Evaporation dans le vide et dans l'air ambiant

[Virginie013]

Bonjour à tous,

J'ai deux questions concernant l'évaporation d'une substance dans une ampoule initialement vide et dans l'atmosphère.

Dans certains exercices, on considère une certaine masse m d'eau liquide introduite dans une ampoule scellée initialement vide de volume V0. La température T0 est maintenue constante.

L'objectif est de déterminer l'état final (liquide ?, vapeur d'eau ? ou mélange liquide + vapeur).

Supposons que l'état final soit un mélange liquide + vapeur.

- L'ampoule étant initialement vide et la pression finale étant la pression de vapeur saturante Pv,sat(T0), à chaque instant la pression dans la phase vapeur Pv étant inférieure à la pression de vapeur saturante, peut-on affirmer que l'eau liquide est à chaque instant en ébullition entre l'état initial et l'état final ?

Le faire que la substance entre en ébullition n'est jamais indiquée dans les énoncés... On parle d'évaporation sous vide mais l'ébullition n'est pas mentionnée quelque soit la substance.

- A chaque instant, la température d'ébullition (qui varie avec la pression Pv) est-elle toujours inférieure à la température du milieu T0 ?

- Dans l'état final, lorsque l'équilibre liquide-vapeur est atteint (Pv = Pvsat), peut-on affirmer que la température d'ébullition est T0 ?


- Si on considère maintenant, l'évaporation d'une certaine quantité d'eau liquide à la pression atmosphérique et à température ambiante T0 (ex : eau dans une bouteille qui s'évapore dans l'air ambiant = pas dans une ampoule), peut-on utiliser l'enthalpie de vaporisation à cette température T0 pour trouver la quantité de chaleur absorbée, par exemple par 1 g d'eau liquide, pour passer à l'état vapeur ? Cette évaporation s'accompagnant d'une diminution de la température du milieu, je m'interroge sur l'utilisation de l'enthalpie de vaporisation définie d'après ce que j'ai compris pour une changement d'état à température constante. Doit-on obligatoirement utiliser l'enthalpie de vaporisation à la température d'ébullition ?

- Peut-on parler de changement d'état lorsqu'il s'agit de l'évaporation d'une substance à température ambiante (pas d'ébullition) qui ne se fait pas à température constante ?

Merci pour vos réponses !
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[gts2]

Bonjour,

Réponses succinctes ...

Pour les premières questions, la thermodynamique est facile entre l'état initial et final, pour ce qui se passe entre les deux, ce n'est pas toujours évident, donc dans ce genre d'exo il ne faut s'intéresser qu'aux états final et initial.
Si on est à l'équilibre liquide vapeur à T0, par définition T0 est la température d'ébullition, je ne comprends pas trop la question.

Pour ce qui est de votre évaporation, l'idée est toujours la même "fonction d'état", donc on décompose la transformation en deux : changement d'état et variation de température et on applique les principes.
Si l'évaporation a lieu à T, il faut bien sûr utiliser l'enthalpie de vaporisation à cette température : la réaction est bien liq(T) -> gaz(T)

Changement d'état c'est le passage d'un état, disons liquide, à un autre, disons vapeur, et c'est tout. Si la température n'est pas constante, cela complique les calculs, mais on est bien passé d'un liquide à un gaz.

[Virginie013]

Bonjour

Merci pour votre réponse.

Pour la première question, je m'interrogeai sur ce qui se passe dans l'ampoule scellée initialement vide entre l'état initial et l'état final. Même s'il est compliqué de savoir ce qui se passe hors équilibre, on peut quand même dire que la pression du gaz dans l'ampoule (nulle au début) étant toujours inférieure à la pression de vapeur saturante de la substance (puisque la pression de vapeur saturante et la pression maximale possible dans la phase gazeuse), et donc que le liquide est toujours en ébullition. Non ?

J'ai l'impression aussi qu'implicitement quand on parle de "changement d'état" liquide-vapeur, on se place à la température d'ébullition (constante) (pallier de température qui apparaît dans les diagrammes) et que donc cela n'inclue pas vraiment l'évaporation qui se fait à n'importe quelle température (et qu'en plus ce phénomène fait diminuer la température du milieu). C'est la raison pour laquelle je m'interrogeai sur l'utilisation de l'enthalpie de "changement d'état" (pour la vaporisation) à une température autre que la température d'ébullition.

[petitmousse49]

Bonjour
Quelques indications sur l'évaporation en prenant l'exemple de l'eau liquide susceptible de s'évaporer dans l'air ambiant. En première approximation, la vapeur d'eau dans l'air se comporte comme s'il s'agissait du seul gaz présent, à la température égale à celle de l'air mais sous une pression égale à sa pression partielle que je note Pe.
On appelle degré hygrométrique le quotient dh=Pe(T)/Psat(T) où Psat(T) désigne la pression de vapeur saturante de l'eau. Les valeurs de Psat sont fournies en fonction de T dans les tables thermodynamiques. Par exemple : à 20°C, Psat=23,4hPa alors que la pression atmosphérique normale vaut 1013hPa.
Si dh=1 (100%), il y a équilibre thermodynamique entre la vapeur d'eau dans l'air et le liquide. Le liquide ne s'évapore pas.
Si dh<1 (situation la plus habituelle sauf climat équatorial), il y a déséquilibre thermodynamique : le liquide s'évapore...

[A voir en vidéo sur Futura]

[Virginie013]

Bonjour,

C'est donc bien ce que j'avais compris.

- Si on considère une bouteille contenant 1L d'eau (m = 1kg) laissée à l'air libre (air sec) à la pression atmosphérique Patm = 1,013 bar et à température ambiante Tamb = 20°C.

Si la température du milieu reste constante, peut-on écrire que la chaleur absorbée pour transformer l'eau liquide contenue dans la bouteille en vapeur d'eau est : Q = m x ΔHvap(20°C) où ΔHvap(20°C) est l'enthalpie de vaporisation par unité de masse de l'eau à 20°C ?

La valeur de ΔHvap(20°C) dépend-elle aussi de la pression ?
Cette valeur est-elle toujours donnée à la pression de vapeur saturante à 20°C (c'est-à-dire dans le cas où 20°C est la température d'ébullition) ?

- Comment faire ce calcul, si maintenant on tient compte du fait que lors de l'évaporation, la température du milieu diminue ? comment déterminer la température finale du milieu, disons juste avant que la dernière goutte se soit évaporée (Tf < 20°C) ?

[petitmousse49]

La valeur de ΔHvap(20°C) dépend-elle aussi de la pression ?

Conventionnellement, une enthalpie massique de vaporisation se mesure, pour une température donnée d'équilibre "T", à une pression égale à la pression de vapeur saturante correspondante. Puisque la pression de vapeur saturante est connue pour une température donnée, on peut dire qu'une enthalpie massique de vaporisation ne dépend que de T.

Q = m x ΔHvap(20°C)

La variation d'enthalpie à T fixe lors de l'évaporation d'une masse m d'eau peut s'imaginer comme la succession de deux étapes fictives :
1° : évaporation de la masse m d'eau à 20°C sous Psat (pression de vapeur saturante de la vapeur d'eau) avec : ΔH1=mxΔHvap(20°C)
2° : évolution à T fixe de la pression de cette vapeur de Psat à Pe (pression partielle de la vapeur d'eau dans l'air). Si on assimile en bonne approximation la vapeur d'eau à un gaz parfait : son enthalpie dépend de T mais pas de P : ΔH2=0
Conséquence, sachant que l'enthalpie est une fonction d'état : ΔH=Q=ΔH1+ΔH2=mxΔHvap(20°C) ; ta formule peut s'appliquer en excellente approximation.

comment déterminer la température finale du milieu

Si l'expérience se déroule dans une bouteille calorifugée, assimilée à un calorimètre, tu peux faire une somme algébrique des variations d'enthalpie du liquide, de la vapeur et de l'air sec et considérer cette somme comme nulle (évolution globale adiabatique et monobare).

[petitmousse49]

Petite précision concernant ta dernière question : l'évaporation de l'eau étant très lente, il faudrait vraiment un calorimètre extrêmement bien isolé pour que la baisse de température soit mesurable. En pratique, on constate plutôt que la température interne reste égale à la température ambiante extérieure.

[Virginie013]

Parfait. Merci !