A uma temperatura de 60,6^circ C, o benzeno exerce uma pressão de saturação de 400 torr. A 80,1^circ C, sua pressão de saturação é de 760 torr. Usando apenas esses dados, estime a entalpia de vaporização do benzeno.
  • Compare-a com o valor relatado de De.
    ln (P2P1)=-De

Passo 1

Beleza, vamos recapitular o que temos:
O enunciado diz que a 60,6 °C (que vira T1) a pressão de vapor do benzeno é 400 torr ( P1) e a 80,1 °C ( T2) a pressão é 760 torr ( P2). A gente quer estimar a entalpia de vaporização De usando a fórmula de Clausius–Clapeyron:
lnl(P2P1r) ;=; -De
Conteúdo: termodinâmica (vaporização), conversão de unidades (°C → K) e uso da constante dos gases R.

Passo 2

Primeiro, converte temperatura de °C para K:
T1 = 60,6 + 273,15 = 333,75 K
T2 = 80,1 + 273,15 = 353,25 K
E anota a constante dos gases em J·mol⁻¹·K⁻¹:
R = 8,314;J/(molcdot K)

Passo 3

Agora vamos isolar De na equação. Começamos escrevendo:
lnl(tfracP2P1r) = -De
Multiplicamos ambos os lados por -R e dividimos por (tfrac1T2 - tfrac1T1):
De

Passo 4

Substituindo os números:
  1. Calcula o logaritmo:
lnl(tfrac760400r) = ln(1,9) approx 0,6419
2) Calcula a diferença de recíprocos:
$$\frac{1}{T_{2}} - \frac{1}{T_{1}}
= \frac{1}{353{,}25} - \frac{1}{333{,}75}
\approx 0{,}002830 - 0{,}002996
= -0{,}0001656;\mathrm{K^{-1}}. 1T2 - 1T1 = 1353,25 - 1333,75 approx 0,002830 - 0,002996 = -0,0001656;K^-1\Delta H_{vap}
= -,8{,}314;\frac{0{,}6419}{-0{,}0001656}
\approx \frac{5{,}338}{0{,}0001656}
\approx 32,200;\mathrm{J/mol}
= 32{,}2;\mathrm{kJ/mol}.$$

Passo 5

Comparamos com o valor tabulado de 35;kJ/mol. Nosso valor de 32,2;kJ/mol está um pouco abaixo, mas até que está bem razoável para só usar dois pontos experimentais.

Resposta

A entalpia de vaporização estimada é boxed32,2;kJ/mol, comparada ao valor relatado de 35;kJ/mol – ou seja, fica cerca de 2,8;kJ/mol abaixo.

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