LÍQUIDOS PUROS: INFLUÊNCIA DA PRESSÃO NA
EBULIÇÃO
TEMPERATURA DE
1. Introdução
Quando um líquido puro é colocado em um recipiente no qual se faz vácuo,
um certo número de moléculas escapa da fase líquida e passa para a fase
gasosa, até que se estabeleça o equilíbrio. O número de moléculas que escapam
depende da natureza do líquido e da temperatura. Quanto maior for a temperatura
maior será esse número de moléculas e maior será a pressão sobre o líquido.
Esta pressão do equilíbrio líquido-vapor, a uma determinada temperatura
constante, é denominada “pressão de vapor de equilíbrio do líquido”. Ela é
independente das quantidades de líquido e vapor presentes enquanto as duas
fases existirem.
Por outro lado, a temperatura de equilíbrio líquido-vapor depende da
pressão externa sobre o sistema. Assim, para uma pressão externa fixa, a
temperatura de equilíbrio depende apenas da natureza da substância e é por
isto que diferentes líquidos têm diferentes temperaturas normais de ebulição
(pressão externa de 1 atm).
A vaporização é um processo endotérmico, e a energia necessária
para vaporizar uma certa amostra numa temperatura constante, é o calor de
vaporização ou entalpia de vaporização molar (expressa em energia por
mol).
A relação entre temperatura e a pressão de vapor de equilíbrio de um
líquido puro pode ser expressa pela seguinte equação matemática :
ln Pv
 H v  1
  

 R T
 C
(01)
onde:
pv = pressão de vapor ; Hv = entalpia ou calor de vaporização molar do líquido ;
T = temperatura Kelvin do sistema em equilíbrio ; R = constante universal dos
gases ideais ; C = constante de integração.
Este trabalho prático tem por objetivo a verificação desta relação, assim
como a determinação do calor de vaporização para o caso da água, a partir do
efeito da variação da pressão externa sobre a temperatura de ebulição.
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2. Materiais e reagentes
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balão de fundo redondo, com boca esmerilhada, de 500 mL
condensador de bola e adaptador de Claisen
Manta de aquecimento
bomba de vácuo
manômetro aberto de Hg e termômetro
água destilada
barômetro
3. Procedimento Experimental
1 – Fazer a montagem do sistema colocando água destilada no interior do
balão juntamente com pérolas de ebulição (figura 1).
2 – Verificar o funcionamento da bomba de vácuo e como se faz a leitura no
manômetro.
3 – Ajustar a bomba de vácuo de tal forma que a diferença entre os níveis de Hg
(h) nas colunas do manômetro seja 280 mm. Iniciar o aquecimento.
4 – Quando a água entrar em ebulição e o sistema atingir o equilíbrio térmico,
fazer a leitura da temperatura. Anotar esta temperatura e o h deste momento na
tabela1.
5 – Reajustar a bomba de vácuo de tal forma que a diferença entre os níveis de
Hg nas colunas do manômetro seja 240 mm. (Observe que a água não está mais
em ebulição).
6 – Quando a água, novamente, entrar em ebulição e o sistema atingir o equilíbrio
térmico, fazer a leitura da nova temperatura e do h, anotar na tabela 1.
7 – Repetir os itens 5 e 6 para todas as condições mencionadas na tabela 1.
8 – Para h igual a zero a bomba deve estar desligada (pressão atmosférica).
9 – Fazer a leitura da pressão atmosférica no barômetro.
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4. Apresentação e Discussão dos Resultados
Os resultados obtidos experimentalmente devem ser registrados na
tabela 1.
TABELA 1 : Valores de temperatura de ebulição e pressão de vapor para a água
Medida
h /mm
1
200
2
160
3
120
4
80
5
40
6
0
h /mm
t/ oC
pv / mm Hg
Ln pv
(1/T)/K-1
NOTA: h é a diferença entre os níveis das colunas de Hg no manômetro.
T(K) = t (ºC) + 273,15
A leitura de h representa a diferença entre os níveis das colunas de Hg,
lida em mm, no manômetro aberto e reflete a diferença entre as pressões
exercidas em cada coluna. Na extremidade aberta exerce a pressão atmosférica e
na outra a pressão da bomba (patm > pb). A pressão de vapor é igual à pressão da
bomba dada pela equação:
pv  patm  h
(02)



Fazer o gráfico colocando no eixo de coordenada Y os valores de ln p v e no
eixo X os valores de (1/T) . Traçar a curva que melhor se ajusta aos pontos
experimentais. Determinar os coeficientes angular e linear da reta.
Calcular a entalpia molar de vaporização (Hv).
Comparar os valores da entalpia de vaporização molar
obtido
experimentalmente com o valor fornecido nas tabelas termodinâmicas (Hv
= 43,556 k J mol-1), e calcular o erro experimental.
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APÊNDICE
h
Figura 1 – Representação esquemática da montagem
TABELA 2: Constantes e fatores de conversão.
R = 0,082058 atm.L.K-1.mol-1
R = 8,31451 J. K-1.mol-1
R = 1,9872 cal.K-1.mol-1
1 erg = 1 dina.cm-1
1 atm = 760 mm Hg
1 atm = 1,01325 x 106 dinas.cm -2
1 cal = 4,184 J
1J = 107 ergs