Pourquoi l’eau ne bout-elle pas toujours à 100 degrés Celsius ?

L’eau ne bout pas toujours à 100°C : La pression au cœur de l’ébullition

L’ébullition de l’eau, un phénomène si familier, cache une réalité plus complexe qu’il n’y paraît. Si l’on associe souvent la température de 100°C au passage de l’état liquide à l’état gazeux de l’eau, ce chiffre ne représente qu’une partie de l’histoire. En réalité, la température d’ébullition de l’eau est loin d’être constante, et la pression ambiante joue un rôle déterminant dans ce processus.

Pour comprendre ce phénomène, il faut se pencher sur la définition même de l’ébullition. L’ébullition se produit lorsque la pression de vapeur saturante du liquide atteint la pression atmosphérique environnante. La pression de vapeur saturante représente la pression exercée par la vapeur d’un liquide en équilibre avec sa phase liquide, à une température donnée.

Ainsi, plus la pression atmosphérique est élevée, plus la pression de vapeur saturante doit être importante pour l’atteindre, ce qui nécessite une température plus élevée. C’est pourquoi en montagne, où la pression atmosphérique est plus basse, l’eau bout à une température inférieure à 100°C. À l’inverse, dans une cocotte-minute, où la pression est augmentée, l’eau peut atteindre des températures supérieures à 100°C avant de bouillir.

Outre l’altitude, d’autres facteurs peuvent influencer la température d’ébullition de l’eau, comme la présence d’impuretés dans l’eau (minéraux, sel…), qui peuvent légèrement modifier sa pression de vapeur saturante.

En conclusion, la température d’ébullition de l’eau est une donnée variable qui dépend principalement de la pression environnante. Comprendre ce lien fondamental entre pression et température d’ébullition permet de mieux appréhender ce phénomène courant et ses variations en fonction de l’environnement.