« Évaporation » : différence entre les versions

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L'évaporation^[1] est un passage progressif de l'état liquide à l'état gazeux. Ce phénomène est donc une vaporisation progressive qui a pour effet d'absorber des calories et donc de réduire la température de l’environnement.

Description

Dans un volume libre au-dessus d'un liquide formé de molécules d'une espèce donnée il existe des molécules gazeuses de même espèce. À l'équilibre thermodynamique, la pression gazeuse obtenue définit la pression de vapeur saturante qui dépend de la température. Si le liquide est constitué d'une mélange d'espèces, celles-ci se retrouvent dans le gaz avec des pressions partielles égales à la pression de vapeur saturante de chacune d'entre elles.

L'état d'équilibre d'un système à une seule espèce est décrit par la relation de Clausius–Clapeyron :

\ln \left({\frac {p_{2}}{p_{1}}}\right)=-{\frac {\Delta H_{vap}}{R}}\left({\frac {1}{T_{2}}}-{\frac {1}{T_{1}}}\right)

Où p₁, p₂ sont les pressions aux températures T₁ et T₂, ΔH_vap l'énergie de vaporisation (ou enthalpie de vaporisation) et R la constante universelle des gaz parfaits.

Lorsque la pression partielle de la vapeur dans le gaz est inférieure à la pression de vapeur saturante une partie des molécules passent de la phase liquide à la phase gazeuse : c'est l'évaporation, qui demande de fournir la chaleur latente correspondante. Pour un système fermé ceci a pour effet de refroidir le liquide. Ce phénomène est décrit par la relation de Hertz-Knudsen donnant le débit massique par unité d'aire :

{\dot {m}}=\alpha \;{\sqrt {\frac {M}{2\pi RT}}}\,(p_{s}-p)

Où p_s est la pression de vapeur saturante, M la masse molaire et α < 1 un coefficient d'efficacité du phénomène dépendant de l'espèce et de la température. L'équilibre, correspondant à un débit nul, est atteint lorsque p = p_s.

Dans le cas d'un mélange formé de plusieurs espèces liées faiblement, par exemple une espèce dans un solvant, les liaisons diminuent la pression de vapeur d'équilibre. On parle alors d'une diminution d'activité liée au solvant.

Caractéristiques

Différences entre évaporation et ébullition

L'évaporation est un changement d'état lent appelé vaporisation alors que l'ébullition est une transition rapide d'état.

L'évaporation est un phénomène surfacique où les molécules à la surface passent progressivement d'un état à l'autre alors que l'ébullition est un phénomène volumique (les bulles naissent dans le liquide),

Facteurs favorisant l'évaporation

Les facteurs favorisant l'évaporation sont :

la surface exposée (étendre le linge favorise l'évaporation)
le type de matériau imprégné (le nylon sèche plus vite que la laine ou le coton).
le vent favorise l'évaporation, surtout si l'air est sec. Par contre, plus le taux d'humidité dans l'air est élevé moins l'évaporation est importante.
un apport de chaleur tel que le soleil favorise le séchage par évaporation, car celle-ci, est endothermique, c'est-à-dire qu'elle absorbe de la chaleur de l'environnement.

L'évaporation dans le cas de l'eau

L'évaporation est un phénomène indispensable dans le cycle de la vie sur Terre. Le cycle de l'eau (eau liquide devient nuage, puis retombe en pluie ou neige) nécessite cette étape.

L'évaporation demande une quantité d'énergie en général non négligeable (la chaleur latente de vaporisation), ce qui permet par exemple la régulation de température chez les homéothermes par transpiration et évaporation de la sueur, ou encore le rafraîchissement d'une cruche en terre, ou de l'air par nébulisation (aérosol d'eau). L’évaporation d'un litre de sueur retire 580 kilocalories^[2].

L'évaporation dans le cas des plantes

Article détaillé : Transpiration végétale.

Chez les plantes, l'évaporation est essentielle pour le transport des nutriments. En effet, grâce aux liaisons hydrogène, les molécules d'eau fonctionnent comme une chaine, se "tirant" les unes les autres. Ainsi, l'eau qui est puisée dans les racines de la plante est transportée jusqu'aux feuilles grâce à la propriété de la cohésion de l'eau et des cellules conductrices du végétal.

Notes et références

↑ Informations lexicographiques et étymologiques de « Évaporation » dans le Trésor de la langue française informatisé, sur le site du Centre national de ressources textuelles et lexicales, consulté le 30 juin 2015
↑ Lutter contre le froid ou le chaud, ça coûte cher en calories ?, sur le site docteurdavidelia.fr, consulté le 23 aout 2015

Annexes

Sur les autres projets Wikimedia :

Évaporation, sur Wikimedia Commons

Articles connexes

[1] Informations lexicographiques et étymologiques de « Évaporation » dans le Trésor de la langue française informatisé, sur le site du Centre national de ressources textuelles et lexicales, consulté le 30 juin 2015

[2] Lutter contre le froid ou le chaud, ça coûte cher en calories ?, sur le site docteurdavidelia.fr, consulté le 23 aout 2015

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 == Description ==
-Lorsqu'il existe un volume libre au-dessus d'un liquide, une fraction des molécules composant le liquide est sous forme gazeuse. À l'équilibre, la quantité de matière sous forme gazeuse définit la [[pression de vapeur saturante]] dans le cas d'un liquide (solvant) pur, et qui dépend de la [[température]]. Cette pression peut être partielle ou totale.
+Dans un volume libre au-dessus d'un liquide formé de molécules d'une espèce donnée il existe des molécules gazeuses de même espèce. À l'[[équilibre thermodynamique]], la pression gazeuse obtenue définit la [[pression de vapeur saturante]] qui dépend de la [[température]]. Si le liquide est constitué d'une mélange d'espèces, celles-ci se retrouvent dans le gaz avec des [[Pression partielle|pressions partielles]] égales à la pression de vapeur saturante de chacune d'entre elles.
+L'état d'équilibre d'un système à une seule espèce est décrit par la [[Formule de Clapeyron|relation de Clausius–Clapeyron]] :
-Lorsque la pression partielle de la vapeur dans le gaz est inférieure à la [[pression de vapeur saturante]] une partie des molécules passent de la phase liquide à la phase gazeuse : c'est l'évaporation, qui demande de fournir la chaleur latente correspondante, ce qui refroidit le liquide. Ce phénomène est décrit par la [[relation de Hertz-Knudsen]].
+: <math>\ln \left( \frac{ p_2 }{ p_1 } \right) = - \frac{ \Delta H_{ vap } }{ R } \left( \frac{ 1 }{ T_2 } - \frac{ 1 }{ T_1 }  \right)</math>
+Où ''p''<sub>1</sub>, ''p''<sub>2</sub> sont les pressions aux températures ''T''<sub>1</sub> et ''T''<sub>2</sub>, Δ''H''<sub>vap</sub> l'[[énergie de vaporisation]] (ou enthalpie de vaporisation) et ''R'' la [[constante universelle des gaz parfaits]].
+Lorsque la pression partielle de la vapeur dans le gaz est inférieure à la pression de vapeur saturante une partie des molécules passent de la phase liquide à la phase gazeuse : c'est l'évaporation, qui demande de fournir la chaleur latente correspondante. Pour un système fermé ceci a pour effet de refroidir le liquide. Ce phénomène est décrit par la [[relation de Hertz-Knudsen]] donnant le débit massique par unité d'aire :
-On parle de déplacement vers l'équilibre, l'équilibre étant caractérisé par l'égalité simultanée de la pression partielle et de la pression de vapeur saturante du liquide d'une part, et des températures d'autre part (à l'équilibre, les bilans des flux de chaleur et de matière sont nuls, les masses et les températures sont constantes).
+::<math>\dot{m}=\alpha\;\sqrt{\frac{M}{2\pi RT}}\,(p_s-p)</math>
+Où ''p''<sub>s</sub> est la pression de vapeur saturante, ''M'' la [[masse molaire]] et ''α < 1'' un coefficient d'efficacité du phénomène dépendant de l'espèce et de la température. L'équilibre, correspondant à un débit nul, est atteint lorsque ''p = p''<sub>s</sub>.
-Lorsque le solvant n'est pas pur, les liaisons entre solvant et soluté diminuent la pression de vapeur en équilibre avec la phase condensée ou adsorbée, l'équilibre étant toujours défini par un flux nul (chaleur et matière) : dit autrement, à une température donnée, la pression de vapeur en équilibre n'est plus forcément saturante dans ce cas. On parle alors d'une diminution d'activité du solvant.
+Dans le cas d'un mélange formé de plusieurs espèces liées faiblement, par exemple une espèce dans un solvant, les liaisons  diminuent la pression de vapeur d'équilibre. On parle alors d'une diminution d'activité liée au solvant.
-Pour un système constitué de vapeurs et liquides purs l'état d'équilibre est directement lié à la pression de vapeur de la substance considérée. L'équation est donnée par la relation de Clausius–Clapeyron :
-: <math>\ln \left( \frac{ P_2 }{ P_1 } \right) = - \frac{ \Delta H_{ vap } }{ R } \left( \frac{ 1 }{ T_2 } - \frac{ 1 }{ T_1 }  \right)</math>
-<!-- ## COMMENTAIRE ORIGINALE DE LA PAGE ANGLAISE Original Equation ## ## DO NOT DELETE UNLESS THE ABOVE EQUATION IS VERIFIED TO BE CORRECT ## [[Natural logarithm|ln]] P<sub>2</sub>/P<sub>1</sub> = −[[standard enthalpy change of vaporization|ΔH<sub>vap</sub>]]/[[Universal gas constant|R]]((1/T<sub>2</sub>)-(1/T<sub>1</sub>)) -->
-Où ''P''<sub>1</sub>, ''P''<sub>2</sub> sont, respectivement, les pressions des vapeurs à températures ''T''<sub>1</sub>, ''T''<sub>2</sub>, Δ''H''<sub>vap</sub> étant l'[[Énergie de vaporisation]] (ou Enthalpie de vaporisation), et ''R'' étant la [[Constante universelle des gaz parfaits]]. Le taux d'évaporation dans un systeme ouvert dépends de la pression de vapeur existantes dans un systeme fermé. Si le liquide est chauffé, quand la pression de vapeur atteint la pression ambiantes, le liquide [[ébullition|bout]].
-La capacité d'une molécule d'un liquide à s'évaporer est ainsi principalement due à la quantité d'[[énergie cinétique]] que cette particule seule possède. Ainsi, même dans un systeme dont la température globale est basse, des molécules solitaires d'un liquide peuvent s'évaporer si elle reçoivent plus que la quantité minimum d’énergie nécessaire à leur vaporisation.
 == Caractéristiques ==

v · m État de la matière
États	État solide État liquide État gazeux État plasma Fluide
Basse température	Condensat de Bose-Einstein Condensat fermionique Superfluidité Supersolidité
Haute énergie	Matière dégénérée Plasma quarks-gluons Fluide supercritique
Autres états	Colloïde État polyphasique Mésophase Cristal liquide Trou noir Condensat de Bose-Einstein
Concepts	Courbe de refroidissement Diagramme de phase Transition de phase Transition vitreuse Point triple Point critique Équation d’état Polymorphisme Polyamorphisme Polysomatisme Surfusion Cohésion
Changement d'état	Équilibre de phases Température et pression de changement d'état Point de fusion Point d'ébullition Point de sublimation Formule de Clapeyron Formules d'Ehrenfest Enthalpie de changement d'état de fusion de sublimation de vaporisation Théorème de Gibbs-Konovalov Azéotrope Point de fusion congruent Équilibre liquide-vapeur Loi de Raoult Loi de Henry Équilibre liquide-solide Eutectique Équation de Schröder-van Laar

v · m Procédés de séparation par transition de phase
A partir d'un solide (S)	S > G Sublimation S > G > S Sublimation-condensation Sublimation fractionnée S > L Fusion fractionnée S > L > S Cristallisation simple Cristallisation fractionnée Cristallisation en film tombant S > L > G > S Distillation sèche
A partir d'un liquide (L)	L > G Évaporation Séchage Atomisation L > G > L Distillation L > S Solidification fractionnée L > S > G Lyophilisation
A partir d'un gaz (G)	G > S Condensation solide G > L Condensation liquide