Les fluides Supercritiques

Bonjour à tous, aujourd'hui dans ScienceClic, les fluides supercritiques. La matière peut exister sous différents états. Dans notre quotidien, à la surface de la Terre, ces états sont au nombre de trois. Solide, liquide et gaz. Chacune de ces trois formes correspondà une certaine configuration microscopique. Dans un solide, les molécules sont fixées les unes par rapport aux autres, elles respectent une structure régulière, car elles sont fortement liées. Dans un liquide, les molécules sont liées plus faiblement, et elles sont ainsi libres de se déplacer, mais tout en gardant une certaine cohésion. Un liquide peut donc se déformer de façon fluide, mais il conserve un certain volume. Contrairement aux gaz, dans lesquels les molécules sont libres de leur mouvement, et qui épousent alors le volume tout entier dans lequel ils sont contenus. En fonction de la température et de la pression du milieu qui l’entoure, un corps va se manifester naturellement sous l’un de ces états. Par exemple, sous la pression atmosphérique, et pour une température entre 0 et 100 degrés Celsius, l’eau se trouve naturellement à l’état liquide. Ce sont les conditions que réunit notre atmosphère, et c’est pour cette raison qu’on peut trouver de l’eau liquide sur la planète. Mais pour cette même pression, si la température de l’eau est de 200°C, alors celle-ci sera naturellement à l’état de gaz, de la vapeur d’eau. Dans l’optique de schématiser les conditions nécessaires à la présence de chacun des trois états, on peut réaliser ce qu’on appelle un diagramme de phase. Un tel diagramme représente la phase de l’eau, c'est-à-dire tout simplement l’état dans lequel elle se trouve naturellement, pour différentes valeurs de pression et de température. On commence par se munir d’un récipient bien hermétique, dans lequel on va placer de l’eau. La température dans notre récipient peut être réglée en le chauffant ou en le refroidissant, et la pression peut être modifiée à l’aide d’un piston qui va appuyer ou tirer sur la paroi. Pour remplir le diagramme, on va se munir de trois couleurs. Par exemple, on peut choisir du gris pour l’état de gaz, du bleu ciel pour l’état liquide, et du bleu foncé pour l’état solide. En chaque point du diagramme, on associe une certaine température, et une certaine pression, qu’on va venir régler directement sur le récipient. Une fois le réglage fait, on observe la phase dans laquelle se trouve l’eau à l’intérieur du récipient, et on peut alors placer un petit carré sur le diagramme, dont la couleur représente cet état. En répétant ce procédé pour de multiples valeurs, on obtient finalement une sorte de carte, sur laquelle apparaissent trois zones. Pour comprendre, si la pression et la température sont telles qu’on se trouve dans l’une de ces zones, par exemple la zone bleue foncée, cela signifie que dans de telles conditions de pression et de température, l’eau se trouve naturellement sous sa forme solide. Une des premières choses qui saute aux yeux est le fait que les trois zones sont délimitées entre elles par des courbes bien spécifiques. Lorsqu’on se trouve à la jonction entre deux zones, alors les phases qui sont de part et d’autre de cette ligne peuvent coexister toutes les deux, ensemble, de façon stable. Par exemple, lorsqu’on va chauffer un glaçon, sous la pression atmosphérique, on va progressivement se déplacer vers la droite du diagramme, car sa température augmente. Au moment où on atteint la limite de la zone solide, pour une température de 0°C, les toutes premières gouttes d’eau apparaissent sous forme liquide. Progressivement, le glaçon va fondre, tout en restant à la même température. L’énergie qu’on lui fournit en chauffant, n’est plus utilisée pour augmenter sa température, mais pour le faire fondre, c'est-à-dire pour réarranger et séparer ses molécules, à l’échelle microscopique. Une fois la transition terminée, lorsque le glaçon a entièrement fondu, sa température va pouvoir augmenter de nouveau, et on passe alors dans la zone du diagramme qui correspond à l’état liquide. On a effectué ce qu’on appelle une transition de phase, on est passé d’un état de la matière à un autre, en traversant l’une de ces courbes séparatrices. Une autre remarque intéressante consiste à observer qu’il existe un point sur lequel se touchent les trois zones. Ce point sur le diagramme est directement en contact avec chacun des états de la matière, solide, liquide et gaz. Si on se place dans de telles conditions de température et de pression, il est ainsi possible de faire coexister à la fois de l’eau sous forme solide, liquide, et gazeuse. On appelle ce point, bien particulier, le point triple. Dans le cas de l’eau, ce point triple correspond à une pression de 0,6% d’atmosphère, et à une température de 1 centième de °C. Ce sont des conditions qui ne sont pas naturellement réunies sur Terre, mais si on les applique en laboratoire, ce phénomène est bel et bien possible, et on peut étonnement faire bouillir de l’eau, tout en la faisant simultanément geler. Enfin, la remarque qui va le plus nous intéresser sur ce diagramme, est le fait que la courbe qui sépare l’état liquide de l’état gaz semble brusquement s’arrêter. Ce point bien particulier, où la courbe s’arrête, est appelé le point critique. Il correspond à une température et une pression très élevées, des conditions qui ne sont pas naturellement réunies sur Terre, mais qu’on peut infliger à une substance en laboratoire. Reprenons notre récipient qui contient de l’eau, et ajustons sa pression et sa température de sorte à se placer sur cette ligne. Comme on l’a vu, sur la courbe qui sépare les deux zones, l’eau se manifeste simultanément dans deux états différents, en l'occurrence sous une phase liquide et une phase gazeuse. Quand on observe le récipient, on voit alors une séparation entre le liquide et le gaz. On va maintenant chauffer et progressivement compresser le récipient, de sorte à se rapprocher petit à petit du point critique, mais tout en restant sur la courbe. Pas à pas, la pression dans le récipient augmente. Les molécules d’eau dans le gaz sont ainsi fortement comprimées, elles se rapprochent les unes des autres et occupent donc moins de place. La vapeur d’eau devient de plus en plus dense. D’autre part, la température en augmentant va forcer les molécules dans le liquide à s’agiter de plus en plus fort. De cette façon, les molécules du liquide sont de moins en moins liées entre elles, et leur agitation toujours plus forte les oblige à occuper davantage d’espace. L’eau liquide devient donc de moins en moins dense. La surface qui sépare le liquide de la vapeur est alors de moins en moins visible, elle apparaît de plus en plus floue. Quand soudain la densité du liquide, qui diminue, et celle du gaz, qui augmente, atteignent la même valeur. A partir de ce moment, les deux phases ne sont plus distinctes, le liquide et le gaz dans le récipient ont désormais exactement la même densité. On obtient une sorte de mélange homogène du liquide et du gaz, c’est ce point sur le diagramme qu’on appelle le point critique. Au-delà de ce point, il est impossible de distinguer le gaz du liquide, les deux phases sont confondues, elles ont en quelque sorte fusionné pour n’en former plus qu’une seule. L’état de l’eau dans le récipient n’est ni gazeux, ni liquide. Elle se comporte de façon très similaire à un gaz, mais elle présente aussi certaines propriétés troublantes, qui la rapprochent d’un liquide. On dit que l’eau sous cet état est un fluide supercritique. Premièrement, il est intéressant de noter que contrairement à l’état solide, les états liquides et gaz ne sont donc pas indépendants. Bien qu’on puisse passer du liquide au gaz par une transition de phase, par exemple en faisant bouillir de l’eau, il est également possible de passer d’un liquide à un gaz sans jamais effectuer de transition. Pour ce faire, il suffit tout simplement d’ajuster progressivement la température et la pression dans notre récipient, de sorte à contourner la courbe qui sépare les deux états sur le diagramme. En suivant ce procédé, on part d’un liquide, et en passant par un fluide supercritique, on arrive à un gaz. On appelle ce genre de procédé un “contournement du point triple”. Cette expérience est impressionnante à observer, car il est très inhabituel de voir un liquide devenir vapeur sans qu’aucune transition ne soit visible. Quand on s’approche progressivement du point critique avec un fluide supercritique, on peut observer un phénomène très étonnant. Au moment d’atteindre son point critique, le fluide se met naturellement à diffuser la lumière. On appelle ce phénomène l’opalescence critique. Ceci est dû à la réfraction de la lumière à l’intérieur du fluide, c’est-à-dire au ralentissement des ondes lumineuses en fonction de sa densité. En se rapprochant du point critique, le fluide va devoir se séparer en deux, une phase liquide et une phase gazeuse. Mais juste avant, tout se passe comme si les molécules hésitaient entre une phase et l’autre. Ces sortes d’hésitations au sein du fluide entraînent de très fortes fluctuations de densité, qui vont diffuser la lumière, de la même façon que notre atmosphère diffuse la lumière du Soleil pour donner sa couleur au ciel. Dans notre quotidien, les fluides supercritiques sont utilisés pour de nombreuses applications. Leurs propriétés sont très intéressantes. Notamment, bien qu’un tel fluide se comporte principalement comme un gaz, il peut être utilisé comme solvant, c’est-à-dire qu’il permet d’extraire certaines substances. On utilise notamment beaucoup le dioxyde de carbone supercritique, pour extraire des arômes de plantes, la nicotine du tabac, ou même retirer la caféine du café. Un gros avantage du CO2 supercritique est que, contrairement aux autres solvants, liquides, il n’est pas toxique, et est relativement simple et rapide à utiliser, pour une puissance d’extraction très efficace. Sous sa forme supercritique, l’eau est également un très bon solvant. Elle est très utile pour détruire des déchets organiques, sans pour autant dégager de gaz nocifs, contrairement au cas où on les brûlerait Les fluides supercritiques sont utiles pour une multitude d’applications diverses et variées, comme la production de carburants, pour des systèmes de réfrigération, ou même pour leurs propriétés antimicrobiennes. Pour conclure, le fluide supercritique constitue à lui seul un état à part entière de la matière. Au-delà d’une certaine pression et d’une certaine température, les phases liquide et gazeuses semblent fusionner, elles ne forment plus qu’un seul état homogène, qui possède à la fois des propriétés de gaz, et des propriétés de liquide. Sur Terre, les conditions de température et de pression sont trop faibles pour permettre l’existence de tels fluides à l’état naturel. Il est tout de même possible d’en trouver de petites quantités, mais seulement au fond des océans, au sein de cheminées hydrothermales, là où la température et la pression deviennent suffisamment extrêmes. Mais s’il est rare sur Terre, l’état de fluide supercritique est cependant relativement commun dans l’univers, et en particulier à l’intérieur des planètes gazeuses. Dans leur atmosphère, les conditions de pression et de température sont si extrêmes, que certaines couches de gaz sont en fait supercritiques. De même, l’atmosphère très chaude et très épaisse de Vénus, peut atteindre 500°C pour une pression presque 100 fois plus élevée que sur Terre. Sous de telles conditions, l’atmosphère presque entièrement composée de dioxyde de carbone, se manifeste comme un fluide supercritique.