Question

O isopropanol (2-propanol) é normalmente usado como “álcool de fricção”, para aliviar as dores causadas por contusões em práticas esportivas. Sua ação é devida ao efeito de resfriamento que acompanha a sua rápida evaporação quando aplicado sobre a pele. Uma amostra de álcool foi aquecida à ebulição em um experimento para determinar a sua entalpia de vaporização. A passagem de corrente elétrica de 0,812 A,proveniente de uma fonte de 11,5 V, por 303 segundos provocou a vaporização de 4,27 g do álcool. Qual é a entalpia molar de vaporização do isopropan

Answer 1

Dados:

     Massas atômicas dos elementos (isótopos mais abundantes):

     •  carbono  (C):  12 u;

     •  hidrogênio  (H):  1 u;

     •  oxigênio  (O):  16 u.


     •  Fórmula estrutural condensada do isopropanol:  $\mathsf{CH_3CH(OH)CH_3;}$

     •  Fórmula molecular do isopropanol:  $\mathsf{C_3H_8O.}$


Cálculo da massa molar do isopropanol:

     $\mathsf{M=3\cdot 12+8\cdot 1+1\cdot 16}\\\\ \mathsf{M=36+8+16}\\\\ \mathsf{M=60~g\cdot mol^{-1}}$


Queremos determinar o valor da entalpia de vaporização (em kJ/mol) da seguinte transformação:

     Vaporização do isopropanol:

     $\mathsf{CH_3CH(OH)CH_3(\ell)\quad\longrightarrow\quad CH_3CH(OH)CH_3(v)\qquad\Delta H_{vap.}=?}$


Nas condições dadas no enunciado, calculemos

     Quantos mols há em 4,27 g de isopropanol:

     $\mathsf{n=\dfrac{m}{M}}\\\\\\ \mathsf{n=\dfrac{4,\!27~g}{60~g\cdot mol^{-1}}}\\\\\\ \mathsf{n=0,\!0711666\ldots~mol}\\\\ \mathsf{n\approx 0,\!071~mol}$


     A quantidade de energia fornecida:

     $\mathsf{q=U\cdot i\cdot \Delta t}\\\\ \mathsf{q=(11,\!5~V)\cdot (0,\!812~A)\cdot (303~s)}\\\\ \mathsf{q=2829,\!414~J}\\\\ \mathsf{q\approx 2,\!83~kJ}$


Assumindo que toda essa energia provocou a vaporização de

     4,27g = 0,071 mol

de isopropanol, podemos calcular a entalpia de vaporização para 1 mol de isopropanol usando uma regra de três:

     0,071 mol  ———  2,83 kJ

       1 mol       ———     $\mathsf{\Delta H_{vap.}}$


     $\mathsf{\dfrac{0,\!071}{1}=\dfrac{2,\!83}{\Delta H_{vap.}}}\\\\\\ \mathsf{0,\!071\cdot \Delta H_{vap.}=1\cdot 2,\!83}\\\\\\ \mathsf{\Delta H_{vap.}=\dfrac{2,\!83}{0,\!071}}\\\\\\ \mathsf{\Delta H_{vap.}\approx 39,\!8~kJ}$


Essa é a energia necessária para vaporizar 1 mol de isopropanol. Portanto, a entalpia molar de vaporização do isopropanol é

     $\mathsf{\Delta H_{vap.}=39,\!8~kJ\cdot mol^{-1}\quad\longleftarrow\quad esta~\acute{e}~a~resposta.}$


Bons estudos! :-)