As pressões de vapor do
e do
, puros a
, são 114,9 Torr e 238,3 Torr, respectivamente. Admitindo que a solução é ideal, calcule a pressão total ao misturar massas iguais dos dois líquidos a
. É razoável tratar misturas destes dois componentes como sendo ideais? Explique. (
Torr)
Passo 1
O enunciado dá as pressões de vapor puras a
de
e
, que são
Torr e
Torr, respectivamente. Pede-se a pressão total ao misturar massas iguais dos dois líquidos, assumindo solução ideal. Para isso precisamos usar a Lei de Raoult, que diz que a pressão parcial de cada componente é
onde
é a fração molar do componente
na fase líquida. Para obter
usaremos as massas iguais e as massas molares de cada substância.
Passo 2
Escolhemos, sem perda de generalidade,
. As massas molares aproximadas são
Logo, o número de mols de cada componente é
Passo 3
Calculamos as frações molares na fase líquida:
Passo 4
Aplicamos a Lei de Raoult para obter cada pressão parcial:
Passo 5
A pressão total da mistura é a soma das pressões parciais:
Passo 6
Como
e
são moléculas tetraédricas, apolares e de massas molares semelhantes, suas interações intermoleculares (forças de London) são muito parecidas. Isso implica
e
, ou seja, comportamento próximo ao ideal. Portanto, é razoável tratar essa mistura como ideal.
Resposta
A pressão total é aproximadamente
Torr. É razoável assumir comportamento ideal, pois as interações intermoleculares de
e
são muito semelhantes.