Bonjour, comme tout le monde le sait la température d'ébulition de l'eau varie avec la pression ( plus elle augmente plus la température d'ébulition de l'eau augmente). C'est pour cela que les pates se cuisent plus lentement au sommet du mont blanc que à paris.
La question que je me pose c'est pourquoi la pression agit sur la température d'ébulition de l'eau?
Qu'est ce qui se passe au niveau moléculaire?
Merci
La réponse doit être moins simple qu'il n'y parrait. En fait je crois que personne ne sait exactement pourquoi l'eau bout à 100° à la pression "normale". On peut évidement consulter le diagramme des phases glace-eau-vapeur, établi expérimentalement ; On peut aussi imaginer que la pression mécanique que l'on peut exercer sur un sac de billes va rendre ces billes de plus en plus solidaires, liées entre elles, et qu'il en est de même des molécules d'eau, mais la réponse exacte ...Envoyé par azertydu38
Salut,
Ça aurait été mieux de poster ça dans le forum chimie, voire physique...
oui effectivement pour la valeur on est très loin de pouvoir l'expliquer (surtout que l'eau est un fluide assez complexe et particulier), par contre on sait très expliquer pourquoi la température d'ébullition augmente avec la pression.En fait je crois que personne ne sait exactement pourquoi l'eau bout à 100° à la pression "normale".
C'est à cause de la dynamique vaporisation/condensation. Les molécules (ou atomes ou ions) constituant tout solide ou liquide ont une certaine probabilité de s'échapper dans la phase gazeuse, inversement, les molécules (ou atomes ou ions) de la phase gazeuse ont une certaine probabilité de s'accrocher au premier substrat qu'elles croisent (on appelle cela l'adsorption) et éventuellement s'y dissoudre/en faire partie (cela dépend du substrat).
Considérons de l'eau mise en contact avec de l'air. Des molécules d'eau vont spontanément s'échapper dans l'air et inversement, des molécules d'O2 et de N2 vont se dissoudre dans l'eau. Le phénomène étant aléatoire, on voit très vite des molécules d'eau repasser de l'air à l'eau liquide et des molécules de N2 ou d'O2 retourner dans l'air, le phénomène est dynamique et gouverné par des probabilités.
Les probabilités d'évaporation et de condensation dépendent de la température (agitation thermique) et de la pression (force exercée par unité surface par les particules gazeuse sur une paroi).
En effet, l'agitation thermique augmente la probabilité qu'une molécule s'échappe de l'eau liquide (plus de facilité à rompre les liaisons intermoléculaires) et elle diminue la probabilité qu'une molécule dans la phase gazeuse s'y recondense (tendance à rebondir sur l'interface gaz/liquide plutot que de s'y accrocher).
Inversement, la pression augmente la probabilité de condensation (les molécules sont entrées de force dans le liquide) et diminue la probabilité d'évaporation (la "pluie" dense et intense de molécules de la phase gazeuse gène beaucoup le départ de molécules ayant briser leurs liaisons).
Si on laisse le système s'équilibrer à une température et une pression donnée, on arrivera à un état stationnaire où autant de molécules s'évaporeront que de molécules qui se condensent. On dira alors que la phase vapeur est saturée en eau, ou encore qu'on est la pression de vapeur saturante de l'eau. Cette pression est le bilan des échanges liquide/gaz à l'équilibre et dépend des probabilités sus-citées.
A 20°C, la pression de vapeur saturante de l'eau est de 23,4 mbar. Cela signifie que si on laisse de l'air sec à pression atmosphérique enfermé avec de l'eau liquide, celui-ci va se charger de vapeur d'eau jusqu'à en contenir environ 2,34% en volume. Si on renouvelle l'air régulièrement, l'eau va finir par s'évaporer totalement. C'est ce qui explique que le linge sèche sans qu'on le porte à 100°C.
Une autre signification de cette pression de vapeur saturante est que si la pression exercée sur l'eau à 20°C est inférieure à 23,4 mbar, alors des bulles de vapeur d'eau peuvent apparaitre spontanément dans le liquide et grossir (quand la pression est supérieure à 23,4 mbar, elle écrase toute bulle de vapeur d'eau qui voudrait s'y former). On dit que l'eau bout. Ce qui se passe c'est que la pression n'est pas suffisante par rapport à l'agitation thermique et l'équilibre liquide-gaz est rompu (probabilité de condensation nulle) : tout le liquide va s'évaporer jusqu'à ce qu'il n'y en ai plus une goutte (si la pression et la température sont maintenus à ces valeurs).
A 100°C, la pression de vapeur saturante de l'eau est de 1013 mbar, c'est à dire la pression atmosphérique, elle va donc bouillir à cette température à pression ambiante. A 100°C, l'agitation thermique est plus forte, il faut donc une pression bien plus élevée qu'à 20°C pour maintenir un équilibre liquide-gaz.
m@ch3
Never feed the troll after midnight!
Intéressant, mais je me demande si "azertydu38" ne recherchait pas une explication plus "mécaniste" ou du moins compéhensible au niveau de la molécule, pas de la statistique des molécules. Mais j'admets qu'il est difficile de parler de l'ébullition d'une molécule unique.
wai, on pourrait entrer dans le détail d'une molécule d'eau qui quitte la phase liquide, ou d'une qui y arrive. J'attends l'avis de azerty
m@ch3
Never feed the troll after midnight!
Ça n'a aucun sens au niveau d'une molécule. Cela n'a de sens que sur un très grand nombre de molécules, donc de façon statistique.Intéressant, mais je me demande si "azertydu38" ne recherchait pas une explication plus "mécaniste" ou du moins compéhensible au niveau de la molécule, pas de la statistique des molécules. Mais j'admets qu'il est difficile de parler de l'ébullition d'une molécule unique.
Rien ne sert de penser, il faut réfléchir avant - Pierre Dac
Bonjour,
Pour faire suite à mach3.
Prenons une gouttelette d’eau dans l’air.
2 phénomènes antagonistes interviennent.
1 : Cette gouttelette croit par condensation. Des molécules en phase gazeuse viennent se coller sur cette gouttelette. Notons que la croissance est proportionnelle à la pression partielle de la vapeur d’eau dans le voisinage.
2 : Cette gouttelette décroit par évaporation. En phase liquide ces molécules sont liées par une énergie d’adsorption de l’ordre de 0,4eV par molécule. ((2260 * 18 / (6*1023 * 1,6 *10-19)
Les molécules dans la gouttelette ont une distribution d’énergie dont l’étalement s’accroit avec la température (L’intégrale de cette distribution est le nombre de molécules et reste donc constante.)
L’intégrale des molécules dans cette distribution qui ont une énergie plus grande que 0,4eV vont donc s’évaporer. Mais il faut remarquer qu’une petite augmentation de la température cause une grande augmentation de la partie intégrée de cette fonction, donc de l’évaporation.
(Cette grandeur est déduite par cette formule déduite de Clapeyron log(p) = A – B/T avec A et B constantes du produit.)
Ramenons-nous maintenant à la surface d’une bulle de gaz en formation. On a la même situation. ( Cela peut se calculer mais ne tient pas compte de l’amorçage de la bulle.)
Merci pourt toutes ces explications. Aussi bien l'image du sac de bille que l'explication de mach3 m'ont permis d'éclaircir mes idées.
