Thermodynamique - Température de changement d'état...

[invite2e15c92c]

Bonjour...
J'ai quelques interrogations sur les températures de changement d'état de l'eau.

L'eau est un corps pur, et on dit que sa température d'ébullition, à la pression d'1 atm, est en théorie de 100°C.

Cependant, j'ai cru comprendre en pratique que c'est loin d'être le cas... Plus on a une eau pure, plus sa température d'ébullition est élevée. En effet, la température d'ébullition dépend de la quantité de gaz dissout dans l'eau.
Aussi, une eau qu'on a déjà fait bouillir, est partiellement dégazée. Et si on essaie de la faire rebouillir, le phénomène se produit à une température plus élévée.

Ma question est donc la suivante: pourquoi prend on la température d'ébullition théorique de l'eau, corps pur, comme référence, alors qu'en pratique une eau peut contenir plus ou moins de gaz et avoir une température d'ébullition de plus de 150°C! (sous pression normale)

Y'a t-il des spécialistes de la thermodynamique, qui pourraient me donner la définition exacte de la température de vaporisation de l'eau sous pression normale?

Cordialement,
Seb87

[invite7ce6aa19]

Bonjour...
J'ai quelques interrogations sur les températures de changement d'état de l'eau.

L'eau est un corps pur, et on dit que sa température d'ébullition, à la pression d'1 atm, est en théorie de 100°C.

Cependant, j'ai cru comprendre en pratique que c'est loin d'être le cas... Plus on a une eau pure, plus sa température d'ébullition est élevée. En effet, la température d'ébullition dépend de la quantité de gaz dissout dans l'eau.
Aussi, une eau qu'on a déjà fait bouillir, est partiellement dégazée. Et si on essaie de la faire rebouillir, le phénomène se produit à une température plus élévée.

Ma question est donc la suivante: pourquoi prend on la température d'ébullition théorique de l'eau, corps pur, comme référence, alors qu'en pratique une eau peut contenir plus ou moins de gaz et avoir une température d'ébullition de plus de 150°C! (sous pression normale)

Y'a t-il des spécialistes de la thermodynamique, qui pourraient me donner la définition exacte de la température de vaporisation de l'eau sous pression normale?

Cordialement,
Seb87

L'eau bout a 100°C a pression normale, avec ou sans gaz dissous. Par exemple si l'eau contiend du gaz carbonique qui n'est pas en équilibre avec sa pression partielle de vapeur ce gaz s'échappe (ça fait des bulles de CO2) mais l'eau ne s'évapore pas. C'est seulement à 100°C que toute l'eau va se tranformer en vapeur.

[invite2e15c92c]

Merci de ta réponse, mais il me semble que je me suis mal exprimé...

Je ne dis pas que j'observe des températures d'ébullition inférieures à 100°C.
Et je sais également que les premières bulles observées ne contiennent pas de la vapeur d'eau, mais de l'air qui s'échappe.

L'expérience est la suivante:
Prenons une eau qui a subit une ébullition et qui a refroidit.
Si on la porte à nouveau à ébullition, le phénomène se produit à plus de 100°C.
On peut renouveller l'opération, plusieurs fois... et on peut observer que l'eau ne rentre pas en ébullition, meme au dessus de 100°C.
On peut ainsi conserver de l'eau liquide, "au repos" jusqu'à 150°C....
(toujours sous pression normale)

[invite7ce6aa19]

Merci de ta réponse, mais il me semble que je me suis mal exprimé...

Je ne dis pas que j'observe des températures d'ébullition inférieures à 100°C.
Et je sais également que les premières bulles observées ne contiennent pas de la vapeur d'eau, mais de l'air qui s'échappe.

L'expérience est la suivante:
Prenons une eau qui a subit une ébullition et qui a refroidit.
Si on la porte à nouveau à ébullition, le phénomène se produit à plus de 100°C.
On peut renouveller l'opération, plusieurs fois... et on peut observer que l'eau ne rentre pas en ébullition, meme au dessus de 100°C.
On peut ainsi conserver de l'eau liquide, "au repos" jusqu'à 150°C....
(toujours sous pression normale)

La je suis vraiment étonné je n'ai jamais vu cela mentionné nulle part.

Par contre ce qui est bien connu est que l'on peut porté de l'eau liquide tres pure jusqu'a une température de -40°C. En deça de cette température l'eau liquide se transforme brusquement en glace.
L'explication est que l'eau en dessous de 0°C est un état métastable et que quelques impuretées sont nécessaires pour que le changement de phase se fasse à O°C

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite0bbfd30c]

La je suis vraiment étonné je n'ai jamais vu cela mentionné nulle part.

C'est simplement de l'eau surchauffée, non? Je crois que ça peut être assez dangereux (elle peut se mettre à bouillir "en masse" après un choc ou autre perturbation). C'est vrai que la surfusion est plus connue.

http://www.phys.unsw.edu.au/~jw/superheating.html

[invite7ce6aa19]

C'est simplement de l'eau surchauffée, non? Je crois que ça peut être assez dangereux (elle peut se mettre à bouillir "en masse" après un choc ou autre perturbation). C'est vrai que la surfusion est plus connue.

http://www.phys.unsw.edu.au/~jw/superheating.html

Chouette, j'ai appris quelquechose dont j'ignorais jusqu'a l'existence. et je t'en remercie. J'ai donc regardé le site. Il semble bien que le mécanisme de superheating soit tout a fait équivalent au mécanisme de surfusion.

Donc pour répondre a la question de Seb87 l'eau pure au dessus de 100°C se trouve dans un état métastable, c'est a dire hors d'équilibre thermodynamique et a besoin d'impuretés (d'atomes de gaz en solution) pour se transformer en vapeur. En abscence d'impuretés l'eau surchauffée finierai quand même par se transformer en vapeur à 100°C mais avec une cinétique tres tres lente. En effet les fluctuations naturelles on sein de la phase liquide finissent toujours par créer des bulles de vapeur au sein du liquide qui vont être des gemes de nucléation.

[invite2e15c92c]

L'eau pure est décidément très contrariante....
Métastable en dessous de 0°C avec phénomène de surfusion, métastable au dessus de 100°C avec retard à l'ébullition...

Ma question était alors "Pourquoi cette référence?". Il semblerait que ces températures de changement d'état, sous une pression d'1 atm, ne résulte pas de faits expérimentaux, mais de calculs thermodynamiques purement théoriques.
Si quelqu'un pouvait approfondir cela et donner quelques explications...

[invite7ce6aa19]

L'eau pure est décidément très contrariante....
Métastable en dessous de 0°C avec phénomène de surfusion, métastable au dessus de 100°C avec retard à l'ébullition...

Ma question était alors "Pourquoi cette référence?". Il semblerait que ces températures de changement d'état, sous une pression d'1 atm, ne résulte pas de faits expérimentaux, mais de calculs thermodynamiques purement théoriques.
Si quelqu'un pouvait approfondir cela et donner quelques explications...

L'eau bout vraiment à 100°C et géle vraiment à 0°C. Et cela est expérimental. ce sont donc de bonnes références.

Le seul problème pratique est que lorsque l'eau est tres tres pure la cinétique de changement d'état est tres lente. Pour accélerer la cinétique on "pousse" la température, mais cette température n'est plus une caractéristique d'une propriété d'équilibre. Elle ne fait qu'accélerer le phénomène mais fondamentalement elle ne le déclenche pas.

[zoup1]

L'eau pure est décidément très contrariante....
Métastable en dessous de 0°C avec phénomène de surfusion, métastable au dessus de 100°C avec retard à l'ébullition...

Ma question était alors "Pourquoi cette référence?". Il semblerait que ces températures de changement d'état, sous une pression d'1 atm, ne résulte pas de faits expérimentaux, mais de calculs thermodynamiques purement théoriques.

Le fait d'avoir des états métastables ne me semble pas si contrariant. Il faut être précautionneux généralement pour observer ses états métastable. Je pense par exemple que le simple fait de mélanger l'eau devrait suffire pour sortir de cet état métastable.

Le fait d'avoir au contraire une plage de "stabilité" importante lors de ces changements de phase avec une coexistence des 2 phases en question, permet d'avoir un bien défini.

aujourd'hui, l'unité de température est fixée par rapport au point triple de l'eau. Celui ci possède l'avantage que n'existe que pour une pression et une température.

[invite2e15c92c]

J'ai relevé sur la page web http://www.palais-decouverte.fr/discip/physique/faq/chaleur.htm

Et j'ai surligné la phrase qui résume cet état métastable.

"En fait, l'eau se réchauffe plus rapidement que les bulles de vapeurs peuvent se produire. Les bulles ne se formant pas ne dégagent pas la chaleur accumulée, le liquide ne bout pas et se réchauffe au-delà de son point d'ébullition. Ce qui se produit par la suite : L'eau est déplacée soudainement, ce qui est un choc suffisant pour causer la création rapide de bulles qui expulsent l'eau chaude."

[zoup1]

"En fait, l'eau se réchauffe plus rapidement que les bulles de vapeurs peuvent se produire. Les bulles ne se formant pas ne dégagent pas la chaleur accumulée, le liquide ne bout pas et se réchauffe au-delà de son point d'ébullition.

C'est marrant, mais je ne suis pas vraiment d'accord avec cette phrase.
L'état métastable est pour moi lié au fait que énergétiquement dans cet état métastable, l'énergie de la phase "attendue" (solide pour fixer les idées) est plus faible que l'énergie de la phase effectivement présente(liquide). Mais, lorsque le système est dans la phase liquide, pour pouvoir passer en phase solide, il ne peut le faire comme cela. Il a besoin de créer localement des zones solides à l'intérieur des zones liquides. Cela implique en plus en énergie de surface lièe à l'interface entre les 2 phases. L'existence de cette énergie de surface ne rend plus favorable le passage de la phase liquide à la phase solide. Si on a à faire avec un système pur... voilà comment on peut obtenir des systèmes surfondus. Pour des systèmes impurs, les impuretées peuvent jouer le rôle de germe, et favoriser localement le passage à la forme solide.

J'espère que cela n'est pas trop confusant ?

[invite7ce6aa19]

J'ai relevé sur la page web http://www.palais-decouverte.fr/discip/physique/faq/chaleur.htm

Et j'ai surligné la phrase qui résume cet état métastable.

"En fait, l'eau se réchauffe plus rapidement que les bulles de vapeurs peuvent se produire. Les bulles ne se formant pas ne dégagent pas la chaleur accumulée, le liquide ne bout pas et se réchauffe au-delà de son point d'ébullition. Ce qui se produit par la suite : L'eau est déplacée soudainement, ce qui est un choc suffisant pour causer la création rapide de bulles qui expulsent l'eau chaude."

Cette explication est vague et même me parait fausse. En effet cette explication ne tiend pas pour expliquer le phénomène lorsque l'eau est légérement impure. Cela voudrait dire que les bulles se formeraient en présence d'impuretéS. Je suis sceptique.

Si tu veux comprendre le phénomène au niveau microscopique dans le cas de la surfusion. il faut s'interesser au phénomène de nucléation des transitions du 1ier ordre qui montre la compétition entre une énergie associé à un volume d'un "germe" et l'énergie associée a l'interface de ce germe qui sont l'un et l'autre de signe contraire. L'énergie en volume croit comme le cube du rayon tandis que la surface augmente comme le carré.etc...

[zoup1]

Mon message dit je pense à peu près la même chose que celui de mariposa...