Como você calcula a pressão de vapor do etanol?

Responda:

Você usa a equação de Clausius-Clapeyron.

Explicação:

Experimentos mostram que a pressão de vapor $P$ $P$ , entalpia de vaporização, $ΔH_"vap"$ e temperatura $T$ são relacionados pela equação

$lnP = "constant" – (ΔH_"vap")/"RT"$

onde $R$ é a constante ideal de gás. Esta equação é a equação de Clausius-Clapeyron.

If $P_1$ e $P_2$ são as pressões de vapor a duas temperaturas $T_1$ e $T_2$ , a equação assume a forma:

$ln(P_2/(P_1)) = (ΔH_"vap")/R(1/T_1 – 1/T_2)$

A equação de Clausius-Clapeyron permite estimar a pressão do vapor em outra temperatura, se conhecermos a entalpia da vaporização e a pressão do vapor em alguma temperatura.

Exemplo

O etanol tem um calor de vaporização de 38.56 kJ / mol e um ponto de ebulição normal de 78.4 ° C. Qual é a pressão de vapor do etanol a 50.0 ° C?

Solução

$T_1 = "(50.0+ 273.15) K = 323.15 K"$ ; $P_1 = "?"$
$T_2 = "(78.4 + 273.15) K = 351.55 K"$ ; $P_2 = "760 Torr"$

$ln(P_2/P_1) = (ΔH_"vap")/R (1/T_1 – 1/T_2)$

$ln(("760 Torr")/P_1) = ((38 560 color(red)(cancel(color(black)("J·mol"^(-1)))))/(8.314 color(red)(cancel(color(black)("J·K"^(-1)"mol"^-1))))) (1/(323.15color(red)(cancel(color(black)("K")))) – 1/(351.55 color(red)(cancel(color(black)("K")))))$

$ln(("760 Torr")/P_1) = 4638 × 2.500 × 10^(-4) = 1.159$

$("760 Torr")/P_1 = e^1.159 = 3.188$

$P_1$ = $("760 Torr")/3.188 = "238.3 Torr"$