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Concept
Point d'ébullition
Résumé
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 ; il entre alors en ébullition.
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.
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.
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 au niveau de la mer (dans les conditions normales de pression), mais à à 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.
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