L'évaporation de l'eau d'un point de vu moléculaire

[inviteb71155d9]

Bonjour,

D'après le diagramme de phase des corps purs (http://fr.wikipedia.org/wiki/Fichier...ionPhaseTP.png), à partir d'un point (Po,To) donné plus la pression d'un liquide augmente plus la température d'évaporation est importante. Pourtant ce n'est pas la conclusion qui me vient à l'esprit instinctivement.

1) En effet, j'aurais tendance à dire que si on comprime un liquide on lui apporte de l'énergie et donc les molécules possèdent plus d'énergie cinétique à même de rompre les liaisons pour se transformer en gaz. Et j'aurais donc tendance à dire que la température à laquelle on doit amener le liquide pour qu'il s'évapore devrait être plus faible que pour les conditions atmosphériques.

2) De même pour ce même point (Po, To) j'ai besoin d'apporter au liquide une certaine quantité d'énergie pour qu'il s'évapore. En le comprimant je lui apporte de l'énergie et j'aurais donc tendance à dire "qu'une partie du boulot est faite" et que j'ai maintenant moins besoin de le chauffer pour qu'il s'évapore.

Pouvez-vous donc m'indiquer ce qui ne va pas dans ces deux raisonnement?

Merci,

Matt
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[moco]

Non. Quand on comprime un liquide, on n'apporte pas la moindre énergie aux molécules. C'est en les chauffant qu'on leur apporte de l'énergie.
Quand on comprime un liquide, les molécules ont de plus en plus de peine à s'échapper et à passer en phase vapeur.
Quand on fait le vide sur un liquide, les molécules ont de plus en plus de facilité à s'échapper, car il n'y a rien qui les retient en phase liquide.

[Gramon]

il me semble que tu confonds évaporation et ébullition.

Pour le raisonnement, tu peux appliquer le principe de le Chatelier.

sinon tu peux aussi te dire que tu es dans une réaction d'équilibre (ou il y a coexistence d'un état liquide et gazeux), donc les deux réaction (passage de l'état liquide à gazeux, et passage de l'état gazeux à liquide) vont à la même vitesse, dans ce cas si tu augmente la pression tu vois que la réaction de passage de l'état gazeux à liquide va augmenter puisqu'il y aura plus de molécules qui pourront taper la surface du liquide. Tandis que la vitesse de la réaction de passage de l'état liquide à gazeux ne dépend que de la température.

[invite2313209787891133]

En fait ce raisonnement n'est pas si bête que ça : Si on comprime fortement un mélange d'eau et d'air la température de l'air va augmenter par compression adiabatique, un petit peu d'eau va passer en phase gaz. Si on redescend la pression à sa valeur initiale l'eau va de nouveau se condenser.
Toutefois ce n'est pas l'augmentation de pression qui provoque le passage en phase gaz, mais l'augmentation de température.

[A voir en vidéo sur Futura]

[inviteb71155d9]

Moco:

Cela dépend si la réaction est adiabatique ou non non? Si elle est adiabatique alors le travail donnée par la compression est transformée en chaleur ce qui créer une augmentation de la température du gaz. Si elle n'est pas adiabatique alors cette chaleur est rejetée à l'extérieure.
Sinon d'accord pour le fait que les molécules aient de moins en moins de place pour s'échapper.

Gramon:

Oui pardon je voulais parler de vaporisation plus généralement. Sinon j'ai du mal à relier la vitesse de réaction avec le problème posé. Est-ce que tu peux me préciser ce que tu veux dire?

[Gramon]

tu peux caractériser les réactions d'équilibres par deux réactions une qui va dans un sens et l'autre qui va dans l'autre.

par exemple:

A <---> B

tu peux décomposer cela en:

A --> B et
B --> A

si chaque seconde la moitié des A ce transforment en B et le quart des B ce transforment en A, à l'équilibre tu auras les vitesses de transformation [mol/s] qui seront égales. Tu aura 0.5[A] = 0.25[B] si la concentration initiale en A est de 3 mol/l, tu as à l'équilibre [A]+[B]= 3 mol/l et [B]= 2[A] donc la concentration de A et B à l'équilibre est de 1 mol/l pour A et 2mol/l pour B.