La vaporisation
Bonjour,
La vaporisation de l'eau se fait lorsque le liquide est à 100° Celsius : le liquide devient gaz.
Pourquoi de l'eau laissée dans un bol, à l'extérieur sous les rayons du soleil (à une température plutôt ambiante), disparaît-elle aussi dit-on par évaporation ?
Merci d'avance.
Salut,
L'évaporation a lieu a toute température, car même si en moyenne les molécules n'ont pas assez d'énergie pour former un gaz, certaines (d'autant plus rares que la température est basse) en ont suffisamment pour réussir à s'échapper. Mais d'autres molécules qui étaient en phase gazeuse reviennent dans le liquide. On a ainsi un équilibre qui fait que pour un liquide à une certaine température, on a une certaine pression de vapeur.
Cette pression (appelée "pression de vapeur saturante") dépend très fortement de la température. Ainsi, à température ambiante, elle est faible, il y a donc peu d'évaporation. A 100°C, elle devient égale à la pression atmosphérique, du coup pour un système ouvert l'eau ne peut plus atteindre l'équilibre liquide-vapeur, ça bout. Par contre, dans une cocotte-minute, la pression peut monter, donc la pression de vapeur peut atteindre des valeurs plus grandes, et on peut donc plus chauffer.
Si tu penses à tes chaussettes qui séchent sur le fil, il y a aussi l'influence du vent : il permet de faire circuler l'air autour de ta chaussette et donc d'éliminer l'eau. Sans vent, l'eau sort de te chaussette jusqu'à ce que la pression en vapeur à proximité de la chaussette soit égale à la pression de vapeur saturante (correspondant à la température ambiante), puis cette vapeur diffuse lentement et la chaussette reperd un peu d'eau. Ca sèche (à moins que la pression de vapeur soit déjà égale à la pression de vapeur saturante, c'est-à-dire qu'il y ait 100% d'humidité). Avec du vent, les mouvements d'air entraînent la vapeur bien plus vite que la simple diffusion, ça séche plus vite... Donc pour faire sécher tes chaussettes, il faut les mettre dehors quand il fait chaud, sec et qu'il y a du vent.
Oui, oui... Pourquoi certaines et d'autres pas ? Et ne me dites pas qu'il y a de la probabilité quantique sous-jacent!L'évaporation a lieu a toute température, car même si en moyenne les molécules n'ont pas assez d'énergie pour former un gaz, certaines (d'autant plus rares que la température est basse) en ont suffisamment pour réussir à s'échapper. Mais d'autres molécules qui étaient en phase gazeuse reviennent dans le liquide. On a ainsi un équilibre qui fait que pour un liquide à une certaine température, on a une certaine pression de vapeur.
Toutes les molécules n'ont pas la même énergie. Tu as une certaine distribution d'énergie qui te dit que la probabilité qu'une molécule ait une énergie U varie commeoù T est la température (en kelvins) et k la constante de Boltzmann. Tu vois donc qu'une molécule avec une énergie plus grande que kT, ça va être rare (car une exponentielle décroît rapidement).
Il n'y a rien de quantique* là-dedans, c'est simplement une conséquence de l'agitation thermique.
*La physique quantique te dit que pour des énergies faibles, il faut corriger cette distribution (dite de Boltzmann) soit en distribution de Fermi-Dirac (
Je n'étais pas loin : des probabilités!!
J'ose poser la question : pourquoi la répartition de l'énergie n'est-elle pas uniforme ? D'où ces particules en "sur-énergie" puisent-elle leur surplus ?
Ces cycles d'interéchange entre molécule de gaz - qui elles aussi doivent être en "sur-énergie", j'y je comprends bien - doivent se tasser dans le temps : à un moment il ne peut plus avoir d'échange (peut-être que ce que je viens d'écrire n'est valable que pour un système fermé?)
Pourquoi serait-elle uniforme ? Ca a tendance à s'uniformiser parce que les particules s'entrechoquent en permanence. Du coup, si tu lances une molécule rapidement, elle va céder petit-à-petit son énergie lors de collisions avec les autres molécules, et au final ça va tendre vers un état où les particules ont à peu près tous la même énergie. Mais pas toutes exactement les mêmes énergies ! On a un état stationnaire lorsque la distribution d'énergie est donnée par la loi exponentielle (distribution de Boltzmann).pourquoi la répartition de l'énergie n'est-elle pas uniforme ?
Elles ont de la chance... D'autres particules leur ont fourni un peu plus d'énergie que la moyenne au cours des chocs. Ces autres particules, malchanceuses, se retrouvent donc avec moins d'énergie que la moyenne.D'où ces particules en "sur-énergie" puisent-elle leur surplus ?
Non, car il y a des particules en "sous-énergie" aussi. Ca veut dire que lorsque tu as atteint l'équilibre liquide-vapeur, il y a autant de molécules chanceuses, avec un petit surplus d'énergie par rapport à la moyenne, qui arrivent à s'enfuir du liquide, qu'il y a de molécules malchanceuses du gaz, avec un petit moins d'énergie que la moyenne, qui retombent dans le liquide.Ces cycles d'interéchange entre molécule de gaz - qui elles aussi doivent être en "sur-énergie", j'y je comprends bien - doivent se tasser dans le temps
D'ailleurs en passant, le fait que ce soit les particules les plus énergétiques qui passent du liquide vers le gaz explique que l'évaporation s'accompagne d'un refroidissement (c'est le principe utilisé quand on transpire), et inversement la liquéfaction s'accompagne d'un léger échauffement.
Si le système est bien fermé : une quantité de gaz enfermé idéalement avec une quantité de liquide de même nature, on peut raisonnablement penser que ces échanges s'arrêtent à un moment donné, non?
Ca dépend à quelle échelle tu regardes : à l'échelle microscopique, tu auras un échange permanent de molécules entre les deux phases. Mais à l'échelle macroscopique, ces échanges vont s'équilibrer, et donc effectivement au bout d'un moment tu auras l'impression qu'il n'y a pas d'échanges.
C'est un équilibre dynamique.
