Au cours, on a vu que l’arrangement cristallin (et plus généralement, solide) est davantage ordonné et compact que la structure liquide. Par conséquent, un solide d’un même matériaux sera généralement plus dense que le liquide correspondant.
Je n’arrive pas à expliquer avec cette théorie que les glaçons dans nos verres restent en surface ?
C’est le contraire. Le liquide est généralement plus dense que le solide. Le solide ressemble plus souvent à château de cartes (avec plein d’espace) qu’à un paquet bien rangé. Et du coup les cartes en vrac sont plus dense que le château de carte.
Je sais pas si c’est très clair. J’arrive pas à retrouver de schéma assez parlant.
Après, il y a sûrement des cas où le solide est « un paquet bien rangé », et du coup là c’est lui qui est plus compact.
L’eau est l’un des rares matériaux qui ne respecte pas cette règle : l’organisation des molécules d’eau dans un cristal de glace standard (glace Ih) fait que l’organisation est davantage ordonnée mais moins compacte que le liquide, donc la densité est inférieure, donc la glace flotte. Cf par iciou ici (en anglais mais plus complet) par exemple.
PS : @Breizh la règle générale est bien que le solide est plus dense que le liquide.
C’est le contraire. Le liquide est généralement plus dense que le solide. Le solide ressemble plus souvent à château de cartes (avec plein d’espace) qu’à un paquet bien rangé. Et du coup les cartes en vrac sont plus dense que le château de carte.
Je sais pas si c’est très clair. J’arrive pas à retrouver de schéma assez parlant.
Après, il y a sûrement des cas où le solide est « un paquet bien rangé », et du coup là c’est lui qui est plus compact.
Tu parles peut-être des solides amorphes, qui conservent une structure liquide à l’état solide. Je ne pense pas que ce soit le cas de la glace d’eau.
Du coup à part l’eau a-t-on d’autres matériaux avec ces spécificités ?
Other substances that expand on freezing are silicon (melting point of 1,687 K (1,414 °C; 2,577 °F)), gallium (melting point of 303 K (30 °C; 86 °F), germanium (melting point of 1,211 K (938 °C; 1,720 °F)), antimony (melting point of 904 K (631 °C; 1,168 °F)), and bismuth (melting point of 545 K (272 °C; 521 °F))
Note que si tu appuies suffisament sur ta glace tu vas favoriser d’autres arrangements d’atomes et former de la glace dite de haute pression de densité plus grande que l’eau liquide. La portion du diagramme de phase où le solide est moins dense que le liquide est anecdotique en terme de taille, il se trouve juste que sont les conditions trouvées sur Terre. Cet effet s’explique par les interactions de Van der Walls qui entrainent une attraction assez forte des molécules d’eau, expliquant à la fois sa forte densité en dessous de 4°C à pression ambiante et son point d’ébullition assez haut considérant la petite taille des molécules d’eau.
Ah ! C’est bête, j’ai toujours cru le contraire en me souvenant de l’exemple de l’eau. Et ça me paraissait logique en plus, que les molécules ne soit pas « emboîtées » à l’état solide, et que ça soit donc moins dense que le liquide.
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