11.4: Presión de Vapor

Objetivos de aprendizaje

• Para saber cómo y por qué la presión de vapor de un líquido varía con la temperatura.

Casi todos hemos calentado una olla de agua con la tapa en su lugar y poco después escuchamos los sonidos de la tapa traqueteo y agua caliente derramándose sobre la estufa. Cuando se calienta un líquido, sus moléculas obtienen suficiente energía cinética para superar las fuerzas que los mantienen en el líquido y escapan a la fase gaseosa. Al hacerlo, generan una población de moléculas en la fase vapor por encima del líquido que produce una presión —la presión de vapor La presión creada sobre un líquido por las moléculas de una sustancia líquida que tienen suficiente energía cinética para escapar a la fase de vapor. del líquido. En la situación que describimos, se generó suficiente presión para mover la tapa, lo que permitió que el vapor saliera. Sin embargo, si el vapor está contenido en un recipiente sellado, como un matraz sin ventilación, y la presión de vapor se vuelve demasiado alta, el matraz explotará (como lamentablemente muchos estudiantes han descubierto). En esta sección, describimos la presión de vapor con más detalle y explicamos cómo determinar cuantitativamente la presión de vapor de un líquido.

Evaporación y condensación

Debido a que las moléculas de un líquido están en constante movimiento, podemos graficar la fracción de moléculas con una energía cinética dada (KE) contra su energía cinética para obtener la distribución de energía cinética de las moléculas en el líquido (Figura 11.4.1), tal como hicimos para un gas. En cuanto a los gases, al aumentar la temperatura se incrementa tanto la energía cinética promedio de las partículas en un líquido como el rango de energía cinética de las moléculas individuales. Si asumimos que se necesita una cantidad mínima de energía (E ₀) para superar las fuerzas de atracción intermoleculares que mantienen unido a un líquido, entonces alguna fracción de moléculas en el líquido siempre tiene una energía cinética mayor que E ₀. La fracción de moléculas con una energía cinética mayor a este valor mínimo aumenta con el aumento de la temperatura. Cualquier molécula con una energía cinética mayor a E ₀ tiene suficiente energía para superar las fuerzas que la mantienen en el líquido y escapar a la fase de vapor. Antes de que pueda hacerlo, sin embargo, una molécula también debe estar en la superficie del líquido, donde es físicamente posible que salga de la superficie del líquido; es decir, solo las moléculas en la superficie pueden sufrir evaporación (o vaporización) El proceso físico por el cual los átomos o moléculas en la fase líquida entrar en la fase gas o vapor. , donde las moléculas obtienen suficiente energía para entrar en un estado gaseoso por encima de la superficie de un líquido, creando así una presión de vapor.

Figura 11.4.1 La distribución de las energías cinéticas de las moléculas de un líquido a dos temperaturas Al igual que con los gases, al aumentar la temperatura se desplaza el pico a una mayor energía y se amplía la curva. Solo las moléculas con una energía cinética mayor a E ₀ pueden escapar del líquido para ingresar a la fase vapor, y la proporción de moléculas con KE > E ₀ es mayor a la temperatura más alta.

Para entender las causas de la presión de vapor, considere el aparato mostrado en la Figura 11.4.2. Cuando se introduce un líquido en una cámara evacuada (parte (a) en la Figura 11.4.2), la presión inicial por encima del líquido es aproximadamente cero debido a que aún no hay moléculas en la fase vapor. Algunas moléculas en la superficie, sin embargo, tendrán suficiente energía cinética para escapar del líquido y formar un vapor, aumentando así la presión dentro del contenedor. Siempre y cuando la temperatura del líquido se mantenga constante, la fracción de moléculas con KE > E ₀ no cambiará, y la velocidad a la que las moléculas escapan del líquido a la fase de vapor dependerá únicamente del área superficial de la fase líquida.

Figura 11.4.2 Presión de Vapor (a) Cuando se introduce un líquido en una cámara evacuada, las moléculas con suficiente energía cinética escapan de la superficie y entran en la fase de vapor, haciendo que la presión en la cámara aumente. b) Cuando hay suficientes moléculas en fase de vapor para una temperatura dada, la velocidad de condensación es igual a la velocidad de evaporación (se alcanza un estado estacionario), y la presión en el recipiente se vuelve constante.

Tan pronto como se haya formado algo de vapor, una fracción de las moléculas en la fase vapor colisionará con la superficie del líquido y volverá a entrar en la fase líquida en un proceso conocido como condensación El proceso físico por el cual los átomos o moléculas en la fase de vapor ingresan a la fase líquida. (parte b) en la Figura 11.4.2). A medida que aumenta el número de moléculas en la fase vapor, también aumentará el número de colisiones entre las moléculas en fase vapor y la superficie. Eventualmente, se alcanzará un estado estacionario en el que exactamente tantas moléculas por unidad de tiempo salen de la superficie del líquido (se vaporizan) como colisionan con él (condensan). En este punto, la presión sobre el líquido deja de aumentar y permanece constante en un valor particular que es característico del líquido a una temperatura dada. Las tasas de evaporación y condensación a lo largo del tiempo para un sistema como este se muestran gráficamente en la Figura 11.4.3.

Figura 11.4.3 Las tasas relativas de evaporación y condensación en función del tiempo después de introducir un líquido en una cámara sellada La velocidad de evaporación depende únicamente de la superficie del líquido y es esencialmente constante. La velocidad de condensación depende del número de moléculas en la fase vapor y aumenta constantemente hasta igualar la velocidad de evaporación.

Presión de vapor de equilibrio

Dos procesos opuestos (como evaporación y condensación) que ocurren a la misma velocidad y por lo tanto no producen ningún cambio neto en un sistema, constituyen un estado de equilibrio dinámico A en el que dos procesos opuestos ocurren a la misma velocidad, no produciendo así ningún cambio neto en el sistema. . En el caso de un líquido encerrado en una cámara, las moléculas se evaporan y condensan continuamente, pero las cantidades de líquido y vapor no cambian con el tiempo. La presión ejercida por un vapor en equilibrio dinámico con un líquido es la presión de vapor de equilibrio La presión ejercida por un vapor en equilibrio dinámico con su líquido. del líquido.

Sin embargo, si un líquido está en un recipiente abierto, la mayoría de las moléculas que escapan a la fase de vapor no colisionarán con la superficie del líquido y volverán a la fase líquida. En cambio, se difundirán a través de la fase gaseosa alejándose del contenedor, y nunca se establecerá un equilibrio. En estas condiciones, el líquido seguirá evaporándose hasta que haya “desaparecido”. La velocidad con la que esto ocurre depende de la presión de vapor del líquido y de la temperatura. Líquidos volátiles Un líquido con una presión de vapor relativamente alta. tienen presiones de vapor relativamente altas y tienden a evaporarse fácilmente; líquidos no volátiles Un líquido con una presión de vapor relativamente baja. tienen bajas presiones de vapor y se evaporan más lentamente. Si bien la línea divisoria entre líquidos volátiles y no volátiles no es clara, como pauta general, podemos decir que las sustancias con presiones de vapor mayores que las del agua (Cuadro 11.3.1) son relativamente volátiles, mientras que aquellas con presiones de vapor menores que las del agua son relativamente no volátil. Así, el éter dietílico (éter etílico), la acetona y la gasolina son volátiles, pero el mercurio, el etilenglicol y el aceite de motor no son volátiles.

La presión de vapor de equilibrio de una sustancia a una temperatura particular es una característica del material, como su masa molecular, punto de fusión y punto de ebullición (Cuadro 11.3.1). No depende de la cantidad de líquido siempre y cuando al menos una pequeña cantidad de líquido esté presente en equilibrio con el vapor. La presión de vapor de equilibrio, sin embargo, depende muy fuertemente de la temperatura y de las fuerzas intermoleculares presentes, como se muestra para varias sustancias en la Figura 10.4.4. Las moléculas que pueden formar enlaces de hidrógeno, como el etilenglicol, tienen una presión de vapor de equilibrio mucho menor que las que no pueden, como el octano. El aumento no lineal en la presión de vapor con el aumento de la temperatura es mucho más pronunciada que el aumento de presión esperado para un gas ideal en el rango de temperatura correspondiente. La dependencia de la temperatura es muy fuerte porque la presión de vapor depende de la fracción de moléculas que tienen una energía cinética mayor a la necesaria para escapar del líquido, y esta fracción aumenta exponencialmente con la temperatura. Como resultado, los contenedores sellados de líquidos volátiles son bombas potenciales si se someten a grandes aumentos de temperatura. Los tanques de gasolina de los automóviles están ventilados, por ejemplo, para que un automóvil no explote cuando está estacionado al sol. De igual manera, las latas pequeñas (1—5 galones) utilizadas para transportar gasolina están obligadas por ley a tener una liberación de presión de pop-off.

Figura 11.4.4 Las presiones de vapor de varios líquidos en función de la temperatura El punto en el que la curva de presión de vapor cruza la línea P = 1 atm (discontinua) es el punto de ebullición normal del líquido.

Tenga en cuenta el patrón

Las sustancias volátiles tienen puntos de ebullición bajos e interacciones intermoleculares relativamente débiles; las sustancias no volátiles tienen puntos de ebullición altos e interacciones intermoleculares relativamente fuertes.

El aumento exponencial de la presión de vapor con el aumento de la temperatura en la Figura 11.4.4 nos permite utilizar logaritmos naturales para expresar la relación no lineal como una lineal. Para una revisión de logaritmos naturales, consulte Habilidades Esenciales 6 en la Sección 11.9.

\[ ln\left ( P \right)=\dfrac{-\Delta H_{vap}}{R}\left ( \dfrac{1}{T} \right) + C \tag{11.4.1} \]

donde ln P es el logaritmo natural de la presión de vapor, Δ H _vap es la entalpía de vaporización, R es la constante universal del gas [8.314 J/ (mol·K)], T es la temperatura en Kelvin y C es la intercepción y, que es una constante para cualquier líquido dado. Una gráfica de ln P versus la inversa de la temperatura absoluta (1/ T) es una línea recta con una pendiente de −Δ H _vap/R. Ecuación 11.4.1, llamada ecuación Clausius—Clapeyron Una relación lineal que expresa la relación no lineal entre la presión de vapor de un líquido y la temperatura: P es la presión, Δ H _vap, R es la constante del gas, T es la temperatura absoluta y C es una constante. La ecuación Clausius-Clapeyron se puede utilizar para calcular el calor de vaporización de un líquido a partir de su presión de vapor medida a dos o más temperaturas. , se puede utilizar para calcular el _vap ΔH de un líquido a partir de su presión de vapor medida a dos o más temperaturas. La forma más sencilla de determinar ΔH _vap es medir la presión de vapor de un líquido a dos temperaturas e insertar los valores de P y T para estos puntos en la Ecuación 11.4.2, que se deriva de la ecuación Clausius—Clapeyron:

\[ ln\left ( \dfrac{P_{2}}{P_{1}} \right)=\dfrac{-\Delta H_{vap}}{R}\left ( \dfrac{1}{T_{2}}-\dfrac{1}{T_{1}} \right) \tag{11.4.2} \]

Por el contrario, si conocemos Δ H _vap y la presión de vapor _P1 a cualquier temperatura _T1, podemos usar la Ecuación 10.4.2 para calcular la presión de vapor _P2 a cualquier otra temperatura T ₂, como se muestra en el Ejemplo 6.

Ejemplo 11.4.1

Las presiones de vapor de Hg líquido medidas experimentalmente a cuatro temperaturas se enumeran en la siguiente tabla:

T (°C)	80.0	100	120	140
P (torr)	0.0888	0.2729	0.7457	1.845

A partir de estos datos, calcular la entalpía de vaporización (Δ H _vap) del mercurio y predecir la presión de vapor del líquido a 160°C. (Nota de seguridad: el mercurio es altamente tóxico; cuando se derrama, su presión de vapor genera niveles peligrosos de vapor de mercurio).

Dado: presiones de vapor a cuatro temperaturas

Preguntado por: ΔH _vap de mercurio y presión de vapor a 160°C

Estrategia:

1. Utilice la Ecuación 11.4.2 para obtener Δ H _vap directamente a partir de dos pares de valores en la tabla, asegurándose de convertir todos los valores a las unidades apropiadas.
2. Sustituir el valor calculado de ΔH _vap en la Ecuación 11.4.2 para obtener la presión desconocida (P ₂).

Solución:

A La tabla da las presiones de vapor medidas de Hg líquido para cuatro temperaturas. Aunque una forma de proceder sería graficar los datos usando la Ecuación 11.4.1 y encontrar el valor de ΔH _vap a partir de la pendiente de la línea, un enfoque alternativo es usar la Ecuación 11.4.2 para obtener Δ H _vap directamente a partir de dos pares de valores enumerados en la tabla, asumiendo que no hay errores en nuestra medición. Por lo tanto, seleccionamos dos conjuntos de valores de la tabla y convertimos las temperaturas de grados Celsius a kelvin porque la ecuación requiere temperaturas absolutas. Sustituyendo los valores medidos a 80,0°C (T ₁) y 120.0°C (T ₂) en la Ecuación 11.4.2 da

\[ ln\left ( \dfrac{0.7457 \; \cancel{Torr}}{0.0888 \; \cancel{Torr}} \right)=\dfrac{-\Delta H_{vap}}{8.314 \; J/mol\cdot K}\left ( \dfrac{1}{\left ( 120+273 \right)K}-\dfrac{1}{\left ( 80.0+273 \right)K} \right) \]

\[ ln\left ( 8.398 \right)=\dfrac{-\Delta H_{vap}}{8.314 \; J/mol\cdot \cancel{K}}\left ( -2.88\times 10^{-4} \; \cancel{K^{-1}} \right) \]

\[ 2.13=-\Delta H_{vap} \left ( -3.46 \times 10^{-4} \right) J^{-1}\cdot mol \]

\[ \Delta H_{vap} =61,400 \; J/mol = 61.4 \; kJ/mol \]

B Ahora podemos usar este valor de Δ H _vap para calcular la presión de vapor del líquido (P ₂) a 160.0°C (T ₂):

\[ ln\left ( \dfrac{P_{2} }{0.0888 \; torr} \right)=\dfrac{-61,400 \; \cancel{J/mol}}{8.314 \; \cancel{J/mol} \; K^{-1}}\left ( \dfrac{1}{\left ( 160+273 \right)K}-\dfrac{1}{\left ( 80.0+273 \right) K} \right) \]

Usando la relación e ^{ln x} = x, tenemos

\[ ln\left ( \dfrac{P_{2} }{0.0888 \; Torr} \right)=3.86 \]

\[ \dfrac{P_{2} }{0.0888 \; Torr} =e^{3.86} = 47.5 \]

\[ P_{2} = 4.21 Torr \]

A 160°C, el Hg líquido tiene una presión de vapor de 4.21 torr, sustancialmente mayor que la presión a 80,0°C, como cabría esperar.

Ejercicio

La presión de vapor del níquel líquido a 1606°C es de 0.100 torr, mientras que a 1805°C, su presión de vapor es de 1.000 torr. ¿A qué temperatura tiene el líquido una presión de vapor de 2.500 torr?

Respuesta: 1896°C

Puntos de ebullición

A medida que aumenta la temperatura de un líquido, la presión de vapor del líquido aumenta hasta que iguala la presión externa, o la presión atmosférica en el caso de un recipiente abierto. Las burbujas de vapor comienzan a formarse a lo largo del líquido, y el líquido comienza a hervir. La temperatura a la que hierve un líquido exactamente a 1 atm de presión es el punto de ebullición normal. Para el agua, el punto de ebullición normal es exactamente 100°C Los puntos de ebullición normales de los otros líquidos en la Figura 11.4.4 están representados por los puntos en los que las curvas de presión de vapor cruzan la línea correspondiente a una presión de 1 atm. Aunque solemos citar el punto de ebullición normal de un líquido, el punto de ebullición real depende de la presión. A una presión superior a 1 atm, el agua hierve a una temperatura superior a 100°C debido a que el aumento de la presión obliga a las moléculas de vapor por encima de la superficie a condensarse. De ahí que las moléculas deben tener mayor energía cinética para escapar de la superficie. Por el contrario, a presiones inferiores a 1 atm, el agua hierve por debajo de 100°C.

Las variaciones típicas en la presión atmosférica al nivel del mar son relativamente pequeñas, provocando solo cambios menores en el punto de ebullición del agua. Por ejemplo, la presión atmosférica más alta registrada al nivel del mar es de 813 mmHg, registrada durante un invierno siberiano; la presión más baja del nivel del mar jamás medida fue de 658 mmHg en un tifón del Pacífico. A estas presiones, el punto de ebullición del agua cambia mínimamente, a 102°C y 96°C, respectivamente. A grandes altitudes, por otro lado, la dependencia del punto de ebullición del agua sobre la presión se vuelve significativa. En el Cuadro 11.4.1 se enumeran los puntos de ebullición del agua en varios lugares con diferentes altitudes. A una elevación de solo 5000 pies, por ejemplo, el punto de ebullición del agua ya es menor que el más bajo jamás registrado a nivel del mar. El menor punto de ebullición del agua tiene consecuencias importantes para cocinar de todo, desde huevos pasados por agua (un “huevo de tres minutos” bien puede tardar cuatro o más minutos en las Montañas Rocosas e incluso más tiempo en el Himalaya) hasta pasteles (las mezclas para pasteles a menudo se venden con instrucciones separadas a gran altitud). Por el contrario, las ollas a presión, que tienen un sello que permite que la presión en su interior exceda de 1 atm, se utilizan para cocinar los alimentos más rápidamente al elevar el punto de ebullición del agua y con ello la temperatura a la que se está cocinando el alimento.

Tenga en cuenta el patrón

A medida que aumenta la presión, aumenta el punto de ebullición de un líquido y viceversa.

Cuadro 11.4.1 Los puntos de ebullición del agua en varios lugares de la Tierra

Lugar	Altitud sobre el nivel del mar (ft)	Presión atmosférica (mmHg)	Punto de ebullición del agua (°C)
Mt. Everest, Nepal/Tíbet	29,028	240	70
Bogotá, Colombia	11,490	495	88
Denver (Colorado)	5280	633	95
Washington, DC	25	759	100
Mar Muerto, Israel/Jordania	−1312	799	101.4

Ejemplo 11.4.2

Utilice la Figura 11.4.4 para estimar lo siguiente.

1. el punto de ebullición del agua en una olla a presión que funciona a 1000 mmHg
2. la presión requerida para que el mercurio hierva a 250°C

Dado: datos en la Figura 11.4.4, presión y punto de ebullición

Preguntado por: punto de ebullición y presión correspondientes

Estrategia:

1. Para estimar el punto de ebullición del agua a 1000 mmHg, consulte la Figura 10.4.4 y encuentre el punto donde la curva de presión de vapor del agua intersecta la línea correspondiente a una presión de 1000 mmHg.
2. Para estimar la presión requerida para que el mercurio hierva a 250°C, encuentre el punto donde la curva de presión de vapor del mercurio intersecta la línea correspondiente a una temperatura de 250°C.

Solución:

1. A La curva de presión de vapor del agua cruza la línea de P = 1000 mmHg a aproximadamente 110°C; este es por lo tanto el punto de ebullición del agua a 1000 mmHg.
2. B La línea vertical correspondiente a 250°C cruza la curva de presión de vapor de mercurio a P ≈ 75 mmHg. De ahí que esta sea la presión requerida para que el mercurio hierva a 250°C.

Ejercicio

Utilice los datos de la Figura 10.4.4 para estimar lo siguiente.

1. el punto de ebullición normal del etilenglicol
2. la presión requerida para que el éter dietílico hierva a 20°C.

Responder

1. 200°C
2. 450 mmHg

Resumen

Debido a que las moléculas de un líquido están en constante movimiento y poseen una amplia gama de energías cinéticas, en cualquier momento alguna fracción de ellas tiene suficiente energía para escapar de la superficie del líquido para entrar en la fase gaseosa o vapor. Este proceso, denominado vaporización o evaporación, genera una presión de vapor por encima del líquido. Las moléculas en fase gaseosa pueden colisionar con la superficie del líquido y volver a entrar en el líquido a través de la condensación. Finalmente, se alcanza un estado estacionario en el que el número de moléculas que se evaporan y condensan por unidad de tiempo es el mismo, y el sistema se encuentra en un estado de equilibrio dinámico. En estas condiciones, un líquido exhibe una presión de vapor de equilibrio característica que depende únicamente de la temperatura. Podemos expresar la relación no lineal entre la presión de vapor y la temperatura como una relación lineal utilizando la ecuación Clausius-Clapeyron. Esta ecuación puede ser utilizada para calcular la entalpía de vaporización de un líquido a partir de su presión de vapor medida a dos o más temperaturas. Los líquidos volátiles son líquidos con altas presiones de vapor, que tienden a evaporarse fácilmente de un recipiente abierto; los líquidos no volátiles tienen presiones de vapor bajas. Cuando la presión de vapor es igual a la presión externa, se forman burbujas de vapor dentro del líquido y hierve. La temperatura a la que hierve una sustancia a una presión de 1 atm es su punto de ebullición normal.

Claves para llevar

• La presión de vapor de equilibrio de un líquido depende de la temperatura y de las fuerzas intermoleculares presentes.
• La relación entre presión, entalpía de vaporización y temperatura viene dada por la ecuación Clausius-Clapeyron.

Ecuaciones Clave

Ecuación de Clausius—Clapeyron

\[ ln\left ( P \right)=\dfrac{-\Delta H_{vap}}{R}\left ( \dfrac{1}{T} \right) + C \tag{11.4.1} \]

Uso de presión de vapor a dos temperaturas para calcular ΔH _vap

\[ ln\left ( \dfrac{P_{2}}{P_{1}} \right)=\dfrac{-\Delta H_{vap}}{R}\left ( \dfrac{1}{T_{2}}-\dfrac{1}{T_{1}} \right) \tag{11.4.2}\]

Problemas conceptuales

1. ¿Cuál es la relación entre el punto de ebullición, la presión de vapor y la temperatura de una sustancia y la presión atmosférica?

2. ¿Cuál es la diferencia entre un líquido volátil y un líquido no volátil? Supongamos que dos sustancias líquidas tienen la misma masa molecular, pero una es volátil y la otra no volátil. ¿Qué diferencias en las estructuras moleculares de las dos sustancias podrían explicar las diferencias en la volatilidad?

3. Un “cuento de viejas” afirma que aplicar etanol en las muñecas de un niño con fiebre muy alta ayudará a reducir la fiebre porque los vasos sanguíneos de las muñecas están cerca de la piel. ¿Existe una base científica para esta recomendación? ¿El agua sería tan efectiva como el etanol?

4. ¿Por qué el aire sobre una franja de pasto es significativamente más fresco que el aire sobre una playa de arena a solo unos metros de distancia?

5. Si se permite que la gasolina se asiente en un recipiente abierto, a menudo se siente mucho más fría que el aire circundante. Explique esta observación. Describir el flujo de calor dentro o fuera del sistema, así como cualquier transferencia de masa que se produzca. ¿La temperatura de una lata sellada de gasolina sería mayor, menor o la misma que la de la lata abierta? Explica tu respuesta.

6. ¿Cuál es la relación entre la presión de vapor de un líquido y

   1. su temperatura?
   2. la superficie del líquido?
   3. la presión de otros gases sobre el líquido?
   4. su viscosidad?

7. A 25°C, el benceno tiene una presión de vapor de 12.5 kPa, mientras que la presión de vapor del ácido acético es 2.1 kPa. ¿Cuál es más volátil? Con base en las interacciones intermoleculares en los dos líquidos, explicar por qué el ácido acético tiene la menor presión de vapor.

Problemas numéricos

1. El acetileno (C ₂ H ₂), que se utiliza para la soldadura industrial, se transporta en cilindros presurizados. Su presión de vapor a diversas temperaturas se da en la siguiente tabla. Traza los datos y usa tu gráfica para estimar la presión de vapor del acetileno a 293 K. Luego usa tu gráfica para determinar el valor de Δ H _vap para acetileno. ¿Cuánta energía se requiere para vaporizar 2.00 g de acetileno a 250 K?

   T (K)	145	155	175	200	225	250	300
   P (mmHg)	1.3	7.8	32.2	190	579	1370	5093

2. La siguiente tabla da la presión de vapor del agua a diversas temperaturas. Grafique los datos y utilice su gráfica para estimar la presión de vapor del agua a 25°C y a 75°C ¿Cuál es la presión de vapor del agua a 110°C? Utilice estos datos para determinar el valor de ΔH _vap para agua.

   T (°C)	0	10	30	50	60	80	100
   P (mmHg)	4.6	9.2	31.8	92.6	150	355	760

3. El ΔH _vap del tetracloruro de carbono es 29.8 kJ/mol, y su punto de ebullición normal es 76.8°C ¿Cuál es su punto de ebullición a 0.100 atm?

4. El punto de ebullición normal del sodio es 883°C. Si δ H _vap es 97.4 kJ/mol, ¿cuál es la presión de vapor (en milímetros de mercurio) del sodio líquido a 300°C?

5. Un líquido desconocido tiene una presión de vapor de 0.860 atm a 63.7°C y una presión de vapor de 0.330 atm a 35.1°C. Utilice los datos de la Tabla 11.5.1 para identificar el líquido.

6. Un líquido desconocido tiene un punto de ebullición de 75.8°C a 0.910 atm y un punto de ebullición de 57.2°C a 0.430 atm. Utilice los datos del Cuadro 11.5.1 para identificar el líquido.

7. Si la presión de vapor de un líquido es de 0.850 atm a 20°C y 0.897 atm a 25°C, ¿cuál es el punto de ebullición normal del líquido?

8. Si la presión de vapor de un líquido es de 0.799 atm a 99.0°C y 0.842 atm a 111°C, ¿cuál es el punto de ebullición normal del líquido?

9. La presión de vapor del SO ₂ líquido es 33.4 torr a −63.4°C y 100.0 torr a −47.7 K.

   1. ¿Cuál es el ΔH _vap de SO ₂?
   2. ¿Cuál es su presión de vapor a −24.5 K?
   3. ¿A qué temperatura es la presión de vapor igual a 220 torr?

10. La presión de vapor de CO ₂ a diversas temperaturas se da en la siguiente tabla:

    T (°C)	−120	−110	−100	−90
    P (torr)	9.81	34.63	104.81	279.5

    1. ¿Qué es Δ H _vap en este rango de temperatura?
    2. ¿Cuál es la presión de vapor del CO ₂ a −70°C?
    3. ¿A qué temperatura tiene el CO ₂ una presión de vapor de 310 torr?

RESPUESTAS

1. 

   la presión de vapor a 273 K es 3050 mmHg; Δ H _vap = 18.7 kJ/mol, 1.44 kJ

3. 12.5°C

5. Δ H _vap = 28.9 kJ/mol, n-hexano

7. Δ H _vap = 7.81 kJ/mol, 36°C

Colaboradores

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