Hace unos días mantuve una conversación por correo electrónico con Mª Dolores, una profesora sevillana afincada en Buenos Aires, sobre las ideas preconcebidas de muchos alumnos sobre la temperatura de ebullición del agua. Pensé en ampliar el artículo de Falacias sobre las nubes y el vapor de agua, que es bastante corto, pero al final he decidido combinar el asunto de la ebullición/evaporación con otra pregunta que recibí hace tiempo, para matar dos pájaros. Enlazaremos una cosa con otra para responder a la pregunta, ¿Cómo funciona una olla a presión?, de paso desmontando esas ideas preconcebidas sobre las temperaturas de ebullición. Vamos, un artículo de esos en los que divagamos y no llegamos a nada demasiado útil, pero si no te gustaran estas cosas, probablemente no estarías aquí.
Es inevitable que a muchos de vosotros lo que voy a contar os resulte conocido, pero tengo que decir lo mismo que he dicho repetidamente en la serie de Falacias: algunas cosas que a ti te parecen evidentes, otros no las conocen, y estoy seguro de que pensabas que alguna idea falsa que hemos desmontado aquí era verdadera (desde luego, me ha pasado a mí antes de investigar sobre algunas)… y seguro que había alguien que ya sabía la verdad y pensaba que era evidente. De modo que, si este artículo te resulta demasiado básico porque ya sabes todo esto, piensa que puede servir a otros que no lo conocen igual. Además, nunca se sabe: ¡lo mismo hay algún dato curioso que no conocías! La Línea de Armstrong, por ejemplo, no es algo que se oiga todos los días.
Esto me lleva a otro aviso (siento ser pesado). Como sabéis los viejos del lugar, el lema de El Tamiz es “Antes simplista que incomprensible”. Si tenemos que elegir entre publicar un artículo completo, riguroso y docto, pero que no sea accesible a un gran número de gente, y publicar un artículo simplificado, incluso con agujeros conceptuales detectables por quien sepa del tema, pero que sea más fácilmente comprensible por mucha gente… siempre elegimos la segunda opción. De modo que, si sabes de Termodinámica, es posible que si sigues leyendo sientas que la mera existencia de este artículo degrada la energía del Universo exponencialmente. Avisado estás.
La idea preconcebida de la que me hablaba Mª Dolores, y que yo también he notado entre mis alumnos, es la de que “el agua hierve a 100 ºC”. De hecho, suele haber dos ideas falsas escondidas en esa frase –una explícita y otra implícita–, metidas en la cabeza de mucha gente. Una es el valor de temperatura (mentira cochina, sin especificar más), y el otro es el propio concepto de “hervir”, que por alguna razón –no sé si las explicaciones en la escuela, lo que se oye en casa o qué demonios– se traduce muchas veces en nuestra cabeza como “pasar de líquido a gas”. De modo que, antes de llegar a las ollas a presión, vamos por partes.
Que el agua no necesita estar a 100 ºC para convertirse en un gas es lógico, si te paras a pensar en ello un momento. No hace falta más que dejar un vaso de agua sobre una mesa: al cabo del tiempo, el nivel del agua va descendiendo hasta que no queda nada del líquido, que se ha convertido en vapor. Evidentemente, hay diferencias con el proceso que se produce cuando pones una olla al fuego y el agua burbujea y desaparece mucho más rápido, pero en ambos casos el agua está pasando de un estado (líquido) al otro (gas), aunque en uno de los dos casos la temperatura sea mucho más baja que la de ebullición; dicho en términos técnicos, en ambos casos el agua se está vaporizando. Pero, ¿qué significa eso para una molécula de agua?
En estado líquido, las moléculas de H2O están ligadas unas a otras por fuerzas relativamente tenues, como sucede en cualquier otro líquido. Estas fuerzas permiten que las moléculas de agua se deslicen unas sobre otras, de modo que el agua fluye muy fácilmente, pero las mantienen “cautivas” unas de otras. Es algo así como si cada molécula fuese, al mismo tiempo, esclava de las que la rodean (no la dejan escapar) y dueña de las otras esclavas (porque no las deja escapar). Pero esta “cooperativa esclavista” tiene un punto débil.
La situación es similar, en algunos aspectos, al campo gravitatorio terrestre. Los objetos que se encuentran sobre la superficie de la Tierra (como tú o yo) están ligados al planeta por una fuerza que los permite deslizarse sobre ella con relativa facilidad, pero no alejarse de ella fácilmente. Sin embargo, como demuestran nuestros programas espaciales, sí es posible escapar de la atracción gravitatoria del planeta. Simplemente hace falta adquirir la suficiente velocidad para escapar al espacio.
Lo mismo sucede con las moléculas de H2O en el líquido, salvo que son todas las demás las que la mantienen ahí: si una consigue alcanzar la suficiente velocidad (es decir, la suficiente energía), puede librarse de la atracción de las demás y moverse con libertad, es decir, pasar al estado gaseoso. Y ahí está precisamente el punto débil de la mutua esclavitud de las moléculas de agua: es casi seguro que siempre va a haber alguna molécula con la suficiente velocidad para escapar.
Como es posible que sepas, la temperatura de una sustancia depende de la velocidad con la que se mueven sus moléculas: una temperatura baja se corresponde con moléculas lentas, una alta con moléculas rápidas. Pero, puesto que hay un número inimaginablemente alto de moléculas en cualquier cantidad macroscópica de sustancia (como, por ejemplo, en un vaso de agua), esa velocidad que determina la temperatura no es la de una molécula concreta, sino la velocidad media de todas las moléculas juntas. Algunas de ellas se moverán justo a esa velocidad, otras un poco más deprisa, otras un poco más despacio, etc. El diagrama podría ser algo así (no pretende el más mínimo rigor, sino darte una idea de la distribución de velocidades moleculares):
© Geli Crick. Publicado bajo licencia Creative Commons Attribution-Noncommercial-Sharealike 2.5 Spain License.
Además, las moléculas están cambiando de velocidad todo el tiempo porque, dado que se mueven (más rápido cuanto más caliente esté el agua), están chocando continuamente unas con otras. Al chocar, se transfieren velocidad unas a otras — tal vez una de ellas, tras el choque, se mueva más despacio que antes, y que la otra se mueva más aprisa. Evidentemente, el proceso es tan rápido, las moléculas tan pequeñas y tan numerosas, que “desde fuera” nos parece que todo es estático, pero no lo es en absoluto. Las moléculas ganan y pierden energía unas a costa de otras todo el tiempo.
Ahora bien, si representamos la velocidad necesaria para escapar de la atracción de las moléculas que rodean a una cualquiera en la gráfica de arriba, verás lo que sucede, incluso aunque la velocidad media esté bastante por debajo de la necesaria para el cambio de estado a gas:
© Geli Crick. Publicado bajo licencia Creative Commons Attribution-Noncommercial-Sharealike 2.5 Spain License.
Como ves, salvo que haya una diferencia gigantesca entre ambas temperaturas, siempre hay alguna molécula con la suficiente velocidad para escapar. La energía necesaria para hacerlo habrá sido “robada” a otras moléculas en alguna colisión, y la otra molécula habrá quedado moviéndose tan lentamente que esté por la parte izquierda de la gráfica, sin esperanzas de poder alcanzar la libertad gaseosa… hasta que ella choque con alguna otra y, al azar, reciba la suficiente energía para escapar.
El punto débil del sistema, por lo tanto, es la propia distribución estadística de velocidades y la continua transferencia de energía entre unas moléculas y otras en sus continuos choques. Y esto es, por cierto, algo que no he visto explicado a menudo en los libros de texto, que simplemente dicen que el agua se evapora y punto, y no por qué. Pero, como tal vez ya te hayas planteado, hay una pega para este sistema aleatorio de escape: los propios choques entre moléculas después del primero. Incluso aunque una molécula, en el interior del líquido, consiga la velocidad necesaria para deshacerse del agarre de las que tiene cerca, ¡sigue rodeada de multitud de ellas! Sí, se moverá muy rápido, libre como el viento durante un instante… hasta que se pegue un batacazo con alguna molécula cercana y le transfiera parte de su energía, moviéndose ella misma más despacio y volviendo al redil del líquido. Escapar no es tan fácil.
Sólo hay dos maneras de que esto no pase. La primera de ellas es que la molécula que ha alcanzado, aunque sea fugazmente, la velocidad de escape, no esté en el interior del líquido, sino sobre la superficie o muy cerca de ella. Si esto sucede, y además la dirección de movimiento de la molécula es “hacia fuera”, entonces podrá escapar del líquido antes de chocar con ninguna otra molécula. Dado que siempre hay moléculas en la superficie del líquido (o no habría superficie), y que siempre hay moléculas que se mueven con la suficiente velocidad para escapar, necesariamente siempre hay moléculas escapando del líquido si éste está “al aire”.
El proceso que acabo de describir constituye, por lo tanto, una de las dos vías por las que el agua se vaporiza, es decir, se convierte en gas. En este caso se trata de una vaporización lenta, que se produce en la superficie del líquido, y que recibe el nombre de evaporación. Como puedes ver si observas la gráfica de arriba, cuanto más cerca esté la velocidad media de todas las moléculas de la “velocidad de escape”, más moléculas de H2O podrán escapar del líquido durante un período de tiempo determinado, con lo que más deprisa podrá evaporarse el líquido. Hay otros factores que influyen, y de ellos hablaremos en un momento, pero espero que el concepto básico de la evaporación haya quedado claro.
Como también puedes estar pensando, si cada vez que una molécula consigue escapar es porque ha “robado” la energía necesaria a sus compañeras, el resto de ellas, como conjunto, irá perdiendo energía poco a poco, la que se han llevado las “traidoras” que escapan. Con lo que, si nada más sucediese, cada vez irían escapando menos y menos moléculas, y el líquido se iría enfriando poco a poco (puesto que la temperatura es precisamente la medida de la energía cinética media de las moléculas). Pero, ¡ah!, la cosa no se queda ahí.
Ese líquido no está solo en el Universo, de modo que sí, empieza a enfriarse… lo cual significa que está más frío que lo que lo rodea: las paredes del recipiente, el suelo, el aire, lo que sea. Y, como consecuencia, las sustancias de alrededor, más calientes, le ceden energía en forma de calor, y al final el líquido se queda más o menos como estaba. De ahí que, cuando el agua se va evaporando tras una tormenta, el ambiente se refresque. Lo mismo sucede cuando sudamos (de hecho, es una de las razones por las que lo hacemos), ya que la sustancia caliente más cercana al agua que se está evaporando es nuestro propio cuerpo. Y, como es ya bien conocido, de ahí que el botijo tradicional mantenga el agua más fresca que una botella de plástico.
Como hemos dicho antes, además de la temperatura existen otros factores que influyen en la velocidad de evaporación. Evidentemente, la naturaleza del líquido influye. Si las fuerzas entre moléculas son intensísimas, será difícil que una de ellas consiga librarse de las otras, con lo que la velocidad necesaria será muy grande, y al revés. También influye la cantidad de vapor que haya sobre el líquido, ya que igual que una molécula del líquido puede tener la suerte de moverse en la dirección correcta, una del gas puede moverse hacia el líquido, caer dentro, chocar con las moléculas de ahí abajo y quedarse “atrapada” de nuevo. Cuanto más vapor haya sobre el líquido, más vapor se convierte todo el tiempo de nuevo en líquido por este proceso, con lo que la evaporación neta se ralentiza.
Más interesante aún es el efecto de las impurezas en el líquido, si no es puro. Por una parte, las sustancias disueltas en él pueden ejercer sus propias “fuerzas de amarre” sobre las moléculas del líquido, que pueden escapar más difícilmente. Pero, incluso si esto no sucede, cualquier líquido con cosas disueltas en él se evapora más lentamente, y la razón es bastante lógica: cuanta mayor sea la superficie del líquido por la que escapar, más fácil la evaporación. Pero claro, si hay otras cosas en el líquido, no toda la superficie es “campo abierto” para escapar, porque parte de ella estará ocupada por la sustancia disuelta. De modo que –por poner un ejemplo exagerado– si una de cada dos moléculas no es del líquido, sino de la otra sustancia, entonces la evaporación se producirá dos veces más lentamente que cuando estaba puro.
Pero la evaporación sólo permite escapar a las moléculas cercanas a la superficie. ¿Hay alguna esperanza para las demás? Sí la hay, y es la segunda manera de escapar del líquido. Si la temperatura aumenta lo suficiente, la velocidad media de las moléculas será lo bastante alta como para que muchas de ellas tengan la velocidad necesaria para escapar. Cuando eso sucede, hay un número tan grande de “traidoras” que pueden llegar a formar regiones en las que sólo hay moléculas no ligadas a las que las rodean: burbujas de gas dentro del líquido. Estas burbujas tienen menor densidad que el líquido que las rodea, con lo que eventualmente suelen subir a la superficie y entonces, por fin, las moléculas que las forman pueden escapar al exterior y moverse libremente.
Agua hirviendo (no necesariamente a 100 ºC) (Markus Schweiss / Creative Commons Attribution-Sharealike 3.0 License).
Esta segunda vaporización, que es violenta, se produce en todas partes (no sólo en la superficie) y requiere una temperatura más alta, es la ebullición, y es a lo que nos referimos cuando decimos que el agua está hirviendo. La temperatura a la que esto sucede de manera masiva es precisamente la temperatura de ebullición del líquido. De modo que la identificación de ebullición con evaporación es la falsedad sutil e implícita en “El agua hierve a 100 ºC”, aunque la frase en sí no la contenga explícitamente. Pero la propia cifra es incorrecta, porque queda un factor más del que hablar en nuestra ridícula dramatización del “escape” de las “traidoras” moléculas de agua.
En primer lugar, hemos visto qué le sucede a la molécula de H2O cuando consigue salir del líquido… pero no después. Sí, como en una mala película de acción, es perfectamente posible que una molécula tenga la velocidad necesaria para escapar, y salga del líquido… para volver a él inmediatamente. Para entender por qué, no hay más que recordar que la molécula que escapa –salvo circunstancias bastante inusuales, de las que hablaremos luego– no lo hace en el vacío. Si imaginas la olla con agua caliente, una molécula de H2O que salga disparada con la velocidad necesaria hacia fuera de la superficie del líquido se encuentra con otras muchas moléculas ahí fuera, en el aire: algunas otras “traidoras” que escaparon antes que ella, otras moléculas de O2, de CO2, de N2, etc.
Claro, lo que hay sobre la superficie es un gas, con lo que tiene una densidad mucho menor que la del agua líquida que la molécula escapada va a dejar atrás: las moléculas están en el gas mucho menos apretujadas, con lo que la “traidora” probablemente tarde más en chocar con otra molécula que en el líquido. Pero seguro que, tarde o temprano, chocará con alguna, y se produzcan transferencias de energía entre ellas. La consecuencia es que algunas de las moléculas que escapan del líquido, apenas alcanzan el aire de fuera, chocan con alguna otra molécula del exterior con tan mala suerte que vuelven a caer al líquido de nuevo, chocan allí con alguna otra molécula del líquido, le transfieren parte de su energía y, ¡vuelta a empezar! Ya no tienen la velocidad suficiente para escapar.
Aunque soy consciente de lo patético de mi ejemplo de “traidoras” y “cooperativa esclavista”, continúo por si te ayuda a visualizar el asunto. Es como si las moléculas del aire que hay sobre el líquido fueran la última barrera de protección, fuera ya de la “cooperativa esclavista”: algunas de ellas golpean a las moléculas escapadas y las devuelven otra vez al redil. Para poder escabullirse del líquido no sólo hace falta evadirse del resto de las moléculas del agua, sino también de esa barrera exterior de moléculas diversas que se mueven sobre el líquido.
Creo que debería resultar lógico entonces el hecho de que, además de la temperatura del líquido (a mayor temperatura, mayor número de moléculas con la velocidad suficiente para escapar), influye el número de moléculas “externas” que hay sobre él: si hay muy pocas, una vez escapas del líquido es muy fácil moverte por ahí fuera sin chocar y volver a caer. Si hay un número gigantesco de ellas, el exterior es como una lata de sardinas en la que es muy difícil entrar sin que alguien te dé un buen golpe y te devuelva al interior del líquido.
Pero ¿qué quiere decir, macroscópicamente hablando, que haya pocas o muchas moléculas de aire sobre el líquido? Eso es lo que notamos, en la atmósfera, como la presión del aire. Cuando más subimos hacia la cima de la atmósfera, “menos apretadas” están las moléculas, es decir, menos presión hay, y al revés. La presión que solemos tomar como referencia es la que hay al nivel del mar, un poco más de 100 kilopascales (kPa).
Es decir, que de una manera más técnica, la presión del gas que hay fuera del líquido influye en la temperatura de ebullición del líquido. Cuanto mayor es la presión, más difícil es que una molécula escape del líquido y mayor es por tanto la temperatura de ebullición, y al revés. Aunque no todo el mundo conozca la razón que hay detrás, esto es un hecho bien conocido por quienes viven bastante por encima del nivel del mar, ya que influye en el tiempo de cocción de las comidas. Sí, ya casi estamos llegando a las ollas a presión, ¡paciencia!
Si quieres cocinar unos macarrones sobre la cima del Monte Everest, por ejemplo, verás inmediatamente que lo de que “el agua hierve a 100 ºC” es una mentira como un piano de cola, porque ese valor supone la presión de referencia de 100 kPa al nivel del mar. En la cima del Everest, la presión del aire sobre la olla de agua es tan sólo de unos 26 kPa, con lo que es muchísimo más fácil para una molécula escapar del líquido, porque apenas tiene moléculas del aire por encima. Como consecuencia, el agua en la cima del Everest hierve más o menos a 70 ºC. La propia idea de que el agua hirviendo está muy caliente es falsa: nuestra intuición así lo indica porque está “entrenada” a una presión determinada pero, como veremos luego, es posible tener un vaso de agua frío al tacto pero hirviendo a borbotones.
Monte Everest. En tibetano, “Chomolungma” — “Némesis de los espaguetis” (foto de Pavel Novak, Creative Commons Attribution Sharealike 2.5).
Y esto, naturalmente, supone un problema si quieres cocinar allí. Mientras el agua hierve, toda la energía que le transmites (si estás cocinando en el Everest, probablemente mediante una llama) se invierte en el cambio de estado, y no en calentar el agua. De modo que, mientras cocinas tus macarrones allí arriba, el agua no va a sobrepasar jamás los 70 ºC. Y, como consecuencia, los macarrones tardarán bastante más en estar listos que si estuvieras cocinando al nivel del mar.
¿Cuál es la solución entonces, si quieres cocinar pasta o cualquier otra cosa en agua hirviendo en el Everest? ¡Apretujar las moléculas de gas que hay sobre el líquido, para que esas traidoras no puedan escaparse fácilmente! Y, ¿cuál es la manera más fácil de conseguir esto? Pues, como te estás imaginando… una olla a presión.
Aunque hay válvulas de seguridad y mecanismos diversos, dicho mal y pronto, una olla a presión no es más que un recipiente hermético que puede soportar diferencias de presión considerables entre “dentro” y “fuera”. Imaginemos que tienes una de estas ollas en el Everest, y que empiezas a calentar el agua de los macarrones.
Cuando cierras la olla y empiezas a calentar, al principio no sucede nada inusual: el agua empieza a aumentar de temperatura hasta que se acerca a los 70 ºC, de modo que se va convirtiendo en vapor cada vez más rápido. Las moléculas del líquido pueden escapar sin problemas, porque hay muy pocas moléculas del gas sobre ellas debido a la escasa presión. Pero ¿a dónde van a ir esas moléculas libres, si están encerradas en un recipiente hermético? Como no pueden salir de la olla, empiezan a acumularse ahí, sobre el líquido, más y más moléculas de H2O encerradas en el recipiente.
Y ahí está la ironía de todo el asunto: ¡son las propias moléculas “traidoras”, escapadas del líquido, quienes ahora se convierten en “guardianas” de las que siguen dentro del agua! Poco a poco, la presión dentro de la olla va aumentando porque se va acumulando el vapor de agua… con lo que aumenta la temperatura de ebullición, y el agua se puede calentar más sin romper a hervir. Además, al ser vapor de agua sobre el líquido, muchas de esas moléculas “escapadas” vuelven a entrar en el agua líquida y dejan de ser vapor. Al calentarse, más moléculas alcanzan la velocidad necesaria para escapar del líquido, incluso a pesar de las nuevas moléculas de H2O que presionan sobre él… pero, como se unen a ellas, aumentan la presión todavía más y permiten que la temperatura de ebullición siga subiendo. De ese modo, puedes conseguir cocinar sobre el Everest con una presión dentro de la olla que sea un par de veces superior a la de fuera, y por lo tanto, a una temperatura más alta, lo que supone un tiempo de cocción más corto para tus macarrones.
Temperatura de ebullición del agua frente a la presión en Torr (mmHg) (Yannick Trottier / Creative Commons Attribution-Sharealike 2.5 License).
Pero no hay nada que impida que lo hagas si estás al nivel del mar, y de hecho lo hacemos cada vez que empleamos una olla a presión en casa. La que tengo delante ahora mismo indica una presión máxima de seguridad de 1,5 bares, es decir, 150 kPa, un 50% más de presión que al nivel del mar. Por lo tanto, la temperatura de ebullición del agua dentro de mi olla, cuando está “cargadita” de vapor de agua, es mayor que 100 ºC: en este caso es de unos 112 ºC, con lo que puedo cocinar a doce grados más de temperatura que si no la estuviera usando, y esos doce grados reducen mucho el tiempo de cocción. Hay otras ollas a presión que pueden soportar presiones bastante mayores, por supuesto: yo las he visto de hasta 200 kPa, pero estoy convencido de que las hay aún mejores, y pueden alcanzar temperaturas de 120-130 ºC.
Naturalmente, también sucede lo contrario: según hay menos presión sobre el líquido, más fácil es que las moléculas de H2O escapen de él. De modo que, si sigues subiendo más allá de la cima del Everest, la temperatura de ebullición del agua irá descendiendo por debajo de los 69 ºC, de los 50 ºC, de los 40 ºC… llegaría un momento, a unos 19 km de altitud sobre el nivel del mar, en el que alcanzaría el valor de 36,7 ºC, ¡la temperatura de tu cuerpo! Ese punto se denomina Línea de Armstrong, en honor a Harry George Armstrong, el primero en describir este fenómeno. Y entonces, avezado y paciente lector de El Tamiz, el agua de tu cuerpo expuesta al aire empezaría a hervir como la de los macarrones. Tu saliva, las lágrimas de tus ojos, cualquier mucosa expuesta al aire… no me quiero imaginar la sensación. Lo que sucede con la sangre y otros fluidos dentro del cuerpo es algo más complicado, porque la presión ahí dentro es mayor que fuera, pero los peligros sobre la Línea de Armstrong son diversos y la situación nada agradable, salvo que dispongas de un traje presurizado. Y más allá aún, si te fijas en el diagrama de arriba, puedes tener un vaso de agua a 5 ºC, que notes bastante frío si metes la mano dentro y, sin embargo, que hierva rabiosamente. Esa experiencia sí me encantaría tenerla.
Desde luego, hay mucho más que decir (y espero que algún día lo hagamos cuando empecemos, por fin, una serie sobre Termodinámica), y estoy seguro de que, si has leído de este asunto, las explicaciones habrán sido bastante más rigurosas que las mías. Pero mi objetivo era simplemente darte una idea intuitiva de la diferencia entre evaporación y ebullición, y la razón lógica de la influencia de la presión sobre ellas. Así que, la próxima vez que cocines en una olla a presión, recuerda lo que realmente estás haciendo: ¡atrapar a esas traidoras, para que no escapen!
Para saber más:
- Punto de ebullición / Boiling point
- Pressure and boiling points of water
- Pressure cooking / Olla a presión
- Armstrong Line
- Surviving Rapid/Explosive Decompression
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