Évaporation et ébullition

À Leadville, dans le Colorado, vers 3100 m d’altitude, la pression atmosphérique est d’environ 68 kPa et l’eau bout vers 90 °C.

Une flaque sèche par temps frais sans jamais approcher 100 °C. Une casserole d’eau sur le feu, en revanche, reste calme avant de former des bulles vers 100 °C. Dans les deux cas, il s’agit d’une vaporisation, le passage de l’état liquide à l’état gazeux, mais les processus diffèrent. L’évaporation se produit uniquement à la surface, à toute température. L’ébullition se produit dans tout le liquide, à une température précise qui dépend de la pression au-dessus de lui.

Évaporation et pression de vapeur

Dans un liquide, les molécules ont des vitesses variées. Certaines, à la surface, vont assez vite pour se séparer de leurs voisines et s’échapper dans l’air. C’est l’évaporation. Comme les molécules les plus rapides partent d’abord, l’énergie moyenne de celles qui restent diminue : le liquide refroidit. La transpiration repose sur ce mécanisme. Selon l’estimation d’OpenStax, l’évaporation de 1.5 L de sueur par temps chaud retire environ 3600 kJ de chaleur au corps.

Dans une bouteille fermée, les molécules qui s’échappent s’accumulent au-dessus du liquide, et certaines y retournent après une collision. Finalement, autant de molécules reviennent qu’il en part chaque seconde. La pression de la vapeur à cet équilibre est la pression de vapeur du liquide. Elle dépend de la substance et de la température, pas de la taille de la bouteille. Les liquides dont les molécules s’attirent faiblement ont des pressions de vapeur élevées : à 20 °C, celle du méthanol est de 11.9 kPa et celle de l’éthanol de 5.95 kPa. Quand on chauffe un liquide, davantage de molécules ont assez d’énergie pour s’échapper : sa pression de vapeur augmente.

L’ébullition dépend de l’air au-dessus du liquide

Un liquide bout lorsque sa pression de vapeur égale la pression ambiante. Des bulles de vapeur peuvent alors se former à l’intérieur sans être écrasées. Le point d’ébullition normal est celui mesuré à 1 atm, soit 101.3 kPa. Pour l’eau, il vaut 100 °C. En haute montagne, la pression atmosphérique est plus basse : l’eau bout donc à une température plus faible. À Leadville, où la pression avoisine 68 kPa, elle bout vers 90 °C. Un autocuiseur fait l’inverse : il retient la vapeur, augmente la pression et permet à l’eau de dépasser 100 °C avant de bouillir.

La vaporisation demande beaucoup d’énergie, davantage que la fusion, car toutes les attractions avec les molécules voisines doivent être rompues, et pas seulement affaiblies. L’enthalpie de vaporisation de l’eau vaut 44.01 kJ/mol à 25 °C et 40.67 kJ/mol au point d’ébullition. À comparer aux 6.01 kJ/mol nécessaires à la fusion de la glace : faire bouillir une mole d’eau demande presque sept fois plus d’énergie que la faire fondre. La liquéfaction, passage du gaz au liquide, restitue cette énergie. Une brûlure par la vapeur est donc plus grave qu’une brûlure par l’eau à la même température.

Sans passer par le liquide

Certains solides passent directement à l’état gazeux. C’est la sublimation. La glace carbonique, du dioxyde de carbone solide, disparaît lentement à température ambiante sans laisser de flaque. Les données du NIST expliquent pourquoi : le dioxyde de carbone ne peut être liquide qu’au-dessus de 5.185 bar, environ cinq fois la pression atmosphérique normale. À 1 atm, il passe donc directement du solide au gaz vers −78 °C. Son enthalpie de sublimation vaut 26.1 kJ/mol. Le changement inverse, du gaz directement au solide, est la condensation solide. Le givre sur une vitre de voiture par une nuit froide et dégagée se forme ainsi.