Ébullition

L’ébullition est la formation de bulles lors d’un changement violent d’un corps de l’état liquide vers l’état gazeux. Ce phénomène est donc une vaporisation rapide.

Ébullition d'un liquide, avec accumulation de bulles formant une mousse

Il se produit lorsque la pression de vapeur est égale ou supérieure à la pression du liquide : les bulles de vapeur formées au fond du récipient deviennent stables et peuvent donc remonter à la surface.

Processus d'ébullition

En dessous (respectivement au-delà) du point d'ébullition, tout apport de chaleur au liquide (resp. au gaz) ne conduit qu'à une élévation de la température. L'énergie introduite est ainsi convertie en énergie thermique. Au contraire, lors de la transition de phase, la température reste constante, de même que la pression. La totalité de l'énergie thermique apportée fait progresser le changement d'état.

Au point d'ébullition, tout apport d'énergie supplémentaire conduit à l'amoindrissement des interactions physico-chimiques entre les particules : celles-ci passent à l'état gazeux. L'énergie nécessaire à une mole d'une espèce pour passer à l'état gazeux est appelée enthalpie de vaporisation, également appelée dans le cas d'un corps pur énergie de vaporisation. C'est seulement lorsque la totalité des particules est à l'état gazeux que la température du système se remet à augmenter.

L'eau, le peroxyde d'hydrogène, ou encore des solutions alcalines (comme une solution de soude) sans particules de poussières ni bulles de gaz sont capables d'être élevées à des températures dépassant la température d'ébullition dans des récipients parfaitement lisses sans entrer en ébullition^{[réf. nécessaire]}. La plus petite perturbation, comme la vibration engendrée par l'action de mélanger, est capable d'engendrer une séparation explosive des phases liquide et vapeur^{[réf. nécessaire]}, désignée sous le terme de surchauffe.

C'est pour cette raison qu'en pratique, on ajoute aux liquides susceptibles d'entrer en surchauffe de la pierre ponce dont la présence permet à l'ébullition de démarrer et d'éviter l'explosion.

Par définition, la pression de vapeur saturante est la pression à laquelle la vapeur d'eau est en équilibre avec l'eau liquide. Tant que la température est inférieure à la température d'ébullition, la pression atmosphérique est supérieure à la pression de vapeur saturante, donc à la pression pour laquelle les deux phases de l'eau : vapeur d'eau et eau liquide peuvent coexister en équilibre. Une hypothétique bulle de vapeur d'eau au sein du liquide serait donc automatiquement retransformée en liquide. Ce n'est que lorsque la température d'ébullition de l'eau est atteinte qu'une bulle de vapeur d'eau peut exister durablement au sein du liquide... Voilà donc pourquoi l'égalité de la pression de vapeur saturante et de la pression atmosphérique correspond à la température d'ébullition.

Voir aussi

Articles connexes

• Point d'ébullition
• Évaporation
• Énergie de vaporisation
• Réduction (cuisine)
• Surchauffe

Liens externes

• Une vidéo explicative sur l'ébullition de l'eau à basse pression

v · d · m État de la matière
États de la matière	État solide · État liquide · État gazeux · État plasma
Basse température	Condensat de Bose-Einstein · Gaz de fermions dégénéré · Superfluide · Supersolide
Haute-énergie	Matière dégénérée · Plasma quark-gluon · Fluide supercritique
Autres états	Colloïde · État polyphasique · Mésophase
Concepts	Diagramme de phase · Transition de phase · Transition vitreuse · Point de fusion · Point d’ébullition · Point triple · Point critique · Équation d’état · Polymorphisme · Polyamorphisme · Polysomatisme · Surfusion

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