11.8: Pression de vapeur saturante
Lorsqu'un liquide se vaporise dans un récipient fermé, les molécules de gaz ne peuvent pas s'échapper. Comme ces molécules en phase gazeuse se déplacent de façon aléatoire, elles peuvent parfois entrer en collision avec la surface de la phase condensée et, dans certains cas, ces collisions entraînent le retour des molécules dans la phase condensée. Le passage de la phase gazeuse au liquide est appelé condensation. Lorsque la vitesse de condensation devient égale à la vitesse de vaporisation, ni la quantité de liquide ni la quantité de vapeur dans le récipient ne changent. On dit alors que la vapeur dans le récipient est en équilibre avec le liquide. Gardez à l'esprit qu'il ne s'agit pas d'une situation statique, car les molécules sont continuellement échangées entre les phases condensée et gazeuse. Cela constitue un exemple d'équilibre dynamique, l'état d'un système dans lequel les processus réciproques (par exemple, la vaporisation et la condensation) se produisent à des vitesses égales.
La pression exercée par la vapeur en équilibre avec un liquide dans un récipient fermé à une température donnée est appelée la pression de vapeur du liquide (ou la pression de vapeur saturante). La surface du liquide en contact avec une vapeur et la taille du récipient n'ont aucun effet sur la pression de vapeur, bien qu'elles influent sur le temps nécessaire pour atteindre l'équilibre. Les identités chimiques des molécules dans un liquide déterminent les types d'attractions intermoléculaires possibles (et leur intensité) ; par conséquent, différentes substances présentent des pressions de vapeur saturante différentes. Des forces d'attraction intermoléculaires relativement intenses freinent la vaporisation et favorisent la “ récupération ” des molécules de la phase gazeuse lorsqu'elles entrent en collision avec la surface liquide, ce qui se traduit par une pression de vapeur relativement basse. Les attractions intermoléculaires faibles présentent moins de barrière à la vaporisation et une probabilité réduite de récupérer le gaz, générant des pressions de vapeur relativement hautes.
Prenons quatre composés : l'éthanol (CH3CH2OH), l'éthylène glycol (C2H6O2), l'éther diéthylique (C4H10O) et l'eau (H2O).
L'éther diéthylique a un dipôle très petit, et la plupart de ses attractions intermoléculaires sont des forces de dispersion de London. Bien que cette molécule soit la plus grande des quatre qui sont prises en considération, ses Fim sont les plus faibles et, par conséquent, ses molécules s'échappent du liquide le plus facilement. Elle présente également la pression de vapeur la plus haute. En raison de sa plus petite taille, l'éthanol présente des forces de dispersion plus faibles que l'éther diéthylique. Cependant, l'éthanol est capable de former des liaisons hydrogène et, par conséquent, présente des Fim globales plus fortes, ce qui signifie qu'il y a moins de molécules qui s'échappent du liquide quelle que soit la température donnée et, donc, que l'éthanol a une pression de vapeur plus basse que l'éther diéthylique. L'eau est beaucoup plus petite que l'une ou l'autre des substances précédentes et présente des forces de dispersion plus faibles, mais l'étendue de ses liaisons hydrogène fournit des attractions intermoléculaires plus fortes, moins de molécules s'échappant du liquide, et une pression de vapeur plus faible que pour l'éther diéthylique ou l'éthanol. L'éthylène glycol a deux groupes −OH, donc, comme l'eau, il présente beaucoup de liaisons hydrogène. Il est beaucoup plus grand que l'eau et subit donc des forces de London plus grandes. Ses Fim globales sont les plus grandes de ces quatre substances, ce qui signifie que sa vitesse de vaporisation sera la plus lente et, par conséquent, sa pression de vapeur la plus basse.
À mesure que la température augmente, la pression de vapeur d'un liquide augmente également en raison de l'élévation de la Ec moyenne de ses molécules. Rappelons qu'à n'importe quelle température, les molécules d'une substance subissent une gamme d'énergies cinétiques, avec une certaine fraction des molécules ayant suffisamment d'énergie pour surmonter les Fim et s'échapper du liquide (se vaporiser). À une température plus élevée, une plus grande fraction de molécules a assez d'énergie pour s'échapper du liquide. Le nombre plus élevé de molécules s'échappant par unité de temps et la vitesse moyenne plus élevée des molécules qui s'échappent contribuent tous les deux à la pression de vapeur plus haute.
Lorsque la pression de vapeur augmente suffisamment pour égaler la pression atmosphérique externe, le liquide atteint son point d'ébullition. Le point d'ébullition d'un liquide est la température à laquelle sa pression de vapeur saturante est égale à la pression exercée sur le liquide par son environnement gazeux. Pour les liquides dans des récipients ouverts, cette pression est celle due à l’atmosphère terrestre. Le point d'ébullition normal d'un liquide est défini comme son point d'ébullition lorsque la pression ambiante est égale à 1 atm (101,3 kPa). À des pressions supérieures à 1 atm, le point d'ébullition du liquide est supérieur à son point d'ébullition normal.
Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 10.3 : Transitions de phases.
