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EQUILIBRIO LÍQUIDO - VAPOR

INTRODUCCION

El equilibrio entre el vapor y el líquido de un compuesto está representado por la relación de moles de vapor y líquido a una temperatura determinada, también puede estudiarse este equilibrio a partir de sus presiones de vapor. La solución ideal se define como aquella que obedece la Ley de Raoult en todo intervalo de concentraciones.

La Ley de Raoult establece que la relación entre la presión de vapor de cada componente en una solución ideal es dependiente de la presión de vapor de cada componente individual y de la fracción molar de cada componente en la solución. La ley debe su nombre al químico francés François Marie Raoult (18301901).

En equilibrio Liquido - Vapor, la relación que se comporta según la idealidad de la Ley de Raoult sería la siguiente: Pt Y1 = X1 P1o.

Las soluciones reales, en cambio, no se ajustan a la Ley de Raoult.

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RESUMEN

En la práctica de Equilibrio Líquido – Vapor, se determinará el diagrama temperatura – composición y el diagrama x-y, para una mezcla líquida de dos componentes. En las condiciones de laboratorio, la temperatura ambiente se registro a 24°C a 756 mmHg con un 95 % de humedad relativa. Para realizar la experiencia nos hemos apoyado en el principio teórico de soluciones reales en una mezcla Azeotrópica. Los resultados obtenidos en la experiencia fueron Xazeot.

1-Propanol

=0.31 y Xazeot.

Agua

= 0.69 con una

temperatura de 81°C en el punto azeotrópico, originándonos un Error= 8.06%. Llegamos a la conclusión de que una mezcla azeotrópica es aquella que presenta un punto de ebullición más alto o más bajo que el de sus componentes, estas mezclas no se separan por destilación fraccionada ya que el vapor que se forma presenta composición igual que el líquido de que proviene; es decir la composición del destilado es igual a la del residuo.

Para poder mejorar los resultados se recomienda que el alumno deba tapar inmediatamente la solución que se encuentra en el balón, al momento de sacar residuo o agregar el incremento, debido a que son sustancias volátiles.

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PRINCIPIOS TEÓRICOS

PRESIÓN DE VAPOR DE UNA SOLUCIÓN IDEAL Si un soluto tiene una presión de vapor medible, la presión de vapor de su disolución siempre es menor que la del disolvente puro. De esta forma la relación entre la presión de vapor de la disolución y la presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación entre ambos se formula mediante la Ley de Raoult mediante la cual: la presión parcial de un disolvente sobre una disolución P1 está dada por la presión de vapor del disolvente puro P o1, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución X1.

Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar. En una solución que sólo contenga un soluto, se tiene que X1=1-X2, donde X2 es la fracción molar del soluto, pudiendo escribir la formulación de la ley como:

Se puede ver de esta forma que una disminución en la presión de vapor, ΔP es directamente proporcional a la concentración del soluto presente.

SOLUCIÓN REAL Es aquella sustancia que no se ajusta a la ley de Raoult, y que presenta desviación negativa y positiva de la ley. Se dice que exhiben desviaciones negativas los sistemas en los cuales la curva (en un diagrama a t cte) se encuentra por debajo de la relación lineal proporcionada por la ley de Raoult. Cuando la desviación llega hacer lo suficientemente grande respecto a las diferencias entre las presiones de los componentes puros, la curva muestra un mínimo. Se dice que las soluciones presentan desviaciones positivas cuando la curva a t cte se encuentra sobre la línea de la ley de Raoult. Para desviaciones positivas grandes se tiene un máximo en la curva. A nivel molecular, las desviaciones negativas apreciables de la ley de Raoult reflejan fuerzas intermoleculares más fuertes entre moléculas diferentes que entre moléculas iguales. Opuestamente, desviaciones positivas apreciables resultan en soluciones en donde las fuerzas intermoleculares entre moléculas parecidas son más fuertes respecto a las moléculas distintas.

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Desviaciones positivas de la ley de Raoult

Desviaciones negativas de la ley de Raoult

En este sistema, las interacciones soluto-disolvente son menores que las interacciones soluto-soluto y disolvente-disolvente. Es el caso más habitual.

En este sistema, las interacciones solutodisolvente son mayores que las interacciones soluto-soluto y que las interacciones disolvente-disolvente debido a la existencia de enlace de hidrógeno entre la acetona y el cloroformo.

MEZCLAS AZEOTRÓPICAS Es una mezcla líquida de dos o más componentes que posee un único punto de ebullición constante y fijo, y que al pasar al estado vapor (gaseoso) se comporta como un compuesto puro, o sea como si fuese un solo componente. Un azeótropo, puede hervir a una temperatura superior, intermedia o inferior a la de los constituyentes de la mezcla, permaneciendo el líquido con la misma composición inicial, al igual que el vapor, por lo que no es posible separarlos por destilación simple. El azeótropo que hierve a una temperatura máxima se llama azeótropo de ebullición máxima y el que lo hace a una temperatura mínima se llama azeótropo de ebullición mínima, los sistemas azeotrópicos de ebullición mínima son más frecuentes que los de ebullición máxima.

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DETALLES EXPERIMENTALES

1. DETERMINACION DE LOS PUNTOS DE EBULLICION DEL SISTEMA

a) Se armó un equipo especial para puntos de ebullición, que consta de un balón de 125mL, un refrigerante de reflujo (agua), un separador para retirar el destilado. El equipo se lavó y secó completamente. b) Se colocó 25 mL de A en el balón y se insertó el termómetro de tal manera que su bulbo quedó sumergido aproximadamente hasta la mitad en el líquido. c) Se calentó lentamente la muestra del balón hasta obtener una ebullición vigorosa a temperatura constante. Se anotó la temperatura de ebullición. d) Con una pipeta se tomó una muestra de aproximadamente 1 mL del residuo en un tubo limpio y seco, se tapo para evitar la volatización de la muestra, al mismo tempo se extrajo aproximadamente 1 mL el destilado del separador, el exceso de destilado se agregó al balón, también se tapó. e) Se añadió cada incremento según la tabla 5 y se repitió los pasos c) y d) para cada incremento. f) Se lavó y secó el balón. Se colocó 25 mL de B en el balón y se procedió similarmente que con A, pero con los incrementos de la tabla 6.

2. DETERMINACIÓN DE LA COMPOSICIÓN DE LAS MEZCLAS

a) En tubos con tapón de corcho, se preparó 3 mL de las mezclas indicadas en la tabla 3 midiendo las temperaturas de A y B. b)

Se midió el índice de refracción de las mezclas preparadas en a).

c)

Se midió los índices de refracción de cada muestra de destilado y residuo.

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TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS

TABLA Nº1: CONDICIONES DE LABORATORIO Temperatura (ºC) 24

Presión (mmHg) 756

Humedad Relativa (%) 95

TABLA Nº2: DATOS EXPERIMENTALES TABLA Nº2.1: Índice de refracción del destilado y residuo del incremento de Agua(A) al 1Propanol (B), y temperaturas de ebullición. Volumen de incremento de A para añadir a 20mL de B 0.4 0.4 0.4 0.5 0.5 0.5 0.5

Temperatura de ebullición(ºC)

Índice de refracción del destilado

Índice de refracción del residuo

94.2 92.1 90.1 88.9 88.2 87.4 87.2

1.3826 1.3827 1.3809 1.3800 1.3794 1.3785 1.3783

1.3834 1.3832 1.3830 1.3827 1.3809 1.3800 1.3790

TABLA Nº2.2: Índice de refracción del destilado y residuo del incremento de 1-Propanol (B) al Agua (A) y temperaturas de ebullición. Volumen de incremento de B para añadir a 20mL de A 1.0 3.0 5.0 8.0 9.0 10.0

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Temperatura de ebullición(ºC)

Índice de refracción del destilado

Índice de refracción del residuo

93 90.5 88 87 84 82

1.3577 1.3715 1.3749 1.3650 1.3746 1.3736

1.3344 1.3436 1.3535 1.3629 1.3697 1.3730

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TABLA Nº2.3: Volumen de 1 – Propanol (B) y Agua (A), índice de refracción, para la curva patrón Agua Volumen de A 3.0 2.9 2.8 2.5 2.1 1.7 1.4 1.0 0.5 0.0

1-Propanol Volumen de B 0.0 0.1 0.2 0.5 0.9 1.3 1.6 2.0 2.5 3.0

n 1.3327 1.3357 1.3382 1.3474 1.3611 1.3690 1.3704 1.3831 1.3797 1.3830

Temperatura (°C) 24.8 25.7 25.6 25.7 25.5 25.4 25.4 25.4 25.4 24.8

TABLA Nº3: DATOS TEÓRICOS TABLA NO3.1: Temperatura de ebullición Sustancia 1-Propanol Agua

Tebullición (ºC) 97.2 100

TABLA NO3.2: Temperatura Azeotrópica y composición de la mezcla Tazeotrópica (ºC) Xazeot. 1-Propanol (%Peso) Xazeot. Agua (%Peso)

88.1 71.8 28.2

TABLA NO3.3: Densidades a 20ºC del Agua y 1-Propanol Sustancia Agua 1-Propanol

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Densidad (g/mL) 0.99823 0.8035

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TABLA Nº4: RESULTADOS TABLA N0 4.1: n1-propanol, nAgua y %n1-propanol, de los datos de la curva patrón Muestra 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

n 1-propanol 0 0.0013 0.0027 0.0067 0.0120 0.0174 0.0214 0.0267 0.0334 0.0401

n Agua 0.1664 0.1608 0.1553 0.1386 0.1165 0.0943 0.0776 0.0554 0.0277 0

%n 1-propanol 0.00 0.80 1.71 4.61 9.34 15.58 21.62 32.52 54.66 100

TABLA N0 4.2: Temperatura de la mezcla azeotrópica y las composiciones del agua y 1propanol Temperatura Azeotrópica Xazeot. 1-Propanol Xazeot. Agua Yazeot. 1-Propanol Yazeot. Agua

81 0C 0.31 0.69 0.31 0.69

TABLA N° 4.3: Comparación de los valores teóricos con los valores experimentales de la

temperatura Azeotrópica Valor Teórico (°C) 88.1

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Valor Experimental (°C) 81

Error 8.06 %

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TABLA Nº5: TABLA PARA GRAFICOS TABLA Nº5.1: Curva Patrón X1-propanol 0.00 0.0080 0.0171 0.0461 0.0934 0.1558 0.2162 0.3252 0.5466 1

N 1.3327 1.3357 1.3382 1.3474 1.3611 1.3690 1.3704 1.3831 1.3797 1.3830

Ver grafica N01

TABLA Nº5.2: T vs X e Y

Agua +1ml Agua +3 ml Agua +5ml Agua + 8 ml Agua +9ml Agua +10ml 1-Propanol +0.4ml 1-Propanol +0.4ml 1-Propanol +0.4ml 1-Propanol +0.5ml 1-Propanol +0.5ml 1-Propanol +0.5ml 1-Propanol +0.5ml

XR 0.0075 0.026 0.065 0.110 0.195 0.250 0.860 0.625 0.565 0.475

YD 0.0825 0.225 0.295 0.135 0.295 0.265 0.560 0.515 0.450 0.425

T(oC) 93 90.5 88 87 84 82 94.2 92.1 90.1 88.5 88.2 87.4 87.2

Ver grafica N02

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TABLA Nº5.3: YD vs XR XR

YD

0.0075 0.026 0.065 0.110 0.195 0.250 0.860 0.625 0.565 0.475

0.0825 0.225 0.295 0.135 0.295 0.265 0.560 0.515 0.450 0.425

Ver grafica N03

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CÁLCULOS

1.- Calcule él %molar del componente más volátil en cada una de las mezclas preparadas.

De la tabla Nº 3.3 tenemos los datos: MAgua=18.0 g/mol

M1-Propanol = 60.1 g/mol

Muestra 1: n 1-Propanol = ∫ 1-propanol x V 1-propanol = 0.8035 x 0 = 0 mol1-propanol M 1-propanol 60.1 n Agua = ∫Agua x V Agua = 0.99823 x 3 = 0.1664 mol Agua M Agua 18 %n 1-propanol =

n 1-propanol x 100 % = 0 __ x 100 % = 0 % mol 1-propanol n 1-propanol + n Agua 0.166 +0

Los demás valores calculados se observan en la tabla Nº4.1

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ANALISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Se tiene que los datos arrojados de la mezcla son: temperatura de ebullición del azeótropo 88.1ºC y su composición es de

molar y de los datos teóricos tenemos temperatura de ebullición del azeótropo y

composición de azeótropo

(composición del liquido en equilibrio con el vapor).

Podemos determinar también que las primeras fracciones del destilado son más ricas en componente más volátil(2-propanol) mientras que las fracciones finales contienen mas del componente de punto de ebullición más alto(agua). El porcentaje de error con respecto a la temperatura de ebullición y composición del azeótropo es Respectivamente. El error puede haber sido causado un mal uso del refractómetro o por haberse leído las temperaturas en el momento en que empezó a hervir la muestra del balón y no cuando empezó a formarse el destilado.

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CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

CONCLUSIONES:

Una mezcla azeotrópica es aquella que presenta un punto de ebullición más alto o más bajo que el de sus componentes, estas mezclas no se separan por destilación fraccionada ya que el vapor que se forma presenta composición igual que el líquido de que proviene; es decir la composición del destilado es igual a la del residuo. El sistema analizado para una gráfica temperatura vs. composición nos genera una ojiva donde se encontraran en Equilibrio Líquido y Vapor. En donde el líquido A (1-propanol) esa más volátil que el líquido B (agua). En el vapor ha aumentado la fracción molar del segundo, continuando la destilación se observará que el vapor rico en A es mayor en proporción a su líquido; bajando la fracción molar de A. Las soluciones reales se ajustan más a la Ley de Raoult cuando más diluida es la solución. Con una adecuada gráfica se puede determinar si se producen azeótropos en la destilación y en qué punto se encuentran.

RECOMENDACIONES:

Tapar inmediatamente la solución que se encuentra en el balón, al momento de sacar residuo o agregar el incremento, debido a que son sustancias volátiles. Utilizar acetona después de cada medición del índice de refracción, para evitar que se mezclen entre ellas. Tener un orden específico para la experiencia de determinación de los puntos de ebullición del sistema, si es posible enumerarlos. Al limpiar los materiales se debe tener mucho cuidado al limpiar los materiales pues los líquidos puros pueden contaminarse, y aumentar los porcentajes de error.

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BIBLIOGRAFÍA

Atkins., ‘Fisico-quimica’., 3° edición, Addision-Wesley Iberoamerica, 1986, pagina

207-

232. David R. Lide, ¨Handbook of Chemistry and Physics¨, 84TH EDITION , ED CRC PRESS 2003-2004, seccion 7. CASTELLAN G., “Fisicoquímica”,

2da edición, Ed. Addison Wesley Iberoamericana,

México, 1987., paginas 239-248.

LANGE, MANUAL DE QUIMICA, 13° Edicion, John A.dear, Tomo IV. Perry, “Handbook of chemestry”, Ed. Mc Graw Hill, Capitulo 2.

Samuel H. Maron.¨Fundamentos de Fiscoquimica¨, Ed. Limusa, Noriega Editores, 1996.

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APÉNDICE CUESTIONARIO:

1. Para las mezclas liquidas binarias ideales, explique la aplicación de las leyes de Dalton y Raoult. La ley de Dalton dice que la presión de vapor total P será la suma de las dos presiones de vapor parciales,

Para conocer las presiones parciales de los vapores, en equilibrio con una mezcla de dos líquidos volátiles, la norma empleada es determinar experimentalmente la presión de vapor total P y la composición del vapor. Si esta última se establece en términos de las respectivas fracciones molares de los componentes

e

también por la ley de Dalton se tiene que:

En la fase vapor se expresan las fracciones molares por “Y”, mientras que en el líquido se expresan por “X”. Pero un sistema ideal de dos líquidos obedece la ley de Raoult en donde las presiones parciales se pueden calcular mediante la composición del líquido:

En una solución ideal los valores obtenidos de PA y PB deben ser iguales .Si hay diferencia indica una desviación de la mezcla liquida de una solución ideal.

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2. Explique la solubilidad de los gases en los líquidos ¿En qué casos se aplican la Ley de Henry y la Ley de Dalton? Enuncia que a una temperatura constante, la cantidad de gas disuelta en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial que ejerce ese gas sobre el líquido.Matemáticamente se formula del siguiente modo:

Donde: es la presión parcial del gas. es la concentración del gas (solubilidad). es la constante de Henry, que depende de la naturaleza del gas, la temperatura y el líquido. Las unidades de la constante k dependen de las unidades elegidas para expresar la concentración y la presión. Es importante mencionar que la proporcionalidad directa falla por la ley de Henry bajo condiciones de presión alta o en los casos de gases de soluciones relativamente altas. La ley de Raoult establece que la presión parcial de un disolvente en una solución es igual a la presión de vapor del disolvente puro multiplicado por la fracción molar del disolvente en la solución, fmste.

Esta ley se cumple para solutos no volátiles y solutos volátiles

3. ¿En qué casos se utiliza la destilación fraccionada a presión constante? La destilación fraccionada es una separación que se efectúa continuamente, empleando aparatos de destilación conocidos como la columna de fraccionamiento. El tipo de destilación descrito hasta aquí, en el cual el vapor que se elimina esta en equilibrio con la masa total del líquido que hierve, se denomina destilación en equilibrio. El proceso de separar mezclas por destilación resultaría extremadamente complicado y tedioso de realizarse por repetidas destilaciones y condensaciones de una manera discontinua. En su lugar esta separación se efectúa contiguamente y se conoce como destilación fraccionada, empleando aparatos de destilación conocidos como columnas de fraccionamiento.

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El resultado neto de estas interacciones es por tanto, una redistribución a favor del constituyente más volátil en el vapor y del menos volátil en el líquido, es decir que esencialmente cada plato actúa como minúsculo alambique. Como este proceso se repite en cada plato, es posible, con suficiente número de ellos, separar la mezcla en dos fracciones finales, una del residuo menos volátil que se desplaza hacia un alambique, de donde se extrae y un vapor que pasa de la parte superior de la columna que contiene esencialmente el constituyente más volátil.

GRÁFICOS: GRÁFICO Nº5.1: Curva Patrón

1.39 1.38

nA

1.37 1.36 1.35

1.34 1.33 0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

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