Pour que les molécules d’un liquide s’évaporent, il faut qu’elles soient situées près de la surface, qu’elles se déplacent dans la bonne direction et qu’elles aient une énergie cinétique suffisante pour surmonter les forces intermoléculaires de la phase liquide. Lorsque seule une petite proportion des molécules répond à ces critères, le taux d’évaporation est faible. Comme l’énergie cinétique d’une molécule est proportionnelle à sa température, l’évaporation est plus rapide à des températures plus élevées. Comme les molécules qui se déplacent le plus rapidement s’échappent, les molécules restantes ont une énergie cinétique moyenne plus faible, et la température du liquide diminue. Ce phénomène est également appelé refroidissement par évaporation. L’évaporation a également tendance à être plus rapide lorsque le débit entre la phase gazeuse et la phase liquide est plus élevé et que la pression de vapeur des liquides est plus élevée. Par exemple, le linge suspendu à une corde à linge séchera (par évaporation) plus rapidement par temps venteux que par temps calme. Les trois éléments clés de l’évaporation sont la chaleur, la pression atmosphérique (qui détermine le pourcentage d’humidité) et le mouvement de l’air.
Au niveau moléculaire, il n’y a pas de frontière stricte entre l’état liquide et l’état de vapeur. Au lieu de cela, il existe une couche de Knudsen, où la phase est indéterminée. Comme cette couche n’est épaisse que de quelques molécules, à l’échelle macroscopique, on ne peut pas voir une interface de transition de phase claire.
Les liquides qui ne s’évaporent pas visiblement à une température donnée dans un gaz donné (par exemple, l’huile de cuisson à température ambiante) ont des molécules qui n’ont pas tendance à se transférer de l’énergie les unes aux autres selon un schéma suffisant pour donner fréquemment à une molécule l’énergie thermique nécessaire pour se transformer en vapeur. Cependant, ces liquides s’évaporent. C’est juste que le processus est beaucoup plus lent et donc nettement moins visible.
Equilibre évaporatif
Si l’évaporation a lieu dans un endroit clos, les molécules qui s’échappent s’accumulent sous forme de vapeur au-dessus du liquide. Un grand nombre de ces molécules retournent dans le liquide, les molécules de retour devenant plus fréquentes à mesure que la densité et la pression de la vapeur augmentent. Lorsque le processus d’échappement et de retour atteint un équilibre, on dit que la vapeur est « saturée » et qu’il n’y aura plus de changement dans la pression et la densité de la vapeur ou dans la température du liquide. Pour un système constitué de vapeur et de liquide d’une substance pure, cet état d’équilibre est directement lié à la pression de vapeur de la substance, comme le donne la relation de Clausius-Clapeyron :
ln ( P 2 P 1 ) = – Δ H v a p R ( 1 T 2 – 1 T 1 ) {\displaystyle \ln \left({\frac {P_{2}}{P_{1}}}\right)=-{\frac {\Delta H_{vap}}{R}}\left({\frac {1}{T_{2}}-{\frac {1}{T_{1}}}\right)}
où P1, P2 sont les pressions de vapeur aux températures T1, T2 respectivement, ΔHvap est l’enthalpie de vaporisation et R est la constante universelle des gaz. Le taux d’évaporation dans un système ouvert est lié à la pression de vapeur trouvée dans un système fermé. Si un liquide est chauffé, lorsque la pression de vapeur atteint la pression ambiante, le liquide bout.
La capacité d’une molécule d’un liquide à s’évaporer repose en grande partie sur la quantité d’énergie cinétique qu’une particule individuelle peut posséder. Même à des températures plus basses, les molécules individuelles d’un liquide peuvent s’évaporer si elles possèdent plus que la quantité minimale d’énergie cinétique requise pour la vaporisation.
La pression de vapeur atteint la pression ambiante.