Informe de termodinámica Liquido Vapor

8/16/2019 Informe de termodinámica Liquido Vapor

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INTRODUCCIÓN

El proceso de destilación consiste en calentar un líquido hasta que sus

componentes más volátiles pasan a la fase de vapor y, a continuación, enfriar el

vapor para recuperar dichos componentes en forma líquida por medio de la

condensación, la destilación consiste en separar una mezcla de varios

componentes aprovechando sus distintas volatilidades, o bien separar los

materiales volátiles de los no volátiles. En la evaporación y en el secado,

normalmente el objetivo es obtener el componente menos volátil; el componente

más volátil, casi siempre agua, se desecha. Sin embargo, la finalidad principal

de la destilación es obtener el componente más volátil en forma pura. Por

ejemplo, en la práctica que se desarrolló la eliminación del agua del etanol

evaporando el agua, se llama evaporación, pero la eliminación del agua del

etanol evaporando el etanol se llama destilación, aunque se usan mecanismos

similares en ambos casos.

El equilibrio liquido – vapor se calcula fácilmente para las soluciones ideales

estos son los que siguen la le de Raoult y si son aplicables las leyes de los gases

los únicos datos necesarios son las presiones o tensiones de vapor de los

componentes puros. Para todas las mezclas a medida que cualquier

componente se aproxime a 100% en la composición, se verificara la ley de Raoult

para dicho componente, donde dichas condiciones se ilustran mediante las

curvas de los coeficientes de actividad, los cuales son factores de desviación con

respecto a la ley de Raoult, que pueden ser determinados por ecuaciones

termodinámicas para relaciones de equilibrio, como las ecuaciones de Margules,

Van Laar, Carlson y Calburn, entre otros. Estas ecuaciones son sumamente

útiles para verificar datos experimentales; Carlson y Calburn demostraron que

los datos correspondientes a la mayoría de los sistemas binarios disponibles

están de acuerdo con la ecuación de Van Laar, donde esta ecuación y la de

Margules dan buenos resultados para los sistemas que se acercan a al simetría.


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1. OBJETIVOS

1.1. OBJETIVO GENERAL

Evaluar el comportamiento de equilibrio Liquido-Vapor en

forma experimental del sistema binario Etanol – Agua.

1.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Determinar el índice de refracción para mezclas de dos

sustancias (etanol-agua) en un t0, t1 y t2

Determinar la presión de vapor.


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2. MARCO TEÓRICO

EQUILIBRIO LIQUIDO-VAPOR

Es el fenómeno que ocurre con todo líquido cuando mantenido en sistema

cerrado. El líquido tiende a entrar naturalmente en equilibrio termodinámico

con su vapor. Cuando el sistema no es cerrado, ocurre lo que se llama de

evaporación.

Ese equilibrio termodinámico está relacionado con el movimiento relativo de

las moléculas en relación a la película (interfaz) que divide la fase líquida y la

fase vapor. A causa del efecto de la temperatura, las moléculas se mueven

aleatoriamente unas en relación a la otras, y en las mediciones de la interfaz

líquido-vapor no es diferente, de forma que a todo momento hay moléculas

que atraviesan la interfaz, tanto yendo de la fase líquido en dirección a la fase

vapor como del vapor al líquido. El equilibrio líquido-vapor ocurre cuando las

tasas (es decir, la cantidad por unidad de tiempo) de las moléculas que

atraviesan la interfaz en un sentido (del líquido al vapor) y en el otro (del vapor

al líquido) se igualan.

Si el equilibrio líquido-vapor referirse al equilibrio de una substancia pura, se

dice que la substancia está saturada.

Imagine que, a causa de la dinámica molecular en la región comprendida

entre las dos fases, ocurre la formación de una "nube" de vapor sobre el

líquido. Esa "nube" es compuesta de las moléculas que se mueven en las

cercanías de la interfaz líquido-vapor. Eventualmente, el movimiento de las

moléculas las lleva a chocarse contra la interfaz líquido-vapor. Como efecto

de las colisiones de las moléculas del vapor contra la interfaz, surge una

presión sobre el líquido, que es llamada presión de vapor.

APLICACIONES

El estudio del equilibrio líquido-vapor es especialmente importante a los

ingenieros químicos en el proceso de análisis y proyecto de equipamientos

http://es.wikilingue.com/pt/Equilibriohttp://es.wikilingue.com/pt/Termodin%C3%A2micahttp://es.wikilingue.com/pt/Mol%C3%A9culahttp://es.wikilingue.com/pt/Fasehttp://es.wikilingue.com/pt/Temperaturahttp://es.wikilingue.com/pt/Aleatoriohttp://es.wikilingue.com/pt/Tasahttp://es.wikilingue.com/pt/Presi%C3%B3n_de_vaporhttp://es.wikilingue.com/pt/Presi%C3%B3n_de_vaporhttp://es.wikilingue.com/pt/Tasahttp://es.wikilingue.com/pt/Aleatoriohttp://es.wikilingue.com/pt/Temperaturahttp://es.wikilingue.com/pt/Fasehttp://es.wikilingue.com/pt/Mol%C3%A9culahttp://es.wikilingue.com/pt/Termodin%C3%A2micahttp://es.wikilingue.com/pt/Equilibrio


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de destilaçion. Tales equipamientos tienen la finalidad de separar y purificar

dos o más substancias químicas a través de la concentración del componente

más volátil en la fase vapor, mientras el componente menos volátil

permanece preferentemente en la fase líquida.

Cuando se trata de separación de mezclas, las mezclas más simple son

aquellas homogeneas y que tienen solamente dos componentes. Esas

mezclas también son llamadas de mezclas binárias.

Existen básicamente dos formas de representarse el equilibrio líquido-

vapor de una mezcla binária:

Diagrama del punto de borbuja y del punto de rocío

Diagrama del equilibrio líquido-vapor

Para mezclas con más de dos componentes, existen representaciones

gráficas más elaboradas, tales como diagramas ternários etc. Sin embargo,

cuánto mayor el número de componentes en una mezcla, más difícil es la

representación gráfica del mecanismo de separación.

EQUILIBRIO LIQUIDO-VAPOR DE MEZCLAS BINARIAS

Para el estudio de las soluciones binarias se reconoce la validez de la ley de

Raoult, la cual ha sido deducida a partir del comportamiento de las soluciones

a bajas concentraciones. Esta ley establece que la presión de vapor de cada

uno de los componentes de la mezcla binaria puede ser expresada como:

Donde:

P°A y P°B: Son las presiones de vapor de los componentes puros a

la temperatura de trabajo.

xA y xB: Son las fracciones molares de los componentes A y B en el

líquido.

PB = xB . P°BPA = xA . P°A


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Se define como solución ideal a aquella que se comporta según la ley de

Raoult para cada uno de los componentes, en todo el rango de concentración.

Los sistemas reales pueden presentar mayor o menor alejamiento del

comportamiento ideal, según el grado de interacciones intermoleculares que

existe en la fase líquida.

La regla de las fases establece que

Donde:

V: varianza o grados de libertad :

F: fase:

C: número de componentes:

Como el número mínimo de grados de libertad es cero, el número máximo de

fases Fmáx= C + 2. Si el sistema es de dos componentes independientes

resulta Fmáx = 4. Por otra parte Fmín= 1, con lo que resulta Vmáx = 3. La

representación de su comportamiento debe hacerse entonces en un sistema

de tres ejes coordenados que pueden corresponder respectivamente a

presión, temperatura y composición.

Si una de las variables anteriores se mantiene constante, se simplifica la

representación que puede hacerse entonces en el plano. Por ejemplo T = f(c)

a presión constante o p = f(c) a temperatura constante o p = f(T) a

concentración constante. En el estudio de mezclas de dos líquidos miscibles

se considera el equilibrio entre una fase líquida y su vapor, representando a

T constante la variación de la presión total del vapor con la composición del

sistema o a presión constante, la variación de la temperatura de ebullición del

líquido con la composición del sistema.

En las Figuras 1 y 2 se muestran los dos tipos de diagramas.

V + F = C + 2


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I. PARTE EXPERIMENTAL

1. MATERIALES Y EQUIPOS

- 5 frascos

- Refractómetro ABBE

- 1 probeta 250 ml

- 1 probeta de 50 ml

- Termómetros

- Equipo de destilacion

- Cocinilla

- Alcoholímetro

- Vasos de precipitación de 150mL

2. REACTIVOS

- Agua destilada 300 ml

- Etanol (Alcohol 96%) 100ml


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3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Tomar 100 ml de etanol y 300 ml de agua

Medimos el grado de alcohol en la mezcla

Luego se retira aproximadamente 1 ml de muestra en un frasco

Medimos el índice de refracción de la muestra para tomar como referencia

Se vierte la solución al balón de dos bocas del equipo de destilación.

Elevar la temperatura del balón por medio de una cocina hasta alcanzar

el equilibrio del punto de ebullición de la mezcla Etanol- Agua a las

condiciones ambientales.

Esperar y recibir en un frasco la primera gota del vapor condensado y del

líquido, considerándolo en un tiempo 0.

Tomar muestras cada 10 minutos (2 veces).

Medir las temperaturas y seguidamente el índice de refraccion.

CONDICIONES DE TRABAJO:

Presión: 520 mmHg

Densidad del agua (20 ºC): 0,997538 g/mL

Densidad del OH H C 52

(20 ºC): 0,78934 g/mL

CALCULOS Y RESULTADOS

TIEMPO (min) TEMPERATURA (ºC) INDICE DE REFRACCION

0

69 1.30510 77.5 1.3548

20 84 1.3544

FRACCION MOLAR DEL ETANOL

= .

− . + .

FRACCION MOLAR DEL AGUA

= −.

+ . + .


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PROGRAMACION EN MATLAB

function proceso_isobarico clc IR=[1.305,1.3548,1.3544]; T=[69,77.5,84]; %FRACCION MOLAR DEL ETANOL YE=0.043.*IR.^2-0.114.*IR+0.096; %FRACCION MOLAR DEL AGUA YA=-0.043.*IR.^2+0.114.*IR-0.0904; %HALLANDO LA FRACCION MOLAR DEL ETANOL disp(' Y1 Y2') Y1=eval('YE');format long; Y2=eval('1-Y1');format long; disp([Y1',Y2']) %HALLANDO LA PRESION DE VAPOR %datos del data bank VPA1=-8.51838; VPB1=0.34163; VPC1=-5.73683; VPD1=8.32581; Pc1=221.2; %bar Tc1=647.3; %°K VPA2=-7.76451; VPB2=1.4543; VPC2=-2.7758; VPD2=-1.23303; Pc2=61.4; %bar Tc2=513.9; %°K% presion de vapor del etanol disp(' z1 z2 Pvp1 Pvp2 ') for i=1:3; z1(1,i)=1-(T(i)/Tc1); z2(1,i)=1-(T(i)/Tc2); Pvp1(1,i)=(Pc1*(exp(VPA1*z1(i)+VPB1*z1(i)^(1.5)+VPC1*z1(i)^3+VPD1*z1(i)^6)/(1-z1(i)))); Pvp2(1,i)=(Pc2*(exp(VPA2*z2(i)+VPB2*z2(i)^(1.5)+VPC2*z2(i)^3+VPD2*z2(i)^6)/(1-z2(i)))); fprintf(' %f %f %f %f \n',z1(1,i),z2(1,i),Pvp1(1,i),Pvp2(1,i));end figure(1) plot(Y1,T,'o-m'),title( 'Y1 Vs T' ),xlabel('fraccionmolar'),ylabel('TEMPERATURA'); figure(2)

plot(Y2,T,'*-r'),title( 'Y2 Vs T' ),xlabel('fraccionmolar'),ylabel('TEMPERATURA'); figure(3) plot(Y1,Y2,'*-'),title( 'Y1 Vs Y2' ),xlabel('Y1'),ylabel('Y2'); end

RESULTADOS

Y1 Y20.020460075000000 0.9795399250000000.020478570720000 0.9795214292800000.020477572480000 0.979522427520000


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z1 z2 Pvp1 Pvp2

0.893403 0.865733 1.581967 0.1745700.880272 0.849192 1.304551 0.2001730.870230 0.836544 1.151138 0.222775

GRAFICO Nº1 (fracción molar del etanol vs temperatura)

GRAFICO Nº2 (fracción molar del agua vs temperatura)

0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.020568

70

72

74

76

78

80

82

84

Y1 Vs T

fraccion molar

T E M P E

R A T U R A

0.9795 0.9795 0.9795 0.9795 0.9795 0.979568

70

72

74

76

78

80

82

84

Y2 Vs T

fraccion molar

T E M P E R A T

U R A


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GRAFICO Nº3 (fracción molar del etanol vs fracción mola del agua)

0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.0205 0.02050.9795

0.9795

0.9795

0.9795

0.9795

0.9795

Y1 Vs Y2

Y1

Y 2


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4. CONCLUSIONES

4.1. CONCLUSION GENERAL Evaluamos el comportamiento de equilibrio Liquido-Vapor en forma

experimental del sistema binario Etanol – Agua.

4.2. CONCLUSIONES ESPECÍFICOS

Determinamos el índice de refracción para mezclas de dos sustancias

(etanol-agua) en un t0, t1 y t2 , obteniendo:

TIEMPO (min) TEMPERATURA (ºC) INDICE DE REFRACCION

0 69 1.305

10 77.5 1.3548

20 84 1.3544

Determinamos las presiones de vapor:

Pvp1= [1.581967, 1.304551,1.151138]

Pvp2= [0.174570,0.200173,0.222775]


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5. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Se puede observar en los gráficos, que las curvas no son precisas y

esto es debido a que solo contamos con tres datos ,mientras más

datos tengamos se obtendrá una gráfica más exacta.

6. RECOMENDACIONES

Limpiar el quipo correctamente con agua destilada y secar despuésde cada procedimiento.

Calibrar correctamente el equipo para obtener un óptimo índice derefracción.

Trabajar en un ambiente con incidencia de luz hacia el equipo.


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7. BIBLIOGRAFÍA

Tojo, J., Orge, B., y Domínguez, A. (1994) “PROBLEMAS DE INGENIERIAQUIMICA”

Van Ness, H. C. y Abbott, M. M. (1986), “TERMODINAMICA”, McGraw-HillBook Company, México.

Prausnitz, J. M.; Lichtenthale.R; Gomes E.; (2000) “TERMODINAMICAMOLECULAR DE LOS EQUILIBRIOS DE FASES” Editorial Prentice Hall,

tercera edición, España.

http://www.geocities.com/CollegePark/Library/6086/margules.html

http://www.fsalazar.bizland.com/EQUILIBRIO_2.htm
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