Equilibrio Quimico

Un vapor se forma por encima de un líquido hasta que las dos fases están en equilibrio. El vapor que se forma es más rico en energía que el líquido, y ocupa un volumen mayor. Se requiere la entalpía de vaporización ∆H para aumentar la energía interna y para realizar trabajos de volumen. La dependencia de la temperatura de la presión de vapor se describe por la ecuación de Clapeyron-Clausius:

dp/dT=(∆_V H)/(T(V_g-V_l)) (1)

donde

p: Presión de vapor en Pa.

∆_V H: Entalpía molar de vaporización.

V_g,V_l: Volúmenes molares de las fases gaseosa y liquida en equilibrio.

T: Temperatura en K.

Como ni ∆H ni ∆V son independientes de la temperatura, debemos trabajar con aproximaciones. A una distancia suficiente desde el punto crítico (en la que ambos ∆V y ∆H son iguales a cero), Y para el proceso de vaporización es prácticamente igual al volumen de la fase gaseosa, como el volumen de la fase líquida se puede descuidar. Cuando nos limitamos a un rango de temperatura relativamente estrecho, entonces nosotros también podemos suponer que ∆H es independiente de la temperatura dentro de este rango. También podemos suponer que el vapor actúa como un gas ideal. Tenemos entonces:

1/p*dp/dT=(∆_V H)/〖RT〗^2 (2)

Con

1/p*dp/dT=(d ln⁡p)/dT (3)

Podemos obtener

(d ln⁡p)/dT=(∆_V H)/〖RT〗^2 (4)

Con posterioridad a la integración indefinida, se obtiene una forma lineal:

ln⁡〖p=〗 (∆_V H)/RT+C (5)

Donde

C: Constante de integración.

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