Equilíbrio líquido-vapor

EXPERIMENTO 4: EQUILÍBRIO LÍQUIDO-VAPOR INTRODUÇÃO
Designa-se por vaporização o processo segundo o qual um líquido é convertido no vapor. Na fase líquida as forças intermoleculares mantêm a substância como um todo coeso. À medida que a temperatura aumenta as moléculas movem-se cada vez mais vigorosamente, havendo um número cada vez maior de moléculas com energia suficiente para se libertar da interação das suas vizinhas. A vaporização será, portanto lenta a baixa temperatura e mais rápida às temperaturas elevadas.
A vaporização é um processo endotérmico (deve ser fornecido calor ao líquido) para que as moléculas possuam energia suficiente para vencer as forças intermoleculares. Assim, a entalpia (molar) de vaporização (designada também por calor latente de vaporização) é a quantidade de calor necessária para a evaporação de uma mole de líquido a uma dada temperatura (e à correspondente pressão de vapor).
Num vaso aberto as moléculas escapam-se da superfície do líquido para a atmosfera. Num vaso fechado onde se tenha efetuado o vazio, a situação é diferente: a vaporização do líquido vai tendo lugar até que a certa altura, quando a pressão no interior do vaso atinge um valor máximo, as moléculas regressam à fase líquida de tal modo que a velocidade de retorno ao líquido é igual à velocidade de vaporização. Quer dizer, nesta situação está estabelecido um equilíbrio dinâmico entre o líquido e o seu vapor em que a vaporização e a condensação ocorrem à mesma velocidade. A pressão em tal vaso (fechado) designa-se por pressão de vapor Pσ* e o seu valor é função da temperatura (T). Num vaso aberto para a atmosfera o líquido entra em ebulição quando a pressão de vapor é igual à pressão ambiente (de 1 atm) que está exercida sobre a superfície do líquido.
Nesse experimento foi utilizado o processo de vaporização e condensação do líquido. O objetivo dessa prática é estudar o comportamento da pressão de vapor da água em função da temperatura.