Points d’ébullition

Les liquides sont maintenus ensemble par de faibles interactions entre leurs molécules. Pour passer à la phase gazeuse, une molécule doit obtenir suffisamment d’énergie de la chaleur ou d’autres sources pour surmonter ces interactions.

Considérons un récipient fermé d'un liquide pur à température ambiante. Certaines des molécules de la phase liquide à la surface gagnent suffisamment d’énergie pour s’évaporer, et une partie de cette vapeur perd de l’énergie et se condense à nouveau en liquide. Lorsque les taux d’évaporation et de condensation sont les mêmes, le liquide et la vapeur atteignent l’équilibre. À ce stade, l’espace au-dessus du liquide est saturé de vapeur et il n’y a pas de changement net dans la quantité de liquide et de vapeur dans le récipient. La pression exercée par la vapeur est appelée pression de vapeur.

Maintenant, considérez un récipient ouvert de liquide. Ici, la vapeur peut s’échapper, empêchant la zone au-dessus du liquide d’être saturée. Ainsi, l’évaporation pourrait se poursuivre jusqu’à ce qu’il n’y ait plus de liquide. Lorsque la température d’un liquide augmente, le taux d’évaporation augmente également, et par conséquent, la pression de vapeur augmente