Fiche explicative de la leçon: Pression de vapeur Chimie

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à expliquer la pression de vapeur et les facteurs qui l’influencent ainsi que sa relation avec le point d’ébullition.

Imaginons un récipient fermé contenant du liquide, tel qu’un bocal d’eau étanche, à température ambiante. En regardant le bocal, on peut penser que rien ne se passe avec les molécules d’eau se trouvant à l’intérieur. Cependant, il y a un équilibre dynamique dans le bocal entre le processus de vaporisation et de condensation de l’eau.

La vaporisation se produit lorsque des molécules s’échappent de la phase liquide et se transforment en vapeur, car ces molécules ont suffisamment d’énergie cinétique pour vaincre les forces intermoléculaires qui maintiennent les molécules ensemble dans la phase liquide. À n’importe quelle température, même à température ambiante, certaines molécules pourront toujours se vaporisentr de l’eau liquide.

En même temps, certaines des molécules d’eau se condensent dans la phase liquide lorsqu’elles perdent de l’énergie et entrent en collision avec la surface du liquide. Cela crée un équilibre dans le bocal, entre les processus de vaporisation et de condensation. Il y a une quantité relativement constante de vapeur au-dessus de la surface de l’eau car les taux de vaporisation et de condensation sont essentiellement équivalents.

Tout gaz exercera une pression sur une surface. Par exemple, la pression atmosphérique est due aux gaz dans l’air, exerçant une pression sur une surface. La vapeur dans le bocal exerce une pression sur la surface du liquide, appelée pression de vapeur.

La pression de vapeur dans le bocal d’eau sera constante tant que l’équilibre dans le bocal n’est pas perturbé. Cependant, plusieurs facteurs peuvent avoir une influence sur la pression de vapeur.

Si nous augmentons la température du bocal d’eau, davantage de molécules d’eau auront suffisamment d’énergie cinétique pour s’échapper de la phase liquide et entrer dans la phase vapeur (gazeuse). Cela entraînera une augmentation de la pression de vapeur, car il y a plus de molécules d’eau dans la phase vapeur.

L’augmentation de la température continue d’augmenter la pression de vapeur jusqu’à ce que la pression de vapeur devienne égale à la pression à l’extérieur du récipient. À ce stade, l’eau a atteint son point d’ébullition et commence à bouillir. Si le récipient est ouvert plutôt que fermé, l’eau bout lorsque la pression de vapeur est égale à la pression atmosphérique.

La température d’ébullition d’un liquide peut être utilisée pour indiquer la pureté de ce liquide. Si le point d’ébullition normal d’un liquide est égal au point d’ébullition mesuré, alors le liquide est pur. Cependant, si le point d’ébullition normal est différent du point d’ébullition mesuré, alors le liquide contient probablement des impuretés.

L’identité du liquide affectera également la pression de vapeur car l’intensité des forces intermoléculaires entre les molécules d’un liquide affecte la vitesse de vaporisation. Si les forces intermoléculaires sont faibles, il faudra moins d’énergie pour que les molécules de cette substance se transforment en vapeur. Par conséquent, lorsque l’on compare la pression de vapeur de deux substances à la même température, la substance avec des forces intermoléculaires plus faibles aura une pression de vapeur plus élevée.

Cela explique également la différence entre les points d’ébullition des liquides. Si un liquide a une pression de vapeur plus élevée, la température du liquide n’aura pas besoin de croître autant pour que la pression de vapeur pour atteigne la pression externe. En d’autres termes, les substances avec des forces intermoléculaires faibles auront des pressions de vapeur élevées et des points d’ébullition plus bas.

Par exemple, comparons l’eau et le brome. Le brome a une pression de vapeur de 0,3 atm à et bout à . L’eau a une pression de vapeur de 0,03 atm à et bout à . Les molécules de brome subissent des forces de dispersion de London relativement faibles, tandis que les molécules d’eau sont soumises aux interactions intermoléculaires plus fortes de la liaison hydrogène. Cette différence entre les forces d’attraction intermoléculaires explique pourquoi le brome a une pression de vapeur plus élevée et un point d’ébullition plus bas que l’eau.

Exemple 1: Déterminer quel liquide aura la plus grande pression de vapeur selon la formule développée plane

Lequel des liquides suivants aurait la plus grande pression de vapeur à  ? 

Réponse

La pression de vapeur d’un liquide est la pression d’équilibre exercée par la vapeur sur la surface de la phase liquide. Cette vapeur au-dessus de la surface du liquide est produite par le procédé de vaporisation. Les substances ayant des forces intermoléculaires plus faibles se vaporisent plus facilement, ce qui les amène à avoir une valeur de pression de vapeur relativement élevée. Par conséquent, le liquide ayant la plus grande pression de vapeur sera celui qui a les forces intermoléculaires les plus faibles.

Les structures A, B et C ont toutes un atome d’hydrogène lié à un atome d’oxygène, ce qui signifie qu’il y aura une liaison hydrogène entre les molécules de ces liquides. La liaison hydrogène est une force intermoléculaire extrêmement forte, de sorte que ces liquides doivent avoir une pression de vapeur plus basse que les liquides qui ne peuvent pas former de liaisons hydrogène. Les structures D et E n’ont pas de liaisons hydrogène, elles doivent être maintenues ensemble avec des forces intermoléculaires plus faibles que les structures A, B ou C.

Les structures D et E ont toutes les deux une liaison polaire , donc elles présentent des interactions intermoléculaires dipôle-dipôle similaires. De plus, les liquides ont des forces de dispersion de London, qui sont présentes entre toutes les molécules liées par covalence. La force des forces de dispersion de London dépend des valeurs de la masse moléculaire. Les molécules plus lourdes sont soumises à des forces de dispersion de London plus intenses et les molécules plus légères sont soumises à des forces de dispersion de London plus faibles. La structure D est plus lourde que la structure E. La molécule de structure D devrait avoir des forces d’attraction intermoléculaires plus intenses que la molécule de structure E.

La molécule de structure E doit avoir la plus grande pression de vapeur parce qu’elle est soumise aux forces d’attraction intermoléculaires les plus faibles. Ainsi, la bonne réponse est E.

La pression de vapeur d’une substance peut être liée à sa volatilité. La volatilité d’une substance exprime sa capacité à se vaporiser. Il n’existe aucune mesure quantitative de la volatilité, mais nous pouvons observer certaines tendances et relations entre la volatilité, la pression de vapeur et le point d’ébullition.

Plus une substance est volatile, plus sa pression de vapeur est élevée à une température donnée. Une substance volatile aura donc une pression de vapeur élevée et se vaporisera facilement. Une substance très volatile a généralement un point d’ébullition bas.

Le tableau ci-dessous indique la pression de vapeur de plusieurs liquides à une température de . Les données dans le tableau indiquent que l’éther diéthylique a la plus grande pression de vapeur à la température donnée et est donc le plus volatil. De plus, l’éther diéthylique a également le point d’ébullition le plus bas parmi les liquides cités dans le tableau.

Par contre, la pression de vapeur de l’éthylène glycol est très faible ; il s’agit donc d’une substance relativement peu volatile.

On pourrait penser que l’aire de la surface aura un impact sur la pression de vapeur d’un liquide car la vitesse de vaporisation est plus élevée lorsque l’aire de la surface est plus grande. Cependant, l’aire de la surface n’a aucun effet sur la pression de vapeur. L’augmentation de l’aire augmente également la vitesse de condensation car les molécules de vapeur peuvent entrer en collision avec une plus grande surface du liquide. La pression de vapeur reste la même au fur et à mesure que l’aire de la surface augmente car les taux de vaporisation et de condensation augmentent à la même vitesse.

Le dernier facteur qui affecte la pression de vapeur d’un liquide est la présence d’un soluté, tel qu’un sel. Lorsqu’un soluté non volatile est dissous dans un solvant, les propriétés de la solution diffèrent de celles du solvant pur. Ces propriétés sont collectivement appelées propriétés colligatives et comprennent l’abaissement de la pression de vapeur, l’élévation du point d’ébullition et l’abaissement du point de congélation. Les propriétés colligatives sont affectées par le rapport entre le nombre de particules de soluté et le nombre de particules de solvant.

Les particules de soluté interfèrent avec la capacité des molécules de solvant à s’échapper de la phase liquide, ce qui tend à diminuer la pression de vapeur.

La pression de vapeur diminue progressivement au fur et à mesure que de nouvelles particules sont ajoutées à un liquide. Cela signifie que les substances auront une pression de vapeur faible si elles contiennent une forte concentration d’une substance non électrolytique telle qu’un sucre monosaccharide ou disaccharide. Les substances auront des valeurs de pression de vapeur encore plus basses si elles contiennent la même concentration d’une substance qui peut se dissoudre dans l’eau parce que la substance peut se dissocier en un plus grand nombre de particules.

Les propriétés colligatives, telles que l’abaissement de la pression de vapeur, sont également affectées par le fait que le soluté soit un électrolyte ou un non-électrolyte. La saccharose, le chlorure de sodium (), et le chlorure de calcium () se dissolvent tous dans l’eau. Cependant, en tant que non-électrolyte, lorsque le saccharose est dissous dans l’eau, une seule particule est produite. En d’autres termes, le saccharose ne se dissocie pas en ions ; 1 mole de saccharose va produire 1 mole de saccharose.

Quand un électrolyte fort tel que est dissous dans l’eau, chaque mole de se dissout pour produire 2 moles d’ions en solution : 1 mole d’ions et 1 mole d’ions . Par rapport au saccharose, la dissolution de produit deux fois plus de particules de soluté en abaissant ainsi la pression de vapeur beaucoup plus que le saccharose.

est un autre électrolyte fort. Cependant, la dissolution de 1 mole de dans l’eau va produire 3 moles d’ions : 1 mole d’ions et 2 moles d’ions . En conséquence, la pression de vapeur sera abaissée plus que pour .

En général, l’abaissement de la pression de vapeur est plus prononcé pour les électrolytes que pour les non-électrolytes.

Voyons d’abord comment des concentrations plus élevées d’un sucre soluble peuvent affecter la pression de vapeur, puis nous pourrons regarder également les sels solubles. Commençons avec deux solutions de saccharose, une de concentration 1 mol/L et une de concentration 2 mol/L. La pression de vapeur sera plus basse dans la solution de saccharose 2 mol/L car celle-ci contient une concentration plus élevée de particules de saccharose que la solution 1 mol/L. Il y a une concentration plus élevée de molécules de sucre dans la solution de saccharose à 2 mol/L, ce qui perturbe davantage les processus de vaporisation et de condensation à l’interface eau-air.

Maintenant, comparons une solution de saccharose à 1 mol/L avec une solution à 1 mol/L de . Les solutions ont la même concentration de solutés, mais le saccharose ne se dissocie pas en solution, alors que se dissocie en ions de sodium () et chlorure (). La solution à 1 mol/L de a deux fois plus de particules de soluté que la solution de saccharose à 1 mol/L. Nous pouvons utiliser cette information pour déduire que la pression de vapeur sera plus faible dans la solution à 1 mol/L de et plus élevée dans la solution de saccharose à 1 mol/L.

Exemple 3: Identifier la solution avec la concentration la plus élevée de soluté compte tenu des pressions de vapeur

Le graphique ci-dessous montre la pression de vapeur en fonction de la température pour trois solutions de et pour l’eau pure.

Quelle solution a concentration la plus élevée ? 

1. la solution A
2. la solution B
3. la solution C

Réponse

La pression de vapeur d’un liquide est la pression d’équilibre exercée par la vapeur sur la surface de la phase liquide. Cette vapeur au-dessus de la surface du liquide est produite par le processus de vaporisation. Lorsqu’un soluté, tel que , est ajouté à un liquide, les particules de soluté interfèrent avec le processus de vaporisation, en diminuant la pression de vapeur du liquide. Nous pouvons le voir sur le graphique de l’exercice : la pression de vapeur pour les trois solutions de est inférieure à la pression de vapeur d’eau pure à toutes les températures.

Une concentration plus élevée de soluté diminue la pression de vapeur par une quantité plus importante. Par conséquent, la solution de avec la concentration la plus élevée correspond à la courbe avec la pression de vapeur la plus basse. La courbe avec la pression de vapeur la plus basse correspond à la solution C, donc la solution C a la concentration de la plus élevée.

Lorsque la pression de vapeur diminue en raison de l’ajout d’un soluté, la solution doit être chauffée à une température plus élevée pour que la pression de vapeur soit égale à la pression externe ou atmosphérique. En d’autres termes, ajouter un soluté augmentera le point d’ébullition d’un liquide ; c’est ce qu’on appelle l’élévation du point d’ébullition.

L’élévation du point d’ébullition est affectée par le fait que le soluté soit un électrolyte ou pas, et par le nombre de moles d’ions produits lorsque le soluté se dissout. Une mole d’un non-électrolyte, comme le saccharose, produira une mole de molécules de saccharose lorsqu’elle est dissoute dans l’eau. Cependant, une mole d’un électrolyte tel que , produira 2 moles d’ions lorsqu’elle est dissoute dans l’eau. En conséquence, on s’attend à ce que l’élévation du point d’ébullition pour une solution contenant 1 mole de soit deux fois plus grande que pour une solution contenant 1 mole de saccharose. De même, une solution contenant une mole de devrait élever le point d’ébullition par une quantité trois fois plus grande que pour une mole de saccharose.

Le nombre de particules présentes dans une solution est également affecté par la concentration du soluté, et ainsi, nous nous attendons à ce que l’élévation du point d’ébullition soit directement proportionnelle au nombre de particules de soluté dans la solution. Le tableau ci-dessous indique les points d’ébullition attendus pour l’eau pure et les solutions aqueuses contenant différents électrolytes.

On peut calculer cette augmentation du point d’ébullition en utilisant l’équation où est la variation du point d’ébullition, est la constante ébullioscopique (qui a une valeur spécifique dépendant de l’identité du solvant), est la molalité du soluté, et est le facteur de van ’t Hoff, qui est égal au nombre de particules dans lesquelles le soluté se dissocie.

L’introduction d’un soluté dans un liquide a également un effet sur le point de congélation. Lorsqu’une substance gèle, des particules liquides se rapprochent pour former un solide. Lorsqu’un soluté est ajouté, les particules de soluté interfèrent avec ce processus, qui a pour effet d’abaisser le point de congélation d’une substance. C’est ce qu’on appelle l’abaissement du point de congélation.

L’abaissement du point de congélation est également affecté par le fait que le soluté soit un électrolyte ou un non-électrolyte et par le nombre de moles d’ions produits lorsque le soluté se dissout.

On s’attend donc à ce que l’abaissement du point de fusion pour une solution contenant 1 mole de soit deux fois plus grand que pour une solution contenant 1 mole de saccharose. De même, pour solution contenant 1 mole de on s’attend à une diminution de son point de fusion trois fois plus grande que pour une 1 mole de saccharose.

Le nombre de particules présentes dans une solution est également affecté par la concentration de soluté, et ainsi, on s’attend à ce que l’abaissement du point de congélation soit directement proportionnel au nombre de particules de soluté dans la solution. Le tableau ci-dessous indique les points de fusion attendus pour l’eau pure et les solutions aqueuses contenant différents électrolytes.

C’est la raison pour laquelle les routes sont salées en hiver dans les zones où la neige est fréquente. Le sel diminue le point de congélation de l’eau sur les routes, empêchant la formation de glace.

On peut calculer la diminution du point de congélation en utilisant l’équation où est la variation du point de congélation, est la constante ébullioscopique (qui a une valeur spécifique dépendant de l’identité du solvant), est la molalité du soluté, et est le facteur de van’t Hoff.

Par exemple, le point de congélation de l’eau est  ; si l’on ajoute 1 mole de saccharose non électrolytique à 1‎ ‎000 g d’eau, le point de congélation baissera à . Cependant, si l’on ajoute 1 mole de électrolytique à 1‎ ‎000 g d’eau, 2 moles d’ions seront produits. Par conséquent, le point de congélation devrait être deux fois plus bas que celui du saccharose. Le point de congélation serait donc abaissé de , et le point de congélation serait ainsi de . De même, nous nous attendrions à ce que la baisse du point de congélation de 1 mole de ajoutée à 1‎ ‎000 g d’eau soit trois fois inférieur à celui de 1 mole de saccharose.

La pression de vapeur d’une substance peut être mesurée à l’aide d’un appareil appelé manomètre, qui consiste en un tube en verre recourbé contenant un liquide. Le liquide à l’intérieur d’un manomètre est généralement du mercure car le mercure a une pression de vapeur incroyablement basse, ce qui signifie qu’il aura peu ou pas d’effet sur le résultat de la mesure.

Il y a plusieurs façons de monter un manomètre pour mesurer la pression de vapeur. Une configuration expérimentale habituelle est illustrée sur le schéma ci-dessous. Sur cette figure, une extrémité du manomètre est ouverte à l’atmosphère et l’autre extrémité est reliée à un récipient sphérique.

L’air remplira le récipient sphérique s’il n’est pas rempli d’un autre type de liquide. L’air exercera une pression sur le mercure d’un côté, tandis que l’atmosphère exerce une pression de l’autre côté. Les niveaux de mercure du côté droit et du côté gauche seront à la même hauteur parce que la pression de l’atmosphère est égale à la pression de l’air à l’intérieur du récipient sphérique.

Si le récipient est ensuite rempli d’un liquide, la pression de la vapeur sera ajoutée à la pression de l’air qui était dans le récipient. Par conséquent, la pression de ce côté-là du manomètre est supérieure à la pression du côté ouvert à l’atmosphère. Cela fera que le mercure dans le manomètre monte du côté ouvert à l’atmosphère.

L’équation suivante montre la relation entre la pression et la hauteur du liquide : 

Ici, est la pression, est la masse volumique du liquide, est l’accélération de la pesanteur, et est la hauteur du liquide. Cela signifie que nous pouvons utiliser la différence entre les hauteurs du mercure des deux côtés du manomètre pour déterminer la pression de vapeur du liquide.

Exemple 5: Déterminer quel manomètre indique l’échantillon de liquide ayant la température la plus élevée

L’image ci-dessous montre trois manomètres, chacun contenant un échantillon d’acide éthanoïque. Pour quel manomètre la température de l’acide éthanoïque est-elle la plus élevée ? 

1. A
2. B
3. C

Réponse

Les manomètres sont des dispositifs qui peuvent être utilisés pour mesurer la pression d’un échantillon. Le manomètre est constitué d’un tube en verre recourbé rempli de liquide, généralement du mercure. Il existe plusieurs configurations expérimentales pour les manomètres. Sur la figure ci-dessus, le manomètre est fixé à un ballon (à gauche) contenant l’échantillon d’acide éthanoïque. Le manomètre est ouvert à l’atmosphère, à droite. Dans le ballon, il y a une certaine quantité d’air ainsi que de la vapeur d’éthanoïque due à la vaporisation de l’acide éthanoïque.

La pression des gaz des deux côtés du liquide va appuyer sur le liquide, poussant le liquide à vers le haut d’un côté du tube. Quel que soit le côté ayant la plus grande pression, il poussera davantage sur le liquide dans le manomètre, ce qui fera monter le liquide de l’autre côté du tube. Puisque les trois manomètres montrent le liquide qui monte du côté droit du tube, qui est ouvert à l’atmosphère, nous savons que la pression à l’intérieur du ballon dans les trois manomètres est supérieure à la pression atmosphérique.

Nous devons déterminer quel manomètre contient l’échantillon d’acide éthanoïque ayant la température la plus élevée. Lorsque la température augmente, plus d’acide éthanoïque se vaporise, ce qui augmente la quantité de vapeur d’acide éthanoïque dans le ballon. Davantage de vapeur d’acide éthanoïque conduira à une plus grande pression dans le ballon. Cela signifie que le manomètre qui indique la pression la plus élevée dans le ballon sera celui avec la température la plus élevée.

En regardant les schémas ci-dessus, nous pouvons voir que le manomètre C doit avoir la plus grande pression dans le ballon car les gaz dans le ballon ont poussé le liquide vers le haut du côté droit du tube. Cela signifie que le manomètre C contient l’acide éthanoïque à la température la plus élevée, alors C est la bonne réponse.