miniaturadeimagen|300x300px|Agua hirviendo. La formación de burbujas es característica del proceso de ebullición.
El punto de ebullición de una sustancia es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión que rodea al líquido, permitiendo que se transforme en vapor. En este punto, se forman burbujas de vapor en el interior del líquido, distinguiéndose de la evaporación, que ocurre solo en la superficie.
El punto de ebullición de un líquido varía según la presión ambiental que lo rodea. Un líquido en un vacío parcial tiene un punto de ebullición más bajo que cuando ese líquido está a la presión atmosférica. Un líquido a alta presión tiene un punto de ebullición más alto que cuando ese líquido está a la presión atmosférica. Por ejemplo, el agua hierve a () a nivel del mar, pero a () a 1,905 metros (6,250 pies) de altitud. Para una presión dada, diferentes líquidos hierven a diferentes temperaturas.
Definiciones fundamentales El punto de ebullición normal (también llamado punto de ebullición atmosférico) 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: 1 atmósfera (101.325 kPa). A esa temperatura, la presión de vapor del líquido es suficiente para superar la presión atmosférica y permitir la formación de 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 cual ocurre la ebullición bajo una presión de 1 bar (100 kPa).
El calor de vaporización (o entalpía de vaporización) es la energía requerida para transformar una cantidad dada (un mol, kilogramo, etc.) de una sustancia de líquido a gas a una presión dada (generalmente a presión atmosférica). Esta energía es necesaria para vencer las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas las moléculas en la fase líquida.
Mecanismo físico La temperatura de una sustancia está relacionada con la energía cinética media de sus moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, solo una pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar (evaporación). Cuando la temperatura alcanza el punto de ebullición, la presión de vapor iguala la presión externa, permitiendo que se formen burbujas de vapor en el interior del líquido. Este proceso implica una absorción de calor que aumenta la entropía del sistema (tendencia al desorden molecular).
Factores que afectan el punto de ebullición El punto de ebullición depende de varios factores:
Fuerzas intermoleculares: a mayor intensidad de las fuerzas (puentes de hidrógeno, dipolo-dipolo, dispersión de London), mayor es el punto de ebullición. Masa molar: en una serie homóloga, el punto de ebullición aumenta generalmente con la masa molecular debido al aumento de las fuerzas de dispersión. Presión externa: al aumentar la presión, el punto de ebullición aumenta (y viceversa). Polaridad molecular: moléculas más polares tienden a tener puntos de ebullición más altos. Forma molecular: moléculas más compactas (ramificadas) tienen puntos de ebullición más bajos que sus isómeros lineales debido a una menor superficie de contacto.
El punto de ebullición no puede elevarse indefinidamente. Conforme se aumenta la presión, la densidad de la fase gaseosa aumenta hasta que, finalmente, se vuelve indistinguible de la fase líquida con la que está en equilibrio. Esta es la temperatura crítica, por encima de la cual no existe una fase líquida clara. El helio tiene el punto normal de ebullición más bajo () de cualquier sustancia, y el wolframio el más alto ().
Punto de ebullición estándar de los elementos
En las tablas termodinámicas, el punto de ebullición normal se refiere a la temperatura de ebullición a una presión de 1 atmósfera (101.325 kPa). La siguiente tabla muestra las temperaturas de ebullición de los elementos químicos en el estado estándar (1 atm) en °C.
Temperatura y presión de saturación derecha|miniaturadeimagen|280x280px|Demostración del punto de ebullición más bajo del agua a presión reducida, obtenida mediante una bomba de vacío.
Un líquido saturado contiene tanta energía térmica como puede sin hervir. La temperatura de saturación es la temperatura a la cual un líquido hierve a una presión dada. Cualquier adición de energía térmica a un líquido saturado resulta en una transición de fase a vapor.
Si la presión en un sistema permanece constante (proceso isobárico), al eliminar calor de un vapor a temperatura de saturación, este comenzará a condensarse. Inversamente, al agregar calor a un líquido a temperatura y presión de saturación, este hervirá.
La relación entre la presión de saturación y la temperatura de saturación es directa: a mayor presión, mayor temperatura de saturación. Esta relación está descrita por la ecuación de Clausius-Clapeyron:
Para estimar el punto de ebullición a una presión diferente, se puede utilizar la siguiente forma integrada de la ecuación de Clausius-Clapeyron, asumiendo que el calor de vaporización es constante y que el volumen del vapor es mucho mayor que el del líquido:
+ Cálculo del punto de ebullición a presión variable
Donde: = punto de ebullición a la presión (K) = punto de ebullición conocido a la presión (K) = presión de referencia (Pa) = nueva presión (Pa) = constante de los gases (8.314 J·mol−1·K−1) = entalpía de vaporización (J/mol)
Punto de ebullición del agua a diferentes presiones Existen dos convenciones respecto al punto de ebullición estándar del agua. El punto de ebullición normal es () a una presión de 1 atm (101.325 kPa). El punto de ebullición estándar recomendado por la IUPAC del agua a una presión de 100 kPa (1 bar) es de ().
La escala de temperatura Celsius se definió hasta 1954 mediante dos puntos: como el punto de congelación del agua y como el punto de ebullición del agua a presión atmosférica estándar.
La siguiente tabla muestra el punto de ebullición del agua a diferentes altitudes y presiones:
+ Punto de ebullición del agua según la altitud Altitud (m) Altitud (ft) Presión (kPa) Punto de ebullición (°C) Punto de ebullición (°F) 0 0 101.3 100.0 212.0 500 1,640 95.1 98.3 208.9 1,000 3,280 89.1 96.4 205.5 1,500 4,920 83.6 94.6 202.3 2,000 6,560 78.4 92.7 198.9 3,000 9,840 69.0 88.9 192.0 4,000 13,120 60.8 85.0 185.0 5,000 16,400 53.6 81.2 178.2 8,848 (Everest) 29,029 34.0 71.0 159.8
Relación entre punto de ebullición y presión de vapor derecha|miniaturadeimagen|Gráfico de presión de vapor (escala logarítmica) para varios líquidos en función de la temperatura.
Cuanto mayor es la presión de vapor de un líquido a una temperatura dada, menor es su punto de ebullición normal. La gráfica de presión de vapor muestra las presiones de vapor versus temperatura para una variedad de líquidos.
Por ejemplo, a cualquier temperatura dada, el cloruro de metilo tiene la presión de vapor más alta de los líquidos mostrados. También tiene el punto de ebullición normal más bajo (), que es donde su curva de presión de vapor cruza la línea de presión de 1 atmósfera.
El punto crítico de un líquido es la temperatura y presión más altas a las que puede existir como líquido; por encima de este punto, las fases líquida y gaseosa son indistinguibles.
El punto de ebullición como propiedad característica de un compuesto puro El punto de ebullición normal de un compuesto químico puro es la temperatura a la que su presión de vapor iguala la presión atmosférica estándar de 101,325 kPa (1 atm). Este valor sirve como indicador de su volatilidad. Cada compuesto puro tiene un único punto de ebullición normal, en caso de tenerlo. Por ello, este dato y el punto de fusión se emplean como propiedades físicas características de la sustancia y figuran en las obras de referencia de datos fisicoquímicos. En general, cuanto más alto es el punto de ebullición normal de un compuesto, menor es su volatilidad, y a la inversa.
Algunos compuestos se descomponen térmicamente antes de alcanzar su punto de ebullición normal, e incluso antes de fundirse. En esos casos, las obras de referencia suelen indicar la temperatura de descomposición en lugar del punto de ebullición.
La temperatura de ebullición de un compuesto estable depende de la presión externa. Solo está definida a lo largo de la curva de equilibrio líquido-vapor del diagrama de fases, que se extiende desde el punto triple hasta el punto crítico. En consecuencia, un compuesto solo tiene punto de ebullición normal si la presión de su punto triple es inferior a 1 atm, y en ese caso su punto de ebullición normal es superior a su punto de fusión. Si la presión del punto triple es superior a 1 atm, la sustancia sublima a presión atmosférica y carece de punto de ebullición normal. Es el caso del dióxido de carbono, cuyo punto triple se sitúa en torno a 5,1 atm. Por encima de la temperatura y la presión críticas desaparece la distinción entre líquido y vapor, y la sustancia forma una única fase, denominada fluido supercrítico.
A presión atmosférica y a una temperatura determinada, un compuesto cuyo punto de ebullición normal sea inferior a esa temperatura se encontrará en estado gaseoso. Si su punto de ebullición normal es superior, el compuesto puede existir como líquido o como sólido. En un recipiente cerrado, alcanzará el equilibrio con su vapor. En un sistema abierto, en cambio, puede pasar a la fase gaseosa por evaporación a temperaturas inferiores a su punto de ebullición.
Efecto de la estructura molecular En compuestos con moléculas unidas covalentemente, el punto de ebullición normal generalmente aumenta con la masa molecular. La polaridad de las moléculas también afecta significativamente el punto de ebullición: a mayor polaridad, mayor punto de ebullición. La capacidad de formar puentes de hidrógeno eleva considerablemente el punto de ebullición, como se observa en alcoholes y ácidos carboxílicos en comparación con hidrocarburos de masa similar.
Un factor adicional es la forma de la molécula. Las moléculas más compactas (ramificadas) tienen puntos de ebullición más bajos que sus isómeros lineales debido a una menor superficie de contacto y, por lo tanto, a fuerzas de dispersión más débiles.
Isómeros del butano + Comparación de los puntos de ebullición de los isómeros del butano Nombre común n-butano isobutano Nomenclatura IUPAC butano 2-metilpropano Forma molecular 140x140px 132x132px Punto de ebullición (°C) −0.5 −11.7
Isómeros del pentano + Comparación de los puntos de ebullición de los isómeros del pentano Nombre común n-pentano isopentano neopentano Nomenclatura IUPAC pentano 2-metilbutano 2,2-dimetilpropano Forma molecular 160x160px 140x140px 120x120px Punto de ebullición (°C) 36.0 27.7 9.5
miniaturadeimagen|350x350px|Puntos de ebullición de alcanos, alquenos, éteres, haloalcanos, aldehídos, cetonas, alcoholes y ácidos carboxílicos en función de su masa molar. Los alcoholes y ácidos presentan puntos más altos debido a los puentes de hidrógeno.
Impurezas y mezclas La presencia de impurezas disueltas (solutos) afecta el punto de ebullición. Las impurezas no volátiles (sales, azúcares) disminuyen la fracción molar del disolvente y elevan el punto de ebullición en proporción a su concentración. Este fenómeno se conoce como elevación del punto de ebullición (ebulioscopia) y está descrito por la ecuación:
donde es la elevación del punto de ebullición, es la constante ebulloscópica del disolvente, y es la molalidad del soluto.
En mezclas de compuestos miscibles volátiles, cada componente contribuye a la presión de vapor total. El punto de rocío es la temperatura a la cual un vapor comienza a condensarse. Los diagramas de punto de ebullición para mezclas binarias muestran la relación entre temperatura y composición en las fases líquida y vapor. La destilación aprovecha las diferencias de composición entre ambas fases para separar componentes.