La pression de vapeur est essentielle en chimie, influençant la volatilité, le point d’ébullition et les propriétés des liquides dans divers contextes.
La pression de vapeur saturante est un concept fondamental en thermodynamique et en chimie, représentant la pression à laquelle la phase gazeuse d'une substance est en équilibre avec sa phase liquide ou solide à une température donnée dans un système fermé. Ce phénomène joue un rôle essentiel dans divers domaines, allant des sciences des matériaux à la météorologie.
La pression de vapeur saturante (\(p_{\text{sat}}\)) est définie comme la pression exercée par une vapeur en équilibre avec sa phase liquide ou solide à une température donnée. À cette pression, le flux de molécules passant de l'état liquide (ou solide) à l'état gazeux est équivalent au flux de molécules passant de l'état gazeux à l'état liquide (ou solide). Plus cette pression est élevée à une température donnée, plus la substance est considérée comme volatile. L'expression « pression de vapeur » désigne, quant à elle, la pression partielle de vapeur et non la pression de vapeur saturante.
L'augmentation non linéaire de la pression de vapeur saturante en fonction de la température peut être décrite par la formule de Clausius-Clapeyron. Cette relation mathématique établit un lien entre la variation de la pression de vapeur et celle de la température :
\[
\frac{dP}{dT} = \frac{L}{T \Delta V}
\]
où \(L\) représente la chaleur latente du changement d'état (enthalpie), \(T\) est la température et \(\Delta V\) est la variation du volume molaire associée au changement d'état. Pour la vaporisation, cette formule peut s'exprimer sous la forme :
\[
\frac{d \ln P}{dT} = \frac{\Delta V_{\text{vap}}}{R T^2}
\]
Cette formule est cruciale pour prédire comment les substances réagiront lors des transitions entre leurs différentes phases.
Au XIXe siècle, John Dalton a été l'un des premiers scientifiques à étudier le volume de vapeur d'eau nécessaire pour saturer l'air. Ses observations ont révélé que ce volume dépendait fortement de la température, ouvrant ainsi la voie à des recherches plus approfondies sur les propriétés thermodynamiques des substances.
Lorsqu'un corps pur est placé dans une enceinte fermée, sa pression de vapeur saturante est la pression de la phase gazeuse lorsqu'elle est en équilibre avec la phase liquide ou solide. À ce stade, si on modifie artificiellement le volume tout en maintenant une température constante, différentes phases peuvent coexister. Ce système atteint son équilibre lorsque la fraction massique de chaque phase n'évolue plus dans le temps.
En augmentant la pression au-dessus de \(p_{\text{sat}}\), on observe une condensation de la fraction gazeuse jusqu'à ce que la pression dans l'enceinte revienne à la pression de vapeur saturante ou que toute la vapeur soit condensée. Inversement, si on diminue cette pression, le liquide se vaporise jusqu'à atteindre l'équilibre ou que toute la phase liquide soit convertie en phase gazeuse.
La température d'ébullition standard d'un corps est la température à laquelle la pression de vapeur saturante est égale à 1 bar. Lorsque la température du liquide devient supérieure à cette valeur, on observe la formation de bulles à l'intérieur de la substance : c'est le phénomène d'ébullition. La formation de bulles en profondeur dans le liquide nécessite cependant une température plus élevée, car la pression du liquide augmente avec la profondeur.
Pour un corps pur donné, chaque combinaison (pression, température) définit un point d'ébullition unique. Si on maintient une température constante mais qu'on abaisse la pression sous la pression de vapeur saturante, le corps pur commencera à bouillir. De même, si on augmente la température au-delà de la valeur correspondant à la pression donnée, le corps pur sera également amené à ébullition.
Dans un système où un corps pur liquide coexiste avec d'autres corps purs à l'état gazeux dans un réservoir étanche, la pression partielle (\(p_{\text{partielle1}}\)) du corps 1 s'ajuste pour tendre vers l'équilibre défini par :
\[
p_{\text{partielle1}} = p_{\text{sat1}}
\]
Si cette condition n'est pas remplie, le système subira soit une condensation (si \(p_{\text{partielle1}} > p_{\text{sat1}}\)) soit une évaporation (si \(p_{\text{partielle1}} < p_{\text{sat1}}\)). Ces phénomènes impliquent un échange énergétique qui modifie la température, ajustant ainsi indirectement la pression de vapeur saturante.
Lorsque des variations se produisent dans le réservoir contenant notre substance étudiée, trois scénarios peuvent se présenter pour une température donnée :
1. La pression totale change sans modification de la pression partielle : Rien ne se passe pour le corps pur concerné.
2. La pression partielle augmente, devenant supérieure à \(p_{\text{sat}}\) : Le gaz se condense jusqu'à réduire la pression partielle à la pression de vapeur saturante. Cette condensation libère de la chaleur, augmente la température, et donc la pression de vapeur saturante, ce qui contribue à l'équilibre.
3. La pression partielle diminue, devenant inférieure à \(p_{\text{sat}}\) : Le liquide passe à l'état gazeux jusqu'à augmenter la pression partielle au niveau de la pression de vapeur saturante.
Ces interactions illustrent comment même des changements mineurs dans les conditions environnementales peuvent entraîner des réponses significatives dans le comportement physique des substances.
La compréhension approfondie de la pression de vapeur saturante et des principes associés reste essentielle tant pour les applications industrielles que pour les recherches académiques. En intégrant ces concepts thermodynamiques fondamentaux dans divers champs tels que l'ingénierie chimique ou encore l'étude climatique, il devient possible d'anticiper et d'exploiter efficacement les phénomènes liés aux changements d'état des matières.
[1] https://fr.wikipedia.org/wiki/Pression_de_vapeur_saturante
[2] https://www.samaterials.fr/blog/vapor-pressure-basics-and-examples.html
[3] https://fr.wikipedia.org/wiki/Vapeur_d%27eau
[4] https://www.iutenligne.net/rsc/rsc-public/chimie/valls/chimie-11cg1%20-%20copie/clapeyron_savoirs_formule.htm
[5] https://aqualab.com/fr/learn/water-activity-definition
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