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Lorsque la pression de l’air ambiant chute, la température nécessaire à l’ébullition d’un liquide diminue également. C'est pourquoi la cuisson à haute altitude prend plus de temps :l'eau bout à une température plus basse et retient donc moins de chaleur, ce qui nécessite des temps de cuisson plus longs pour obtenir le même niveau de cuisson.
Le point d'ébullition augmente avec la pression atmosphérique. À mesure que la pression diminue, la température nécessaire à l'ébullition diminue, ce qui facilite l'évaporation et nécessite moins de chaleur pour atteindre l'état d'ébullition.
La pression de vapeur d'une substance est la pression exercée par sa vapeur en équilibre avec sa phase liquide (ou solide) à une température donnée. Par exemple, dans un récipient scellé contenant un demi-litre d’eau à température ambiante, l’eau s’évapore sous vide et établit une pression de vapeur d’environ 0,03 atm (0,441 psi). L'augmentation de la température augmente l'énergie cinétique des molécules et, par conséquent, la pression de vapeur augmente.
Toutes les molécules vibrent dans des directions aléatoires au-dessus du zéro absolu. À mesure que la température augmente, ces vibrations deviennent plus rapides. La répartition des vitesses n'est pas uniforme :certaines molécules se déplacent lentement tandis que d'autres accélèrent rapidement. Les plus rapides, lorsqu’ils atteignent la surface, possèdent suffisamment d’énergie cinétique pour vaincre les forces intermoléculaires et s’échapper dans la phase gazeuse. Cette évasion sélective est ce qui entraîne l'évaporation et élève la pression de vapeur.
Dans le vide, les molécules évaporées ne rencontrent aucune résistance et forment librement une vapeur. Toutefois, en présence d’air, la pression de vapeur doit dépasser la pression atmosphérique environnante pour que l’évaporation se produise. Si la pression de vapeur est inférieure à la pression ambiante, les molécules qui quittent la surface du liquide sont bombardées par des molécules d'air et sont repoussées dans le liquide, supprimant ainsi l'évaporation.
Un liquide commence à bouillir lorsque sa pression de vapeur est égale à la pression externe, permettant ainsi à des bulles de vapeur de se former et de se développer. À des pressions atmosphériques élevées, un liquide peut devenir extrêmement chaud sans bouillir car la pression environnante empêche les bulles de vapeur de se dilater. À mesure que la pression ambiante baisse, moins de collisions avec les molécules d’air empêchent la vapeur de s’échapper. Par conséquent, le liquide atteint l'état d'ébullition à une température plus basse, ce qui rend l'ébullition plus facile et souvent plus rapide sous pression réduite.