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Un monde matériel sans cesse en transition - Matière et Révolution
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Un monde matériel sans cesse en transition

jeudi 24 janvier 2013, par Robert Paris

La neige peut sans cesse sauter d’une forme à une autre

Le désordre permanent ou agitation moléculaire (mouvement brownien)

Les états solide, liquide et gaz

solide liquide gaz


Introduction

Ce que chacun a retenu des états de la matière est l’existence de trois états : solide, liquide et gaz, mais il faut aller bien au-delà de ces oppositions et on va voir que des états, la matière en connaît bien d’autres. Le fondement de ces divisions n’est pas compréhensible si on se contente de ces trois états. La manière la plus fondamentale de poser le problème oppose d’ailleurs deux états qui sont non seulement opposés mais unis au sein d’un même complexe dialectique. Ces deux là sont l’ordre et le désordre. En effet, ce qui distingue les états n’est pas la composition ni la forme des molécules mais leurs interactions dues à la concentration de la matière. C’est la densité de matière qui compte et engendre des propriétés et des structures. Or cette densité de matière qui semblerait à première vue continue et uniforme ne l’est nullement. Elle est discontinue et dépend de l’échelle de grandeur où on l’observe, ce qui change complètement l’image que l’on a de la matière. La meilleure preuve de cette discontinuité et inhomogénéité qui cause le changement de densité suivant l’ordre de grandeur où on l’étudie est le ciel bleu. Si la densité était continue et uniforme, indépendante des échelles jusqu’au niveau submicroscopique, nous verrions au dessus de nos têtes un ciel noir comme le voient les cosmonautes qui se retrouvent dans l’espace loin de la terre.

Changement de densité suivant les échelles suppose un mélange d’ordre et de désordre. Ordre parce que la matière est discontinue, atomique, moléculaire et que ces atomes et ces molécules sont entourés par un très grand vide. Plus il est grand plus il y a de désordre. Plus il est petit, plus il y a d’ordre…

La matière est un complexe d’ordre et de désordre. L’ordre est conservation de liaisons et de structures. Le désordre est agitation et modification des liaisons et des structures. On n’a jamais l’un sans l’autre. Chaque structure est issue de l’agitation. Chaque ordre est issu du désordre. C’est le désordre moléculaire qui permet la formation la plus ordonnée : celle du cristal. Ce dernier est en effet le remplissage dans tous les « trous » de molécules, remplissage réalisé grâce à l’agitation.

L’ordre en termes d’états est le solide cristallisé. Le désordre en termes d’état est soit liquide, soit gaz, soit solide amorphe, soit plasma, ce qui est déjà bien plus large que les seuls fluides (liquide ou gaz).

Mais ces divisions n’empêchent pas que l’ordre et le désordre soient sans cesse imbriqués.

Il faut d’autre part remarquer les changements permanents au sein d’une structure ou d’un matériau. Ils sont indispensables y compris pour obtenir la conservation globale d’un état, d’une transition entre deux états ou de la stabilité d’un matériau.

Les ordres et les désordres sont sans cesse interagissants.

Les ordres proviennent d’interactions qui sont elles-mêmes du désordre…

La classification des différents états de la matière a été réalisée en considérant essentiellement la densité de matière. La raison en est que cette densité conduit à une importance plus ou moins grande des interactions entre molécules, à un parcours plus ou moins « libre » des molécules. On appelle donc désordre un état dans lequel les molécules s’ignorent le plus mutuellement et ordre un état dans lequel elles ne peuvent pas du tout se placer « librement » ou indépendamment…

Entre les deux, il y a de multiples de degrés et modes d’organisation qui couplent ordre et désordre, qui couplent même deux ou plusieurs états coexistant et dont l’opposition est une interaction. L’équilibre d’une surface d’eau séparant les deux phases liquide et gaz est le produit de molécules qui s’éloignent de la surface et d’autres qui y retournent, le tout dans un mouvement permanent.

Comme le montre l’exemple de la neige, le changement d’organisation est la base même de toute la dynamique….

Qu’est-ce qu’un changement d’état de la matière

Un monde matériel sans cesse en transition

La matière peut se présenter sous plusieurs états sans que les molécules qui la constituent ne changent. Chacun connaît les ordres matériels qui ont pour nom solide, liquide ou gaz et on sait aussi que l’on peut passer d’un état à un autre, ce que l’on appelle une transition de phase. Il y a la phase liquide, la phase solide et la phase gazeuse et cela dépend de la température, de la pression et du volume. Ces choses là sont bien connues mais elles pourraient donner une image fausse de la matière.

On imagine de la glace dans une casserole en train de bouillir : elle passe de l’état solide à l’état liquide puis à l’état gazeux sous l’action extérieure de la chaleur. Donc on est amenés à penser que « naturellement » la matière ne changerait pas d’état.

On pourrait penser aussi qu’une matière existant entièrement à l’état solide passe globalement et entièrement à l’état liquide puis gazeux. Or, en général, toute matière existe simultanément dans plusieurs phases et des portions d’elle passent sans cesse d’un état à un autre. En somme, on doit passer d’une image statique à une image dynamique. Nous devons bien sûr nous rappeler que c’est la même molécule d’eau qui appartient à ces différents états et donc ce n’est pas le contenu en termes d’atomes de la molécule qui change d’un état à l’autre mais les interactions entre molécules. L’état est donc un effet collectif auto-organisé. L’état est émergent. D’autre part, il faut prendre conscience que, même s’il y a bel et bien un saut d’un état à un autre, on peut très bien se maintenir dans un état alors que l’on devrait être dans un autre. Pour l’eau, par exemple, on aura la surfusion si on a un liquide maintenu dans cet état alors que les conditions de température et de pression indiqueraient le contraire.

Nous voyons donc plusieurs raisons de ne pas considérer les états de la matière comme des situations entièrement séparées, distinctes : nous devons les considérer comme des contraires dialectiques, dépendants les uns des autres, transposables les uns dans les autres, capables de coexister au sein d’un matériau, dépendant d’une même dynamique. Les passages d’un état à un autre sont des sauts qui ne sont pas nécessairement réversibles.

Ce qui distingue l’état solide, c’est la cristallisation. Il n’y a pas seulement des molécules plus ou moins proches les unes des autres, cognant les unes sur les autres du fait du mouvement brownien. Ces molécules constituent alors une structure d’ensemble qui reproduit des motifs géométriques qui sont la forme la plus économique, l’attracteur de la dynamique alors que cela n’est pas le cas pour le liquide ou le gaz. Mais l’existence de motifs géométriques particulièrement symétriques, représentant des minimums d’énergie et donc des attracteurs stables ou du moins durables de la structure, a une autre conséquence : le fait qu’il peut y avoir plusieurs sortes de motifs structurels symétriques. Cela dépend du type de molécule et des motifs que cela permet de réaliser. Du coup, le solide peut avoir de multiples formes possibles et sauter d’une à une autre.

Prenons l’exemple bien connu de l’eau. Nous la connaissons bien sous ses trois formes. Il est solide sous forme de glace ou de neige. Il est liquide sous la forme que nous utilisons le plus souvent. Si on le chauffe, on voit sortir de la vapeur d’eau, sa forme gazeuse.

Cependant, la réalité n’est pas simplement ou solide ou liquide ou gaz. Par exemple, au sein d’un nuage, les trois phases coexistent. Le nuage est même la structure globale permettant aux trois phases de coexister. Dans les mers polaires, les trois phases coexistent aussi. Il y a des glaces flottantes dans l’eau et, juste au dessus de la surface de l’eau, il y a aussi de la vapeur d’eau produite par les effets de la chaleur des rayons du soleil. Dans un état dynamique, des groupes de molécules sont sans cesse en train de changer d’état. C’est le cas dans un nuage, volume de mélange de gaz, de solide et de liquide, en pleines interactions. Mais c’est le cas aussi dans une mer, interaction entre états gazeux, liquide et solides qui est bien sans cesse en train de sauter d’un ordre à un autre.

Même ainsi, cette image de l’eau est fausse car l’eau solide n’est pas la glace comme une forme unique mais sous de multiples formes avec une capacité de sauter brutalement d’une forme à une autre en fonction de la température, de la pression et du volume. Il y a plusieurs formes de glace et plusieurs formes de neige. Il y a aussi de la glace qui, du fait des considérations de température, de pression et de volume, devrait déjà être fondue et ne l’est pas. Il y a des mélanges complexes qui ne sont pas tout à fait de la glace et pas tout à fait du liquide et qui ne constituent pas du tout le lien continu entre glace et liquide…

Cet univers des transitions de phase se caractérise par la discontinuité et on peut s’étonner de voir que l’on représente les discontinuités par des mesures continues comme celles de la pression ou de la température. Mais il faut savoir que ces paramètres sont issus de moyennes sur des phénomènes réels et pas de mesures directes de phénomènes fondamentaux. Un matériau n’a pas globalement de température donnée ni de pression donnée. Et des moyennes peuvent parfaitement évoluer à peu près continûment au plan mathématique même dans un monde où il n’y a rien de continu. Aucune continuité entre molécules. Aucune température propre à une molécule ou à un petit nombre d’entre elles. Mais une moyenne de l’agitation moléculaire et des chocs sur des surfaces ce qui donne un libre parcours moyen, une température et une pression. Température et pression sont des "paramètres d’ordre". Et pourtant, cet ordre est issu du désordre : de l’agitation et des chocs inter-moléculaires...

Un paramètre d’ordre est une quantité qui caractérise l’état d’un système physique au cours d’une transition de phase.

Dans la théorie de Landau des transitions de phase, la phase désordonnée est invariante par un groupe de transformation G, tandis que la phase ordonnée est seulement invariante sous l’action d’un sous-groupe G’ du groupe G. Le paramètre d’ordre est une quantité invariante sous l’action du sous groupe G’ mais pas du groupe G tout entier. La phase désordonnée étant invariante sous l’action du groupe G tout entier, le paramètre d’ordre doit nécessairement avoir une valeur nulle dans cette phase.

Lors d’une transition de phase (par exemple la transition liquide-solide), cette quantité passe d’une valeur nulle dans la phase désordonnée (ex : liquide) à une valeur non nulle dans la phase dite ordonnée (ex : solide). Dans l’exemple de la transition liquide solide, la phase liquide est invariante sous l’action du groupe des isométries de l’espace euclidien, alors que la phase solide n’est invariante que sous l’action d’un des 230 groupes d’espace. Une propriété importante des transitions avec paramètre d’ordre, dans la théorie de Landau, est que comme la symétrie est soit présente soit absente il n’est pas possible de passer continument de la phase désordonnée à la phase ordonnée. En particulier, une ligne de transition solide-liquide ne peut pas se terminer par un point critique.

Dans le cas d’une transition liquide-gaz, au contraire, la phase de haute température (le gaz) et la phase de basse température (le liquide) possèdent toutes les deux l’invariance par le groupe des isométries. Strictement parlant, il n’existe donc pas de paramètre d’ordre pour la transition liquide-gaz. Du fait de l’absence de brisure de symétrie dans la transition liquide-gaz, il est possible de passer continument de l’un de ces états de la matière à l’autre. C’est pourquoi la ligne de transition liquide gaz se termine par un point critique. Il est possible de passer continument de l’état liquide à l’état gazeux par un chemin thermodynamique qui contourne ce point critique. On considère donc l’état gazeux et l’état liquide du point de vue de la symétrie comme un même état de la matière, l’état fluide.

Toutefois, la transition liquide-gaz étant à suffisamment basse pression une transition du premier ordre, la masse volumique du fluide varie de façon discontinue à travers le point de transition. On peut donc, mathématiquement parlant, associer à cette transition de phase un paramètre d’ordre égal à la différence entre la masse volumique du fluide et celle du gaz. Ce paramètre d’ordre est par définition nul dans le gaz, non-nul dans le liquide. Il est alors possible de développer une théorie de la transition liquide gaz qui mathématiquement parlant est analogue à la théorie de la transition entre l’état ferromagnétique et l’état paramagnétique dans un système uniaxe sous champ. C’est l’analogie bien connue entre le modèle du gaz sur réseau et le modèle d’Ising. Pour le système magnétique, l’absence de différence de symétrie entre la phase ferromagnétique et la phase paramagnétique vient de la présence d’un champ magnétique qui crée une aimantation non-nulle dans la phase paramagnétique.

Diagramme de phase de la glace

Diagramme de la neige

Diagramme de l’eau

Discontinuités de la transformation

Les différents états de l’eau

Diagramme en trois dimensions

Voir les transitions de phase de l’eau solide avec les diverses phases de glace

Transformation de la neige

Transition de phase de l’eau

L’eau : un exemple de chaos déterministe

Malgré l’existence de multiples formes intermédiaires entre liquide et solide, la notion d’état entraîne celle de saut entre deux états avec échange d’énergie.

Les facteurs ne sont donc pas seulement la température et la pression. Puisque l’un des états est cristallin, son existence dépend de l’existence de noyaux de cristallisation. En leur absence, un matériau qui devrait cristalliser va rester liquide.

D’autre part, l’état est collectif. Ce n’est pas l’état d’une seule molécule mais d’un grand groupe de molécules. Cela signifie que l’état dépend de celui des parties voisines. Là où une masse de neige, par exemple, n’a pas encore fondu, un paquet de neige qui lui est collé a beaucoup moins de chance de parvenir à fondre. Là encore ce n’est pas une simple question de température et de pression comme semble le dire la théorie thermodynamique. Il est beaucoup plus difficile et couteux en énergie de fondre une grande masse de glace qu’une petite. Cela signifie que l’on ne doit jamais oublier qu’il s’agit d’un ordre collectif.

C’est encore plus vrai en ce qui concerne la cristallisation. Au voisinage d’une certaine cristallisation d’une structure donnée, la structure la plus favorisée est la même structure de cristallisation sous la même forme. Il y a un effet d’attracteur. La loi, qui semblerait dire qu’une autre forme de cristallisation est plus économique et donc devrait être l’attracteur de la dynamique, se retrouve prise en défaut si, dans la zone, une forme de cristallisation s’est déjà formée. C’est celle-ci qui va être en définitive favorisée par la dynamique et considérée comme moins dépensière en énergie.

A la dynamique des sauts d’états, à celle de l’émergence de multiples formes de cristallisation, aux interactions entre états coexistant dans la transition de phase, il convient de rajouter d’autres éléments comme le polymorphisme, l’existence de plusieurs formes durables des interactions des molécules entre elles.

Dans les structures moléculaires, un atome peut avoir diverses positions durables (ou stables) et sauter d’une position à une autre. Cette fois il s’agit d’un changement brutal d’ordre qui n’est pas seulement un ordre des interactions mais un ordre de la molécule elle-même. Ces sauts de position d’un atome au sein de la structure se produisent de manière extrêmement rapide (de l’ordre de la picoseconde). Cela explique qu’on les a longtemps ignorés. Sautant d’une forme à une forme symétrique, la molécule peut passer d’un état à un autre tout aussi stable, ce type de changement n’est pas couteux en énergie et permet des modifications des interactions possibles au sein d’une dynamique. L’état des interactions électroniques peut être modifié, les liaisons avec d’autres atomes aussi.

L’allotropie (du grec allos autre et tropos manière) est, en chimie, en minéralogie et en science des matériaux, la faculté de certains corps simples d’exister sous plusieurs formes cristallines ou moléculaires différentes. C’est l’équivalent du polymorphisme des corps composés pour ce qui est des différentes formes cristallines (organisation des mêmes atomes dans différentes variétés cristallines), ou de l’isomérie pour ce qui est des différentes formes moléculaires (organisation des mêmes atomes dans une autre molécule). Par exemple, le carbone amorphe, le graphite, le diamant, la lonsdaléite, la chaoite, le fullerène et la nanomousse sont les variétés allotropiques du carbone au sens où ce sont différentes formes cristallines du corps simple correspondant à l’élément chimique carbone. Le dioxygène et le trioxygène (ou ozone) sont également des variétés allotropiques du corps simple correspondant à l’élément chimique oxygène, mais cette fois au sens où ce sont différentes formes moléculaires. Le concept d’allotropie se réfère uniquement aux différentes formes d’un élément chimique au sein de la même phase ou état de la matière (solide, liquide, gaz). Les changements de phase d’un élément ne sont pas associés, par définition, à un changement de forme allotropique (par exemple l’oxygène liquide et le dioxygène gaz ne sont pas deux formes allotropiques). Pour certains éléments chimiques, les formes allotropiques peuvent exister dans différentes phases ; par exemple, les deux formes allotropiques de l’oxygène, le dioxygène et l’ozone peuvent exister dans les phases solide, liquide et gazeuse.

La notion d’allotropie a été élaborée par le chimiste suédois Jöns Jacob Berzelius.

Les trois états les plus classiques de la matière sont :

• l’état gazeux ;

• l’état liquide ;

• l’état solide.

Cette classification est cependant incomplète. On peut y ajouter différents états plus exotiques :

• l’état mésomorphe ou état cristal liquide, un état intermédiaire entre liquide et solide.

• le condensat de Bose-Einstein (condensation de bosons dans le niveau de plus basse énergie), par exemple : le superfluide ou le condensat de rubidium (voir refroidissement d’atomes par laser) ;

• l’état plasma (ionisation d’un gaz) ;

• l’état supercritique (équilibre liquide-gaz obtenu par augmentation de la pression) ;

• L’existence d’un état supersolide est controversée.

On trouve aussi un état granulaire et divers états du type mousse…

Mais les comportements de la matière ne sont pas toujours uniformes au sein d’un même état. Ainsi existe-t-il des états intermédiaires où l’on observe un solide se comporter comme un fluide (matière pulvérulente ou granuleuse) ou au contraire un liquide avoir certaines propriétés propres aux solides. Ces comportements peuvent être issus de mélanges plus ou moins intimes entre plusieurs phases, appelés états polyphasiques (émulsions, ...).

On peut aussi rencontrer la matière dans un état hors équilibre thermodynamique ; les propriétés du matériau dépendent alors du temps, car le matériau se relaxe, sans jamais atteindre l’équilibre thermodynamique. Tout matériau spatialement hétérogène va rentrer dans cette définition dans la mesure où ces hétérogénéités spatiales vont se traduire par des contraintes internes impliquant ainsi un état non stable thermodynamiquement. Néanmoins, les temps de relaxation de tels systèmes peuvent atteindre des durées tellement longues qu’ils sont inobservables expérimentalement (allant jusqu’à plusieurs dizaines de milliers d’années).

Parmi ces matériaux on trouve de nombreux systèmes de la matière molle, ni solide, ni liquide tels que les verres, les gels ou bien les pâtes. Il n’est plus alors possible de parler de diagramme de phases (faisant référence à un état de la matière thermodynamiquement stable), le terme employé alors étant celui de diagramme d’état. Des diagrammes d’état unifiant les comportements des systèmes encombrés ont été établis pour de nombreux systèmes avec des interactions de type répulsif (granulaire, verres avec interaction de type volume exclu…) par Liu et Nagel en 1998, ainsi que pour les systèmes avec interaction de type attractif par Trappe, Prasad, Cipelletti, Segre, et Weitz, en 2001.

Un diagramme de phase est une représentation graphique utilisée en thermodynamique (voir Phase), généralement à deux ou trois dimensions, représentant les domaines de l’état physique (ou phasenote 1) d’un système (corps pur ou mélange de corps purs), en fonction de variables, choisies pour faciliter la compréhension des phénomènes étudiés.

Les diagrammes les plus simples concernent un corps pur avec pour variables la température et la pression ; les autres variables souvent utilisées sont l’enthalpie, l’entropie, le volume massique, ainsi que la concentration en masse ou en volume d’un des corps purs constituant un mélange.

Lorsque le système étudié est un mélange de n corps purs, son état physique est défini par les (n-1) proportions indépendantes de ses composants, ainsi que par la température et la pression. Ainsi, un diagramme à deux variables ne peut donc être établi qu’en fixant (n-1) variables du système.

C’est un diagramme associé à un équilibre qui ne permet pas de décrire un système dans un état métastable comme l’eau liquide à une température inférieure à 0 °C sous la pression atmosphérique normale (surfusion). Début 2009, tous les diagrammes de phases des éléments simples légers étaient établis sauf celui du bore, qui devrait être rapidement disponible suite à la synthèse réussie d’une nouvelle forme de bore dite « bore gamma » (partiellement ionique, mais forme la plus dure et dense du bore).

D’autres transitions de phase

Transitions de SiO2

Transitions de l’Hélium

Qu’est-ce qu’une transition de phase ?

Sur l’auto-organisation

Des structures issuées de l’auto-organisation

Qu’est-ce que l’émergence ?

Sur l’émergence d’organisation de structure

Sur les transitions de phase

Sur le polymorphisme

La physique de l’état granulaire

1 Message

  • Un monde matériel sans cesse en transition 28 juin 2015 14:02, par R.P.

    La première définition de l’état granulaire était que c’était un état intermédiaire entre solide et fluide. Mais sur le plan thermodynamique, c’est faux. En effet, les solides et les fluides uniformisent leur température à la longue et pas l’état granulaire.

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