Primero, supongo que el recipiente está cerrado; de lo contrario, la presión de vapor sería igual a la presión atmosférica, es decir, 1 atm. No puede aplicar la ecuación de gas ideal directamente, primero debe comprender que no todas las moléculas de agua están presentes en estado de vapor. Hay un equilibrio.
Algunas de las partículas escapan al vapor del líquido y algunas partículas se condensan del vapor a la mayor parte del líquido. La presión del vapor en equilibrio con el líquido a una temperatura específica se llama presión de vapor del líquido . En general, la presión de vapor se mide experimentalmente a una temperatura estándar y luego los químicos usan la siguiente ecuación para determinar la presión de vapor a otras temperaturas:
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Clausius – ecuación de Clapeyron
Aquí P2 y P1 son presiones de vapor a temperaturas T1 y T2 respectivamente. ΔH es entalpía de vaporización y R es constante de gas.
Otro (aunque método menos usado) es a través de una relación aproximada llamada ecuación de Antoine:
Aquí A, B y C son constantes específicas de componentes. Esta ecuación es válida en un rango de temperatura limitado, por lo que su uso está restringido.
EDITAR:
Te vi editar tu pregunta. Creo que sería mejor si paso por el cálculo completo paso a paso:
Ver primero el agua se mantiene en una cámara evacuada. Luego se calienta a 11o * C hasta que no queda agua y todo está en forma de vapor. La cantidad de agua es menor, así que creo que podemos aplicar de manera segura la ecuación de gas ideal con una precisión razonable.
P es lo desconocido aquí. Como el gas ocupa todo el recipiente, su volumen (V) es de 100 ml = 0.1 litros.
Para encontrar el número de moles (n), necesitamos encontrar la masa
Masa = Densidad * Volumen = 1000gm / l * 0.01 l = 10gm
(10 ml = 0,01 l)
Número de lunares (masa / masa molar) = 10gm / 18gm = 0.55 moles
Constante de gas (R) = 0.082057L atm (K ^ -1) (mol ^ -1)
Temperatura (K) = 273 + 110 = 383K
Al conectar esto en la ecuación obtenemos:
Presión (P) = 172 atm
Esto es increíblemente alto. Algo está claramente mal con esto. El problema radica en nuestra primera suposición, es decir, el gas es ideal. La presión es demasiado alta y, por lo tanto, no muestra el comportamiento ideal del gas. Por lo tanto, no hay una forma confiable de averiguar la presión real del gas sin experimentar.
