¿Qué es el punto de ebullición? ¿Por qué el agua hierve a diferentes temperaturas?

Cuando colocamos una olla llena de agua sobre el fuego, el agua se calienta poco a poco, aparecen corrientes en su interior y comienzan a formarse pequeñas burbujas, sobre todo cerca de las paredes y del fondo de la olla. Finalmente llega un momento en que las burbujas de vapor pueden crecer dentro del líquido, subir hasta la superficie y escapar al aire. El agua entra entonces en ebullición, acompañada por el sonido característico del hervor y por el vapor que se desprende. Esa condición en la que un líquido puede transformarse en gas se relaciona con lo que llamamos punto de ebullición.

En términos sencillos, el punto de ebullición es la temperatura a la que la presión de vapor del líquido iguala la presión que existe sobre él, normalmente la presión atmosférica. Cuando esto ocurre, las moléculas del líquido tienen suficiente energía para formar burbujas de vapor en su interior, no solamente para escapar desde la superficie, como sucede durante la evaporación. Es una diferencia importante: un vaso de agua a temperatura ambiente puede perder moléculas lentamente desde su superficie, pero cuando el agua hierve se forman burbujas de vapor en todo el líquido y estas ascienden hasta liberarse.

Para el agua, el valor que aprendemos habitualmente es de 100°C, pero esa cifra corresponde aproximadamente a una presión de una atmósfera, como la que existe cerca del nivel del mar. El punto de ebullición no es, por tanto, una temperatura universal e invariable. Depende de la presión externa. Cuando la presión disminuye, también disminuye la temperatura necesaria para que un líquido hierva. Por eso, en lugares situados a gran altitud, el agua puede hervir por debajo de los 100°C. En la Ciudad de México, por ejemplo, debido a su elevada altitud, el agua hierve aproximadamente a los 90°C, aunque el valor exacto puede variar con las condiciones atmosféricas. En la cima del Everest, donde la presión es mucho menor, puede hervir alrededor de los 68–71°C. Esto tiene una consecuencia práctica: aunque el agua esté hirviendo, está menos caliente que el agua hirviendo al nivel del mar, por lo que algunos alimentos pueden tardar más en cocinarse.

La situación cambia en una olla a presión. Al cerrar el recipiente, la presión interna aumenta y el agua necesita alcanzar una temperatura más elevada antes de hervir. En una olla a presión doméstica puede alcanzar aproximadamente 120°C, dependiendo de la presión de funcionamiento. Como resultado, los alimentos se cocinan a una temperatura mayor y generalmente en menos tiempo. La relación puede entenderse de una manera sencilla: cuanto mayor sea la presión que debe vencer el vapor para escapar, mayor será la temperatura necesaria para que se produzca la ebullición.

Esta relación entre presión y ebullición también explica fenómenos extremos. En las profundidades del océano, por ejemplo, la enorme presión ejercida por el agua aumenta considerablemente la temperatura a la que el agua puede hervir. Por eso existen ambientes hidrotermales en los que el agua puede alcanzar temperaturas superiores a 300°C y, en determinadas condiciones, superar los 400°C sin experimentar la ebullición que observaríamos en una olla abierta. La presión a esas profundidades modifica las condiciones necesarias para que aparezcan burbujas de vapor. El fenómeno también puede observarse desde el extremo contrario: si reducimos mucho la presión, el punto de ebullición desciende.

Cada sustancia tiene su propio punto de ebullición porque las interacciones entre sus partículas son diferentes. Las moléculas de agua, por ejemplo, están unidas mediante fuerzas intermoleculares relativamente fuertes, entre ellas los puentes de hidrógeno, lo que contribuye a que el agua tenga un punto de ebullición de 100°C a una atmósfera de presión. El etanol hierve aproximadamente a 78°C en esas mismas condiciones, mientras que sustancias como el oxígeno presentan puntos de ebullición extremadamente bajos; el oxígeno hierve alrededor de −183°C. En el otro extremo, algunos elementos requieren temperaturas extraordinariamente elevadas para pasar al estado gaseoso. El tungsteno o volframio tiene uno de los puntos de ebullición más altos conocidos entre los elementos, alrededor de 5555°C a una presión atmosférica. En contraste, el helio-4 permanece líquido hasta temperaturas cercanas a 4.2 kelvin, equivalentes a aproximadamente −269°C, antes de hervir a presión atmosférica.

La composición de una mezcla también puede modificar su comportamiento durante la ebullición. Cuando se disuelve sal en agua, por ejemplo, el punto de ebullición aumenta ligeramente, siempre que se mantengan las condiciones de presión. El agua de mar, por ello, hierve a una temperatura algo superior. En otras mezclas, el comportamiento puede ser más complejo. El agua y el etanol pueden formar determinadas mezclas llamadas azeótropos, en las que la composición del vapor y del líquido adquiere una relación particular y la mezcla puede presentar un punto de ebullición que no se comporta como una simple combinación de los puntos de ebullición de sus componentes. Esto es importante en procesos industriales de separación y destilación.

Durante la ebullición de un líquido puro a presión constante, su temperatura permanece aproximadamente constante mientras exista líquido y vapor en equilibrio. Si seguimos suministrando calor, esa energía se emplea principalmente en vencer las interacciones entre las moléculas y producir el cambio de estado, en lugar de aumentar la temperatura. Esta energía recibe el nombre de calor latente de vaporización. Por eso, una olla abierta con agua hirviendo no aumenta indefinidamente su temperatura simplemente porque mantengamos encendido el fuego: mientras la presión se mantenga prácticamente constante, el agua permanece cerca de su temperatura de ebullición y el calor adicional favorece su transformación en vapor.

Existe además un límite importante. Para cada sustancia hay una combinación de temperatura y presión conocida como punto crítico. Por encima de la temperatura crítica ya no puede existir una separación clara entre líquido y gas mediante un cambio de fase ordinario. En esas condiciones aparece un estado llamado fluido supercrítico, cuyas propiedades pueden compartir características de líquidos y gases. Hablar de un “punto de ebullición” deja de tener sentido por encima del punto crítico.

El helio ofrece otro ejemplo particularmente interesante. Cuando el helio-4 líquido se enfría por debajo de aproximadamente 2.17 K, es decir, −271°C, atraviesa la llamada transición lambda y entra en un estado superfluido. En este régimen aparecen propiedades extraordinarias, como una viscosidad extremadamente baja y comportamientos de flujo que no encontramos en los líquidos comunes.

Incluso algunos fenómenos relacionados con el calentamiento y el enfriamiento del agua pueden resultar sorprendentes. Uno de ellos es el llamado efecto Mpemba, que describe determinadas situaciones experimentales en las que agua inicialmente más caliente puede congelarse antes que agua inicialmente más fría. Sin embargo, no ocurre siempre y depende de factores como la cantidad de agua, el recipiente, la temperatura inicial, la evaporación, la convección, los gases disueltos y las condiciones del congelador.

El punto de ebullición el resultado de un equilibrio entre la tendencia de las moléculas de un líquido a pasar al estado gaseoso y la presión que ejerce el entorno sobre ellas. Cambiar la presión puede modificar drásticamente la temperatura de ebullición; cambiar la sustancia puede llevarnos desde los aproximadamente 4.2 K del helio-4 hasta los miles de grados Celsius necesarios para vaporizar elementos como el tungsteno; y cambiar la composición puede alterar el comportamiento de una mezcla.

Referencias:

¿Qué es el punto de ebullición? ¿Por qué el agua hierve a diferentes temperaturas?

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