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Evaporation / Point d'ébulition



  1. #1
    Myr

    Bonjour,

    Je voudrais savoir si ces 2 notions "évaporation à température ambiante" et "point d'ébulition" sont liées ?

    Un liquide qui a un point débulition élevé sera t-il moins sensible à l'évaporation à température de l'atmosophère ambiante (20° à 40 °).

    En fait, je voudrais trouver un liquide qui s'évapore peu à température ambiante.
    Je me demande si par exemple de l'éthylène-glycol (qui a un point débulition avoisinant 200°) s'évaporera moins que de l'eau ou un autre liquide qui entre en ébulition à un niveau de t° moins élevé.

    Merci pour vos réponses.

    -----

  2. Publicité
  3. #2
    Cécile

    Salut Myr,

    A priori, je dirais oui, puisque les deux sont liés à la cohésion des molécules dans la phase liquide.

  4. #3
    Myr

    bonsoir Cécile,

    Tu n'aurais pas un tuyau concernant un liquide qui s'évaporerait peu (hormis l'huile et les liquides dangereux pour l'homme).
    Ou alors un procédé qui ralentirait l'évaporation d'une substance à base d'eau.

    ?

  5. #4
    Cécile

    Salut Myr,

    Je ne sais pas trop. Il faudrait pouvoir regarder sur un catalogue de produits chimiques, en général ils indiquent le point d'ébullition et la nocivité des produits. Mais je n'ai pas ce genre de catalogue.
    Désolée.

  6. #5
    phlr

    Les molécules d'un corps à l'état liquide ont tendance à "s'évaporer", c'est-à-dire à passer dans le gaz ambiant.
    Exemple limite: c'est ainsi qu'un linge humide peut sécher.
    A l'inverse, des molécules de ce corps, dispersées dans le gaz ambiant, ont tendance à retourner dans la phase liquide.
    Exemple limite: formation de la rosée.
    Il y a donc en permanence un échange entre les molécules du corps dans le liquide et les molécules de ce corps dans le gaz.
    Dans le gaz ambiant (le plus souvent, l'air) le corps peut atteindre une pression partielle maximale que l'on appelle pression de vapeur saturante (ps). Cette pression dépend du corps et croît avec la température.
    Ainsi, pour l'eau:
    - à 20°C, ps = 0,02 atm
    - à 60°C, ps = 0,2 atm
    - à 100 °C, ps = 1 atm
    - à 120°C, ps = 2,1 atm.
    (1 atm = pression atmosphérique moyenne = 760 mm Hg = 101 300 Pa)
    Quelques cas sont à considérer:
    1. Tant que la pression ambiante est supérieure à ps: pas de pb. Des molécules passent majoritairement du liquide vers le gaz et essaient de faire monter la pression partielle (pp) du gaz jusqu'à la valeur de ps. Le liquide s'évapore plus ou moins rapidement selon que pp est plus ou moins éloigné de ps.
    2. Si la pp du corps dans le gaz ambiant est supérieure à ps (possible si ps baisse parce que la température a baissé), alors le corps à l'état gazeux se condense de façon que pp diminue au moins jusqu'à ps. C'est le phénomène de rosée qui se produit en fin de nuit quand le température de l'atmosphère s'abaisse.
    3. Cas particulier où ps=pression ambiante. Pour que l'équilibre soit atteint, il faudrait que pp=ps c'est-à-dire pp= pression ambiante. Autrement dit le gaz ambiant ne devrait être que de la vapeur du corps! C'est évidemment impossible quand le gaz ambiant est présent en quantité illimitée (cas de l'air). On a alors le phénomène d'ébullition. C'est pourquoi l'eau bout à 100 °C à la pression atmosphérique normale, mais à une température plus faible en altitude (pression atmosphérique plus faible) . Elle bout à 60°C si la pression est abaissée à 0,2 atm mais à 120 °C si elle est augmentée à 2,1 atm (principe des autocuisuers et autres cocottes-minute)

  7. A voir en vidéo sur Futura

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