클라우지우스-클라페이롱 식. 이황화탄소(CS2)의 증발엔탈피

클라우지우스-클라페이롱 식. 이황화탄소(CS2)의 증발엔탈피

- 증기압력 P와 절대온도 T 사이의 정량적인 관계식

 

 

이황화탄소(CS2)의 P증발 는 -5.1℃에서 100 mmHg이고,

정상 끓는점은 46.5℃이다.

이황화탄소의 ∆H증발(kJ/mol)은 얼마인가?

 

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Using Clausius-Clapeyron Equation:

ln (P1 / P2) = - (ΔHvap / R) (1/T1 – 1/T2)

 

where:

T1, 즉 –5.1℃ = 268.05 K에서, 증기압, P1 = 100 mmHg

T2, 즉 46.5℃ = 319.65 K에서, 증기압, P2 = 760 mmHg

(증기압 = 1 atm = 760 mmHg 일 때, 끓는점 = 정상 끓는점)

 

ln (100 / 760) = - (? / 8.314 J/mol-K) (1/268.05 - 1/319.65)

 

? = - ln (100 / 760) (8.314) ( 1 / (1/268.05 – 1/319.65) )

= 28000 J/mol = 28 kJ/mol

 

 

( 관련 예제 https://ywpop.tistory.com/4336 )

 

 

 

 

Carbon disulfide, CS2, has a heat of vaporization of 29,200 J/mol. At 268 K it has a vapor pressure of 100 mmHg. What is the normal boiling point of CS2?
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ln (P1 / P2) = - (ΔHvap / R) (1/T1 – 1/T2)
ln (100 / 760) = - (29200/8.314) (1/268 – 1/?)
(1/268 – 1/?) = - ln (100 / 760) (8.314/29200) = 0.0005775
? = 1 / (1/268 – 0.0005775) = 317 K = 44℃

 

 

Carbon disulfide, CS2, has a normal boiling point of 46℃ and heat of vaporization of 26.8 kJ/mol. What is the vapor pressure of carbon disulfide at 35℃?
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ln (P1 / P2) = - (ΔHvap / R) (1/T1 – 1/T2)
ln (? / 760) = - (26800/8.314) (1/308 – 1/319)
? = e^(- (26800/8.314) (1/308 – 1/319)) (760) = 530 mmHg

 

 

 

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