Relatório 4 - FQEXP 04 04 25

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UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO 
FACULDADE DE FILOSOFIA, CIÊNCIAS E LETRAS DE RIBEIRÃO PRETO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
Físico-química Experimental 
Experimento: Pressão de Vapor de Líquidos Puros e Misturas 
 
 
Discentes: Laura Sperati Bezerra, n° USP: 13691034 
Luis Felipe Coutinho Ferreira, n° USP: 11871837 
Mariana Figueiredo de Oliveira, n° USP: 13477215 
 
 
 
RIBEIRÃO PRETO 
2025 
I. INTRODUÇÃO 
As moléculas de um líquido escapam para a fase gasosa mesmo em temperaturas 
inferiores ao seu ponto de ebulição. Quando o líquido é colocado num recipiente fechado a 
uma determinada temperatura, a pressão exercida pelas moléculas na fase gasosa altera-se até 
que o equilíbrio entre a evaporação e a condensação seja atingido. A pressão de equilíbrio é 
conhecida como pressão de vapor do líquido e independente das quantidades de vapor e 
líquido presentes e é uma característica do material. Ela aumenta com a temperatura até o 
ponto crítico onde o sistema bifásico (líquido/gás) se torna homogêneo. A figura abaixo 
mostra a dependência da pressão de vapor de diferentes líquidos em função da temperatura. 
 
Figura 1. a) Pressão de vapor de diversos líquidos em função da temperatura (Mbeychok M., 2007 
Wikipedia). b) Pressão de vapor da água em função da temperatura (Fox J. N., 1993 Phys. Educ. 28 190). 
A pressão de vapor e a temperatura são diretamente proporcionais de modo que, com 
o aumento da temperatura, há maior quantidade de energia disponível para romper as forças 
que sustentam as moléculas unidas no estado líquido. Como consequência, haverá maior 
quantidade de vapor no recipiente, que se traduz no aumento da pressão de vapor. 
A relação de dependência entre a pressão de vapor e a temperatura pode ser 
representada por meio da Equação de Clausius-Clapeyron: 
 
onde pvap representa a pressão de vapor do composto, p0 é a pressão padrão, ∆vapH, é a 
entalpia de vaporização, R é a constante dos gases ideais e T é a temperatura absoluta do 
sistema. 
A entalpia de vaporização corresponde ao calor de vaporização à pressão constante e 
tem valor sempre positivo, visto que uma mudança de fase do estado líquido para vapor 
requer fornecimento de energia (o processo é endotérmico). O valor de ∆vapH permite avaliar 
a intensidade das interações atrativas existentes no líquido. Tal mudança implica em aumento 
significativo da distância média molecular e do grau de desordem, com consequente aumento 
da entropia do sistema. 
O segundo princípio da Termodinâmica garante que quando duas fases α e β de um 
sistema fechado constituído de uma substância pura encontram-se em equilíbrio, a 
temperatura e pressão constantes, o potencial químico da substância tem o mesmo valor em 
ambas as fases, ou seja: 
 
Se a temperatura (ou a pressão) do sistema bifásico for modificada, para que as duas 
fases continuem a coexistir em equilíbrio é necessário que a pressão (ou a temperatura) 
também varie. Neste caso os potenciais químicos se modificaram, mas os novos valores 
preservaram a igualdade estabelecida na primeira equação. O que significa que suas variações 
foram idênticas, isto é, 
 
No nosso caso, consideramos que a fase α é a fase líquida e β, a fase gasosa (vapor). 
A partir da substituição de dμ pela equação de Gibbs-Duhem, pode-se então escrever, 
a equação de Clapeyron: 
 
que mostra que a inclinação da curva de equilíbrio entre as duas fases (curva de pressão em 
função da temperatura) depende das variações de entropia e volume molares da substância na 
mudança de fase α → β (vaporização) . Esta equação é exata e aplica-se a qualquer curva de 
equilíbrio de duas fases de uma substância pura. Na equação acima temos que: 
 
Uma vez que , com o o calor de vaporização molar 
do líquido, na fronteira líquido/vapor a equação de Clapeyron pode ser escrita como: 
 
Suponha que então , e considerando que a fase vapor se 
comporta idealmente (gás ideal) temos: 
 
onde R = 8,31 J/mol.K é a constante dos gases perfeitos. 
Substituindo este resultado na equação anterior de Clapeyron obtemos: 
 
cuja integração desde a temperatura T0, onde a pressão de vapor é po até a temperatura T, 
onde a pressão de vapor é p resulta em: 
 
com a hipótese que ΔHvaporiz seja constante nesse intervalo de temperatura, resulta na equação 
aproximada conhecida como equação de Clausius-Clapeyron: 
 
que mostra que ln p decresce linearmente com 1/T e que o coeficiente angular da curva ln p 
em função de 1/T é proporcional ao ΔHvaporiz. Quando po = 1 atm, To é a temperatura normal 
de vaporização do líquido, neste caso: 
 
Observe que num gráfico ln p versus 1/T a equação acima resulta numa reta com 
coeficientes linear e coeficiente angular . Dessa forma, 
conhecendo-se o valor de β determina-se ΔHvaporiz e, a partir do valor de α e ΔHvaporiz 
encontra-se T0. 
 
II. OBJETIVOS 
Determinar a entalpia e entropia de vaporização da água por meio de medidas de 
pressão de vapor em diferentes temperaturas e determinar a pressão de vapor de misturas com 
diferentes proporções de n-propanol e água e comparar com o esperado pela Lei de Raoult. 
 
III. MATERIAIS E MÉTODOS 
III. I. Materiais 
● Manômetro de mercúrio convencional; 
● Termômetro (2); 
● Barômetro; 
● Chapa de aquecimento com agitação 
magnética (+ pulga de agitação) Béquer de 
4L; 
● Suporte universal; 
● Garras metálicas; 
● Mangueiras; 
● Bomba de vácuo com controle nas 
saídas; 
● “Dedo Frio” (sifão de segurança) + 
nitrogênio líquido; 
● Condensador; 
● Isoteniscópio em U com tubo pequeno 
dentro. 
 
III. II. Metodologia. 
Para a montagem do arranjo experimental foram adicionadas água em um béquer de 
4.000 mL e colocou o isoteniscópio, com água e um tubo de ensaio, dentro desta solução. O 
mesmo foi acoplado em um condensador que estava ligado a um manômetro. Assim, foi 
possível realizar o teste de funcionamento da medida de pressão pelo manômetro. 
Para a montagem do equipamento, adicionou-se as mangueiras de maneira correta no 
condensador, preenchendo-o com água gelada. Acima do condensador, existiam três válvulas, 
a primeira à esquerda estava ligada a um dispenser com nitrogênio líquido para fazer vácuo, 
tendo interligado uma válvula de segurança. A válvula do meio permitia o controle de vácuo 
feito no sistema do condensador ligado ao isoteniscópio, por fim, a válvula à direita 
controlava a pressão com a entrada ou saída do ar atmosférico. 
Sendo assim, ao preparar todo o equipamento e medir a temperatura de 25ºC (298 K) 
deu-se início às medidas de pressão. Assim, ligou-se a bomba à vácuo, fechou-se a válvula de 
segurança e abriu a primeira válvula à esquerda, para que o nitrogênio líquido fizesse vácuo 
no sistema. Com o vácuo feito, abriu a válvula do meio para permitir que o vácuo entrasse no 
sistema do condensador para tirar grande parcela de ar do isoteniscópio e do tubo de ensaio. 
Por fim, a válvula à direita foi fechada bloqueando a entrada do ar atmosférico e 
fazendo com que a água presente no isoteniscópio preenchesse o tubo de ensaio, deixando 
apenas uma bolha de nucleação. Com a bolha de nucleação feita, deu-se início ao 
experimento. Assim, o controle da pressão foi feito apenas pelo controle da válvula à direita. 
Ou seja, quando abria a válvula, permitia o aumento da pressão no sistema, fazendo com que 
a água fosse retirada do tubo de ensaio e o ar entrasse. O controle da válvula foi ministrado 
até o equilíbrio em que a altura de água do tubo de ensaio se igualasse com a altura de água 
do isoteniscópio, permitindo a aferição da pressão pelo manômetro. 
 
Figura 2. Aparelhagem utilizada para medir a pressão de vapor. Autoral, 2025. 
 
III. II. I. Determinação da Entalpia e Entropia de Vaporização da Água. 
A partir da pressão atmosférica obtida de um barômetro (figura 3), no dia 04/04/2025 
foi de 716 mmHg, pôde-se fazer os cálculos da pressão de vapor da água, entalpia e entropia. 
 
Figura 3: Barômetro do laboratório didático. Autoral, 2025.III. II. II. Determinação da pressão de vapor de misturas água/n-propanol de diferentes 
composições. 
Preparou-se 5 soluções com diferentes proporções de n-propanol e água, 
respectivamente, sendo as frações molares: 1; 0,75; 0,51; 0,32; 0. Sob uma temperatura de 
25ºC. Seguiu-se o mesmo procedimento descrito na etapa (c), sem alteração da temperatura. 
 
IV. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
IV. I. Determinação da entalpia e entropia de vaporização da água. 
A entalpia e entropia de vaporização da água foram determinadas a partir de um 
gráfico de logaritmo da pressão de vapor pelo inverso da temperatura. O procedimento 
adotado está descrito no item anterior da introdução. 
A base desse método reside no fato de que o potencial químico da fase líquida (l) e 
vapor (v) durante a evaporação é igual, uma vez que estão em equilíbrio, logo: 
dμ(l) = dμ(v) 
-Sm(l)dT + Vm(l)dp = -Sm(v)dT + Vm(v)dp 
[Sm(v) - Sm(l)]dT = [Vm(v) - Vm(l)]dp 
 = 𝑑𝑝
𝑑𝑇
△𝑆 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑖çã𝑜
△𝑉 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑖çã𝑜
A equação acima é chamada de equação de Clapeyron que pode ser modificada, tendo 
em vista que durante um processo de equilíbrio a variação da energia livre de Gibbs é nula, 
fazendo com que ΔS = ΔH/T, logo: 
 = 𝑑𝑝
𝑑𝑇
△𝑆 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑖çã𝑜
𝑇. △𝑉 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑖çã𝑜
Como a variação de volume durante a transição de líquido para vapor corresponde ao 
volume de vapor, o volume do gás é muito maior que o do líquido, e assumindo-se que a fase 
de vapor se comporta como um gás ideal tem-se que: 
 = 𝑑𝑝
𝑑𝑇 𝑝 . △𝐻 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑖çã𝑜
𝑅𝑇2
Tendo em vista que dx/x é igual dlnx tem-se que a equação acima pode ser reescrita 
como: 
 = 𝑑𝑙𝑛𝑝
𝑑𝑇
△𝐻 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑖çã𝑜
𝑅𝑇
A equação acima é a equação de Clausius-Clapeyron que mostra que o coeficiente 
angular de uma reta de ln de pressão por temperatura de uma transição de estado é a entropia 
da transição dividida pela constante dos gases ideais. Essa mesma conclusão poderia ser 
alcançada pela integração da equação anterior de Clapeyron: 
 ∫ 1
𝑝 . 𝑑𝑝 = △𝐻 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑖çã𝑜
𝑅 ∫ 1
𝑇2 𝑑𝑇
 𝑙𝑛 𝑝 = − △𝐻 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑖çã𝑜
𝑅𝑇 + 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒
Em vista disso, foi gerado o gráfico de ln de pressão de vapor, que é a pressão da fase 
vapor sob a fase condensada, pelo inverso da temperatura conforme consta na figura 3. Os 
dados obtidos seguem na tabela 1, sendo que a pressão de vapor foi obtida pela diferença 
entre a pressão atmosférica e distância entre as extremidades de mercúrio no manômetro. 
Tabela 1. Dados de temperatura e pressão de vapor da água. Autoral, 2025. 
 
Figura 3. Gráfico de ln de pressão de vapor pelo inverso da temperatura. Autoral, 2025. 
Tendo em vista que o valor do coeficiente angular é -4763,4 tem-se que o valor da 
variação de entalpia de evaporação, ΔHvaporiz, para água é 39,6 KJ/mol. Sabendo-se que a 
variação da energia livre de Gibbs, ΔG, desse processo é nula tem-se que ΔSvaporiz = ΔHvaporiz 
/T. Como a água tem sua vaporização a 373 K, em 1 atm, tem-se que a variação de entalpia 
de vaporização encontrada é 106,17 J/(mol.K). Os erros associados aos valores de 
ΔHvaporização e ΔSvaporização foram de 2,59 % (Atkins,P.W.,2014). 
Embora os valores experimentais obtidos para a entalpia e a entropia de vaporização 
da água apresentem erros significativos, é possível destacar aspectos importantes do 
comportamento da água. De acordo com a regra de Trouton, a variação da entropia de 
vaporização para muitos líquidos gira em torno de 85 J/(mol·K). Contudo, a água se mostra 
uma exceção a essa regra. Essa exceção se deve à alta organização das moléculas no estado 
líquido, resultante das intensas interações intermoleculares, sobretudo das pontes de 
hidrogênio. Essas interações promovem uma estrutura mais ordenada, o que, em condições 
ideais, exige um valor de ΔS₍vap₎ consideravelmente maior (próximo a 109 J/(mol·K), 
conforme Atkins, 2014) do que o previsto pela regra de Trouton. 
 
IV. II. Determinação da pressão de vapor de misturas de água e n-propanol. 
A determinação da pressão das misturas de n-propanol e água foi efetuada conforme 
descrito no item anterior e tinha como objetivo comparar os valores obtidos com o esperado 
para a Lei de Raoult que estabelece que no processo de evaporação de uma mistura a pressão 
de vapor de um dos componentes é igual a pressão de vapor do componente puro vezes sua 
fração molar na fase condensada. Como consequência disso a pressão de vapor total é igual a 
soma das pressões de vapor dos componentes conforme a equação: 
 𝑝
𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
= 𝑝
𝐴
+ 𝑝
𝐵
= 𝑝
𝐴
* . 𝑥
𝐴
+ 𝑝
𝐵
* . 𝑥
𝐵
Com base nisso, foram coletados os dados experimentais e teóricos como segue na 
tabela 2. O gráfico correspondente segue na figura 4. 
 
(* e ** são os dados obtidos das referências [1] e [2]) 
Tabela 2. Dados de pressão de vapor das misturas de água e n-propanol. Autoral, 2025. 
 
Figura 4. Gráfico de pressão de vapor por fração molar de n-propanol nas misturas água/n-propanol. Autoral, 
2025. 
Com base nos dados verifica-se que as pressões de vapor reais entre os extremos de 
composição (100% água e 100% n-propanol) são maiores que o previsto pela de Lei de 
Raoult, indicando um desvio positivo. Esse desvio ocorre devido às a formação de novas 
interações água-propanol de menor intensidade devido a cadeia apolar do álcool resulta na 
diminuição da coesão entre as moléculas e, consequentemente, diminui a entalpia de 
vaporização da mistura e aumento da entropia do sistema, fazendo com que a barreira para 
transição das moléculas do estado líquido para o gasoso seja menor, acarretando em um 
aumento da pressão de vapor. 
 
V. CONCLUSÃO 
O experimento realizado teve como objetivo estudar a pressão de vapor de líquidos 
puros e misturas de líquidos, aplicando a equação de Clausius-Clapeyron e verificando a lei 
de Raoult. Através da análise dos dados experimentais, foi possível calcular a variação da 
entalpia de vaporização da água, resultando em um valor de ΔHvap igual a 39,6 kJ/mol. 
Nas medições da pressão de vapor para soluções de água e n-propanol, observou-se 
uma concordância parcial com a lei de Raoult. Verificou-se que na composição de 100% de 
água, a pressão de vapor experimental foi maior que a prevista pela lei de Raoult, indicando 
um desvio positivo. Esse comportamento é atribuído à forte capacidade da água de formar 
ligações de hidrogênio, cuja tendência diminui com a adição de n-propanol. As novas 
interações formadas entre água e n-propanol são de menor intensidade comparadas às 
interações água-água, o que resulta em uma diminuição da coesão entre as moléculas da 
mistura. Essa diminuição da coesão reduz a energia necessária para a transição das moléculas 
do estado líquido para o gasoso, levando a uma menor entalpia de vaporização e maior 
pressão de vapor, especialmente nas frações molares mais elevadas de n-propanol. 
Os resultados experimentais indicam que a pressão de vapor aumenta com a 
temperatura, conforme previsto teoricamente. A relação linear observada entre o logaritmo da 
pressão e o inverso da temperatura confirma a validade da abordagem experimental e a 
precisão das medições realizadas. 
Em conclusão, o experimento demonstrou com sucesso a aplicabilidade da equação de 
Clausius-Clapeyron na determinação da entalpia de vaporização e a utilidade da lei de Raoult 
para prever o comportamento da pressão de vapor em misturas líquidas. As discrepâncias 
observadas entre os valores experimentais e teóricos destacam a complexidade das interações 
moleculares e a importância de considerá-las na interpretação dos dados experimentais. 
 
VI. REFERÊNCIAS 
[1] https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/962#section=Corrosivity. 
[2] https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/1031#section=Corrosivity. 
[3] Atkins, P. W., de Paula, J. - Physical Chemistry, 10th ed. - Oxford University Press, 2014. 
[4] Levine, I. N. - Physical Chemistry , 6th ed. - McGraw-Hill, 2008. 
[5] Lee, J. F.; Sears, F. W.; Termodinâmica, LTC: Rio de Janeiro,1969. 
[6] Castellan, G.; Fundamentos de Físico-Química, LTC: Rio de Janeiro, 1986. 
[7] Shoemaker, D. P.; Garland, C. W.; Experiments in physical chemistry, 4th ed., Mc 
Graw-Hill Book Company: NewYork, 1981. 
[8] Uma lista de autores que aborda a Equação de Clausius ou de Clausius-Clapeyron a partir 
de considerações da igualdade dos potenciais químicos e da dependência da entropia com as 
variações de pressão e temperatura é dada a seguir: Moore, W. J.; Físico-química, 
EDUSP/Edgar Blucher: São Paulo, 1976, vol. 1; Tinoco, I.; Sauer, K.; Wang, J.; Physical 
Chemistry: principles and applications in biological science, 3rd ed., Prentice-Hall: New 
Jersey, 1995; Alberty, R. A.; Physical Chemistry, 7th ed., John Wiley: New York, 1987; 
Eggers, D. F.; Gregory, N. W.; Halsey, G. D.; Rabinovitch, B. S.; Physical Chemistry, Wiley 
Interscience: New York, 1964; Pilla, L.; Físico-química, LTC: Rio de Janeiro, 1979, vol. 1; 
Rowlinson, J. S.; Liquids and Liquid Mixtures, Butterworths: London, 1959; Chagas, A. P.; 
Termodinâmica Química, Ed. da UNICAMP: Campinas, 1999; Castellan, op. cit..