Cette question est liée à la question « comment les choses peuvent-elles s’évaporer en dessous de leur point d’ébullition ? » que nous recevons souvent. Et c’est une bonne question, car elle souligne que la façon dont nous enseignons les phases de la matière aux étudiants avant le collège n’est pas toute l’histoire. Donc pour commencer, oubliez tout ce que vous pensiez savoir sur les différentes phases de la matière…

Ok, commençons par une petite tangente pour donner quelques informations connexes importantes : Dans les gaz, il y a un concept connu sous le nom de « pression partielle ». Cela signifie que, pour de nombreux concepts et calculs, vous pouvez traiter chaque gaz individuel dans un mélange de gaz comme s’il était seul. Voici un exemple concret : L’air sec est composé (en gros) de 80 % d’azote et de 20 % d’oxygène, et sa pression est d’environ 15 livres par pouce carré (PSI) au niveau de la mer. Cela signifie que la pression partielle de l’azote est de 12 PSI (80% de 15) et que la pression partielle de l’oxygène est de 3 PSI (20% de 15). Les humains ont besoin d’oxygène pour respirer, et nous pouvons respirer facilement dans l’air normal au niveau de la mer, avec cette pression de 100 hPa. Cependant, nous pourrions respirer tout aussi facilement si nous respirions de l’oxygène à 100 % à une pression de seulement 3 PSI. C’est parce que le transfert de l’oxygène dans nos poumons ne dépend que de la pression partielle de l’oxygène, qui est la même dans chaque cas.

Ok, assez parlé de la pression partielle, ce n’est que tangentiellement lié. Maintenant, passons à l’explication :

On nous apprend à l’école que les solides restent solides en dessous du point de congélation, et que les liquides restent liquides entre les points de fusion et d’ébullition. C’est un mensonge éhonté. Toute substance solide ou liquide qui est exposée à un gaz ou au vide existe également sous forme de vapeur, à toutes les températures. La quantité de vapeur est décrite par une quantité appelée la pression de vapeur. Pour l’eau liquide, la pression de vapeur est la pression partielle à laquelle le liquide et la vapeur sont en équilibre : il n’y a plus d’évaporation nette lorsque la pression partielle de la vapeur d’eau entourant l’eau liquide est égale à la pression de vapeur. Pour l’eau solide (glace), l’image est la même, mais remplacez « liquide » par « solide », et « évaporation » par « sublimation ».

(note : je vais parler de l’eau pour cette explication afin de garder une formulation plus simple, mais gardez juste à l’esprit que tout ce que je dis à partir de maintenant sur l’eau s’applique à peu près à toutes les autres substances dans le monde)

La pression de vapeur n’est pas une valeur constante. Elle varie selon une formule dont beaucoup d’étudiants en météorologie font des cauchemars : la relation Clausius-Clapeyron. Les détails ne sont pas importants : ce qui est important, c’est que la pression de vapeur augmente avec l’augmentation de la température. Des températures plus chaudes signifient que plus d’eau peut exister sous forme de vapeur.

Il y a un exemple de pression de vapeur utilisé tous les jours que vous connaissez probablement déjà : l’humidité relative. Lorsque la météo annonce que l’humidité relative est de 80%, cela signifie que la pression partielle de la vapeur d’eau déjà présente dans l’atmosphère est de 80% de la pression de vapeur saturée pour cette température. Si la température baisse, mais que la quantité de vapeur d’eau reste la même, l’humidité relative augmente. Et si la température baisse suffisamment, la pression partielle de l’eau dans l’atmosphère sera égale à la pression de vapeur : une humidité relative de 100%. Tout refroidissement supplémentaire signifie qu’il y aura de la condensation, ou si la température est inférieure à 0 degré C (32 degrés F), du givre solide se déposera sur les surfaces.

Alors, pourquoi le diagramme de phase de l’eau parle-t-il toujours de la nécessité d’une pression super basse pour la sublimation ? Eh bien, c’est plus facile à expliquer si vous pensez d’abord à l’ébullition. Je veux dire, pensez-y une seconde : pourquoi, s’il y a cette augmentation régulière de la quantité d’une substance qui s’évapore, est-ce qu’elle atteint une certaine température et soudainement tout bout ?

C’est facile ! Le point d’ébullition d’un liquide est la température à laquelle la pression de vapeur est égale à la pression atmosphérique totale. Donc, même si votre pièce n’est remplie que de vapeur d’eau, à moins d’augmenter la pression de votre environnement, la pression partielle de l’eau dans votre environnement va être inférieure à la pression de vapeur, donc tout votre liquide va se transformer en gaz par ébullition. À titre d’information, c’est la raison pour laquelle le point d’ébullition de l’eau est plus bas en altitude : la pression de l’air est plus basse, donc la température à laquelle la pression de vapeur de l’eau est égale à la pression ambiante sera également plus basse. Et si vous allez vers des pressions ambiantes de plus en plus basses, comme disons, la surface de Mars, finalement la pression est si basse que la pression de vapeur de l’eau est égale à la pression ambiante même en dessous de 0C (32F), donc l’eau ne peut même pas être assez chaude pour se transformer en liquide avant de se sublimer !

Donc, en mettant tout cela ensemble dans une réponse pour votre question : L’eau n’a pas besoin d’atteindre son « point d’ébullition » pour s’évaporer, ni d’être à des pressions vraiment basses pour se sublimer. L’eau renversée va toujours s’évaporer un peu, et un bloc de glace va toujours se sublimer un peu (laissez un glaçon dans un congélateur pendant plusieurs mois dans un endroit sec, et vous le verrez rétrécir !), puisque la pression partielle de la vapeur d’eau dans l’air est presque toujours inférieure à la pression de vapeur de l’eau (À moins, bien sûr, que ce soit une journée très humide avec 100% d’humidité, auquel cas votre eau renversée restera juste là).

Et enfin, un tl;dr :

  • Toutes les substances liquides (solides) s’évaporent (se subliment) jusqu’à saturer l’air qui les entoure (bien qu’il ne soit pas nécessaire qu’il y ait de l’air pour que cela se produise) ; la quantité qui peut s’évaporer (se sublimer) dépend de la température.

J’ai commencé ce billet en l’adaptant à partir d’un ancien billet que j’ai rédigé il y a quelque temps, et il s’est avéré un peu plus difficile à adapter tout en restant compréhensible. Si vous avez des questions complémentaires, n’hésitez pas à m’en faire part !

Quelques ressources supplémentaires :

  • Cours accéléré sur les pressions partielles et la pression de vapeur
  • Le processus Bergeron : nous devons la plupart des précipitations qui tombent dans le monde au fait qu’il y a une grande différence entre les pressions de vapeur de la glace et de l’eau liquide.
  • La pression de vapeur expliquée par un Texan (une explication plus concise et peut-être meilleure que la mienne)
  • Un exemple concret : les vallées sèches de McMurdo en Antarctique. Même si la région ne dépasse presque jamais le point de congélation, il n’y a que de la roche nue, car toute neige qui tombe se sublime rapidement dans les conditions extrêmement sèches.
  • Autre exemple du monde réel : les aliments lyophilisés sont abaissés à des températures de congélation, puis placés sous vide pour accélérer le processus de sublimation.

*Modifié pour ajouter quelques autres exemples du monde réel

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