# Ebullició

L'ebullició és el passatge de líquid a vapor quan la seva pressió de vapor iguala l'atmosfèrica. Una de les característiques de l'ebullició és la formació de bombolles, perquè es produeix un fenomen d'evaporació a l'interior del líquid. Si no hi ha ebullició, l'evaporació es produeix només a la superfície i es tracta d'un canvi d'estat.
Des del punt de vista de la termodinàmica, en el punt d'ebullició el canvi en l'energia lliure de Gibbs de les substàncies és zero (∆G = 0), però hi ha canvis diferents de zero en l'entalpia (∆H ≠ 0) i l'entropia (∆S ≠ 0), coneguts respectivament com a entalpia o calor de vaporització (o calor latent d'ebullició) i l'entropia de vaporització. Per tant, l'ebullició es classifica com una transició de fase de primer ordre. L'ebullició es produeix quan l'energia lliure de Gibbs del vapor és menor que la del líquid d'aquest material. La temperatura a la qual es produeix això depèn de la pressió ambiental.

## Temperatura d'ebullició

El punt d'ebullició a una pressió determinada és una característica de qualsevol substància o barreja, aquesta característica serà determinada pels valors de temperatura i pressió, en què coexisteixen les fases líquides i gasosa de la substància. És la temperatura més elevada que pot suportar un material abans de bullir i començar a evaporar-se a una certa pressió. Aquesta temperatura es calcula a la pressió atmosfèrica, és a dir 101,3 kPa.
| Temperatura d'ebullició a pressió atmosfèrica normal d'algunes substàncies. | T$_{eb}$ (°C) |
| Àcid nítric | 86 |
| Àcid sulfúric | 332 |
| Aigua de mar | 103 |
| Aigua destil·lada | 100 |
| Etanol (100% en volum) | 78,3 |
| Amoníac | -34 |
| Nitrogen | -196 |
| Benzè | 80 |
| Clor | -34 |
| Essència de trementina | 160 |
| Dietilèter | 35 |
| Ferro | 3000 |
| Gal·li | 2237 |
| Glicerol | 290 |
| Lípid | 300 |
| Hidrogen | -253 |
| Mercuri | 357 |
| Metà | -162 |
| Oli de llinosa | 316 |
| Oli d'oliva | 300 |
| Or | 2808 |
| Oxigen | -183 |
| Parafina | 300 |
| Sodi | 900 |
| Sulfur de carboni | 46,5 |
| Tungstè | 5500 |

### Equació de Clapeyron

La variació de la temperatura d'ebullició amb la pressió a la qual es produeix el canvi de fase és expressada per l'equació de Clapeyron, deguda a l'enginyer francès Benoît Paul Émile Clapeyron (1799 - 1864):
${\operatorname {d} \!T \over \operatorname {d} \!p}={\frac {\Delta _{\mathrm {vap} }\!V_{\mathrm {m} }\cdot T}{\Delta _{\mathrm {vap} }\!H_{\mathrm {m} }}}$on:
* $T$ i $p$ són la temperatura absoluta del procés i la pressió, respectivament.
* $\Delta _{\mathrm {vap} }\!V_{\mathrm {m} }$ és l'increment de volum molar ($V/n$, volum dividit pel nombre de mols) en el procés d'ebullició, això és $V_{\mathrm {m} }^{\mathrm {g} }-V_{\mathrm {m} }^{\mathrm {l} }$, la diferència entre els volums molars del vapor i del líquid a la temperatura d'ebullició.
* $\Delta _{\mathrm {vap} }\!H_{\mathrm {m} }$ és l'entalpia molar de vaporització, que es pot considerar constant si la variació de temperatura és petita. Per a variacions importants de la temperatura s'ha de tenir en compte que depèn de la temperatura.
Hom pot integrar l'equació de Clapeyron. Suposant constant la variació de volum molar i l'entalpia molar podem integrar entre dues temperatures $T_{1}$ i $T_{2}$ i les corresponents pressions $p_{1}$ i $p_{2}$. Així hom pot calcular la temperatura d'ebullició en funció de la pressió:
$\int \limits _{T_{1}}^{T_{2}}{\frac {\operatorname {d} \!T}{T}}=\int \limits _{p_{1}}^{p_{2}}{\frac {\Delta _{\mathrm {vap} }\!V_{\mathrm {m} }}{\Delta _{\mathrm {vap} }\!H_{\mathrm {m} }}}\operatorname {d} \!p$Realitzades les integrals resulta:$\ln {\frac {T_{2}}{T_{1}}}={\frac {\Delta _{\mathrm {vap} }\!V_{\mathrm {m} }}{\Delta _{\mathrm {vap} }\!H_{\mathrm {m} }}}(p_{2}-p_{1})$I aïllant la temperatura $T_{2}$ queda:
$T_{2}=T_{1}\cdot e^{\frac {\Delta _{\mathrm {vap} }\!V_{\mathrm {m} }\cdot (p_{2}-p_{1})}{\Delta _{\mathrm {vap} }\!H_{\mathrm {m} }}}$

### Equació de Clausius-Clapeyron

Els equilibris líquid-vapor estan molt influïts per la pressió, perquè la diferència entre els volums molars del líquid i del vapor és elevada. A més, en tots els casos, sense excepcions, es compleix que el volum molar del líquid és menor que el volum molar del vapor, $V_{\rm {m}}^{\rm {l}}<V_{\rm {m}}^{\rm {g}}\,$, un augment de la pressió provoca sempre un augment de la temperatura d'ebullició. En aquestes condicions es pot aproximar la diferència de volums molars al volum molar major, que és el del vapor i substituir l'equació de Clapeyron que és general per als canvis de fases:
${\frac {\mathrm {d} p}{\mathrm {d} T}}={\frac {\Delta _{\rm {vap}}\!H_{\rm {m}}}{T\Delta V_{\rm {m}}}}\approx {\frac {\Delta _{\rm {vap}}\!H_{\rm {m}}}{TV_{\rm {m}}^{\rm {g}}}}$
Si la pressió de vapor és baixa es pot suposar un comportament ideal del gas, de manera que emprant l'equació d'estat dels gasos ideals, el volum molar queda:
$V_{\rm {m}}\approx {\frac {RT}{p}}$
que pot substituir-se a l'anterior equació:
${\frac {\mathrm {d} p}{\mathrm {d} T}}={\frac {p\Delta _{\rm {vap}}H_{\rm {m}}}{RT^{2}}}$
que s'anomena equació de Clausius-Clapeyron.
Aquesta equació pot integrar-se:
$\int {\frac {\mathrm {d} p}{p}}=\int {\frac {\Delta _{\rm {vap}}H_{\rm {m}}\mathrm {d} T}{RT^{2}}}$La relació entre la pressió i la temperatura queda:$\ln {p}=C-{\frac {\Delta _{\rm {vap}}H_{\rm {m}}}{RT}}$$p=e^{C-{\frac {\Delta _{\rm {vap}}H_{\rm {m}}}{RT}}}$
Aquesta equació es pot generalitzar per sistemes amb més d'un component.

### Diagrama de fases

Hom sol representar les diferents fases d’un sistema d’un sol component en un diagrama, anomenat diagrama de fases o diagrama d’equilibri, on les corbes indiquen les condicions (p, T) en què hi ha equilibri entre dues fases. Aquestes corbes corresponen als estats dels sistemes monovariants (dues fases en equilibri) i separen les zones dels sistemes bivariants (estabilitat d’una sola fase).

### Punt d'ebullició de mescles

Les mescles binàries de líquids que hom pot separar-los per destil·lació sempre bullen a temperatures entre els valos de les temperatures d'ebullició dels dos components. En un diagrama temperatura vs. concentració apareixen dues corbes entre els punts d'ebullició dels components de la mescla pur. La inferior és la línia d'ebullició i la superior la de condensació. Les mescles comencen a bullir i el vapor s'enriqueix amb el component més volàtic i la mescla amb el menys volàtic. Per aquesta raó el punt d'ebullició va augmentant a mesura que s'evapora el component més volàtil.
Si hom té una mescla binària azeotròpica es trobarà amb una concentració determinada amb un punt d'ebullició màxim o mínim respecte a la resta (inclosos els dels components purs). En aquests punts les corbes d'ebullició i condensació coincideixen i corresponen a composicions idèntiques de les fases líquida i vapor en equilibri, és la 2a llei de Konovalov (1881). Com que la variació del punt d'ebullició amb la pressió és una característica pròpia de cada líquid, si es varia la pressió de treball l'azeòtrop deixa de ser-ho i, en conseqüència, el punt d'ebullició deixa de mantenir-se constant mentre dura el procés de canvi de fase.
En condicions normals de treball, gairebé la meitat de les mescles binàries líquides conegudes són azeòtrops. L'exemple més conegut és l'alcohol venut a les farmàcies, que és del 96 % en volum (93 % en pes). La composició de l'azeòtrop que forma l'aigua amb l'alcohol a pressió atmosfèrica dona una temperatura d'ebullició de 78,2 ºC, per sota dels punts d'ebullició normals de l'aigua i de l'etanol pur. Si s'obre una botella d'etanol pur a l'aire, de seguida es forma l'azeòtrop que li correspon a la pressió atmosfèrica amb el vapor d'aigua present a l'atmosfera. Un exemple d'azeòtrop amb punt d'ebullició màxim és el format per l'aigua i el clorur d'hidrogen.

### Augment ebullioscòpic

L'augment o ascens ebullioscòpic és l'augment de la temperatura d'ebullició que experimenta una dissolució respecte de la temperatura d'ebullició del dissolvent pur.
La magnitud de l'ascens ebullioscòpic, ∆T$_b$, és expressada per la diferència de temperatures d'ebullició de la dissolució i del dissolvent pur, T$_b$ i T$_b$$^*$, respectivament:
$\Delta T_{b}=T_{b}-T_{b}^{*}\,$
L'augment o ascens ebullioscòpic és una de les propietats col·ligatives i, com la resta d'aquestes propietats, la magnitud de l'ascens només depèn de la naturalesa del dissolvent i de la quantitat dissolta de solut, és a dir, és independent de la naturalesa del solut. Dit en altres paraules, qualsevol solut, en la mateixa quantitat, produeix el mateix efecte. A la figura adjunta es representa el diagrama de fases de l'aigua. Una dissolució aquosa experimenta un descens de la pressió de vapor del líquid, la qual cosa es tradueix en un ascens de la temperatura d'ebullició, ja que es necessita més temperatura perquè la pressió de vapor del dissolvent a la dissolució iguali a la pressió atmosfèrica.

#### Dissolucions diluïdes de no-electròlits. Llei de Raoult

Raoult de forma experimental arribà a la següent relació pel cas de l'ascens ebullioscòpic de dissolucions diluïdes amb soluts que no es dissocien (no-electròlits), que s'anomena llei de Raoult de l'augment ebullioscòpic.
$\Delta T_{b}=k_{b}\cdot b$
on:
* ΔT$_b$ és la diferència entre la temperatura d'ebullició de la dissolució i la temperatura d'ebullició del dissolvent pur.
* k$_b$ és la constant ebullioscòpica, una constant que és característica del dissolvent.
* b és la molalitat del solut, és a dir els mols de solut per quilogram de dissolvent. La concentració s'expressa en molalitat perquè és més pràctic a l'hora de realitzar mesures, encara que per a ser precisos s'hauria d'expressar en funció de la fracció molar com ho demostrà Raoult.
A la figura adjunta hi ha representats els augments ebullioscòpics de dissolucions de glucosa en aigua fins a 6 molal. S'observa que fins a una concentració 2 molal l'equació de Raoult concorda amb les dades experimentals, però s'allunya per a concentracions superiors.

#### Dissolucions diluïdes d'electròlits. Factor de van't Hoff

Les anomalies descobertes per Jacobus Henricus van 't Hoff, que eren excepcionalment elevades en el cas de molts d'electròlits, el conduïren a introduir l'anomenat factor de van't Hoff, un factor empíric simbolitzat per i, i definit com el quocient entre el valor experimental de la propietat col·ligativa mitjana i el valor teòric que es dedueix amb les equacions de Raoult.
$i={\frac {\Delta T_{b}(exp)}{\Delta T_{b}(teor)}}={\frac {\Delta T_{b}(exp)}{k_{b}\cdot b}}$
D'aquesta manera la nova equació per l'ascens ebullioscòpic prengué la forma:
$\triangle T_{b}=i\cdot k_{b}\cdot b$
El factor i fou explicat pel químic suec Svante August Arrhenius quan desenvolupà entre 1883 i 1887 la teoria de la dissociació electrolítica, segons la qual les molècules dels electròlits es dissocien en major o menor extensió en ions carregats elèctricament, capaços de transportar el corrent elèctric, i existint un equilibri entre les molècules no dissociades i els ions. Per tant, en dissolució hi ha més partícules que les que s'han dissolt, ja que aquestes es rompen, es dissocien, en parts més petites. L'ascens ebullioscòpic, com les altres propietats col·ligatives, depèn del nombre total de partícules en dissolució, de manera que en una dissolució d'electròlits tendrem més partícules que les dissoltes, les quals s'han de tenir en compte per a calcular la molalitat total. Per exemple podem suposar un electròlit binari com el clorur de calci, ${\ce {CaCl2}}$, el qual assoleix l'equilibri de dissociació en aigua segons la següent equació:
$CaCl_{2}\rightleftharpoons Ca_{(aq)}^{2+}+2Cl_{(aq)}^{-}$
Cada mol de ${\ce {CaCl2}}$ es dissocia donant un mol de ${\ce {Ca^2+}}$ i 2 mols de ${\ce {Cl-}}$. En total, si la dissociació és completa, per a cada mol dissolt se'n formen 3 en dissolució i la propietat col·ligativa augmentaria en tres vegades. En dissolució, per tant, hi ha més partícules que les dissoltes inicialment perquè part d'aquestes s'han dissociat en ions. Tanmateix els electròlits no es dissocien completament, només parcialment, i cal determinar quin és el grau de dissociació per a poder calcular el factor de van' t Hoff.

## Malaltia de descompressió

La malaltia de descompressió, o síndrome de descompressió o, simplement, ebullició, és la formació de bombolles de vapor d'aigua en els teixits i fluids corporals com a resultat de l'exposició total o parcial a una pressió ambient inferior a la pressió de vapor de l'aigua a la temperatura corporal. Aquesta ebullició es produeix quan el cos està exposat a una pressió atmosfèrica equivalent a la que hi ha a 20 000 metres d'altitud.

## Usos
### Cocció

L'ebullició s'utilitza principalment per cuinar carns i verdures. L'abast de la cocció varia segons el gust individual i el dictamen regional o tradicional; a la cuina del sud dels EUA, per exemple, l'ebullició de les verdures sol ser prolongada, amb una consistència suau i una barreja de sabors en ingredients combinats considerats desitjables. En canvi, a la nouvelle cuisine de França, la influència xinesa exigeix ​​una ebullició mínima o una cocció al vapor per preservar el color, la textura i el sabor frescos.
S'apliquen una sèrie de termes específics als mètodes de cocció amb aigua calenta. L'escaldat s'aconsegueix en aigua escalfada a uns 85 °C, normalment en una caldera doble, que condueix la calor de l'aigua, continguda en una paella més gran, a una paella més petita que conté el menjar, evitant així el contacte entre els aliments i l'aigua. Aquesta tècnica s'utilitza habitualment per preparar llet per a pans i flams. Just per sobre de la temperatura d'escaldat, l'aigua comença a circular visiblement i a tremolar; en aquest punt, els aliments, sobretot els ous i el peix, poden ser escalfats. Al punt d'ebullició, especificat de manera diversa, però que generalment s'acosta a la temperatura d'ebullició, la superfície de l'aigua es trenca en petites bombolles; coure a foc lent, en una paella coberta o oberta, s'utilitza habitualment per preparar sopes, guisats i rostits. En blanquejant, s'aboca aigua bullent sobre verdures, fruites o fruits secs per tal d'afluixar la pell externa. L'escaldat o bullit consisteix a submergir els aliments en aigua freda i després portar-los a foc lent o a ebullició.
La cocció al vapor comprèn dues tècniques relacionades, ambdues utilitzades principalment per a la cocció de verdures. En el primer, el menjar es col·loca sobre una reixeta per sobre d'una porció poc profunda d'aigua, escalfada a ebullició, en una cassola tapada; aquest mètode es valora per la seva preservació de color, textura, sabor i nutrients. La segona tècnica, anomenada cocció a pressió , requereix un recipient hermèticament tancat, sovint tancat, en el qual els aliments característicament durs o de cocció llarga poden ser sotmesos a la cocció al vapor a alta pressió. El clàssic sopar bullit de Nova Anglaterra, que consisteix en carn de vedella cuinada amb col, pastanagues, patates i ceba, es bull tradicionalment de la manera convencional, però es pot adaptar fàcilment a la cocció a pressió.

## Referències

* 1 2 «Ebullició». Gran Enciclopèdia Catalana. Barcelona: Grup Enciclopèdia Catalana.
* ↑ «Ebollizióne - Significato ed etimologia - Vocabolario» (en italià). [Consulta: 21 febrer 2025].
* ↑ Atkins, P. W. (Peter William), 1940- author.. Elements of physical chemistry, 2017. ISBN 978-0-19-879670-1. OCLC 982685277.
* ↑ Pedersen, Ulf R.; Costigliola, Lorenzo; Bailey, Nicholas P.; Schrøder, Thomas B.; Dyre, Jeppe C. (en anglès) Nature Communications, 7, 1, 2016, pàg. 12386. Bibcode: 2016NatCo...712386P. DOI: 10.1038/ncomms12386. ISSN: 2041-1723. PMC: 4992064. PMID: 27530064.
* ↑ Perry's Chemical Engineers' Handbook 7$^a$ ed. (pàg. 2.25-2.26), la T$_{eb}$ per l'àcid sulfúric a la seva forma comercial habitual és de 340 °C (temperatura a la qual també se'n produeix la descomposició), la T$_{eb}$ de l'àcid sulfúric monohidrat (H₂SO₄·H₂O) és de 290 °C, mentre que la T$_{eb}$ de l'àcid sulfúric dihidrat (H₂SO₄·2H₂O) és de 167 °C (en els dos darrers casos no hi ha descomposició).
* 1 2 3 4 5 6 Rodríguez Renuncio, Juan A.; Ruiz Sánchez, Juan J.; Urieta Navarro, José S. Termodinámica química (2.ª edición corregida) (en castellà). 2a. Madrid: Síntesis, 1999-11-30. ISBN 978-84-7738-581-3.
* 1 2 3 4 Díaz Peña, M.; Roig Muntaner, A. Química física (en castellà). 1ª. Madrid: Alhambra, 1980, p. 818. ISBN 84-205-0575-7.
* ↑ Li, J.C.M. «Clapeyron Equation for Multicomponent Systems». Journal of Chemical Physics, 25, 1956, pàg. 572-574.
* ↑ UNIVERSITAT POLITÈCNICA DE CATALUNYA; TERMCAT, CENTRE DE TERMINOLOGIA; ENCICLOPÈDIA CATALANA. Diccionari de química [en línia]. Barcelona: TERMCAT, Centre de Terminologia, cop. 2016-2023. (Diccionaris en Línia) (Ciència i Tecnologia) http://www.termcat.cat/ca/diccionaris-en-linia/212
* ↑ Babor, J.A.; Ibarz, J. Química General Moderna (en castellà). 8a ed.. Barcelona: Marín, 1979. ISBN 84-7102-997-9.
* 1 2 Chaplin, M. «Colligative properties of water» (en anglès). Water Structure and Science, 13-12-2008. [Consulta: 19 març 2009].
* ↑ Raoult, F.M «Loi générale des tensions de vapeur des dissolvants» (en francès). Comptes Rendus [París], 104, 1887, pàg. 1430-1433.
* 1 2 Rodríguez, J. A.; Ruíz, J.J. i Urieta, J.S.. Termodinámica química. Madrid: Síntesis, setembre 2000. ISBN 84-7738-581-5.
* ↑ «Diccionari enciclopèdic de medicina (DEMCAT)». Diccionaris en Línia. INSTITUT D’ESTUDIS CATALANS; FUNDACIÓ ACADÈMIA DE CIÈNCIES MÈDIQUES I DE LA SALUT DE CATALUNYA I DE BALEARS; ENCICLOPÈDIA CATALANA; TERMCAT, CENTRE DE TERMINOLOGIA; CATALUNYA. DEPARTAMENT DE SALUT., 2015-2024.
* 1 2 3 «Boiling | Definition, Cooking, & Methods | Britannica» (en anglès), 18-02-2025. [Consulta: 18 març 2025].

## Enllaços externs

* Vieta Corcoy, Pep Anton. «- Alumne: L'aigua bull a 100 °C! – Profe: Suspès!». PepQuímic. [Consulta: 6 març 2014].