu. Le mouvement des corps macroscopiques, qui à l'échelle du millimètre et bien plus petit, peut produire de la chaleur, au sens où il rend les corps plus chauds. Il suffit de frotter ses mains pour s’en rendre compte. Inversement la chaleur peut mettre des corps macroscopiques en mouvement. Les exemples sont très nombreux. On peut les appeler des machines à feu, ou machines thermiques. Elles sont des systèmes macroscopiques, qui conservent leur mouvement tant qu’une différence de température entre une partie chaude et une partie froide est maintenue. Exemples
- Une simple bougie met en mouvement l’air qui l’entoure. Un courant ascendant est créé au dessus de la flamme. Il est perpétuellement renouvellé par un courant d’air froid qui arrive par en dessous. On peut les observer dans une pièce calme avec une plume de duvet ou en approchant une autre flamme. Il s'agit d'un courant de convection.
- L’eau dans une casserole sur le feu se met en mouvement comme l’air au dessus de la bougie et comme tous les fluides au dessus de surfaces suffisamment chaudes. Si on met un couvercle, un nouveau phénomène se produit. La vapeur soulève le couvercle, qui retombe ensuite pour être à nouveau soulevé, sans cesse jusqu’à épuisement du feu ou de l'eau, donc de la production de vapeur. On raconte que cette simple observation, que l’on peut faire dans toutes les cuisines, est liée à l’invention des machines à vapeur. Le mouvement du couvercle est trop petit pour être intéressant. Il s’arrête aussitôt commencé parce que la vapeur qui le pousse s’échappe tout de suite. Mais si on met le couvercle dans un cylindre, on obtient un piston qui peut être poussé par la vapeur ou tout autre gaz sur une longue course. Les machines à vapeur et les moteurs thermiques ne sont pas toujours construits sur le principe du piston et du cylindre mais très souvent. Les autres solutions ne sont pas très différentes. On peut considérer que l’expérience du couvercle de la casserole est à l’origine des inventions de tous les moteurs thermiques, c’est-à-dire tous les moteurs sauf les moteurs électriques et (bio)chimiques.
- Les anciens connaissaient un exemple de turbine à vapeur. Une boule de métal est mobile en rotation sur un axe. L’eau qu’elle contient est chauffée par en dessous. Deux jets de vapeur tangentiels et opposés mettent alors la boule en mouvement. Mais ce système n’a pas vraiment été amélioré avant les temps modernes, pour en faire un moteur efficace. Les réacteurs des avions d’aujourd’hui fonctionnent en grande partie sur le même principe que, cette ancêtre de la turbine.
- La puissance motrice du feu a été beaucoup plus développée pour faire des armes. La balle, l’obus, ou tout autre projectile, est poussé dans le canon par un gaz mis sous pression par l’inflammation de la poudre ou de tout autre explosif. La chaleur du gaz sous pression ne fait pas la différence entre un obus dans un canon et un piston dans un cylindre.
- Les fluides de la surface terrestre, l’atmosphère et les océans, sont mis en mouvement par la chaleur du Soleil. Pour les océans, la gravitation joue aussi un rôle, les marées. La puissance du vent est donc une forme de la puissance motrice du feu.
- Une bouteille pleine d’eau oubliée dans un congélateur explose. Dans ce cas il faut plutôt parler de puissance motrice du froid (absence de chaleur).
- Et beaucoup d’autres encore.

La science des grands systèmes en équilibre

Définir la thermodynamique comme la science de l’équilibre des grands systèmes est une approche à la fois très rigoureuse et très générale.

L’équilibre statistique et la loi des grands nombres

Si l’on jette un même dé, bien équilibré, un grand nombre de fois, on est sûr par avance que les fréquences d’apparition de chacune des faces seront proches de un sixième. Plus le nombre de lancers est grand, plus les fréquences sont égales parce que le dé explore également toutes les possibilités qui lui sont offertes. La même chose se produit si on verse une goutte de colorant dans un verre d’eau. Si on attend assez longtemps, le verre est devenu uniformément coloré parce que toutes les molécules ajoutées explorent également toutes les possibilités, les régions à l’intérieur du verre, qui leur sont offertes. Ces observations peuvent être généralisées. Lorsqu’un système est très grand, et lorsqu’il y a un sens à parler de l’équilibre du système, on peut prédire avec certitude la destinée de l’ensemble alors même que les destinées des nombreux individus sont indéterminées.

La petitesse des atomes

On sait aujourd’hui que les atomes existent vraiment et qu’ils sont très petits. Autrement dit, dans chaque échantillon de matière il y a un très grand nombre d’atomes, des milliards de milliards dans un minuscule grain de sable. La physique des corps macroscopiques est donc toujours une physique des grands systèmes.

Les équilibres thermiques

L’étude des équilibres thermiques a une immense portée. Toutes les formes de la matière (gaz, liquides, solides, semi-fluides,...) et tous les phénomènes physiques (mécaniques, électriques et magnétiques, optiques,...) peuvent être étudiés en raisonnant sur l’équilibre des grands systèmes. La thermodynamique, que l’on identifie alors plutôt à la physique statistique, est une des bases les plus solides sur laquelle est édifiée notre compréhension de la matière.

Les lois de la thermodynamique

Les deux principes les plus importants sont le premier et le second. On leur en ajoute parfois deux autres (n°0 et n°3).
- Le premier principe affirme que l'énergie est toujours conservée. Autrement dit, l’énergie totale d’un système isolé reste constante. Les événements qui s’y produisent ne se traduisent que par des transformations de certaines formes d’énergie en d’autres formes d’énergie. L’énergie ne peut donc pas être produite ex nihilo ; elle est en quantité invariable dans la nature. Elle ne peut que se transmettre d’un système à un autre. On ne crée pas l’énergie, on la transforme. Le premier principe de la thermodynamique est aussi une loi générale pour toutes les théories physiques (mécanique, électromagnétisme, physique nucléaire,...) On ne lui a jamais trouvé la moindre exception, bien qu'il y ait parfois eu des doutes, notamment à propos des désintégrations radioactives. On sait depuis le théorème de Noether que la conservation de l'énergie est étroitement reliée à une uniformité de structure de l'espace-temps.
- Le second principe concerne la notion d'irréversibilité d'une transformation et introduit la notion d'entropie. Il dit que l'entropie d'un système isolé augmente, ou reste constante. Il est associé à l'impossibilité du passage du désordre à l'ordre sans intervention extérieure. Mais cette interprétation pose des difficultés. Le second principe a une origine statistique : à la différence du premier principe, les lois microscopiques qui gouvernent la matière ne le contiennent qu'implicitement et de manière statistique. En revanche, il est assez indépendant des caractéristiques mêmes de ces lois, car il apparaît également si l'on suppose des lois simplistes à petite échelle.
- Le principe zéro concerne la notion d'équilibre thermique et est à la base de la thermométrie. Si deux systèmes sont en équilibre thermique avec un même troisième alors ils sont aussi ensemble en équilibre thermique.
- Le troisième principe, ou principe de Nernst est plus controversé. Il est associé à la descente vers son état quantique fondamental d'un système dont la température se rapproche d'une limite qui définit la notion de zéro absolu. Il n'est pas nécessaire pour la thermodynamique classique et n'est donc pas vraiment un principe de la thermodynamique.

Grandeurs extensives et intensives

Parmi les grandeurs physiques qui déterminent l'état thermodynamique d'un système on distingue les grandeurs extensives et intensives. Un système peut toujours être divisé - par la pensée - en parties qui occupent des régions disjointes de l'espace. Une grandeur est extensive lorsque sa valeur pour le système entier est la somme de ses valeurs pour chacune de ses parties. Exemples :
- Le volume
- La masse
- Le nombre de particules d'une espèce déterminée
- L'énergie et l'entropie - dans de nombreux cas
- La charge électrique (il faut alors entendre somme au sens de somme algébrique) Une grandeur est intensive lorsque dans un système homogène sa valeur est la même pour le système entier et pour chacune de ses parties. Exemples :
- La pression
- La température
- La masse volumique, l'énergie par unité de volume, ou de masse - dans de nombreux cas - et tout quotient de deux grandeurs extensives Une grandeur peut n'être ni extensive ni intensive, le carré du volume par exemple.

Au-delà de l’équilibre

Les méthodes de la physique statistique peuvent être étendues dans plusieurs directions qui vont au-delà de l’étude des grands systèmes en équilibre. Les flux proches de l’équilibre, le domaine mésoscopique, les systèmes ouverts et l’auto-organisation (à compléter)

Voir aussi

- diagramme de phase
- isobare et monobare
- adiabatique
- thermochimie
- Wikilivre sur la thermodynamique

Références

- B. Diu, C. Guthmann, D. Lederer, B. Roulet, Physique statistique
- B. Diu, Les atomes existent-ils vraiment ?
- P. Depondt, L’entropie et tout ça, le roman de la thermodynamique
- F. Reif, Statistical physics Catégorie:Thermodynamique Catégorie:Énergie ja:熱力学 ko:열역학 th:อุณหพลศาสตร์

Solution

Le terme solution vient du grec lusis. Il désigne :
- de manière générale : une action permettant de surmonter un problème ;
- en mathématiques : un ensemble d'objets (souvent des nombres) respectant des conditions données ; on parle par exemple des solutions d'une équation ;
- en chimie : un liquide contenant des espèces sous forme dispersée (ions ou molécules solvatées) ; le liquide est le solvant, les espèces dissoutes sont les solutés ; voir les articles Solution (chimie), Solution aqueuse, Solution hydro-alcoolique (SHA).

Dissolution

le président de la république peut dissoudre l'assemblée nationale si il le souhaite. ex: si il veut que l'assemblée soit du même partie que lui pour s'appuyer dessus...

Température

catégorie:thermodynamique Catégorie:Quantité physique La température définit le degré d'agitation thermique des particules qui composent un système. Elle se mesure au moyen d'un thermomètre et est l'objet de la thermométrie. Les particules qui composent un système (molécules ou atomes) ne sont jamais au repos. Elles sont en vibration permanente et possèdent donc une certaine énergie cinétique. La température mesure le degré d'agitation des particules. Pour un gaz parfait, elle est directement proportionnelle à l'énergie cinétique des particules. Lorsqu'on met deux corps en contact, ils échangent de la chaleur : l'un des deux corps a des particules qui ont plus d'énergie cinétique, en les mettant en contact, les chocs entre particules font que cette énergie cinétique microscopique (la chaleur) se transmet d'un corps à l'autre. La température ambiante est la température de l'environnement, c'est-à-dire tout l'univers sauf le système considéré. Néanmoins, en pratique, dans les domaines de la physique et de la chimie, il est courant de parler température ambiante pour une température courante, moyenne. Par exemple, on dit « l'eau est liquide à la température ambiante ». Mais cette dénomination n'est pas très formalisée et la valeur de la température ambiante est rarement précisée (le plus souvent évaluée de manière commune à 25°C).

Échelles de mesure

L'unité de mesure de température dans le système international est le kelvin de symbole K (noter l'absence du symbole °). Il existe d'autre systèmes de mesures antérieurs et toujours utilisés : les échelles Celsius et Fahrenheit. ; l'échelle Kelvin : le degré 0 de l'échelle kelvin, ou zéro absolu, correspond à une absence totale d'agitation microscopique. L'échelle est ensuite calquée sur l'échelle Celsius (pour des températures usuelles). Le zéro absolu correspond à une température de -273,15 °C. ; l'échelle Celsius : l'échelle de mesure Rose et Mehdi est telle que le zéro correspond à la température de la glace fondante et que 100°C correspond à la température d'ébullition de l'eau sous une pression de 1 atmosphère. Entre les deux, c'est la dilatation du mercure qui définit l'échelle. ; l'échelle Fahrenheit : elle attribue une plage de 180 °F entre la température de solidification de l'eau et sa température d'ébullition. On en déduit que le degré Fahrenheit équivaut à 5/9 d'un kelvin ou degré Celsius. Elle fixe le point de solidification de l'eau à 32 °F (donc son point d'ébullition à 212 °F). On peut établir des correspondances entre ces trois échelles: Formules de conversion générales: Celsius

\Longleftrightarrow

kelvin

\Longleftrightarrow

Fahrenheit :

$\frac = \frac = \frac \,$

Celsius

\Longleftrightarrow

Réaumur

\Longleftrightarrow

Rankine :

$\frac = \frac = \frac \,$

kelvin

\Longleftrightarrow

degré celsius:

$T_ = T_ - 273,15 \,$

$T_ = T_ + 273,15 \,$

kelvin

\Longleftrightarrow

degré fahrenheit:

$T_ = \frac \cdot T_ - 459,67$

$T_ = \frac \cdot (T_ + 459,67)$

degré celsius

\Longleftrightarrow

degré fahrenheit:

$T_ = 32 + \frac \cdot T_$

$T_ = \frac \cdot (T_ - 32)$

Autres domaines

Dans le domaine de la météorologie, la température s'écrit T° et on parle de T° éolien, pour exprimer la température ressentie sous l'effet du vent, aussi connu sous température subjective, impression de chaud ou froid, ou encore température au vent, voir en détail le refroidissement éolien. En médecine on mesure la température corporelle. Pour les corps composés de plusieurs phases (Ex : de l'air humide : liquide dans un gaz) on parle de gradient adiabatique.

Voir aussi

- Records de température
- Température virtuelle
- Thermoscope

Lien externe

- [http://www.stielec.ac-aix-marseille.fr/cours/abati/capteurtemp.htm Capteurs de température] ja:温度 ko:온도 th:อุณหภูมิ

Saturation

En amplification, il existe deux modes de fonctionnement pour un amplificateur: le régime linéaire et le régime de saturation.

Régime linéaire

C'est le mode de fonctionnement normal d'un amplificateur: le coefficient d'amplification est constant dans cette zone. Si par exemple on a un facteur de 10, si l'on injecte 10W en entrée, on aura 100W en sortie; si l'on injecte 20W, on aura 200W en sortie.

Régime saturé

C'est lorsque l'on a dépassé la plage de fonctionne linéaire de cet amplificateur: généralement la puissance appliquée à l'entrée est supérieure à la puissance maximale admise par l'amplificateur. En plus du risque de le détériorer, on obtient un signal de sortie dit saturé: il y a génération de bruit et le facteur d'amplification est diminué. Ce régime de fonctionnement peut être nominal dans certain cas, comme notament les modulations de type CDMA (Coded Division Multiple Acces) ou AMRC, en français, (Accès Multiples à Répartition par Code). Ce type de modulation est notament utilisé en téléphonie mobile au USA. Catégorie:électronique Catégorie:Acoustique Catégorie:Son

Équation chimique

Les composés sont formés de molécules ou de cristaux, qui eux-mêmes sont formés d'atomes. Au cours d'une réaction chimique, les composés s'échangent des atomes, ils se tranforment en d'autres composés. On représente ceci par des équations chimiques, appelées parfois équations de réaction ou équations bilan. Chaque molécule est représentée par sa formule chimique : brute, semi-développée ou développée plane (voir aussi Représentation des molécules). Les atomes d'une molécule sont écrites groupées, le nombre d'atomes au sein de la molécule est indiqué après le symbole chimique, en indice, par exemple : la molécule d'eau H₂O est composée de deux atomes d'hydrogène et d'un atome d'oxygène. Pour un cristal monoatomique, on note simplement l'atome, par exemple Fe pour un cristal de fer. Si un cristal est composé de plusieurs espèces chimiques, on indique une maille (ou une sous-maille) comme une molécule, par exemple Al₂O₃ pour un cristal d'alumine. alumine La réaction chimique est représentée par une flèche allant vers la droite. Les réactants sont indiqués à gauche de la flèche, les produits de réaction à droite. S'il faut plusieurs molécules de même nature pour la réaction, on indique ce nombre (entier) avant la molécule ; ce nombre est appelé coefficient stœchiométrique. Par exemple la combustion complète du méthane dans le dioxygène : CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Le bilan du nombre d'atomes à gauche et à droite doit être équilibré (ci-dessus : de chaque côté de la flèche, on a un atome C, quatre atomes H et quatre atomes O). Notez que la découverte de la notion de stœchiométrie, c'est-à-dire le fait que les produits chimiques réagissent en proportions entières, par John Dalton en 1804 fut l'un des arguments décisifs en faveur de la théorie atomique de la matière. Les coefficients stœchiométriques sont donc des entiers. Cependant, pour simplifier l'écriture dans certains cas, on divise tous les coefficients par un même entier, on a donc des coefficients fractionnaires, mais il s'agit d'un artifice de notation. Si la réaction peut se faire dans les deux sens (équilibre), on note deux flèches superposées, une allant vers la droite, l'autre vers la gauche : « ⇆ » ou « ⇋ » (NB : ce sont des caractères unicode qui peuvent ne pas apparaître). Lorsque ce caractère n'est pas disponible, on utilise un signe égal « = » ou parfois une double flèche « ↔ », par exemple la dissociation de l'eau : 2H₂O = H₃O⁺ + OH^- : ou : 2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^- Les signes plus et moins en exposant indiquent la charge portée par les ions. Dans le cas de réactions en phase solide, on utilise la notation de Kröger et Vink.

Équilibrage de l'équation

L'équilibrage d'une équation de réaction est un exercice classique destiné à faire comprendre aux étudiants la notion de conservation des espèces lors d'une réaction chimique. Dans la pratique, une équation équilibrée permet de prédire les quantité de réactants optimales, et les quantités de produits de réaction générés, ainsi que l'énergie nécessaire à amorcer la réaction, ainsi que l'énergie dégagée.

Exemple d'une réaction d'oxydo-réduction

Écrire la demi équation pour le couple redox I^-/IO₃^- en milieu basique. ; Étape 1 : écriture de l'ébauche : Il s’agit de la relation la plus simple entre réducteur et oxydant. Dans une premier temps, on n'écrit pas de coefficient stœchiométriques. : On cherche alors à équilibrer l’équation : :: I^- → IO₃^- ; Étape 2 : on équilibre les atomes de l’élément commun entre oxydant et réducteur : Dans notre cas il s’agit de l’iode. : L’iode est déjà équilibré dans la réaction. On ne touche donc à rien. ; Étape 3 : on équilibre l’oxygène : Puisque l'on est en solution aqueuse, l'eau est le fournisseur le plus probable d'atomes d'oxygène, on ajoute des molécules H₂O pour établir l’équilibre : :: I^- + 3 H₂O→ IO₃^- : Note : Si l’on n’est pas dans une solution aqueuse mais dans l'air, on ajoute O₂ (le dioxygène est alors le fournisseur le plus probable d'atomes d'oxygène) ; notons qu'il existe aussi du dioxygène dissout dans l'eau, ainsi que de la vapeur d'eau dans l'air, mais nous négligeons ces phénomènes pour l'exercice. ; Étape 4 : on équilibre l’hydrogène : Dans l'eau, les atomes d'hydrogène se retrouve probablement sous la forme d'ion oxonium ; on ajoute donc des ions H⁺ :: I^- + 3 H₂O → 6 H⁺ + IO₃^- ; Étape 5 : On équilibre les charges : On ajoute des électrons afin d'avoir la neutralité électrique :: I^- + 3 H₂O → 6 H⁺ + IO₃^- + 6 e^- : Note : les électrons doivent apparaître du côté de l’oxydant. Si ce n’était pas le cas, il doit forcément se trouver une erreur en amont. ; Étape 6 : milieu basique : On ajoute OH^- de part et d’autre de l’équation afin de neutraliser les ions H⁺ : ::I^- + 3 H₂O + 6 OH^- → 6 H⁺ + IO₃^-+ 6 e^-+ 6 OH^- : Puisque : :: OH^- + H⁺ → H2O : On trouve : :: I^- + 3 H₂O+ 6 OH^- → 6 H₂O + IO₃^-+ 6e^- : Puis après simplification: :: I^- + 6 OH^- → 3 H₂O + IO₃^-+ 6 e^- ; Étape 7: on vérifie que tout est bon

Voir aussi

- Réaction chimique Equation chimique ja:化学反応式

Fraction molaire

catégorie:unité de chimie La fraction molaire, ou pourcentage molaire (%mol) est une unité de mesure utilisée en chimie et en métallurgie pour désigner la composition d'un mélange ou d'un alliage (c'est-à-dire les proportions de chaque composant dans le mélange). Lorsque les espèces chimiques sont des atomes, on utilise aussi le terme pourcentage atomique (%a). :1 %mol = 1 mole pour 100 moles :1 %a = 1 atome pour 100 atomes Cette unité permet de décrire le rapport entre le nombre d'atomes de chaque nature ; elle est intéressante pour les mélange stœchiométriques ou pour les alliages intermétalliques, pour lesquels les formules sont définies avec des nombres entiers. En revanche, lorsque l'on veut décrire la manière dont on fabrique un mélange, on préfère utiliser les pourcentages massiques (%m).

Voir aussi

- Solution (chimie)
- Concentration molaire
- Pourcentage massique

Science des matériaux

La science des matériaux regroupe les domaines qui étudient la matière qui constitue les objets. Cela va des roches (en géologie) aux métaux en passant par les matériaux de construction (génie civil), les polymères (plastiques, caoutchouc, peintures, résines) les céramiques, les verres... De nombreux concepts étant communs à tous ces domaines, on parle aussi de LA science des matériaux. Cela fait intervenir à la fois de la chimie et de la physique (physico-chimie). Les principaux domaines sont :
- la métallurgie,
- les polymères,
- les semiconducteurs,
- la physique du solide,
- la corrosion,
- la cristallographie,
- la mécanique des milieux continus,
- la mécanique des milieux non homogènes,
- les interactions rayonnement-matière.

Voir aussi

- matériau
- Pétrochimie
- résistance des matériaux
- déformation des matériaux : déformation élastique, déformation plastique, fluage, rupture
- extensométrie
- tribologie

Formations en science des matériaux

- École nationale supérieure d'arts et métiers (ENSAM) , [http://www.ensam.fr/sommaire/rubrique_sommaire.htm
- ]
- École nationale supérieure de mécanique et des microtechniques (ENSMM) de Besançon, [http://www.ens2m.fr option Matériaux]
- École nationale supérieure de physique de Grenoble (ENSPG), [http://www.enspg.inpg.fr option Matériaux de Structure]
- École nationale supérieure des ingénieurs en arts chimiques et technologiques (ENSIACET) de Toulouse, [http://www.ensiacet.fr/Web_A7/ENSIA7_FR/FORMATION/INGENIEUR/MP/mp.shtml département Matériaux]
- École nationale supérieure des mines de Nancy, [http://www.mines.inpl-nancy.fr/wmateriaux/ département Matériaux]
- Institut national des sciences appliquées (INSA) de Lyon, [http://www.insa-lyon.fr/Departements/SGM/ département Sciences et Génie des Matériaux SGM]
- Institut national des sciences appliquées de Rennes
- Polytech'Lille, [http://www.polytech-lille.fr/websm/ département Science des Matériaux]
- Polytech'Montpellier, [http://www.polytech.univ-montp2.fr/index.php?rubrique=etudes_formations&sous_rubrique=m&page=generalites département Science et Technologie des Matériaux]
- Université de Technologie de Compiègne (UTC), Génie Mécanique, [http://www.utc.fr/filieresgm/pagesfilieres/MIT.html filière Matériaux]

Liens externes

- http://www.matter.org.uk/

Précipité

Approche en chimie

Approche en métallurgie

Solidification

Germination

Croissance

Précipitation en phase solide

Germination

Croissance

Coalescence

Décomposition spinodale

Voir aussi

Articles connexes

Chimie

Histoire

Concepts de base

Chimie et littérature

Voir aussi

Liens externes

Sel (chimie)

Aspect

Consistance

Couleur

Saveur

Odeur

Nomenclature

Quelques cations courants formant des sels

Quelques anions courants formant des sels

Formation

Références

Voir aussi

Eau

Étymologie

Origine de l'eau

Physique de l'eau

Chimie de l'eau

La nature dipolaire de l'eau

Équilibre acide/base

L'eau comme solvant

Tension superficielle

Conductivité

Décomposition de l'eau (thermolyse et électrolyse)

Indice de réfraction de l'eau

Purification de l'eau

Symbolique, usage et mythologie

L'eau dans l'alimentation

Référence dans le système métrique pour la détermination de la masse

Voir aussi

Liens externes

Glace

Physique de la glace

Propriétés physiques de la glace ordinaire (Ih)

Propriétés mécaniques

Propriétés thermiques

Glace à température ambiante

Mélanges

Fusion eutectique

Autres acceptions

Voir aussi

Références

Précipitation

Causes des précipitations

Autre acception

Thermodynamique

La science de la chaleur et des machines thermiques

Chaleur et température

Les machines thermiques

La science des grands systèmes en équilibre

L’équilibre statistique et la loi des grands nombres

La petitesse des atomes

Les équilibres thermiques

Les lois de la thermodynamique

Grandeurs extensives et intensives

Au-delà de l’équilibre

Voir aussi

Références

Solution

Dissolution

Température

Échelles de mesure

Propriétés physiques de la glace ordinaire (I_h)