Dans cette partie, nous allons essayer de comprendre le phénomène de vaporisation. Tout d’abord, il faut savoir que les molécules gazeuses peuvent passer en phase liquide et vice-versa. Ce qui produit une sorte d’équilibre dynamique entre la phase liquide et la phase gazeuse. Comment procéder pour que les molécules puissent « s’arracher » de la phase liquide ? Il s’agit en fait d’une question d’énergie. Pour arriver à passer dans l’autre état, les molécules du liquide doivent avoir une énergie cinétique particulière qui dépasse l’énergie nécessaire à l’évaporation.

Lorsque la vitesse des particules dépasse cette vitesse efficace, la particule peut passer en phase gazeuse. Un moyen d’y arriver est d’augmenter la température. Lorsqu’on parle de vaporisation, la notion de « tension/pression de vapeur » est importante, il s’agit de la pression de la phase gazeuse en équilibre avec la phase liquide, à une température donnée. Comme sous-entendu dans la phrase précédente, la pression de vapeur varie effectivement avec la température (ces deux grandeurs sont proportionnelles).

La constante est propre à chaque substance. C’est pourquoi, il est intéressant de transformer l’équation de Clausius-Clapeyron afin de ne plus faire intervenir celle-ci.

Cette équation a un deuxième avantage. Si on trace le graphe de ln P°(T) en fonction de T, le coefficient angulaire de la droite obtenu vaut - ΔH° / R. Ainsi, on peut facilement retrouver la valeur de l’enthalpie standard de vaporisation expérimentalement.

Revenons sur cette notion d’enthalpie standard de vaporisation. C’est donc une mesure de l’énergie pour qu’une mole passe de l’état liquide à l’état gazeux. Outre les tables qui permettent d’obtenir la valeur exacte de cette énergie, on peut mesurer qualitativement sa valeur en faisant la liste des interactions intermoléculaires présentes. Plus il existe d’interactions, plus la valeur de l’enthalpie de vaporisation est élevée.

Etudions maintenant ce que l’on appelle « le point d’ébullition », à savoir le couple température-pression pour lequel le liquide passe en phase gazeuse. Le point d’ébullition est un couple particulier qui donne la température d’ébullition et la pression atmosphérique. Il existe un lien entre la pression et la température qui fait que lorsque l’une diminue, l’autre diminue également.

Au laboratoire, on n’a souvent dû ajouter des pierres ponces aux liquides dont on voulait étudier le point d’ébullition. Ce sont des pierres qui libèrent des bulles d’air. Celles –ci mélangent le liquide et évitent que des zones chaudes et froides se créent. En effet, il peut arriver que certaines zones du liquide qui chauffe aient une température supérieure à celle de la température d’ébullition normale du liquide. Ceci s’explique tout simplement en admettant qu’à l’intérieur de ces zones, il règne une pression supérieure à la pression atmosphérique. On peut donc éviter tout cela en ajoutant quelques pierres ponces. Ce lien de proportionnalité entre température et pression reviendra donc souvent. Pour l’anecdoque, c’est aussi lui qui explique pourquoi on ne peut cuire un oeuf au sommet de l’Himalaya (Au sommet, la pression est plus faible. Ainsi la température d’ébullition de l’eau diminue jusqu’à 75 °C. Pour cuire un oeuf, il faut atteindre minimum 80°C).

Réintéressons nous au diagramme Pression-volume du chapitre précédent (cfr figure XII). On y avait observé une zone où la pression augmentait quand le volume augmentait. Cette zone en rouge sur la figure est un fait l’équilibre entre la substance sous forme liquide et la substance sous forme de gaz.

Réintéressons nous au diagramme Pression-volume du chapitre précédent (cfr figure XII). On y avait observé une zone où la pression augmentait quand le volume augmentait. Cette zone en rouge sur la figure est un fait l’équilibre entre la substance sous forme liquide et la substance sous forme de gaz.

Néanmoins, cette zone pose toujours un problème car on n’observe pas expérimentalement ce qu’elle montre. C’est pourquoi, Maxwell a déterminé la pression d’équilibre de cette zone en ayant recourt à « l’équilibre liquidevapeur ». Cet équilibre stipule que le travail pour passer de la phase liquide à la phase gazeuse est égal au travail pour passer de la phase gazeuse à la phase liquide. Il en vient également à la conclusion qu’il n’existe qu’une seule et unique pression d’équilibre. C’est la règle des aires ou règle de Maxwell (figure XIII).

Néanmoins, il existe une exception où l’on peut dépasser la pression d’équilibre. Ceci colle à la loi des gaz réels. Dans ce cas là, on est dans un état ni stable ni instable mais un état qu’on appelle « métastable ». Le brouillard est un exemple de ce genre d’état.

Si on devait énumérer une série de caractéristiques de l’état liquide, on dirait que :

* C’est un état condensé avec une densité élevée qui entraine une compressibilité très limitée.

* Il occupe un récipient et qu’il fait des interactions avec les parois, ce qui provoque les ménisques.

* Il possède une capacité calorifique à pression constante environ égale à sa capacité calorifique à volume constant : Cp ≈ Cv (ceci montre que l’état liquide est très proche de l’état solide)

* Il a une grande résistance au mouvement : viscosité

A partir de ces caractéristiques, les scientifiques se sont demandés si l’état liquide était plutôt une dégénérescence d’un état gazeux ou une dégénérescence d’un état solide. Bernal, en 1937, affirma qu’il s’agit plutôt de la deuxième proposition en étudiant le volume des substances solides et liquides. En général, le volume d’un liquide est environ 13 % supérieur au volume du solide correspondant.

Selon lui, un solide passe à l’état liquide en faisant deux choses différentes :

- Augmente la distance intermoléculaire

- Augmente la présence de défauts (« trous plus grands que d’autres »)

Si on s’intéresse aux fonctions de distribution radiale (= graphe où l’abscisse est la distance entre molécules et l’ordonnée est la probabilité de présence à une certaine distance) des différents états, l’hypothèse de Bernal apparait clairement.

En effet, dans ce graphe, l’état gazeux est symbolisé par une droite horizontale car la probabilité de trouver une molécule à un endroit particulier de l’espace est homogène. Si on prend le cas de l’état solide, on observe que la probabilité de présence est nulle dans l’espace excepté à des distances bien précises que l’on appelle « distances de premiers voisins » et qui correspondent aux endroits où sont réellement situés les atomes.

A l’état liquide, on observe qu’à faible distance, la probabilité de présence est nulle excepté à certaines distances particulières. Ce qui fait penser à ce que l’on observe à l’état solide. A grande distance, le graphe évolue vers une droite horizontale. Ce qui fait penser à l’état gazeux.

En conclusion, on peut dire qu’un liquide à courte portée ressemble à un solide, avec la condition que certaines particules se déplacent, ce qui crée des « trous ». Il évolue à longue portée vers un gaz.

Ce graphe permet de voir que le nombre de particules aux distances de premiers voisins diminue lorsqu’on passe de l’état solide vers l’état liquide. C’est dû au fait que les molécules vont se déplacer lors de la fusion. Néanmoins, il existe des exceptions à l’observation précédente : par exemple, la molécule d’eau. C’est l’une des seules molécules où lors de la fusion le nombre de particules aux distances de premiers voisins augmente. Ainsi, la densité de l’eau liquide est plus grande que celle de l’eau solide (glace). Cette particularité est dû au fait que la glace est une structure poreuse (pleins de petits interstices) consolidée et organisée grâce aux ponts hydrogènes. Lors de la fusion, ces liaisons vont se briser et les molécules vont se déplacer dans les interstices, ce qui va augmenter la densité. Ceci explique pourquoi la glace flotte sur l’eau liquide.

Tout ceci montre bien que l’hypothèse de Bernal est bien confirmée.

Revenons aux caractéristiques des liquides : Ceux-ci sont aussi caractérisés par une tension superficielle particulière. Prenons le cas illustré par la figure X. Nous allons distinguer 2 gouttes de liquide différentes :

* Une goutte à la surface : Il n’y a pas beaucoup d’interactions intermoléculaires car elle ne peut en faire qu’avec les molécules en dessous d’elle.

* Une goutte au centre : Il y a beaucoup d’interactions intermoléculaires car elle est totalement entourée par d’autres gouttes d’eau.

Cette dernière configuration est donc beaucoup plus stable que la configuration où elle se situe à la surface du liquide. En conclusion, on peut affirmer que les molécules vont chercher à minimiser leur surface.

Une autre caractéristique intéressante des liquides est leur viscosité (= grandeur qui est définit comme la résistance à un écoulement uniforme). Les liquides ont tous des viscosités propres. Qualitativement, on peut dire que la viscosité augmente avec le nombre d’interactions intermoléculaires de la substance considérée. Ainsi, en comparant les interactions intermoléculaires (cfr. point 1.3 : le gaz réel) entre deux substances, on peut dire que celle qui en possède le plus est la substance la plus visqueuse.