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Quando la pressione dell'aria ambiente diminuisce, diminuisce anche la temperatura necessaria per l'ebollizione di un liquido. Questo è il motivo per cui la cottura ad altitudini elevate richiede più tempo:l'acqua bolle a una temperatura più bassa e quindi trattiene meno calore, richiedendo tempi di cottura più lunghi per ottenere lo stesso livello di cottura.
Il punto di ebollizione aumenta con la pressione atmosferica. Al diminuire della pressione, la temperatura necessaria per l'ebollizione diminuisce, rendendo più facile l'evaporazione e richiedendo meno calore per raggiungere lo stato di ebollizione.
La tensione di vapore di una sostanza è la pressione esercitata dal suo vapore in equilibrio con la sua fase liquida (o solida) ad una data temperatura. Ad esempio, in un contenitore sigillato con mezzo litro d'acqua a temperatura ambiente, l'acqua evapora nel vuoto e stabilisce una pressione di vapore di circa 0,03 atm (0,441 psi). L'aumento della temperatura aumenta l'energia cinetica delle molecole e, di conseguenza, la pressione del vapore aumenta.
Tutte le molecole vibrano in direzioni casuali sopra lo zero assoluto. Man mano che la temperatura sale, queste vibrazioni diventano più veloci. La distribuzione delle velocità non è uniforme:alcune molecole si muovono lentamente mentre altre accelerano rapidamente. Quelli più veloci, una volta raggiunta la superficie, possiedono energia cinetica sufficiente per superare le forze intermolecolari e fuggire nella fase gassosa. Questa fuga selettiva è ciò che guida l'evaporazione e aumenta la pressione del vapore.
Nel vuoto, le molecole evaporate non incontrano resistenza e formano liberamente vapore. In presenza di aria, tuttavia, la pressione del vapore deve superare la pressione atmosferica circostante affinché l'evaporazione possa procedere. Se la pressione del vapore è inferiore alla pressione ambiente, le molecole che lasciano la superficie del liquido vengono bombardate dalle molecole d'aria e vengono respinte nel liquido, sopprimendo l'evaporazione.
Un liquido inizia a bollire quando la sua pressione di vapore eguaglia la pressione esterna, consentendo la formazione e la crescita di bolle di vapore. A pressioni atmosferiche elevate, un liquido può diventare estremamente caldo senza bollire perché la pressione circostante impedisce alle bolle di vapore di espandersi. Quando la pressione ambientale diminuisce, meno collisioni da parte delle molecole d’aria impediscono la fuoriuscita del vapore. Di conseguenza, il liquido raggiunge lo stato di ebollizione a una temperatura più bassa, rendendo l'ebollizione più facile e spesso più veloce a pressione ridotta.
