A partir dos seguintes dados, calcule
para a água:
A
A
|
10,0 | 20,0 | 30,0 | 60,6 | 80,1 | 90,0 |
---|---|---|---|---|---|---|
|
9,2 | 17,5 | 31,8 | 154 | 356 | 526 |
Passo 1
Beleza, vamos resolver esse exercício de termoquímica! A gente precisa calcular a entalpia de vaporização da água,
. Para isso, vamos usar os dados de temperatura e pressão de vapor fornecidos. Vamos precisar entender um pouco sobre a relação entre temperatura e pressão durante a vaporização e aplicar a equação de Clapeyron para encontrar o valor que buscamos.
Passo 2
Primeiro, vamos entender o que é a entalpia de vaporização. Ela representa a quantidade de energia necessária para transformar um mol de líquida em vapor sem mudar a temperatura. Basicamente, é a “força” que a água precisa para evaporar.
Passo 3
Vamos usar a equação de Clapeyron, que relaciona a temperatura e a pressão de vapor com a entalpia de vaporização. A fórmula é:
Onde:
- $ P_1 $ e $ P_2 $ são as pressões de vapor em duas temperaturas diferentes.
- $ T_1 $ e $ T_2 $ são as temperaturas em Kelvin.
- $ R $ é a constante dos gases, que no nosso caso foi dada como $ 44,3 , \mathrm{kJ , mol^{-1}} $.
Passo 4
Vamos escolher dois pontos da tabela para facilitar os cálculos. Vamos usar:
- $ T_1 = 10,0^\circ \mathrm{C} $ com $ P_{vap_1} = 9,2 , \mathrm{mmHg} $
- $ T_2 = 90,0^\circ \mathrm{C} $ com $ P_{vap_2} = 526 , \mathrm{mmHg} $
Primeiro, convertemos as temperaturas para Kelvin:
Passo 5
Agora, aplicamos os valores na equação de Clapeyron:
Calculando o lado esquerdo:
E o lado direito:
Passo 6
Agora, substituímos os valores:
Multiplicando os sinais negativos:
Passo 7
Isolando $ \Delta H_{vap} $:
Calculando:
Resposta
A entalpia de vaporização da água,
, é aproximadamente 229,2 kJ mol⁻¹.