Determinación DE LA Curva DE Equilibrio Liquido – Vapor PARA UN Sistema Binario PDF

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DETERMINACIÓN DE LA CURVA DE EQUILIBRIO LIQUIDO –VAPOR...

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Universidad nacional de Trujillo FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA  TEMA: DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN PARCIAL MOLAR DE UNA MEZCLA BINARIA

 DOCENTE: Ing. Mg. GUERRERO ESCOBEDO ADOLFO ENRIQUE

 CURSO: FISICOQUIMICA II  INTEGRANTES: · · · · ·

BURGOS PUITIZA, LIZBETH CALLIRGOS LEYVA, BEATRIZ POLO ARCE, JULISSA MARÍA SANTILLAN RUIZ, BRYAM VERDE ROSAS, ERIK BANY

 CICLO: IV  FECHA: 13 de enero del 2020

Trujillo- Perú DETERMINACIÓN DE LA CURVA DE EQUILIBRIO LIQUIDO – VAPOR PARA UN SISTEMA BINARIO 1. OBJETIVOS  Construir la gráfica T vs función mol de etanol.  Construir la gráfica Y etanol vs X etanol.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Un sistema formado por la mezcla de dos líquidos totalmente miscibles, es decir, dos líquidos que se disuelven completamente entre sí, en equilibrio con su vapor tendrá dos componentes y dos fases, una fase líquida y una fase vapor. Las variables que suelen fijarse son la temperatura y la composición de la fase líquida y en estas condiciones, la presión de vapor del sistema tendrá un valor definido que vendrá dado por la ley de Dalton. Para comprender el comportamiento de las disoluciones reales, se analizará primero el comportamiento de las disoluciones ideales. Una disolución ideal es la que se forma cuando al mezclar dos líquidos volátiles se disuelven sin absorber ni desprender calor y de modo que los volúmenes resultan ser aditivos. Las disoluciones ideales líquido-líquido cumplen la ley de Raoult y la ley de Dalton. Chang, R. (2008) Sometiendo a un sistema líquido-líquido de comportamiento ideal a un conjunto repetido de procesos de evaporación parcial-condensación se puede obtener el componente más volátil en estado casi puro en las fracciones recogidas de la fase vapor (destilado), mientras que en las fracciones líquidas (residuo) se recogerá el componente menos volátil casi puro. Adamson, A. y Gast, A. (1997)

En una mezcla homogénea de dos líquidos volátiles A y B, de acuerdo a la ley de Raoult se pueden presentar dos casos: 1. Si las fuerzas intermoleculares entre las moléculas A y B son más débiles que las que existen entre las moléculas de A y entre las de B, se dice que existe una mayor tendencia para considerarse una mezcla real que en el caso de una solución ideal. En consecuencia, la presión de vapor de la solución es mayor que la predicha por la ley de Raoult para la misma concentración. Esta conducta da origen a la desviación positiva. El mezclado es un proceso endotérmico. 2. Si las moléculas A y B se atraen con mayor fuerza que entre las del mismo tipo, la presión de vapor de la solución es menor que la suma de las presiones parciales, según la ley de Raoult. Dicha conducta se le conoce como desviación negativa. El mezclado es un proceso exotérmico.

El comportamiento de cada uno de los casos descritos se puede apreciar a continuación:

Diagrama de presión de vapor y punto de ebullición para sistemas que muestran: (a) Idealidad, (b) desviación positiva y (c) desviación negativa según la ley de Raoult. Ahora para tener más claro los conceptos se definirá la ley de Raoult:

2.1 Ley de Raoult Para disoluciones extremadamente diluidas, la presión parcial del disolvente en función de la composición es:

Son pocas las mezclas de líquidos que cumplen con esta ley a concentraciones arbitrarias (desde 0 a 1 de fracción mol) y a dichas mezclas se les llama disoluciones ideales. Sin embargo, al aumentar la temperatura y cuando la presión del vapor saturado de la disolución es muy grande, la ecuación de la ley de Raoult se torna inexacta debido al aumento de las desviaciones del vapor de las leyes de los gases ideales, estas desviaciones pueden ser positivas ó negativas y para su estudio se considera la fugacidad de las sustancias en lugar de la presión.

A las disoluciones que cumplen la ecuación anterior se les llama disoluciones ideales perfectas. La composición de una disolución ideal y el vapor saturado de la misma, son diferentes, es decir x ≠ xv, donde xv es la fracción molar del componente en la fase de vapor saturado y x es

la fracción mol del mismo componente en la fase líquida. La relación de ambas composiciones es:

Para una mejor identificación de las fracciones mol en cada fase xy=y, lo que evita la confusión de ambas fracciones. El potencial químico de las disoluciones binarias en equilibrio con su vapor a una temperatura dada, será:

Para una disolución ideal:

Por lo tanto, la energía libre, la entropía y la entalpía para una mezcla binaria ideal serán:

2.2 Índice de refracción Se ha observado que la velocidad de la luz no es la misma en todos los medios. La velocidad de la luz en el vacío es exactamente 299 792 458 metros por segundo, pero es inferior cuando la luz atraviesa otro medio. Para describir cómo de diferente es la velocidad de la luz en un cierto medio respecto a la velocidad en el vacío, se introduce el llamado índice de refracción n:

donde c es la velocidad de la luz en el vacío y v la velocidad de la luz en el medio en cuestión. Por ejemplo, el índice de refracción del agua pura es, aproximadamente 1.33, lo que significa que la luz viaja 1.33 veces más rápido en el vacío que en el agua.

Refracción: Cuando la luz se acerca a un medio con diferente índice de refracción, parte de la luz se refleja y el resto pasa al segundo medio (se refracta). Se observa experimentalmente (por ejemplo introduciendo una cuchara en un vaso de agua), que los rayos de luz cambian de trayectoria cuando entran en el otro medio (Fig. 1). Existe una relación entre los ángulos de la luz y los índices de refracción de los medios, la llamada ley de Snell. Valencia (2009)

Fig. 1 Refracción de la luz

donde: n1 y n2 son los índices de refracción de los dos medios; θi es el ángulo de incidencia; θr es el ángulo de refracción. Ambos ángulos se miden respecto a la recta perpendicular a la superficie de separación entre los dos medios (interfaz). La ecuación (2) es válida siempre que los medios sean isótropos, es decir uniformes en todas direcciones.

3. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

 10 matraces Erlenmeyer de 100 ml  1 refrigerante recto con mangueras latex  1 matraz balón de 50 ml

 10 tubos de ensayo con tapón (Pyrex)

 1 termometro de -10 a 110°C  Conexiones de vidrio (Pyrex)

 3 pinzas para matraz

3.1Equipos

 1 calentador eléctrico  1 soporte universal

 Refractómetro (Caus JENA)

3.2 Reactivos  Tolueno Q.P.  Benceno Q.P.  Acetona Q.P  Etanol Absoluto Q.P.

4.- DESARROLLO EXPERIMENTAL 4.1.- Procedimiento:  Preparar 7 disoluciones de agua – etanol, con un volumen total que debe ser de 2ml cuyas composiciones estarán establecidas por el profesor.  Medir el índice de refracción de cada muestra.  Armar el equipo de destilación e introducir la primera muestra en el matraz bola de calentamiento, el bulbo del termómetro deberá estar sumergido en el líquido, tapar y asegurarse que no exista fugas. 

Calentar el matraz lentamente, al alcanzar la temperatura de ebullición, se registra la temperatura cuando condense la primera gota en el tubo de ensayo.

 Luego se reciben 15 gotas del condensado y se registra la temperatura al caer la última gota.  Se suspende el calentamiento y se procede a medir el índice de refracción del líquido condensado.  Se repite la secuencia anterior para todas las muestras y se debe determinar el índice de refracción tanto del líquido condensado como del líquido residual.

5.- RESULTADOS: TABLA N° 01: Datos experimentales de las 7 muestras agua – etanol.

Muestra

% Vol Aparente 10 20 40 60 80 90 96

1 2 3 4 5 6 7 -

VEtOH (ml) 2,1 4,2 8,3 12,5 16,7 18,8 20

VH O (ml) 17,9 15,8 11,7 7,5 3,3 1,2 0 2

IR 1,3384 1,3426 1,3512 1,3427 1,3479 1,3618 1,3607

% Peso Real 8,33 13,97 44 14,10 21,25 54,1 52,05

Calculamos los ml de etanol C1 * V1 = C2 * V2  20 ml  al 10% de etanol 96% * V1 = 10% * 20 V1 = 2,1  20 ml  al 20% de etanol 96% * V2 = 20% * 20 V2 = 4,2  20 ml  al 40% de etanol 96% * V3 = 40% * 20 V3 = 8,3  20 ml  al 60% de etanol 96% * V4 = 60% * 20 V4 = 12,5  20 ml  al 80% de etanol 96% * V5 = 80% * 20 V5 = 16,7  20 ml  al 90% de etanol 96% * V6 = 90% * 20 V6 = 18,8  20 ml  al 96% de etanol 96% * V7 = 96% * 20 V7 = 20

TABLA N° 02: Datos calculados. MUESTR A

1 2

IR

%P

m

D

R

m

D

R

1.338 4 1.342 6

1.358 7 1.356 8

1.335 2 1.341 6

8.33

49.6 1 36.7 1

12.9 2 12.6 2

13.9 7

TEMPERATURA °C T1 T2 Tm 68

85

76.5

70

81

74.5

FRACCIÓN MOL m

D

R

0.034 3 0.059 7

0.278 0 0.184 9

0.054 8 0.055 8

3 4 5 6 7

1.351 2 1.342 7 1.347 9 1.361 8 1.360 7

1.355 5 1.359 7 1.352 3 1.361 9 1.362 9

1.349 0 1.338 4 1.338 4 1.360 7 1.361 8

44

52.3

14.1 0 21.2 5 54.1 0 52.0 5

50.6 8 28.1 1 54.3 0 57.0 7

22.6 9 8.32

79

80

79.5

0.207

64

87

75.5

8.33

74

84

79

0.060 4 0.096

52.2 0 54.0 9

74

78

76

0.32

77

77

77

0.92

 Calculando el número de moles de del etanol m EtOH masa molar EtOH  Al 10% del volumen de etanol 8,33 n1 = 46,07 n1=0,1808  Al 20% del volumen de etanol 13,97 n2 = 46,07 n2=0,3032  Al 40% del volumen de etanol 44 n3 = 46,07 n3=0,5591  Al 60% del volumen de etanol 14,10 n4 = 46,07 n4 =0,3061  Al 80% del volumen de etanol 21,25 n5 = 46,07 n5=0,4613  Al 90% del volumen de etanol 54,10 n6 = 46,07 n6=1,1743

n EtOH=

 Al 96% del volumen de etanol 52,05 n7 = 46,07 n7=1,1298  Calculando el número de moles de del agua

0.300 0.103 2 0.286 0.034 7 3 0.13 0.034 0.316 3 0.342 1

0.29 0.315 5

nH O= 2

masa H O 2

masamolar H

2

O

 Moles del agua al 10% de volumen de etanol 91,7 n1 = 18,02 n1=5,0888  Moles del agua al 20% de volumen de etanol 86,03 n2 = 18,02 n2=4,7741  Moles del agua al 40% de volumen de etanol 56 n3 = 18.02 n3=2,9967  Moles del agua al 60% de volumen de etanol 85,9 n4 = 18,02 n4 =4,7669  Moles del agua al 80% de volumen de etanol 78,75 n5 = 18,02 n5=4,3701  Moles del agua al 90% de volumen de etanol 45,9 n6 = 18,02 n6=2,5472  Moles del agua al 96% de volumen de etanol 47,95 n7 = 18,02 n7=2,6609  Fracción mol del etanol molesEtOH X= moles totales  Al 10% de volumen de etanol 0,1808 X 1= 5,2696 X 1=0,0343  Al 20% de volumen de etanol 0,3032 X 2= 5,0773 X 2=0,0597  Al 40% de volumen de etanol 0,5591 X 3= 3,5558

X 3=0,207  Al 60% de volumen de etanol 0,3061 X4 = 5,0730 X 4 =0,0604  Al 80% de volumen de etanol 0,4613 X 5= 4,8314 X 5=0,096  Al 90% de volumen de etanol 1,1743 X6 = 3,7215 X 6 =0,32  Al 96% de volumen de etanol 1,1298 X7 = 3,7215 X 7 =0,92

T vs Fracción Mol 80 79 78

T °C

77 76 75 74 73 72

0

0.05

0.1

0.15

0.2

0.25

Fracción Mol Fraccion mol R

Fración Mol D

GRAFICO N° 01 : Temperatura vs Fracción mol Fuente: Tabla N° 02

0.3

0.35

0.4

Yetanol vs Xetanol 1 0.9 0.8 0.7 Xetanol

0.6 0.5 0.4 0.3 0.2 0.1 0

0

10

20

30

40

50

60

Yetanol Yetanol vs Xetanol

GRAFICO N° 02: Y etanol vs X etanol Fuente: Tabla N° 02

6. DISCUCIONES Se debe tener en cuenta los índices de refracción de las disoluciones ya que esos datos nos proporcionan la información para obtener el % en peso, lo que por consiguiente nos da las fracciones de peso y mol. Por lo cual se discrepó en la utilización de las ecuaciones para el cálculo del % peso ya que nos dejó una gráfica muy irregular por lo cual nos deja a entender que hubo un error en la determinación del % peso por ende un error en el cálculo de la fracción molar además de las tomas imprecisas de los índices de refracción y temperaturas lo que dificulto aún más la elaboración de las gráficas.

7. CONCLUSIONES  Se logró construir las gráficas pero no salieron como se esperaba, esto se debe quizá que medimos mal el índice de refracción o ya sea en la medidas y en los cálculos.  La determinación de la curva de equilibrio, dicho experimento nos ha permitido dar a conocer el aspecto relacionado con el equilibrio de fase y el sistema binario se usó para medir el comportamiento de la mezcla agua y etanol.

8. RECOMENDACIONES

 Tener más cuidado al medir el alcohol y agua ya que si no tomamos ya medidas requeridas el error va ser mayor.  Limpiar bien los instrumentos para tener un adecuado trabajo y así poder tener buenos cálculos.  Tener cuidado con los cálculos ya que si no tomamos en cuenta las unidades el experimento será fallido.

9. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS ·

Adamson, A. y Gast, A. (1997). Physical Chemistry of Surfaces (6ª ed.). Nueva York, E.U.A.: Jonh Wiley & Sons. ISBN: 0-471-14873-3

·

Chang, R. (2008). Fisicoquímica (3ª ed.). E. U. A.: McGraw-Hill

·

Valencia, S (2009). Universidad de Valencia. Índice de Refracción. Facultad de física....