Calcule a variação de entropia de vaporização dos seguintes líquidos, nas suas temperaturas normais de ebulição.
composto Tb(K) De De
Cl2 238 20,4 86
C6 H6 353 30,7 87
CHCl3 334 29,4 88
H2 O 373 40,7 109
C2 H5 OH 351 38,6 110
A observação experimental que uma grande maioria de líquidos possui De é conhecida como a regra de Trouton. Como você explicaria que a água e o álcool etílico apresentam desvios desta regra?

Passo 1

Então, a gente tem essa questão que pede pra calcular a variação de entropia de vaporização ( De) de alguns líquidos nas suas temperaturas normais de ebulição. A matéria aqui envolve termodinâmica, especificamente as relações entre entalpia e entropia na mudança de fase de líquido para vapor. Vamos precisar usar a fórmula que relaciona entalpia de vaporização ( De) e temperatura de ebulição ( Tb) para encontrar De.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar que a variação de entropia de vaporização pode ser calculada usando a fórmula:
De
Onde:
  • De é a variação de entropia de vaporização.
  • De é a entalpia de vaporização.
  • Tb é a temperatura de ebulição em Kelvin.
Essa relação nos diz como a desordem (entropia) muda quando um líquido se transforma em vapor a uma determinada temperatura.

Passo 3

Vamos aplicar essa fórmula para cada um dos compostos listados na tabela:
  1. Cl₂:
    De
  2. C₆H₆:
    De
  3. CHCl₃:
    De
  4. H₂O:
    De
  5. C₂H₅OH:
    De

Passo 4

Agora, observamos que para a maioria dos líquidos, a variação de entropia de vaporização está próxima de 88 J/K·mol, o que é conhecido como a Regra de Trouton. Essa regra empírica sugere que a maioria dos líquidos tem uma De aproximadamente igual a 88 J/K·mol quando vaporizam.

Passo 5

No entanto, a água ( H2O) e o etanol ( C2H5OH) apresentam valores de De significativamente maiores que 88 J/K·mol. Isso indica um desvio da Regra de Trouton. Mas por que isso acontece?

Passo 6

A explicação está nas interações intermoleculares. A água e o etanol possuem ligações de hidrogênio, que são interações intermoleculares mais fortes comparadas às forças de dispersão de London predominantes na maioria dos líquidos. Essas ligações de hidrogênio aumentam a entalpia de vaporização ( De) porque é necessário mais energia para quebrar essas interações e permitir a passagem para a fase gasosa. Como resultado, mesmo que a temperatura de ebulição não seja extremamente alta, a De aumenta devido ao aumento da entalpia.

Resposta

A variação de entropia de vaporização ( De) para os líquidos analisados segue aproximadamente a Regra de Trouton, que prevê cerca de 88 J/K·mol. No entanto, a água e o etanol apresentam De superiores devido às fortes ligações de hidrogênio presentes nessas substâncias, que aumentam a entalpia de vaporização e, consequentemente, a entropia de vaporização, causando um desvio dessa regra empírica.

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