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Quando a pressão do ar ambiente cai, a temperatura necessária para a fervura de um líquido também cai. É por isso que cozinhar em altitudes elevadas demora mais tempo – a água ferve a uma temperatura mais baixa e, portanto, retém menos calor, exigindo tempos de cozedura mais longos para atingir o mesmo nível de cozimento.

TL;DR

O ponto de ebulição aumenta com a pressão atmosférica. À medida que a pressão diminui, a temperatura necessária para a ebulição cai, facilitando a evaporação e exigindo menos calor para atingir o estado de ebulição.

Pressão de Vapor

A pressão de vapor de uma substância é a pressão exercida pelo seu vapor em equilíbrio com a sua fase líquida (ou sólida) a uma determinada temperatura. Por exemplo, num recipiente selado com meio litro de água à temperatura ambiente, a água evapora no vácuo e estabelece uma pressão de vapor de cerca de 0,03 atm (0,441 psi). O aumento da temperatura aumenta a energia cinética das moléculas e, conseqüentemente, a pressão do vapor aumenta.

Vibrações moleculares e distribuição de energia

Todas as moléculas vibram em direções aleatórias acima do zero absoluto. À medida que a temperatura sobe, essas vibrações tornam-se mais rápidas. A distribuição das velocidades não é uniforme – algumas moléculas se movem lentamente enquanto outras aceleram rapidamente. Os mais rápidos, ao chegarem à superfície, possuem energia cinética suficiente para superar as forças intermoleculares e escapar para a fase gasosa. Esse escape seletivo é o que impulsiona a evaporação e eleva a pressão do vapor.

Interação entre vapor e pressão atmosférica

No vácuo, as moléculas evaporadas não encontram resistência e formam vapor livremente. Na presença de ar, entretanto, a pressão de vapor deve exceder a pressão atmosférica circundante para que a evaporação prossiga. Se a pressão de vapor for inferior à pressão ambiente, as moléculas que saem da superfície do líquido são bombardeadas por moléculas de ar e forçadas a voltar para o líquido, suprimindo a evaporação.

Ebulição sob pressão reduzida

Um líquido começa a ferver quando sua pressão de vapor se iguala à pressão externa, permitindo que bolhas de vapor se formem e cresçam. Em altas pressões atmosféricas, um líquido pode ficar extremamente quente sem ferver porque a pressão circundante impede a expansão das bolhas de vapor. À medida que a pressão ambiente cai, menos colisões de moléculas de ar impedem a fuga do vapor. Consequentemente, o líquido atinge o estado de ebulição a uma temperatura mais baixa, tornando a ebulição mais fácil e muitas vezes mais rápida sob pressão reduzida.