Punto de ebullición

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).^[4] 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.^[5]

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).^[6]

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.

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).^[7]

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 (–268.9 °C) de cualquier sustancia, y el wolframio el más alto (5,930 °C).

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.^[8]

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:

${\displaystyle {\frac {dP}{dT}}={\frac {\Delta H_{vap}}{T\Delta V}}}$

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

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

Donde:

• ${\displaystyle T_{B}}$ = punto de ebullición a la presión ${\displaystyle P}$ (K)
• ${\displaystyle T_{0}}$ = punto de ebullición conocido a la presión ${\displaystyle P_{0}}$ (K)
• ${\displaystyle P_{0}}$ = presión de referencia (Pa)
• ${\displaystyle P}$ = nueva presión (Pa)
• ${\displaystyle R}$ = constante de los gases (8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹)
• ${\displaystyle \Delta H_{vap}}$ = entalpía de vaporización (J/mol)

Existen dos convenciones respecto al punto de ebullición estándar del agua. El punto de ebullición normal es 99.97 °C (211.9 °F) 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 99.61 °C (211.3 °F).^[9][10]

La escala de temperatura Celsius se definió hasta 1954 mediante dos puntos: 0 °C como el punto de congelación del agua y 100 °C 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:^[3]

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.^[11]

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 (−24.2 °C), 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.

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

Más información Nombre común, Nomenclatura IUPAC ...

Comparación de los puntos de ebullición de los isómeros del butano

Nombre común	n-butano	isobutano
Nomenclatura IUPAC	butano	2-metilpropano
Forma molecular
Punto de ebullición (°C)	−0.5	−11.7

Cerrar

Isómeros del pentano

Más información Nombre común, Nomenclatura IUPAC ...

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
Punto de ebullición (°C)	36.0	27.7	9.5

Cerrar

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:

${\displaystyle \Delta T_{b}=K_{b}\cdot m}$

donde ${\displaystyle \Delta T_{b}}$ es la elevación del punto de ebullición, ${\displaystyle K_{b}}$ es la constante ebulloscópica del disolvente, y ${\displaystyle m}$ 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.

Cuando una mezcla líquida hierve a una temperatura constante con una composición de vapor idéntica a la del líquido, se forma un azeótropo. Los azeótropos no pueden separarse por destilación simple.

Algunas sustancias pueden pasar directamente de la fase sólida a la fase gaseosa sin pasar por el estado líquido; este proceso se llama sublimación. El punto de sublimación es la temperatura a la cual la presión de vapor del sólido iguala la presión externa. El ejemplo más común es el dióxido de carbono sólido (hielo seco), que sublima a −78.5 °C a presión atmosférica. El yodo y la naftalina también subliman fácilmente.

• Elevación del punto de ebullición
• Punto crítico
• Supercalentamiento
• Punto triple
• Ecuación de Clausius-Clapeyron
• Volatilidad
• Evaporación
• Destilación
• Azeótropo