Punto de ebullición

El punto de ebullición de una sustancia es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión que rodea al líquido ^{[ 1 ] [ 2 ]} y el líquido se transforma en vapor.

El punto de ebullición de un líquido varía según la presión ambiental circundante. Un líquido en vacío parcial , es decir, bajo una presión menor, tiene un punto de ebullición más bajo que cuando ese líquido está a presión atmosférica . Debido a esto, el agua hierve a 100  °C, redondeado a partir de la precisión científica de 99,97 °C (211,95 °F) , bajo presión estándar a nivel del mar , pero a 93,4 °C (200,1 °F) a 1905 metros (6250 pies) ^{[ 3 ]} de altitud. Para una presión dada, diferentes líquidos hervirán a diferentes temperaturas.     

El punto de ebullición normal (también llamado punto de ebullición atmosférico o punto de ebullición a presión atmosférica ) de un líquido es el caso especial en el que la presión de vapor del líquido es igual a la presión atmosférica definida a nivel del mar, una atmósfera . ^{[ 4 ] [ 5 ]} A esa temperatura, la presión de vapor del líquido es suficiente para superar la presión atmosférica y permitir que se formen burbujas de vapor en el interior del líquido. El punto de ebullición estándar ha sido definido por la IUPAC desde 1982 como la temperatura a la que se produce la ebullición bajo una presión de un bar . ^{[ 6 ]}

El calor de vaporización es la energía necesaria para transformar una cantidad determinada (un mol, un kg, una libra, etc.) de una sustancia de estado líquido a gaseoso a una presión determinada (a menudo la presión atmosférica).

Los líquidos pueden convertirse en vapor a temperaturas inferiores a su punto de ebullición mediante el proceso de evaporación . La evaporación es un fenómeno superficial en el que las moléculas situadas cerca del borde del líquido, al no estar retenidas por la presión del líquido en ese lado, escapan al entorno en forma de vapor . Por otro lado, la ebullición es un proceso en el que las moléculas de cualquier punto del líquido escapan, dando lugar a la formación de burbujas de vapor en su interior.

Un líquido saturado contiene tanta energía térmica como puede sin hervir (o, a la inversa, un vapor saturado contiene la menor cantidad de energía térmica posible sin condensarse ).

La temperatura de saturación es el punto de ebullición . Es la temperatura a la que, bajo una presión de saturación determinada, un líquido hierve y se convierte en vapor . Se dice que el líquido está saturado de energía térmica . Cualquier adición de energía térmica produce una transición de fase .

Si la presión en un sistema permanece constante ( isobárica ), un vapor a temperatura de saturación comenzará a condensarse en su fase líquida a medida que se le extrae energía térmica ( calor ). De manera similar, un líquido a temperatura y presión de saturación hervirá y se convertirá en su fase de vapor al aplicarle energía térmica adicional.

El punto de ebullición corresponde a la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión ambiental circundante. Por lo tanto, el punto de ebullición depende de la presión. Los puntos de ebullición pueden publicarse con respecto a la presión estándar del NIST (EE. UU. ) de 101,325 kPa (1 atm ) o a la presión estándar de la IUPAC de 100,000 kPa (1 bar ). A mayor altitud, donde la presión atmosférica es mucho menor, el punto de ebullición también es menor. El punto de ebullición aumenta con la presión hasta el punto crítico , donde las propiedades del gas y del líquido se vuelven idénticas. El punto de ebullición no puede aumentar más allá del punto crítico. Del mismo modo, el punto de ebullición disminuye con la disminución de la presión hasta alcanzar el punto triple . El punto de ebullición no puede reducirse por debajo del punto triple.    

Si se conocen el calor de vaporización y la presión de vapor de un líquido a una temperatura determinada , el punto de ebullición se puede calcular utilizando la ecuación de Clausius-Clapeyron , de la siguiente manera:

${\displaystyle T_{\text{B}}=\left({\frac {1}{T_{0}}}-{\frac {R\,\ln {\frac {P}{P_{0}}}}{\Delta H_{\text{vap}}}}\right)^{-1}}$

dónde:

${\displaystyle T_{\text{B}}}$es el punto de ebullición a la presión de interés,

${\displaystyle R}$es la constante de los gases ideales ,

${\displaystyle P}$es la presión de vapor del líquido,

${\displaystyle P_{0}}$hay cierta presión donde la correspondiente${\displaystyle T_{0}}$se conoce (normalmente los datos están disponibles a 1  atm o 100  kPa (1  bar)),

${\displaystyle \Delta H_{\text{vap}}}$es el calor de vaporización del líquido,

${\displaystyle T_{0}}$es la temperatura de ebullición,

${\displaystyle \ln }$es el logaritmo natural .

La presión de saturación es la presión a la que un líquido hierve y se convierte en vapor, para una temperatura de saturación determinada. Existe una relación directa entre la presión de saturación y la temperatura de saturación: a mayor presión de saturación, mayor temperatura de saturación.

Si la temperatura en un sistema permanece constante ( sistema isotérmico ), el vapor a presión y temperatura de saturación comenzará a condensarse en su fase líquida a medida que aumenta la presión del sistema. De manera similar, un líquido a presión y temperatura de saturación tenderá a vaporizarse instantáneamente a medida que disminuye la presión del sistema.

Hay dos convenciones respecto al punto de ebullición estándar del agua : El punto de ebullición normal se suele dar como 100 °C (212 °F ) (en realidad 99,97 °C (211,9 °F) siguiendo la definición termodinámica de la escala Celsius basada en el kelvin ) a una presión de 1 atm (101,325 kPa). El punto de ebullición estándar del agua recomendado por la IUPAC a una presión estándar de 100 kPa (1 bar) ^{[ 7 ]} es 99,61 °C (211,3 °F) . ^{[ 6 ] [ 8 ]} A modo de comparación, en la cima del Monte Everest , a 8.848 m (29.029 ft ) de altitud, la presión es de aproximadamente 34 kPa (255 Torr ) ^{[ 9 ]} y el punto de ebullición del agua es 71 °C (160 °F) . ^{[ 10 ]} La escala de temperatura Celsius se definió hasta 1954 mediante dos puntos: 0 °C definido por el punto de congelación del agua y 100 °C definido por el punto de ebullición del agua a presión atmosférica estándar .                  

Cuanto mayor sea la presión de vapor de un líquido a una temperatura determinada, menor será el punto de ebullición normal (es decir, el punto de ebullición a presión atmosférica ) de dicho líquido.

El gráfico de presión de vapor de la derecha muestra las presiones de vapor en función de la temperatura para diversos líquidos. ^{[ 11 ]} Como se puede observar en el gráfico, los líquidos con las presiones de vapor más altas tienen los puntos de ebullición normales más bajos.

Por ejemplo, a cualquier temperatura dada, el cloruro de metilo tiene la mayor presión de vapor de todos los líquidos en la tabla. También tiene el punto de ebullición normal más bajo (−24,2  °C), que es donde la curva de presión de vapor del cloruro de metilo (la línea azul) interseca la línea de presión horizontal de una atmósfera ( atm ) de presión de vapor absoluta.

El punto crítico de un líquido es la temperatura (y presión) más alta a la que realmente hervirá.

Véase también Presión de vapor del agua .

El elemento con el punto de ebullición más bajo es el helio . Los puntos de ebullición del renio y del tungsteno superan los 5000 K a presión estándar ; debido a la dificultad de medir temperaturas extremas con precisión y sin sesgo, ambos elementos han sido citados en la literatura como poseedores de puntos de ebullición más altos. ^{[ 12 ]}

Como se puede observar en la gráfica anterior del logaritmo de la presión de vapor frente a la temperatura para cualquier compuesto químico puro , su punto de ebullición normal puede servir como indicador de la volatilidad general de dicho compuesto . Un compuesto puro dado tiene un único punto de ebullición normal, si lo tiene, y tanto su punto de ebullición normal como su punto de fusión pueden servir como propiedades físicas características del compuesto, que se encuentran en libros de referencia. Cuanto mayor sea el punto de ebullición normal de un compuesto, menos volátil será en general, y viceversa, cuanto menor sea su punto de ebullición normal, más volátil será en general. Algunos compuestos se descomponen a temperaturas más altas antes de alcanzar su punto de ebullición normal, o incluso a veces su punto de fusión. Para un compuesto estable, el punto de ebullición varía desde su punto triple hasta su punto crítico , dependiendo de la presión externa. Más allá de su punto triple, el punto de ebullición normal de un compuesto, si lo tiene, es superior a su punto de fusión. Más allá del punto crítico, las fases líquida y gaseosa de un compuesto se fusionan en una sola fase, que puede denominarse gas sobrecalentado. A cualquier temperatura dada, si el punto de ebullición normal de un compuesto es bajo, generalmente existirá como gas a presión atmosférica. Si el punto de ebullición normal del compuesto es alto, este puede existir como líquido o sólido a esa temperatura y presión atmosférica, y estará en equilibrio con su vapor (si es volátil) si este se encuentra contenido. Si los vapores de un compuesto no se contienen, algunos compuestos volátiles pueden evaporarse a pesar de sus puntos de ebullición más altos.

En general, los compuestos con enlaces iónicos tienen puntos de ebullición normales altos, si no se descomponen antes de alcanzar dichas temperaturas. Muchos metales tienen puntos de ebullición altos, pero no todos. En términos generales, y en igualdad de condiciones, en compuestos con moléculas unidas covalentemente , a medida que aumenta el tamaño de la molécula (o masa molecular ), aumenta el punto de ebullición normal. Cuando el tamaño molecular se convierte en el de una macromolécula , un polímero o de otro modo muy grande, el compuesto a menudo se descompone a alta temperatura antes de alcanzar el punto de ebullición. Otro factor que afecta el punto de ebullición normal de un compuesto es la polaridad de sus moléculas. A medida que aumenta la polaridad de las moléculas de un compuesto, aumenta su punto de ebullición normal, en igualdad de condiciones. Estrechamente relacionada está la capacidad de una molécula para formar enlaces de hidrógeno (en estado líquido), lo que dificulta que las moléculas abandonen el estado líquido y, por lo tanto, aumenta el punto de ebullición normal del compuesto. Los ácidos carboxílicos simples se dimerizan mediante la formación de enlaces de hidrógeno entre moléculas. Un factor menor que afecta los puntos de ebullición es la forma de una molécula. Al hacer que la forma de una molécula sea más compacta, se tiende a disminuir ligeramente su punto de ebullición normal en comparación con una molécula equivalente con mayor superficie.

La mayoría de los compuestos volátiles (a temperaturas cercanas a la ambiente) pasan por una fase líquida intermedia al calentarse desde la fase sólida hasta transformarse finalmente en fase gaseosa. En comparación con la ebullición, la sublimación es una transformación física en la que un sólido se convierte directamente en vapor, lo que ocurre en algunos casos específicos, como con el dióxido de carbono a presión atmosférica. Para estos compuestos, el punto de sublimación es la temperatura a la que un sólido que se convierte directamente en vapor tiene una presión de vapor igual a la presión externa.

En la sección anterior se trataron los puntos de ebullición de compuestos puros. Las presiones de vapor y los puntos de ebullición de las sustancias pueden verse afectados por la presencia de impurezas disueltas ( solutos ) u otros compuestos miscibles, y el grado de efecto depende de la concentración de dichas impurezas u otros compuestos. La presencia de impurezas no volátiles, como sales o compuestos con una volatilidad mucho menor que la del componente principal, disminuye su fracción molar y la volatilidad de la disolución , elevando así el punto de ebullición normal en proporción a la concentración de los solutos. Este efecto se denomina elevación del punto de ebullición . Como ejemplo común, el agua salada hierve a una temperatura más alta que el agua pura.

En otras mezclas de compuestos miscibles (componentes), puede haber dos o más componentes de volatilidad variable, cada uno con su propio punto de ebullición puro a una presión dada. La presencia de otros componentes volátiles en una mezcla afecta las presiones de vapor y, por lo tanto, los puntos de ebullición y de rocío de todos los componentes de la mezcla. El punto de rocío es la temperatura a la que un vapor se condensa en un líquido. Además, a cualquier temperatura dada, la composición del vapor es diferente de la composición del líquido en la mayoría de estos casos. Para ilustrar estos efectos entre los componentes volátiles de una mezcla, se suele utilizar un diagrama de puntos de ebullición . La destilación es un proceso de ebullición y [generalmente] condensación que aprovecha estas diferencias de composición entre las fases líquida y gaseosa.

A continuación se muestra una tabla del cambio en el punto de ebullición del agua con la altitud, en intervalos de 500 metros en el rango de habitación humana [desde el Mar Muerto a -430,5 metros (-1412 pies) hasta La Rinconada, Perú a 5100 m (16700 pies) ], y luego de 1000 metros en el rango adicional de elevación de superficie deshabitada [hasta el Monte Everest a 8849 metros (29032 pies) ], junto con un rango similar en el sistema imperial.    

• Puntos de ebullición de los elementos (página de datos)
• Elevación del punto de ebullición
• Punto crítico (termodinámica)
• Ebulliómetro , un dispositivo para medir con precisión el punto de ebullición de los líquidos.
• Temperatura de Hagedorn
• Método de Joback (Estimación de los puntos de ebullición normales a partir de la estructura molecular)
• Lista de gases, incluyendo sus puntos de ebullición.
• Punto de fusión
• Subenfriamiento
• Sobrecalentamiento
• La constante de Trouton relaciona el calor latente con el punto de ebullición.
• Punto triple

• "Punto de ebullición"  . Obra de referencia para el nuevo estudiante  . 1914.