Que l’on parle d’ébullition ou d’évaporation, le résultat est le même à nos yeux: des molécules à l’état liquide sont physiquement transformées en molécules à l’état gazeux. Alors pourquoi donc dire que l’eau bout à 100 °C et que le linge sèche (l’eau s’évapore) déjà à température ambiante?

Pour passer de l’état liquide à l’état gazeux, les molécules doivent acquérir suffisamment d’énergie pour s’échapper du liquide. Cette énergie (cinétique) confère de l’agitation aux molécules dans le liquide. Dès que l’agitation est suffisante, les molécules qui se trouvent à la surface du liquide sont celles qui peuvent s’en échapper le plus facilement, sous forme individuelle c’est-à-dire gazeuse. Ce processus s’appelle évaporation et il prend naissance à toute température, mais à des vitesses différentes : par exemple, l’eau s’évapore plus rapidement à température élevée (le linge sèche plus vite en été qu’en hiver), mais si l’on a suffisamment de patience, le linge sèchera – très lentement certes – même lorsque la température est inférieure à 0 °C (il faut, dans ce cas, que l’eau passe de l’état solide à l’état liquide puis à l’état gazeux). Par ailleurs, l’évaporation de l’eau a lieu tant que l’air au-dessus du liquide n’est pas encore saturé de molécules d’eau à l’état gazeux. Bien évidemment, toutes les substances liquides ne s’évaporent pas à la même vitesse : Par exemple, à une température donnée, l’acétone s’évapore plus rapidement que l’alcool, qui s’évapore plus rapidement que l’eau ; ceci est dû à la nature même de ces molécules, et donc à l’énergie qu’elles requièrent pour acquérir suffisamment d’agitation et s’échapper de la phase liquide.

L’ébullition est un "cas particulier" de l’évaporation. On appelle température d’ébullition (ou point d’ébullition, PE) la température à laquelle un liquide passe de l’état liquide à l’état gazeux, à une pression de 1 atmosphère (correspondant à une pression de 1.01325 bar, ou de 101'325 Pascal). Cette pression est celle ressentie sur Terre à l’altitude de 0 m, c’est-à-dire au niveau de la mer. Le point d’ébullition est donc une convention universellement admise bien pratique pour les scientifiques, qui peuvent comparer le comportement de substances différentes au moyen d’un paramètre simple. Pour reprendre l’exemple précédent, l’acétone (diméthylcétone, (H₃C)₂C=O) a un PE de 56°C, l’alcool (éthanol, CH₃CH₂OH) a un PE de 78°C, et l’eau (H₂O) a un PE de 100°C (raisons pour lesquelles l’acétone s’évapore plus rapidement que l’éthanol et que l’eau). L’ébullition prend place dans tout le corps du liquide (pas uniquement à sa surface comme c’est le cas pour l’évaporation). Comme le point d’ébullition n’a de sens qu’à une pression de 1 atmosphère, l’eau bout à 72°C en haut de l’Everest (8'850 m).

Lorsqu’un liquide s’évapore, il perd de l’énergie et refroidit (puisque cette énergie est utilisée par les molécules qui passent à l’état gazeux). Et plus le point d’ébullition du liquide est bas, plus l’évaporation est rapide, plus le liquide refroidit rapidement. On peut s’en convaincre avec une expérience simple réalisée à température ambiante (20°C) avec de l’acétone, de l’eau, des boules de coton et un thermomètre: on imbibe d’acétone une boule de coton, dans laquelle on plante le bulbe du thermomètre, puis on observe la rapide chute de température; lorsqu’on remplace l’acétone par l’eau, on constate que la température descend nettement plus lentement!