Presion de vapor y entalpia de vaporizacion del agua

Presion de vapor y entalpia de vaporizacion del agua

Un sencillo experimento para determinar la presión de vapor y la entalpía de vaporización del agua

La presión de vapor es la presión ejercida por las moléculas de vapor de una sustancia en un sistema cerrado. Se produce en equilibrio, es decir, cuando las moléculas se vaporizan y condensan a la misma velocidad a una presión determinada. La presión de vapor está directamente relacionada con la energía cinética de una molécula. Las moléculas ligeras, las que tienen una energía cinética alta o las que tienen fuerzas intermoleculares débiles, tienen presiones de vapor más altas y, por tanto, una mayor volatilidad, es decir, la tendencia a vaporizarse.
La ecuación de Clausius-Clapeyron es una derivación de esta fórmula. Describe la relación entre la presión de vapor y la temperatura de un líquido. Es precisa para la transición de fase entre líquido y gas (vaporización) o sólido y gas (sublimación). Cuando hay una gran diferencia entre el volumen específico de la fase gaseosa de una molécula y su fase condensada, podemos derivar la siguiente ecuación:
Al resolver problemas de física y química, es importante recordar la conversión de las unidades. No te preocupes por ello: nuestra calculadora de presión de vapor las convertirá por ti. Pero si estás resolviendo la ecuación de Clausius-Clapeyron por tu cuenta, recuerda que la temperatura debe expresarse siempre en Kelvins. La unidad de presión no importa siempre que sea la misma para la presión inicial y la final.¿Cuál es la entalpía de vaporización?

Relación clausius-clapeyron

Casi todos hemos calentado alguna vez un cazo con agua con la tapa puesta y, poco después, hemos oído el ruido de la tapa y el agua caliente derramándose sobre la encimera. Cuando un líquido se calienta, sus moléculas obtienen suficiente energía cinética para superar las fuerzas que las retienen en el líquido y escapan a la fase gaseosa. Al hacerlo, generan una población de moléculas en la fase de vapor por encima del líquido que produce una presión: la presión de vapor del líquido. En la situación que describimos, se generó suficiente presión para mover la tapa, lo que permitió que el vapor escapara. Sin embargo, si el vapor está contenido en un recipiente sellado, como un matraz sin ventilación, y la presión de vapor es demasiado alta, el matraz explotará (como muchos estudiantes han descubierto desgraciadamente). En esta sección, describimos la presión de vapor con más detalle y explicamos cómo determinar cuantitativamente la presión de vapor de un líquido.
Dado que las moléculas de un líquido están en constante movimiento, podemos trazar la fracción de moléculas con una energía cinética (KE) determinada frente a su energía cinética para obtener la distribución de energía cinética de las moléculas en el líquido (Figura \(\PageIndex{1}\)), al igual que hicimos para un gas. Al igual que en el caso de los gases, el aumento de la temperatura incrementa tanto la energía cinética media de las partículas de un líquido como el rango de energía cinética de las moléculas individuales. Si suponemos 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 las moléculas del líquido tiene siempre una energía cinética superior a \(E_0\). La fracción de moléculas con una energía cinética superior a este valor mínimo aumenta con el incremento de la temperatura. Cualquier molécula con una energía cinética superior a \(E_0\) tiene suficiente energía para superar las fuerzas que la retienen en el líquido y escapar a la fase de vapor. Sin embargo, antes de que pueda hacerlo, una molécula debe estar también en la superficie del líquido, donde es físicamente posible que abandone la superficie del líquido; es decir, sólo las moléculas que se encuentran en la superficie pueden experimentar la evaporación (o vaporización), donde las moléculas ganan suficiente energía para entrar en estado gaseoso por encima de la superficie de un líquido, creando así una presión de vapor.

Calor de vaporización del agua j/g

Figura \ (\PageIndex{1}): Las presiones de vapor de varios líquidos en función de la temperatura. El punto en el que la curva de la presión de vapor cruza la línea P = 1 atm (punteada) es el punto de ebullición normal del líquido. (CC BY-SA-NC; Anónimo a petición)
donde \(P_1\) y \(P_2\) son las presiones de vapor a dos temperaturas \(T_1\) y \(T_2\). La ecuación \ref{2} se conoce como Ecuación de Clausius-Clapeyron y nos permite estimar la presión de vapor a otra temperatura, si se conoce la presión de vapor a alguna temperatura, y si se conoce la entalpía de vaporización.
\N – P_{363} &= P_{363} &= P_{363} &= P_{363} P_{363} &= 1,0 \exp \left[- \left(\dfrac{40,700}{8,3145}\right) \left(\dfrac{1}{363;K} -\dfrac{1}{373;K}\right) \right] \nonumber \\N-[4pt] &= 0.697\N-; atm \number \N-end{align} \[No hay número]
\[Inicio] P_{383} &= 1,0 \exp \left[- \left( \dfrac{40,700}{8,3145} \right)\left(\dfrac{1}{383\ K} – \dfrac{1}{373\ K} \right) \right] \nonumber \\N-[4pt] &= 1.409\N-; atm \nonumber \N-end{align} \[No hay número]
Podemos utilizar la ecuación de Clausius-Clapeyron para construir la curva de vaporización completa. Hay una desviación del valor experimental, que se debe a que la entalpía de vaporización varía ligeramente con la temperatura.

Entalpía de vaporización del agua a 25 c

Casi todos hemos calentado alguna vez un cazo con agua con la tapa puesta y, poco después, hemos oído el ruido de la tapa al sonar y el agua caliente al derramarse sobre la encimera. Cuando un líquido se calienta, sus moléculas obtienen suficiente energía cinética para superar las fuerzas que las retienen en el líquido y escapan a la fase gaseosa. Al hacerlo, generan una población de moléculas en la fase de vapor por encima del líquido que produce una presión: la presión de vapor del líquido. En la situación que describimos, se generó suficiente presión para mover la tapa, lo que permitió que el vapor escapara. Sin embargo, si el vapor está contenido en un recipiente sellado, como un matraz sin ventilación, y la presión de vapor es demasiado alta, el matraz explotará (como muchos estudiantes han descubierto desgraciadamente). En esta sección, describimos la presión de vapor con más detalle y explicamos cómo determinar cuantitativamente la presión de vapor de un líquido.
Dado que las moléculas de un líquido están en constante movimiento, podemos trazar la fracción de moléculas con una energía cinética (KE) determinada frente a su energía cinética para obtener la distribución de energía cinética de las moléculas en el líquido (Figura \(\PageIndex{1}\)), al igual que hicimos para un gas. Al igual que en el caso de los gases, el aumento de la temperatura incrementa tanto la energía cinética media de las partículas de un líquido como el rango de energía cinética de las moléculas individuales. Si suponemos 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 las moléculas del líquido tiene siempre una energía cinética superior a \(E_0\). La fracción de moléculas con una energía cinética superior a este valor mínimo aumenta con el incremento de la temperatura. Cualquier molécula con una energía cinética superior a \(E_0\) tiene suficiente energía para superar las fuerzas que la retienen en el líquido y escapar a la fase de vapor. Sin embargo, antes de que pueda hacerlo, una molécula debe estar también en la superficie del líquido, donde es físicamente posible que abandone la superficie del líquido; es decir, sólo las moléculas que se encuentran en la superficie pueden experimentar la evaporación (o vaporización), donde las moléculas ganan suficiente energía para entrar en estado gaseoso por encima de la superficie de un líquido, creando así una presión de vapor.

Acerca del autor

admin

Ver todos los artículos