Para conceitos relacionados: o ponto de ebulição é a temperatura na qual um líquido entra em ebulição a uma determinada pressão; o ponto de fusão é a temperatura na qual as fases sólida e líquida coexistem em equilíbrio; e o ponto de sublimação é a temperatura na qual as fases sólida e de vapor coexistem em equilíbrio, a uma determinada pressão.

miniatura|300px|Água em ebulição a 99,3 °C, a uma altitude de 215 m.

O ponto de ebulição de uma substância é a temperatura na qual a pressão de vapor de um líquido se iguala à pressão exercida sobre ele, permitindo sua passagem ao estado de vapor por ebulição.

O ponto de ebulição de um líquido varia com a pressão do meio. Um líquido em vácuo parcial, sob pressão menor, tem um ponto de ebulição mais baixo do que teria à pressão atmosférica. Por esse motivo, a água entra em ebulição a aproximadamente 100 °C sob uma pressão de uma atmosfera, mas a cerca de 93 °C a uma altitude de 2.000 m. A temperatura exata depende da pressão atmosférica local, que também varia com as condições meteorológicas. Para uma mesma pressão, líquidos diferentes podem entrar em ebulição a temperaturas diferentes.

O ponto de ebulição normal, também chamado de ponto de ebulição atmosférico ou ponto de ebulição à pressão atmosférica, é o caso em que a pressão de vapor do líquido se iguala a uma atmosfera, ou 101,325 kPa. O ponto de ebulição padrão corresponde à pressão de um bar, ou 100 kPa, recomendada como pressão padrão pela União Internacional de Química Pura e Aplicada em 1982.

A entalpia de vaporização, também chamada de calor de vaporização, é a variação de entalpia necessária para transformar uma dada quantidade de uma substância de líquido em gás. A pressão constante, ela corresponde ao calor absorvido na mudança de fase quando o único trabalho realizado é o de expansão.

Líquidos podem passar ao estado de vapor em temperaturas inferiores ao ponto de ebulição por evaporação. Na evaporação, moléculas com energia suficiente escapam pela superfície do líquido. Na ebulição, há formação de bolhas de vapor no interior do líquido.

Temperatura e pressão de saturação miniatura|direita|280px|Demonstração da redução do ponto de ebulição do álcool sob pressão menor, obtida com uma bomba de vácuo.

miniatura|direita|lang=pt|Diagrama de fase da água. A curva entre as regiões de líquido e vapor reúne as condições de pressão e temperatura nas quais as duas fases coexistem.

Para uma substância pura, um líquido saturado está à temperatura de saturação correspondente à sua pressão. Nessas condições, o fornecimento adicional de calor a pressão constante inicia a vaporização. Um vapor saturado está nas condições em que a retirada de calor a pressão constante inicia a condensação.

Temperatura de saturação é a temperatura correspondente a uma determinada pressão na qual as fases líquida e de vapor podem coexistir em equilíbrio. Para uma substância pura, ela corresponde ao ponto de ebulição naquela pressão.

Em um diagrama de fase de uma substância pura, os pares de pressão e temperatura nos quais líquido e vapor coexistem formam a curva líquido-vapor. Essa curva parte do ponto triplo e termina no ponto crítico. O mesmo par de pressão e temperatura corresponde à vaporização em um sentido e à condensação no sentido inverso.

Se a pressão de um sistema permanecer constante, em uma transformação isobárica, um vapor à temperatura de saturação começa a condensar-se quando perde calor. Um líquido à temperatura e à pressão de saturação vaporiza quando recebe calor.

Durante a ebulição de uma substância pura a pressão constante, a temperatura de equilíbrio permanece constante enquanto as fases líquida e de vapor coexistem. O calor fornecido é consumido pela mudança de fase. Depois que a vaporização termina, o fornecimento adicional de calor pode elevar a temperatura do vapor.

Pontos de ebulição podem ser tabelados a 101,325 kPa, ou 1 atm, e à pressão padrão da IUPAC de 100 kPa, ou 1 bar. A pressão de referência deve acompanhar o valor informado. Em altitudes maiores, onde a pressão atmosférica é menor, o ponto de ebulição também é menor. Com o aumento da pressão, a curva líquido-vapor prossegue até o ponto crítico, onde desaparece a distinção entre as fases líquida e gasosa. Acima da temperatura crítica não existe uma transição de ebulição entre essas duas fases. Com a diminuição da pressão, a curva termina no ponto triplo. Abaixo da pressão do ponto triplo, a fase líquida não é estável em equilíbrio.

Se forem conhecidos a entalpia molar de vaporização e um par de pressão e temperatura de ebulição, outro ponto de ebulição pode ser estimado com a forma integrada da Equação de Clausius-Clapeyron:

Nessa expressão:

é a temperatura de ebulição à pressão considerada, em kelvin, é a constante universal dos gases perfeitos, é a pressão absoluta considerada, igual à pressão de vapor de equilíbrio no ponto de ebulição, é a pressão absoluta de referência, expressa na mesma unidade que , é a entalpia molar de vaporização, é a temperatura de ebulição correspondente a , também em kelvin, é o logaritmo natural.

Essa forma é aproximada. Ela pressupõe vapor com comportamento de gás ideal, volume molar do líquido desprezível em comparação com o do vapor e entalpia de vaporização aproximadamente constante no intervalo de temperaturas. As unidades de e de devem ser compatíveis. Por exemplo, ao usar em J·mol−1·K−1, a entalpia molar deve estar em J·mol−1.

Pressão de saturação é a pressão correspondente a uma determinada temperatura na qual líquido e vapor podem coexistir em equilíbrio. Pressão e temperatura de saturação aumentam juntas ao longo da curva líquido-vapor.

Ao comprimir lentamente um vapor saturado de uma substância pura, mantendo a temperatura constante em uma transformação isotérmica, parte dele se condensa. Enquanto as duas fases coexistem em equilíbrio, a pressão permanece igual à pressão de saturação dessa temperatura. A redução da pressão sobre um líquido saturado favorece sua vaporização, como ocorre na evaporação flash.

O ponto de ebulição normal da água é normalmente dado como 100 °C. Um valor mais preciso é aproximadamente 99,974 °C à pressão de 1 atm, ou 101,325 kPa. À pressão padrão de 100 kPa, ou 1 bar, o ponto de ebulição da água é de aproximadamente 99,61 °C.

No topo do Monte Evereste, a pressão atmosférica pode ficar próxima de 34 kPa. A essa pressão, a água entra em ebulição a cerca de 72 °C. Esse valor não é uma temperatura fixa do local, pois acompanha as variações da pressão atmosférica.

Em 1954, a Conferência Geral de Pesos e Medidas adotou o ponto triplo da água como referência fundamental da escala termodinâmica, atribuindo-lhe exatamente 273,16 K. O ponto de ebulição da água deixou de ser uma referência definidora dessa escala. Seu valor em graus Celsius depende da determinação experimental das propriedades da água.

O aumento do ponto de ebulição com a pressão é usado na panela de pressão. A pressão interna pode permitir que a água permaneça líquida até temperaturas próximas de 120 °C, elevando a temperatura de cozimento dos alimentos. A temperatura atingida depende da pressão de funcionamento do utensílio.

Superaquecimento e nucleação A formação de bolhas depende de nucleação. Pequenas irregularidades nas paredes do recipiente e cavidades que contenham gás podem fornecer pontos onde as bolhas começam a crescer. Em superfícies muito lisas, a iniciação da ebulição pode exigir que o líquido alcance uma temperatura acima de sua temperatura de saturação, produzindo superaquecimento. A ausência de locais adequados para a formação das bolhas pode favorecer uma ebulição súbita e irregular. Pedras de ebulição fornecem superfícies ásperas que facilitam essa formação.

Relação entre o ponto de ebulição normal e a pressão de vapor dos líquidos

miniatura|direita|Gráfico semilogarítmico da pressão de vapor de diferentes líquidos.

Entre líquidos comparáveis, uma pressão de vapor mais elevada a uma mesma temperatura costuma corresponder a um ponto de ebulição normal mais baixo. A comparação dos pontos de ebulição depende, porém, das curvas de pressão de vapor até a pressão de referência, e não apenas de um valor isolado de pressão de vapor.

O gráfico mostra a pressão de vapor em função da temperatura para diferentes líquidos. Cada curva cruza a linha de uma atmosfera na temperatura correspondente ao ponto de ebulição normal do líquido.

Entre os líquidos representados, o cloreto de metila apresenta a maior pressão de vapor no intervalo comparável do gráfico e o menor ponto de ebulição normal, aproximadamente −24,2 °C. Esse ponto corresponde ao cruzamento de sua curva, em azul, com a linha de uma atmosfera.

O ponto crítico encerra a curva de coexistência entre líquido e vapor. Acima da temperatura crítica, não há transição de ebulição entre duas fases distintas.

A relação entre temperatura e pressão de vapor da água determina seus pontos de ebulição nas diferentes pressões.

Ponto de ebulição dos elementos químicos

O elemento com o menor ponto de ebulição normal é o hélio, que ferve a aproximadamente 4,22 K. Os pontos de ebulição do rênio e do tungstênio ultrapassam 5.000 K. Os valores atribuídos a temperaturas tão elevadas variam entre compilações. Por isso, a comparação de qual dos dois elementos apresenta o maior ponto de ebulição depende dos valores adotados.

Ponto de ebulição como propriedade de referência de um composto puro

O ponto de ebulição normal de um composto químico puro fornece uma indicação de sua volatilidade. Para um composto estável com ponto de ebulição normal definido, essa temperatura e seu ponto de fusão podem ser usados como propriedades físicas características em obras de referência. Entre compostos comparáveis, um ponto de ebulição normal mais alto costuma acompanhar menor volatilidade. Um ponto de ebulição normal mais baixo costuma acompanhar maior volatilidade. Alguns compostos se decompõem em temperaturas elevadas antes de atingir seu ponto de ebulição normal e, às vezes, antes do ponto de fusão.

Para um composto estável, os pontos de ebulição ficam sobre a curva líquido-vapor entre o ponto triplo e o ponto crítico, conforme a pressão externa. Um fluido supercrítico ocorre quando a temperatura e a pressão ultrapassam, respectivamente, a temperatura crítica e a pressão crítica. Ultrapassar apenas a temperatura crítica não basta para classificar o fluido como supercrítico. À pressão atmosférica, uma substância estável geralmente se encontra no estado gasoso se sua temperatura estiver acima do ponto de ebulição normal. Abaixo dessa temperatura, pode existir como líquido ou sólido, dependendo também do ponto de fusão. Em um recipiente fechado, uma fase condensada pode coexistir em equilíbrio com seu vapor. Em um recipiente aberto, a dispersão do vapor permite que a evaporação prossiga mesmo abaixo do ponto de ebulição.

miniatura|350px|Pontos de ebulição de alcanos, alcenos, éteres, haloalcanos, aldeídos, cetonas, álcoois e ácidos carboxílicos em função da massa molar.

Compostos com ligações iônicas costumam apresentar pontos de ebulição elevados, desde que não se decomponham antes de alcançar essas temperaturas. Muitos metais também têm pontos de ebulição elevados. Em famílias de compostos moleculares semelhantes, o ponto de ebulição normal tende a aumentar com o tamanho da molécula e sua massa molecular, em razão do aumento das forças de dispersão. Quando o tamanho molecular chega à escala de uma macromolécula ou de um polímero, o material frequentemente se decompõe em alta temperatura antes de apresentar ebulição.