INFO1 Equilibrio L V

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

Facultad de química e ingeniería química

Departamento académico de fisicoquímica

Laboratorio de fisicoquímica II

EQUILIBRIO LIQUIDO-VAPOR

Profesor : Huapaya Barrientos, Jose

Alumnos : Berrocal Saucedo, Greyssi Yasmin

Saavedra Casco, Yesenia Luz 13070200

Fecha de realización de la práctica : 14 de Abril

Fecha de entrega del informe : 21 de Abril

Lima-Perú

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Universidad Nacional Mayor de San Marcos

2015-1

CONTENIDO

Resumen………………………………………………………………………………………………2

Introducción…………………………………………………………………………………………3

Fundamento teórico…………………………………………………………………………….4

Materiales y reactivos…………………………………………………………………………..6

Detalles experimentales…………….…………………………………………................6

Cálculos y Resultados …………………………………………………………………………..7

Discusión de resultados……………………………………………………………………….13

Conclusión…………………………………………………………………………………………..14

Recomendaciones….…………………………………………………………………………….15

Anexos………………………………………………………………………………………………..16

Bibliografía…………………………………………………………………………………………..19

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RESUMEN

El presente informe trata acerca de la experiencia denominada equilibrio líquido- vapor, la cual tiene como objetivo determinar el diagrama temperatura-composición y el diagrama x-y para el sistema (composición en el vapor vs. Composición en el líquido) en función del componente más volátil para una mezcla de dos componente en este caso agua y 1-propanol utilizando un equipo especial para puntos de ebullición y un refractómetro.

Esta experiencia se realizó a 756mmHg, 25ºC de temperatura del ambiente y con una humedad relativa del 94%, obteniendo mediante los datos experimentales un diagrama temperatura-composición que tiene una tendencia hacia una mínima temperatura de ebullición el cual tiene un valor de 86°C que nos mostrara el punto azeotrópico de una solución real cuya característica es que hierve a una temperatura menor respecto a la temperatura de ebullición de cada uno de sus componentes.

Comparando nuestro resultado experimental con el valor teórico correspondiente para la mezcla agua y 1-propanol el cual es 88.1°C muestra un error de 2.38%.

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INTRODUCCIÓN

Esta experiencia es muy útil debido a que analizaremos mediante una prueba experimental la composición de una mezcla homogénea binaria a una temperatura determinada haciendo uso de la teoría del equilibrio liquido vapor.

En particular, el equilibrio líquido vapor representa el corazón de la mayoría de las operaciones unitarias más comunes de separación en ingeniería química, tal como la destilación, la extracción o la absorción. De ahí que, el conocimiento de las propiedades termodinámicas es indispensable en cualquier actividad relacionada con el diseño y la optimización.

En química, la destilación azeotrópica es una de las técnicas usadas para romper un azeótropo en la destilación. Una de las destilaciones más comunes con un azeótropo es la de la mezcla etanol-agua. Usando técnicas normales de destilación, el etanol solo puede ser purificado a aproximadamente el 95%. En esta práctica nos limitaremos al estudio de la mezcla 1-propanol-agua.

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FUNDAMENTOS TEORICOS

Soluciones ideales

Se denomina soluciones ideales aquellas soluciones en la que la actividad de cada sustituyente es igual a la fracción molar bajo todas las condiciones de temperatura, presión y concentración. En las cuales sus constituyentes tiene las siguientes características: similitud en las fuerzas de interacción intermolecular, aditividad de los volúmenes, etc. Estas soluciones cumplen la ley de Raoult, la cual expresa que la presión de vapor de un componente a una determinada temperatura T, es proporcional a su fracción molar en el líquido (xi)

Pi = xiPi0

Donde Pi0 es la presión de vapor del componente puro.

Se puede aplicar perfectamente a mezclas ideales de líquidos volátiles, de tal manera que las presiones parciales de los componentes en una mezcla binaria son:

La presión total viene dada por P= Pa+ Pb

Soluciones reales

Son aquellas soluciones que no obedecen la ley de Raoult presentando desviaciones en mayor o menor grado dependiendo de la naturaleza de los líquidos y la temperatura. Estas pueden ser de dos tipos:

Tipo II

Soluciones que presentan desviaciones positivas respecto a la ley de Raoult y la curva presión total de vapor tiende a un máximo que está por encima de la presión de vapor de cada constituyente. Estas soluciones presentan fuerzas de interacción repulsivas y como consecuencia de ello no cumplen con la propiedad de aditividad de sus volúmenes si no que su volumen resulta mayor. Ejemplo: Disulfuro de carbono-aldehido metílico, benceno-ciclohexano, agua-alcohol etílico, etc.

Pa = xaPa0

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Tipo III

Soluciones que presentan desviaciones negativas respecto a la ley de Raoult y la curva presión total de vapor tiende a un mínimo que está por encima de la presión de vapor de cada constituyente. Estas soluciones presentan fuerzas de interacción atractivas y como consecuencia de ello no cumplen con la propiedad de aditividad de sus volúmenes si no que su volumen resulta menor. Ejemplo: cloroformo-acetona, éter metílico-cloruro de hidrógeno, piridina-acido acético, etc.

Mezclas azeotrópicas

Son aquellas soluciones reales, cuya proporciones son tales que el vapor producido por evaporación parcial tiene la misma composición que el líquido. Tienen como característica que hierven a una temperatura más alta o más baja respecto a la temperatura de ebullición de cada uno de sus componentes, las primeras presentan un mínimo en la grafica de presión de vapor versus composición y se producen por una desviación negativa de la Ley de Raoult, en tanto que las segundas presentan un máximo, siendo consecuencia de la desviación positiva de la Ley de Raoult.

Cuando en una mezcla se encuentra en el punto del azeótropo (mezcla azeotrópica), dicha mezcla no puede ser destilable o separada en sus componentes.

MATERIALES Y REACTIVOS Materiales

Equipo especial para puntos de ebullición, termómetro de décimas, mechero de alcohol, refractómetro, tubos con tapones, pipetas.

Reactivos

Agua destilada(A) y 1-propanol (B), acetona para el refractómetro.

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DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL

Determinación de los puntos de ebullición a) Lavamos los instrumentos con agua destilada luego los llevamos a secar a la

estufa.b) Armamos el equipo especial para puntos de ebullición, que consta de un

balón, un refrigerante de reflujo, un separador para retirar destilado.c) Colocamos aproximadamente 25 mL aproximadamente de A en el balón y

ponemos el termómetro de tal manera que el bulbo quede sumergido hasta la mitad en el líquido.

d) Calentamos lentamente la muestra hasta obtener una ebullición vigorosa a temperatura constante evitando sobrecalentamientos. Leemos y anotamos la temperatura de ebullición.

e) Lavamos y secamos el balón y colocamos 25 mL aproximadamente de B y repetimos los pasos de c y d

f) Lavamos y secamos el balón y colocamos 20mL de A luego añadimos el incremento como indica al tabla 1 y repetimos los paso c y d

g) Tomamos con una pipeta una muestra aproximada de 1mL del residuo en un tubo limpio y seco, tapamos y marcamos adecuadamente el tubo, al mismo tiempo extraemos todo el destilado del separador, en oro tubo seco.

CÁLCULOS Y RESULTADOS

Tabla n°1: condiciones de laboratorio aproximadas

P(mmHg) 756

T(°C) 19

%Humedad 98

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Determinación de la composición de destilado y residuo

Tabla n°2: datos para la curva patrón de equilibrio liquido vapor

Vol B (mL) Vol A (mL) Ƞ

3.0 0.0 1.3860

2.9 0.1 1.3855

2.8 0.2 1.3845

2.5 0.5 1.3810

2.1 0.9 1.3775

1.7 1.3 1.3705

1.4 1.6 1.3650

1.0 2.0 1.3580

0.5 2.5 1.3480

0.0 3.0 1.3330

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A) CALCULO PARA HALLAR LA FRACCIÓN MOLAR DEL COMPONENTE MÁS VOLÁTIL A PARTIR DE LOS DATOS PARA LA CURVA PATRON:

Agua des ionizada (A)

1-propanol (B)

Densidad 0.997 0.8034

Masa molar 18.006 60.095

Índice de refracción

1.3330 1.3860

Sabemos que el más volátil entre los componentes de la mezcla es el 1-propanol

Ejemplo de cálculo:

Se halla la masa de cada volumen adicionado:

W A=0.997∗0.1=0.0997g

W B=0.8034∗2.9=2.3299g

Determinación de las moles involucradas en las soluciones:

nA=0.099718.006

=5.5370∗10−3

nB=2.329960.095

=0.0388

X B=nB

nA+nB=0.8750

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Tabla n°3: fracción molar del Índice de refracción vs. Componente más volátil

XB ƞ

1 1.3860

0.8750 1.3855

0.7717 1.3845

0.5469 1.3810

0.3604 1.3775

0.2400 1.3705

0.1744 1.3650

0.1077 1.3580

0.0461 1.3480

0 1.330

A continuación se muestra la gráfica de ƞ vs. XB

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Tabla n°4: datos del sistema Agua (A) – 1-propanol (B) en 20 mL de A

Volumen de incremento de B para añadir a 20 mL de A

T de ebullición (°C)

Ƞ residuo Ƞ destilado

1.0 97 1.3354 1.3569

3.0 93 1.3380 1.3702

5.0 88 1.3454 1.3746

8.0 86 1.3497 1.3745

9.0 86 1.3517 1.3737

10.0 84 1.3546 1.3662

De acuerdo a los índices de refracción obtenidos en laboratorio del residuo y destilado se puede determinar la composición molar del componente más volátil en el residuo y destilado. De esta manera se obtiene:

Tabla n°3: T- composición del sistema A-B (T vs. X e Y) en 20 mL de A

T de ebullición (°C) XB residuo XB destilado

97 0.004 0.1

93 0.008 0.228

88 0.03 0.3

86 0.054 0.36

86 0.066 0.28

84 0.0664 0.182

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Tabla n°4: datos del sistema Agua (A) – 1-propanol (B) en 20 mL de B

Volumen de incremento de B para añadir a 20 mL de A

T de ebullición (°C) Ƞ residuo Ƞ destilado

0.4 92.6 1.3833 1.3819

0.4 91 1.3831 1.3818

0.4 89.4 1.3829 1.3802

0.4 88.7 1.3820 1.3792

0.5 87.6 1.3812 1.3785

0.5 87.2 1.3797 1.3779

0.5 86.9 1.3788 1.3769

Del mismo modo que para 20 ml de A (H2O) se obtienen las fracciones molares del componente más volátil en el residuo y destilado

Tabla n°5: T- composición del sistema A-B (T vs. X e Y) en 20 mL de B

T de ebullición (°C) XB residuo XB destilado

92.6 0.654 0.56

91 0.614 0.536

89.4 0.596 0.458

88.7 0.56 0.416

87.6 0.5 0.388

87.2 0.436 0.376

86.9 0.4 0.348

A continuación:

Diagrama 1: de T-composición del sistema A-B (T vs. X e Y) Tabla n° 3 y 5.

Diagrama 2: x – y para el sistema (composición del vapor vs. composición del líquido).

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De acuerdo a la gráfica obtenida podemos determinar el punto azeotropico experimental a partir de nuestros datos de laboratorio:

Teórico Experimental % Error

T eb (°C) 88.1 86 2.38

XA 0.433 0.64 47.81

XB 0.567 0.36 36.51

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DISCUSIÓN DE RESULTADOS

En esta experiencia las posibles fuentes de error fueron que al momento de realizar la destilación parte del contenido de la solución en el balón paso directamente a formar parte del aparente destilado, mínimas cantidades de residuo que quedan en el termómetro que alteran la siguiente medida del punto de ebullición, falta de precisión en la medida de temperatura de ebullición e índice de refracción, mala calibración en el refractómetro, no realizar una adecuada limpieza con acetona antes de colocar la muestra para la medida del índice de refracción de cada muestra.

Las condiciones de trabajo (T, P, %H) posiblemente no fueron óptimas para el correcto desarrollo del experimento, lo cual puede causar desviaciones en los valores obtenidos.

El alcohol usado (1-propanol) pudo haber estado contaminado con otras sustancias ajenas a este debido a que es usado muchas veces para realizar el experimento.

El método usado para obtener los puntos de ebullición a presión constante, no es tan preciso puesto que la medida del punto de ebullición se realiza por el mismo operario, lo cual siempre genera errores humanos.

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CONCLUSIONES

Por la tendencia del diagrama de temperatura-composición podemos concluir que el sistema agua-1-propanol pertenece a una solución azeotrópica de tipo II con una temperatura de ebullición menor con respecto a sus componentes, por lo tanto tiene una desviación positiva respecto al comportamiento ideal.

Podemos concluir que una mezcla que tiene una composición XA de agua y XB de alcohol se separar por destilación fraccionada solamente en un residuo de agua puro y un destilado final cuya composición es la misma tanto en vapor como en líquido.

Comparando nuestro resultado experimental de la temperatura de ebullición 86°C de la solución azeotrópica con el valor teórico correspondiente para la mezcla agua y 1-propanol el cual es 88.1° muestra un error de 2.38% lo que muestra una ligera exactitud del dato experimental.

La composición molar de la mezcla experimental en el punto azeotropico es XA= 0.64 y XB=0.36. Comparando estos valores con los teóricos se obtiene un error de 47.81% para el agua y 36.51% para el alcochol.

El índice de refracción de una mezcla de 2 componentes siempre estará en un intervalo entre los índices de refracción de cada uno de los componentes puros.

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RECOMENDACIONES

Lavar y secar los instrumentos usados en el experimento para evitar posibles interferencias en la composición molar de las mezclas homogéneas.

Es recomendable la precaución en el calentamiento de la solución en el balón para evitar el traspaso de solución a la zona de destilado.

Lavar y secar los instrumentos antes de comenzar con la siguiente destilación. Observar cuidadosamente al momento de tomar la temperatura en el

termómetro. Topar cada tubo de ensayo con solución para evitar que el 1-propanol se volatilice. Realizar una buena limpieza con acetona antes de la medida del índice de

refracción de cada muestra.

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ANEXOS

Cuestionario

1. Para las mezclas liquidas binarias ideales, explique la aplicación de las leyes de Dalton y Raoult.La ley de Raoult, la cual expresa que la presión de vapor de un componente a una determinada temperatura T, es proporcional a su fracción molar en el líquido (x i)

Pi = xiPi0

Donde Pi0 es la presión de vapor del componente puro.

Se puede aplicar perfectamente a mezclas ideales de líquidos volátiles, de tal manera que las presiones parciales de los componentes en una mezcla binaria son: Pa = xaPa

0 Pb = xbPi0

La presión total viene dada por P= Pa+ Pb

Ley de Dalton

En una solución de dos componentes líquidos volátiles completamente miscibles a y b se calienta a temperatura constante una parte de líquido a y b se evaporan aplicando la ley de Dalton:

Pa = Ya PT Pb = Yb PT

Siendo: Pa: Presión parcial del componente a

Pb: Presión parcial del componente b

Ya: Fracción molar del componente a en vapor

Yb: Fracción molar del componente b en vapor

PT: Presión total del vapor de la solución

2. Explique la solubilidad de los gases en líquidos. En qué casos se aplican la ley de Henry y al ley de Dalton

Los gases se disuelven en los líquidos para formar soluciones verdaderas. El grado de solubilidad depende de la naturaleza del gas y del solvente, la presión y la temperatura. El efecto de la presión en al solubilidad de un gas dado, en un líquido particular, a temperatura constante, se puede obtener fácilmente invirtiendo el proceso; en efecto,

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consideremos el gas como un soluto que vaporiza hasta establecer una presión de vapor sobre la solución.La solubilidad de la mayoría de los gases en los líquidos disminuye con el aumento de temperatura. La ley de Henry se puede usar para determinar la presión parcial de un gas en el seno de un fluido. La ley de Heny nos dice: " La cantidad de gas disuelta en un líquido a una determinada temperatura es directamente proporcional a la presión parcial que ejerce ese gas sobre el líquido." x = kP

Donde x es la concentración molar (en mol/L), P es la presión del gas (en atm) y k es la constante de Henry (el valor de k depende de la naturaleza del gas y del líquido) y K la constante de Henry y x es la concentración del gas.Para explicar tal efecto, se considera que el número de moléculas de gas que choca contra la superficie del líquido (y que por lo tanto puede entrar en solución) es directamente proporcional a la presión. Si el gas reacciona con agua, la ley de Henry no funciona muy bien.La ley de Dalton se aplica cuando un gas se encuentra en otro gas. La ley de Dalton nos dice: “La presión parcial de un gas ideal en una mezcla es igual a la presión que ejercería en caso de ocupar él solo el mismo volumen a la misma temperatura.”Se puede hacer una definición de la teoría mediante la aplicación de matemáticas, la presión de una mezcla de gases puede expresarse como una suma de presiones mediante:

Donde representan la presión parcial de cada componente en la mezcla. Se asume que los gases no tienen reacciones químicas entre ellos, el caso más ideal es con gases nobles.

Donde es la fracción molar del i-ésimo componente de la mezcla total de los m componentes.

3. ¿En qué casos se aplica la destilación fraccionada a presión constante?En la destilación fraccionada, se usa para separar mezclas de dos componentes que tengan puntos de ebullición que difieran en 30- 60 °C ya que se pueden separar en destilaciones repetidas. La fase que se separa del seno del líquido atraviesa una columna de fraccionamiento, llega a un refrigerante donde se condensa y luego se

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recolecta. La destilación fraccionada es la combinación de muchas destilaciones simples en una sola operación, para lo cual se utiliza una columna de fraccionamiento vertical llena con un material inerte (perlas de vidrio, rozaos de plato poroso, etc.) en la cual ocurren diversas evaporaciones y condensaciones.Una destilación fraccionada resulta eficaz incluso en la separación de líquidos cuyo PE se diferencian en una fracción de grado. El vapor formado que asciende por la columna se condensa al tomar contacto con la parte más fría del relleno: cada vez que los vapores son condensados, el vapor es más rico en el componente de bajo PE, quedando en el líquido residual del balón los componentes de mayor PE.

Tablas adicionales:

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BIBLIOGRAFÍA

Desviaciones de la Ley de Raoult, Apuntes científicos, 16 de abril del 2015, [Documento en línea] <http://apuntescientificos.org/azeotropos-ibq2.html>

MARON Y PRUTTON, Fundamentos de fisicoquímica, Editorial Limusa Wiley, México 1972, 3° Edición

Alicia Lamarque y Maestri, Damián, “Fundamentos teorico-practicos de química orgánica”, Editorial Encuentro, 1era edición, Argentina.

Gilbert W. Castellan, “fisicoquímica”, Editorial Pearson, 2da edición, 1974, México.

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