Point d'ébullition

Le point d'ébullition d'un liquide est, pour une pression donnée, la température à partir de laquelle il passe de l'état liquide à l'état gazeux s'il reçoit de la chaleur[1] ; il entre alors en ébullition.

Ne doit pas être confondu avec Point de condensation (mathématiques).

Diagramme de phase de l'eau.

Le point de condensation est le processus inverse, se produisant à la même température, auquel la vapeur se condense en fournissant de la chaleur.

Le point d'ébullition « standard » d'un liquide est celui mesuré à une pression d'une atmosphère. À cette température, la pression de vapeur du liquide devient suffisante pour surmonter la pression atmosphérique et permettre à des bulles de vapeur de se former à l'intérieur de la masse du liquide.

Ébullition d'un corps pur
Diagramme de phase d'un corps pur habituel.

Température de saturation

Un liquide saturé de chaleur contient autant d'énergie thermique qu'il peut sans se mettre à bouillir (ou inversement, une vapeur saturée contient aussi peu d'énergie thermique qu'elle le peut, sans devoir se condenser). Au-delà, un apport d'énergie supplémentaire entraînera une transition de phase : le liquide passe d'une phase liquide à une phase vapeur. Cette transition dépend de la pression imposée au système liquide-vapeur[2].

Température de vapeur saturante

Le point d'ébullition d'un corps est la température à laquelle la pression de vapeur saturante de ce corps est égale à la pression entourant le liquide. À ce point, tout apport d'énergie sous forme de transfert thermique est absorbé par la chaleur latente de vaporisation, et aura pour effet de faire passer une partie du liquide en vapeur.

Le point d'ébullition d'un liquide varie suivant la pression : un liquide placé dans un vide partiel a un point d'ébullition plus bas qu'à la pression atmosphérique, et inversement, un liquide sous pression a un point d'ébullition plus élevé. Par exemple, l'eau bout à 100 °C au niveau de la mer (dans les conditions normales de pression), mais à 93,4 °C à 1 905 m d'altitude.

Dans le cas d'un corps pur, les points d'ébullition forment dans le diagramme de phase la courbe qui sépare la zone liquide de la zone gazeuse. C'est-à-dire que pour une pression donnée, l'ébullition se produit à une température fixe.

Dans ce cas, le point d'ébullition est identique au point de condensation, qui représente les conditions nécessaires au passage de l'état gazeux vers l'état liquide.

Différence entre ébullition et évaporation

Les liquides en contact avec l'atmosphère (ou, plus généralement, d'autres gaz) peuvent se transformer en vapeur à des températures inférieures à leur point d'ébullition, par le processus d'évaporation, mais ce dernier recouvre un phénomène très différent.

L'évaporation est un phénomène de surface, dans lequel des molécules du liquide situées près de l'interface liquide-gaz, quand elles reçoivent un transfert thermique, peuvent franchir cette interface et dissiper cette chaleur par la chaleur latente de vaporisation en se transférant dans l'état gazeux. Dans ce processus d'évaporation, les molécules du liquide doivent se mélanger avec celles du gaz environnant, en fonction de l'équilibre à trouver entre pression partielle de vapeur (qui traduit la quantité du corps passée en phase vapeur) et pression de vapeur saturante. Ce transfert est possible jusqu'à « saturation », c'est-à-dire jusqu'au point où la pression partielle du corps dans le gaz atteint un maximum, qui est (par définition) la pression de vapeur saturante variable pour une température donnée). La pression de vapeur saturante joue en quelque sorte le rôle de « couvercle » empêchant une évaporation trop rapide du corps.

À proximité immédiate de l'interface liquide-gaz, la pression partielle du corps égale rapidement celle de la vapeur saturante, ce qui interdit une évaporation ultérieure. Plus loin, en revanche, la pression partielle peut être plus faible, ce qui laisse de la place à une évaporation supplémentaire, à condition que cette place libre puisse atteindre l'interface liquide-gaz, que ce soit par diffusion de la matière du corps dans la phase gazeuse, ou par convection de la masse gazeuse. Dans un cas comme dans l'autre, l'évaporation ne peut être qu'un processus lent et en quasi-équilibre, placé sous la condition que la couche superficielle saturée peut se diffuser dans le reste de la phase gazeuse et laisser la place à d'autres évaporations.

Dans l'ébullition, en revanche, l'invasion de la phase gazeuse est brutale : la pression de vapeur saturante étant égale à la pression extérieure, le transfert thermique qui permet une « évaporation » permet la création, à partir du liquide, d'une bulle gazeuse du corps pur, sans nécessiter de mélange ou de transfert avec la composante gazeuse. Dans ce cas, le volume du corps sous forme de gaz peut physiquement être directement éjecté sous forme de bulle de vapeur, sans nécessité d'un mélange par convection ou diffusion : à partir du moment où cette bulle peut d'une manière ou d'une autre quitter l'interface (généralement par convection), l'ébullition n'est limitée que par l'apport d'énergie thermique imposé au corps liquide.

Cas de l'eau

L'échelle de température Celsius était à l'origine définie de telle manière que la température d'ébullition de l'eau à la pression d'une atmosphère soit 100 °C. La définition de la pression standard a été affinée depuis, et l'on prend en compte pour le calcul du point d'ébullition la chaleur nécessaire au changement d'état (égale à environ 2 250 J/g pour l'eau), de sorte que le point d'ébullition de l'eau à la pression standard est actuellement de 99,98 °C. À titre de comparaison, au sommet du mont Everest, à 8 848 m d'altitude, la pression est d'environ 34 kPa et le point d'ébullition de l'eau est de 71 °C[3].

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.

Pour une pression donnée, la température de l'eau qui bout est fixe. Toute l’énergie sert au changement d'état (eau/vapeur), l'eau ne devient pas plus chaude en bouillonnant beaucoup ou longtemps[4].

De ce fait, en cuisine, il est généralement inutile de faire cuire « à gros bouillon » ce qui doit simplement être maintenu au point d'ébullition de l'eau (100 °C) pendant un temps déterminé : une ébullition lente maintient une température identique, et conduit à des conditions de cuisson équivalentes, sous réserve que l’homogénéisation (remuer régulièrement) soit équivalente.

Point d'ébullition standard

Dans les tables de thermodynamique des produits chimiques, on n'indique pas tout le diagramme de phase, mais seulement la température d'ébullition dans l'état standard, c'est-à-dire à la pression d'une atmosphère (1 013,25 hPa), telle que définie par l'Union internationale de chimie pure et appliquée en 1982. Ce point d'ébullition est alors appelé point d'ébullition standard, et la température d'ébullition standard. Le terme point d'ébullition est souvent employé pour désigner la température d'ébullition standard dans le langage courant, en supposant la pression fixée.

Pour une pression donnée, différents liquides bouillent à différentes températures.

Le tableau suivant donne les températures d’ébullition des éléments à l'état standard à 1 atm, exprimées en degrés Celsius[5] :

H
−252,8		 He
−268,9
Li
1 342		 Be
2 471		   B
4 000		 C
3 825		 N
−195,8		 O
−183		 F
−188,1		 Ne
−246,1
Na
882,9		 Mg
1 090		 Al
2 519		 Si
3 265		 P
280,5		 S
444,6		 Cl
−34		 Ar
−185,8
K
759		 Ca
1 484		   Sc
2 836		 Ti
3 287		 V
3 407		 Cr
2 671		 Mn
2 061		 Fe
2 861		 Co
2 927		 Ni
2 913		 Cu
2 562		 Zn
907		 Ga
2 204		 Ge
2 833		 As
616		 Se
685		 Br
58,8		 Kr
−153,3
Rb
688		 Sr
1 382		   Y
3 345		 Zr
4 409		 Nb
4 744		 Mo
4 639		 Tc
4 265		 Ru
4 150		 Rh
3 695		 Pd
2 963		 Ag
2 162		 Cd
767		 In
2 072		 Sn
2 602		 Sb
1 587		 Te
988		 I
184,4		 Xe
−108,1
Cs
671		 Ba
1 897		 *
 Lu
3 402		 Hf
4 603		 Ta
5 458		 W
5 555		 Re
5 596		 Os
5 012		 Ir
4 428		 Pt
3 825		 Au
2 856		 Hg
356,6		 Tl
1 473		 Pb
1 749		 Bi
1 564		 Po
962		 At Rn
−61,7
Fr Ra **
 Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
  ↓  
  *
 La
3 464		 Ce
3 443		 Pr
3 520		 Nd
3 074		 Pm
3 000		 Sm
1 794		 Eu
1 529		 Gd
3 273		 Tb
3 230		 Dy
2 567		 Ho
2 700		 Er
2 868		 Tm
1 950		 Yb
1 196
  **
 Ac
3 198		 Th
4 788		 Pa U
4 131		 Np Pu
3 228		 Am
2 011		 Cm
3 100		 Bk Cf Es Fm Md No

Mélanges

Dans le cas d'un mélange, le point d'ébullition dépend non seulement de la pression et de la température, mais aussi de la concentration des différents composants du mélange et des réactions chimiques qui se produisent entre eux. Les différents composants s'évaporant à des vitesses différentes, leurs concentrations relatives évoluent pendant l'ébullition : on parle alors de distillation. La température ne reste pas constante, mais suit cette évolution. Les bouilleurs de cru utilisent cette variation pour estimer la proportion d'alcool restant dans le moût qu'ils distillent : à 100 °C, tout l'alcool est évaporé, il ne reste que de l'eau.

Évaporation sans ébullition

Les liquides peuvent aussi passer sans ébullition de l'état liquide à l'état gazeux, à des températures plus basses que celle du point d'ébullition : il s'agit alors d'évaporation et non pas d'ébullition. C'est ainsi que les routes sèchent après la pluie et le linge après avoir été lavé, sans qu'ils soient chauffés à 100 °C, sous l'effet du soleil et du vent[6].

Notes et références
  1. « Le point d'ébullition », sur Alloprof (consulté le ).
  2. Mohand Maaga, Étude détaillée du transfert de chaleur lors de l'ébullition sous-saturée en utilisant le modèle mécaniste de Yeoh, mémoire de master II en génie mécanique option énergétique, université Mouloud Mammeri de Tizi Ouzou, Algérie, 2010 1.2 Grandeurs caractéristiques d'un écoulement diphasique, sur memoireonline.com, 2010 (consulté le 25 mars 2020).
  3. (en) J. B. West, « Barometric pressures on Mt. Everest: New data and physiological significance », Journal of Applied Physiology, vol. 86, no 3,‎ , p. 1062–6 (PMID 10066724, DOI 10.1152/jappl.1999.86.3.1062).
  4. « Lorsque l’eau frémit, elle ne deviendra pas plus chaude », sur energie-environnement.ch (consulté le )
  5. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press, , 90e éd., 2804 p., relié (ISBN 978-1-4200-9084-0).
  6. Les 5 facteurs qui favorisent l'évaporation, meteocentre.com (consulté le 11 mars 2020).

Articles connexes
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