INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA III
PRACTICA 3 y 4 EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR DE RAOULT” EQUILIBIRO IDEAL –“LEY DE
EQUILIBRIO NO IDEAL -AZEÓTROPOS
Nombre de los integrantes
Firma
Galicia Rojas Andrea Llorente Ramírez Miguel Ángel
_______________________ _______________________
Grupo: 2IM23
Profesora:
Fecha de entrega: 23 de Abril de 2012
Objetivos
Observar el comportamiento de dos sistemas binarios. Construir los diagramas de temperatura y composición del líquido y del vapor. Comparar con los datos de temperatura y composición obtenidas con la Ley de Raoult. Comparar con los datos de temperatura y composición obtenidas con las ecuaciones de Van Laar y Margules. Ajustar los datos experimentales utilizando dos modelos de solución y compararlos con los datos experimentales. Propósito
Determinación experimental de los coeficientes de actividad de los componentes de una mezcla binaria. Determinar las curvas de equilibrio líquido-vapor para mezclas binarias de líquidos totalmente miscibles. Determinar si las mezclas obedecen a la ley de Raoult o presentan desviación positiva o negativa. Realización del test de consistencia termodinámica de los datos obtenidos. Verificación de las ecuaciones de Margules y Van Laar para la determinación de los coeficientes de actividad. Hipótesis
A una presión constante las mezclas de líquidos miscibles de diferente composición hervirán a diferentes temperaturas y su vapor será más rico en el componente más volátil.
Introducción
Una fase de acuerdo a la definición clásica, se define como materia uniforme en todas sus partes, tanto en composición química como física, ejemplos de ésta son: agua líquida, hielo, vapor de agua, solución de sacarosa en agua, la mezcla de fases en una muestra de aire etc. Dos o más fases se presentan cuando hay una superficie macroscópica de separación entre las fases homogéneas, ejemplo son: un sistema formado por tres fases (hielo-agua-aire), sistemas formados por dos fases (líquidos inmiscibles) y mezclas de sólidos o formas cristalinas diferentes del mismo sólido. El número de fases identificables depende de cómo se observe la muestra, por ejemplo, una solución de DNA es homogénea a simple vista, y a nivel microscópico se observa si es homogénea.
Existen diferentes tipos de equilibrios entre fases: sólido-liquido (S-L), líquidolíquido (L-L), líquido –vapor (L-V), etc., y también, pueden existir equilibrios de un solo componente, de dos componentes llamados binario y de tres componentes denominado temario. El estado de una muestra de materia se define por dos tipos de variables: intensivas y extensivas. Las variables intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia presente como la temperatura, presión y concentración; y las variables extensivas son aquellas que si presentan dependencia de la cantidad de materia presente como por ejemplo la masa y el volumen. En un sistema de una o más fases, generalmente se requiere conocer al menos una variable extensiva por fase, para determinar la masa de cada una de ellas, y el resto de las propiedades del sistema se pueden determinar a partir de propiedades intensivas. La regla de fases de Gibbs define el número mínimo de variables intensivas necesarias para describir un sistema:
Donde f son los grados de libertad del sistema, y se define como el número mínimo de variables intensivas necesarias para describir un sistema, c es el número de componentes químicos y p es el número de fases del sistema. Los sistemas líquidos ideales obedecen a la Ley de Raoult, de modo que la presión parcial de cada uno de los componentes en el vapor, a una temperatura dada, es igual al producto de su fracción molar en el líquido por la presión de vapor del componente puro a la misma temperatura. Si el vapor también se comporta idealmente, a la presión parcial de un componente cualquiera en la fase vapor será igual al producto de su fracción molar en el vapor por la presión total. Esto, para una mezcla binaria:
Donde y1 e y2 son las fracciones molares de los componentes 1 y 2 en la fase vapor, x1 y x2 son las mismas en la fase líquida, P es la presión total y las presiones de vapor de los componentes puros respectivos a la temperatura del sistema. La mayoría de las soluciones líquidas de interés práctico no cumplen con la Ley de Raoult. Para poder tratar estas soluciones llamadas reales, en forma análoga a las soluciones perfectas se introduce el coeficiente de actividad. Sin embrago, para las soluciones en fase vapor en el dominio de presiones menores de 2 atm, puede aceptarse que cumplen con la Ley de Dalton. En consecuencia, para las condiciones de trabajo de la presente experiencia, las ecuaciones a aplicar son:
Donde son los coeficientes de actividad para los componentes (1) y (2) respectivamente.
A partir de estas expresiones se calcularán los coeficientes de actividad determinando en el equilibrio la presión, la temperatura y la composición de la fase vapor para diferentes composiciones de la fase liquida.
Desarrollo Experimental
Material y equipo
Hervidor Refrigerante Termómetro Parilla de calentamiento con agitación magnética Soporte universal Reóstato Pinzas de tres dedos Pinzas de nuez Pipeta muestreadora Tubos de ensaye Refractómetro Metanol Isopropanol
Procedimiento experimental 1.-Montar el equipo como se muestra en el esquema. 2.-Preparar mezclas binarias que contengan 10, 20, 40, 60, 80 y 90% de uno de los componentes: Metanol-Isopropanol Metanol-Cloroformo 3.-Los volúmenes de cada solución pueden calcularse con la ayuda de las siguientes fórmulas, tomando en cuenta que los subíndices 1 son relacionadas al metanol y el 2 serán de isopropanol.
4.-Medir los índices de refracción de cada mezcla a una temperatura determinada (15 a ), empleando un refractómetro de Abbe, así como los índices de refracción de los componentes puros. 5.-Graficar la relación entre composición (x) y el índice de refracción (y). (El índice de refracción permite conocer la composición del líquido y del vapor en equilibrio de manera indirecta). 6.-Poner la solución en el hervidor, suministrar calor con agitación hasta que la solución ebulla, cuando la temperatura sea constante y haya condensado en la concavidad, tomar el dato de temperatura. 7.-Determinar los puntos de ebullición de cada una de las mezclas en equilibrio del vapor y del líquido. Lo anterior se debe realizar por medio de destilación simple midiendo 2 ml. De mezcla. (nota: el bulbo del termómetro debe estar inmerso en el vapor generado). 8.-Tomar una muestra del condesando y del destilado y enfriarlas a temperatura ambiente. 9.-Determinar los índices de refracción del destilado (vapor) y del residuo que quedó en el matraz de destilación (líquido) con el refractómetro de Abbe. 10.-Repetir los pasos 6 al 9 para cada una de las mezclas.
Tabla de datos experimentales x1
x2
v1
v2
n liq
T
n vap
Y
0
1
0
50
1.3692
75
1.3691
0.035
0.1
0.9
2.8
47.2
1.3686
75
1.3656
0.195
0.2
0.8
5.9
44.1
1.365
72
1.3586
0.31
0.3
0.7
9.03
40.67
1.3595
70.5
1.3548
0.4
0.4
0.6
13.06
36.94
1.3546
69
1.3539
0.45
0.5
0.5
17.32
32.68
1.35
67
1.3499
0.595
0.6
0.4
22.15
27.85
1.3447
65
1.3407
0.735
0.7
0.3
27.65
22.35
1.3429
63
1.3332
0.93
0.8
0.2
34
16
1.3386
61
1.3332
0.96
0.9
0.1
41.39
8.66
1.3359
59
1.3326
0.96
1
0
50
0
1.327
57
1.332
0.955
Metanol Isopropanol
A 18.5875 18.6929
B 3626.55 3640.20
C -34.29 -53.54
Grafica nliq vs x1
n liq
n liq vs x1
1.375 1.37 1.365 1.36 1.355 1.35 1.345 1.34 1.335 1.33 1.325 1.32
x1
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
Grafica y1 vs x1
y1 vs x1
y1
1.2 1 0.8 0.6 0.4 0.2 0
x1
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
Grafica T vs x1 y1
T vs x1 y1
T
80 70 60 50
y1
40
x1
30 20 10 x1 y1
0 0
P sat 1
0.2
P sat 2
0.4
x1
0.6
y1
0.8
1
T en K
1133.228527 565.0441883 0.03512207 0.06803647
348.15
1133.228527 565.0441883 0.03512207 0.06803647
348.15
1013.652948 497.5962452 0.16936851 0.29347161
345.15
957.9061475 466.4942349 0.24115363 0.39487614
343.65
904.726355 437.0429277 0.31636159
0.4892661
342.15
837.6536323 400.2211492 0.42241685
0.604853
340.15
0.5357018 0.70947742
338.15
715.8616209 334.3712012 0.65697272 0.80393428
336.15
660.7371239 305.0412854 0.78707335 0.88897193
334.15
609.2015492 277.9175437 0.92694622 0.96529414
332.15
561.0692578 252.8648539 1.07764569 1.03356216
330.15
774.767402 366.0486077
1.2
Presiones de Saturación para Metanol
( ) ( )
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) Presión de Saturación para Isopropanol
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( ) Ecuación de Raoult
Calculo de Y1
Gráficos Corregidos Grafica y1 vs x1
y1 vs x1 corregidos
y1 1.2
1 0.8 0.6 0.4 0.2 0 0
0.2
0.4
0.6
0.8
x1 1.2
1
Grafica T vs x1y1
T vs x1y1
T 80
70 60 50 x1 40
y1
30 20 10 0 0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
x1y1
Conclusión
En esta práctica pudimos ver el comportamiento de dos sistemas binarios mediante la experimentación así mismo como la determinación d e los coeficientes de actividad de la mezcla binaria.
