La pression de vapeur est la pression partielle de la vapeur d'un corps présent également sous forme liquide (ou solide). Lorsque le système est à l'équilibre (les proportions relatives de gaz et liquide ou solide ne varient pas), la pression de vapeur est dite "saturante".

Lorsque l'on est hors équilibre :

• si la pression de vapeur est inférieure à la pression de vapeur saturante, une portion de liquide passe sous forme gazeuse (évaporation, vaporisation) ;
• si la pression de vapeur est supérieure à la pression de vapeur saturante, une portion de la vapeur passe sous forme liquide (liquéfaction, condensation).

Notes : tant que la température est inférieure à la température d'ébullition, la pression atmosphérique est supérieure à la pression de vapeur saturante, donc à la pression pour laquelle les deux phases de l'eau : vapeur d'eau et eau liquide peuvent coexister en équilibre. Une hypothétique bulle de vapeur d'eau au sein du liquide serait donc automatiquement retransformée en liquide. Ce n'est que lorsque la température d'ébullition de l'eau est atteinte qu'une bulle de vapeur d'eau peut exister durablement au sein du liquide...
Voilà pourquoi à l'égalité de la pression de vapeur saturante et de la pression atmosphérique correspond la température d'ébullition.

Quand le dégazage se produit-il ?
L'eau contient en solution des gaz dissouts. C'est grâce, en particulier à l'oxygène dissout dans l'eau, que les poissons peuvent respirer. La solubilité de ces gaz dans l'eau diminuant avec la température, lorsqu'on chauffe l'eau, ces gaz repassent peu à peu sous forme gazeuse, d'où l'apparition de bulles avant d'arriver à la température d'ébullition de l'eau.
[A titre d'exemple, à 5°C, la solubilité de l'oxygène dans l'eau est de 12,7 mg/L environ, à 10°C elle est de 11,2 mg/L, à 50°C elle est de 5,5 mg/L, et à 80°C de 2,8 mg/L. On voit donc que, pour une eau initialement à une dizaine de degrés celsius la moitié de l'oxygène dissout a déjà disparu lorsqu'on atteint 50°C, soit bien avant l'ébullition de l'eau].
Si on fait bouillir de l'eau, faisant ainsi disparaître les gaz dissouts, et qu'on la refroidit avant de la refaire bouillir, l'apparition des premières bulles sera retardée (sous condition que l'on n'ait pas attendu trop longtemps entre les deux opérations et que l'on n'ait pas non plus agité l'eau. L'agitation, en effet, accélèrerait la dissolution de gaz dans l'eau bouillie refroidie).

A la température d'ébullition (Teb) d'un liquide, sa pression de vapeur est donc égale à la pression totale au dessus du liquide (pression atmosphérique pour un système ouvert). C'est ainsi que pour l'eau pure (sans sels dissous) la température d'ébullition est de 100 °C (373,15 K) sous une pression atmosphérique "normale" de 101325 Pa (1013,25 hPa),
[ lien interne explicatif de cette valeur ].

Température d'ébullistion de l'eau en fonction de la pression de l'atmosphère :


Par exemples (Température d'ébulition, T_eb.) ,
- au sommet du Mont Blanc (4 808,7 m) : P = 554 hPa, T_eb = 86 °C environ,
- au sommet de l'Everest (8848 m) : P = 320 hPa, T_eb = 70 °C environ,
- à 15 km d'altitude : P = 120 hPa environ, T_eb = 50 °C environ.

Surchauffe :
Les liquides purs ont une température d'ébullition constante, mais lorsque l'ébullition ne "démarre pas"*, la température du liquide s'élève au-dessus de la température d'ébullition : c'est le phénomène de surchauffe. L'ébullition peut survenir de façon brusque et entrainer des projections de liquide. Et souvent une fluctuation de température survient :

Nota : on peut empécher ou diminuer le phénomène en introduisant des copeaux de Teflon dans le liquide.
*Pour qu\'il y ait début d\'ébullition, des petites bulles extrêmement fines (noyaux de croissance), doivent se former au sein du liquide.

Salinité :
Pour chaque température, la pression de vapeur d'une solution diminue par la présence d'un soluté, et une solution doit donc être plus chaude pour bouillir.
La diminution de la pression de vapeur des solutions diluées est une fonction de la composition quantitative de la solution, et ne dépend pas de sa nature. On peut donc s'attendre à la même chose pour pour l'augmentation de la température d'ébullition. En fait, on peut démontrer que dans les solutions diluées, l'augmentation de la température d'ébullition est proportionnelle à la molalité (m) du soluté (en supposant le soluté non volatil).
Remarque : ne pas confondre la molalité avec la molarité M !
(voir les termes chimiques sur ce lien).

Soit,

avec,
DTeb : augmentation de la température d'ébullition ( Teb [solution] - Teb [solvant pur] ), en °C,
Keb : constante molale d'élévation de la température d'ébullition, ou constante de proportionnalité (°C m^-1),
m : molalité (en moles/kg de soluté).

Nota : la valeur de Keb ne dépend que du solvant et représente l'augmentation de la température d'ébullition causée par l'addition d'une mole de soluté à un kg de solvant (si la solution est idéale).
NOTA : la valeur de Keb pour l'eau est de 0,512 °C m^-1

Exemple :
une quantité de 15 g de sel pur NaCl (chlorure de sodium, de masse molaire 58,5 g mol^-1) est dissoute dans 500 g d'eau pure.
On calcule la température d'ébullition "normale" de la solution (considérée comme idéale) :
soit, :
nombre de moles NaCl > 15/58,5 = 0,2564 mol,
molalité > 0,2564 mol/0,5 kg = 0,5128 m,
et, DTeb > (0,512 x 0,5128) = 0,26 °C,
donc, température d'ébullition normale de cette solution > (100°C + 0,26) = 100,26°C.

Remarque : la proportionnalité qui existe entre la molalité et l'augmentation de la température d'ébullition permet de déterminer la masse molaire approximatives des solutés (substances non volatiles).