Ébullition - Définition
L’ébullition est la formation de bulles lors d’un changement violent d’un corps de l’état liquide vers l’état vapeur. Ce phénomène est une vaporisation.
Il se produit lorsque la pression de vapeur est supérieure à la pression atmosphérique : les bulles de vapeur formées au fond du récipient deviennent stables et peuvent donc remonter à la surface.
Le point d'ébullition
La température la plus élevée que peut atteindre un corps avant de s'évaporer, sous forme gazeuse, librement, se nomme le point d'ébullition. Cette température se calcule à la pression atmosphérique de 1 atmosphère (101.3 kPa).
Il est possible de définir de façon équivalente le point d'ébullition comme étant la température à laquelle la pression de vapeur du liquide est de 1 atmosphère.
Pour l'eau, le point d'ébulition est de 100°C. Le changement d'état est soumis à une chaleur de vaporisation (égale environ à 2250 J/g pour l'eau).
Point d'ébullition ---- (+ d'infos)
Statut de la traduction : En cours
Commentaire : Pour les germanophones aimant la thermochimie/physique...
Demandeur : Rhadamante 31 décembre 2006 à 12:37 (CET)- Intérêt de la traduction : article complet, le français n'est qu'une ébauche
- Traducteur(s) : Xzapro4
- Avancement de la traduction :
- : 22 février 2007
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Le point d'ébullition d'un corps pur est défini par un couple de valeurs dans son diagramme de phase : la température d'ébullition et la pression d'ébullition. Dans le diagramme des phases, ce point est situé sur la ligne séparant la phase gazeuse de la phase liquide. Il est donc caractérisé par les grandeurs physiques pression et température lors de la transition entre l'état liquide et l'état gazeux du corps pur en question.
Le point d'ébullition réunit donc les conditions sous lesquelles il peut y avoir une transition de phase de l'état liquide à l'état gazeux d'un corps pur, ce qu'on qualifie d'ébullition ou d'évaporation. De surcroît, le point d'ébullition joue le rôle inverse du point de condensation. Dans le cas du corps pur, ces deux points sont confondus. Lorsqu'on porte à ébullition un mélange de corps purs, le comportement diffère et l'on observe alors une zone d'ébullition au lieu d'un seul point. Si la transition de la phase liquide à la phase gazeuse se fait au-dessous du point d'ébullition, on parle d'évaporation.
Dans les tables de thermodynamique, les températures d'ébullitions sont données dans l'état standard, c'est-à-dire à 1013,25 hPa. Ce point d'ébullition est alors appelé point d'ébullition standard, et la température température d'ébullition standard. Le terme "point d'ébullition" est souvent employé pour désigner la température d'ébullition standard dans le langage courant, bien qu'il réduise le couple de valeurs à une seule valeur, ce qui est un abus de langage.
Une application courante de l'interdépendance entre température d'ébullition et pression d'ébullition est l'autocuiseur. C'est grâce à une augmentation de la pression (couramment de l'ordre du bar) que l'on peut faire passer la température d'ébullition de l'eau de 100°C à environ 120°C. Ces deux températures correspondent bien à des températures d'ébullition. Cependant, seule la valeur de 100°C est une valeur prise dans l'état standard, et par là la température standard d'ébullition de l'eau. C'est pourquoi la confusion des deux dénominations est impropre, pas du tout naturelle et doit être évitée.
Processus d'ébullition
En-dessous (respectivement au-delà) du point d'ébullition, tout apport de chaleur au liquide (resp. au gaz) ne conduit qu'à une élévation de la température. L'énergie introduite est ainsi convertie en énergie cinétique pour les particules. Au contraire, lors de la transition de phase, la température reste constante, de même que la pression. La totalité de l'énergie thermique apportée fait progresser le changement d'état.
Au point d'ébullition, tout apport d'énergie supplémentaire conduit à l'amoindrissement des interactions physico-chimiques entre les particules : celles-ci passent à l'état gazeux. L'énergie nécessaire à une mole d'une espèce pour passer à l'état gazeux est appelée enthalpie de vaporisation, également appelée dans le cas d'un corps pur énergie de vaporisation. C'est seulement lorsque la totalité des particules est à l'état gazeux que la température du système se remet à augmenter.
L'eau, le peroxyde d'hydrogène, ou encore des solutions alcalines (comme une solution de soude) sans particules de poussières ni bulles de gaz sont capables d'être élevées à des températures dépassant la température d'ébullition dans des récipients parfaitement lisses sans entrer en ébullition. La plus petite perturbation, comme la vibration engendrée par l'action de mélanger, est capable d'engendrer une séparation explosive des phases liquide et vapeur, désignée sous le terme de surchauffe.
C'est pour cette raison qu'en pratique, on ajoute aux liquides susceptibles d'entrer en surchauffe de la pierre ponce dont la présence permet à l'ébullition de démarrer et d'éviter l'explosion.
Voir les articles détaillés : Évaporation, Énergie de vaporisation et Surchauffe