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Lepoint de condensation est le processus inverse, se produisant à la même température, auquel lavapeur se condense enfournissant de la chaleur.
Le point d'ébullition « standard » d'un liquide est celui mesuré à une pression d'uneatmosphère. À cette température, lapression de vapeur du liquide devient suffisante pour surmonter lapression atmosphérique et permettre à des bulles de vapeur de se former à l'intérieur de la masse du liquide.
Unliquide saturé de chaleur contient autant d'énergie thermique qu'il le peut, sans se mettre àbouillir (ou inversement, unevapeur saturée contient aussi peu d'énergie thermique qu'elle le peut, sans devoir secondenser). Au-delà, un apport d'énergie supplémentaire entraînera unetransition de phase : le liquide passe d'unephase liquide à une phase vapeur. Cette transition dépend de lapression imposée ausystème liquide-vapeur[2].
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 à100 °C au niveau de la mer (dans lesconditions normales de pression), mais à93,4 °C à 1 905 m d'altitude.
Dans le cas d'un corps pur, les points d'ébullition forment dans lediagramme 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 aupoint de condensation, qui représente les conditions nécessaires au passage de l'état gazeux vers l'état liquide.
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[5][source insuffisante].
L'évaporation est un phénomène de surface, dans lequel des molécules du liquide situées près de l'interface liquide-gaz, quand elles reçoivent untransfert thermique, peuvent franchir cette interface et dissiper cette chaleur par lachaleur 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 entrepression partielle de vapeur (qui traduit la quantité du corps passée en phase vapeur) etpression de vapeur saturante. Ce transfert est possible jusqu'à « saturation », c'est-à-dire jusqu'au point où lapression 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 pardiffusion de la matière du corps dans la phase gazeuse, ou parconvection 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.
Pour une pression donnée, la température de l'eau qui bout est fixe. Toute l’énergie sert auchangement d'état (eau/vapeur), l'eau ne devient pas plus chaude en bouillonnant beaucoup ou longtemps[7].
Dans les tables de thermodynamique des produits chimiques, on n'indique pas tout lediagramme de phase, mais seulement la température d'ébullition dans l'état standard, c'est-à-dire à la pression d'uneatmosphère (1 013,25hPa), telle que définie par l'Union internationale de chimie pure et appliquée en 1982. Ce point d'ébullition est alors appelépoint d'ébullition standard, et latempérature d'ébullition standard. Le termepoint 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.
Dans le cas d'un mélange, le point d'ébullition dépend non seulement de la pression et de la température, mais aussi de laconcentration 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 dedistillation. La température ne reste pas constante, mais suit cette évolution. Lesbouilleurs de cru utilisent cette variation pour estimer la proportion d'alcool restant dans le moût qu'ils distillent : à100 °C, tout l'alcool est évaporé, il ne reste que de l'eau.
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 à100 °C, sous l'effet du soleil et du vent[9].
↑MarcSoutter, AndréMermoud et AndréMusy,Ingénierie des eaux et du sol : processus et aménagements, PPUR presses polytechniques,(ISBN978-2-88074-724-4,lire en ligne),p. 9.
↑EricAlbrecht, Jean-PierreHaberer, EricBuchser et VéroniqueMoret,Manuel pratique d'anesthésie, Elsevier Health Sciences,(ISBN978-2-294-76355-7,lire en ligne),p. 63.
