INFORME N_9 EQUILIBRIO LIQUIDO - VAPOR.docx

PRÁCTICA N°9 LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS(UNIVERSIDAD DEL PERÚ, DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICAE.A.P. INGENIERÍA QUÍMICA 0.72

DEPARTAMENTO DE ACADEMICO DE FISICOQUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II

PRÁCTICA N°9

INFORME DE EQUILIBRIO LÍQUIDO - VAPOR

PROFESOR: ANÍBAL FIGUEROA TAQUIINO

ALUMNOS:

CHÁVEZ HUAMANÍ, DAMIÁN DANIEL 11070033

FIGUEROA AYALA, BRANCO JOSÉ 11070116

LEIVA MEJÍA, OSCAR DANIEL 11070173

FECHA DE LA PRÁCTICA: LUNES 15/04/13

FECHA DE ENTREGA: MARTES 23/04/13

TURNO: LUNES 13-16 HORAS

GRUPO: A – B

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2013

ÍNDICE

Introducción .3

Resumen .4

Principios Teóricos .5

Detalles Experimentales .7

Tabulación de Datos y Resultados .9

Cálculos .15

Análisis y Discusión de Resultados .18

Conclusiones y Recomendaciones .19

Bibliografía .20

Apéndice .21

Cuestionario .21

Gráficas .23

Hoja de Datos .26

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INTRODUCCIÓN

La estimación del Equilibrio Líquido-Vapor en mezclas es uno de los aspectos de

interés para la ingeniería química, ya que aporta información importante para el

diseño de equipos de separación y especialmente de destilación.

La destilación es una de las operaciones de separación más utilizada en la industria

química, tanto en el acondicionamiento previo de las materias primas como en la

separación de los productos. El requerimiento básico para separar los componentes

de una mezcla líquida por destilación es que la composición del vapor sea diferente

de la composición del líquido del cual se forma, esto es lo que sucede en las

mezclas azeotrópicas. Las cuales se definen como mezclas de dos componentes las

cuales hierven a temperaturas más altas o más bajas que sus respectivos puntos de

ebullición.

Los conceptos y propiedades, entendidas como ventajas, de la destilación

fraccionada y mezcla azeotrópica son empleados en la industria del petróleo y del

etanol en las que son muy comunes el empleo de la columnas de Fraccionamiento.

También es empleado el criterio de mezcla azeotrópica en la síntesis de esteres en

química orgánica, donde se forma un azeótropo de tres componentes, permitiendo

así la obtención del éster por destilación.

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RESUMEN

Esta práctica tiene como objetivo graficar temperatura - composición y X-Y para una mezcla líquida de dos componentes, para así poder determinar la temperatura y composición de la mezcla azeotrópica.

Las condiciones de laboratorio a la cual se trabajaron fueron: Presión de 756 mmHg, Temperatura 22°C y Humedad Relativa 92%.

Las mezclas azeotrópicas son aquellas soluciones reales, cuya característica es que los componentes hierven a una misma temperatura. Para determinar la composición azeotrópica se determinó haciendo el diagrama “composición molar del componente más volátil en el vapor VS. Composición del componente más volátil en el líquido”, (gráfica Nº 2). Y para determinar la temperatura de ebullición de la mezcla azeotrópica se obtuvo al graficar Temperatura de ebullición vs. Composición (A – B) en el residuo y destilado (gráfica Nº 3).

A partir de la gráfica N°2 se determinó que la composición del 1-propanol en la mezcla azeotrópica fue de 35%, dando como error: 18.98%; y también se halló la temperatura del azeótropo la cual fue de 81°C, dando como error: 8.06%.

De la práctica realizada se concluye que es posible analizar el equilibrio liquido-vapor para un sistema binario porque de acuerdo a la regla de Gibbs, solo se necesitan especificar dos variables para definir el sistema (Temperatura y composición de un componente).Se recomienda esperar que la temperatura de ebullición de la mezcla se mantenga constante para determinar su punto de ebullición.

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PRINCIPIOS TEÓRICOS

LEY DE RAOULT:

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, es decir:

PA=PA0 ×X A y también PB=PB

0×X B

Donde: Pi0 :es la presión devapor delcomponente puro.

Si se introduce una mezcla de A y B en un recipiente en el que se ha hecho el vacío y en el que se mantiene una temperatura constante, se vaporizarán A y B hasta alcanzar un estado de equilibrio en el que la presión reinante será la presión total de vapor de la mezcla, P, que de acuerdo con la ley de Raoult, tendrá el valor:

P=PA+PB=PA0 ×X A+PB

0× XB

SOLUCIONES REALES:

Son aquellas soluciones que no se ajustan a la Ley de Raoult, y que presentan desviación positiva o negativa de la ley, debido a las fuerzas de interacción

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intermolecular de atracción o repulsión entre los componentes y como consecuencia de ello no cumplen con la propiedad de aditividad de sus volúmenes.

Desviación positiva Desviación negativa

MEZCLA AZEOTRÓPICA:

Son aquellas soluciones reales, cuya característica es que hierven a una temperatura más alta o más baja respecto a la temperatura de ebullición de cada uno de sus componentes. Dicho de otra manera, es una mezcla de dos componentes que hierven como si fuese una sustancia pura, con un punto de ebullición constante y originando un vapor de igual composición que la mezcla líquida de partida. Es evidente, que para estas mezclas no puede conseguirse ninguna separación mediante el empleo de la destilación.

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DETALLES EXPERIMENTALES

1. MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales:

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

Reactivos:

1-propanol (A), agua destilada (B) y acetona comercial.

2. PROCEDIMIENTO

Determinación de los puntos de ebullición del sistema

Instalamos el equipo para determinación de puntos de ebullición (balón de 125ml, refrigerante de reflujo y un separador para retirar el destilado). Ver figura 1.

Adicionamos 20ml de 1-propanol (B) en el balón, luego introducimos el termómetro de modo que el bulbo quede aproximadamente en la mitad del líquido contenido en el balón, calentamos hasta alcanzar el punto de ebullición y tomamos lectura de la temperatura; inmediatamente extrajimos 1ml del destilado; dejamos enfriar con un baño de agua fría y luego retiramos

aproximadamente 1ml del componente A del balón (este líquido es el residuo). Así mismo añadimos cada incremento de agua (A) de acuerdo a la tabla 2.2: repetimos todo el procedimiento, es decir para cada incremento: calentamos, tomamos lectura del punto de ebullición, retiramos 1ml de destilado, enfriamos y extrajimos 1ml de residuo.

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Por otro lado realizamos un procedimiento parecido; esta vez con 20ml de agua (B): calentamos, determinamos punto de ebullición, retiramos 1ml de destilado, enfriamos y extrajimos 1ml de residuo. La diferencia estuvo en que para cada incremento de 1-propanol según la tabla 2.1, se realizó siempre con 20 ml de agua (B) y su respectivo incremento; lavando todo el equipo para cada incremento.

Determinación de la composición de las mezclas

Se preparó 3ml de mezclas en tubos con tapón de corcho según la tabla 2.3 y tomando lectura de temperatura de agua y 1-propanol puros; y a continuación medimos el índice de refracción de cada mezcla.

Finalmente medimos índices de refracción para los destilados y residuos obtenidos anteriormente.

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TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS

TABLA N°1: Condiciones de laboratorio

P(mmHg) T (°C ) %H.R.

756 22 92

TABLA N°2: Datos experimentales

Tabla 2.1: Para 20mL de agua con incrementos de 1-propanol

Númerodeincremento

Volumende1−propanol (ml) T ebullición(° C)

η(índice derefracción)Destilado Residuo

1 1.0 98.6 1.3337 1.3327

2 3.0 98.4 1.3400 1.3336

3 5.0 97.1 1.3512 1.3340

4 8.0 96.8 1.3553 1.3360

5 9.0 96.1 1.3630 1.3365

6 10.0 95.0 1.3650 1.3372

Tabla 2.2: Para 20mL de 1-propanol con incrementos de agua

Númerodeincremento

Volumendeagua (ml) T ebullición(° C)

η(índice derefracción)Destilado Residuo

1 0.4 95.5 1.3838 1.3833

2 0.4 94.8 1.3798 1.3824

3 0.4 93.9 1.3782 1.3804

4 0.5 90.9 1.3780 1.3790

5 0.5 89.5 1.3772 1.3747

6 0.5 88.7 1.3765 1.3737

7 0.5 87.6 1.3753 1.3627

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Tabla 2.3: Datos para las mezclas

Númerodemuestra

Volumende1−propanol

(ml)

Volumende agua(ml) η(índice derefracción)

1 3.0 0.0 1.38602 2.9 0.1 1.38553 2.8 0.2 1.38454 2.5 0.5 1.38105 2.1 0.9 1.37756 1.7 1.3 1.37057 1.4 1.6 1.36508 1.0 2.0 1.35809 0.5 2.5 1.348010 0.0 3.0 1.3330

TABLA N°3: Datos teóricos

Tabla 3.1: Datos teóricos para el agua y el 1-propanol

ComponenteDensidad a25 °C

(g/ml) T ebuliición(° C) PM (g /mol) η(índice derefracción)

Agua 0.99772 100 18.015 1.3334

1−propanol 0.80340 97.2 60.095 1.3860

Tabla 3.2: Datos teóricos para el azeótropo

T ebuliición(° C) 88.1°C

%peso de1−propanol

43.2%

() “Perry’s Chemical Engineers Handbook 8Th Edition. Don W.Green, Robert H.Perry

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()

()


TABLA N°4: Resultados y porcentaje de error

Tabla 4.1: Índices de Refracción de los líquidos puros

Componente ηteórico ηexperimental %Error

Agua 1.3334 1.3331 0.0225%

1-propanol 1.3860 1.3846 0.10101%

Tabla 4.2: Temperaturas de ebullición de los líquidos puros

Componente T eb (teór .) T eb (exper .) %Error

Agua 100 99 1%

1−propanol 97.2 96 1.2346%

Tabla 4.3: Datos de la mezcla azeotrópica

Azeótropo V teórico V experimental %Error

T ebullición 88.1°C 81°C 8.06%

% X1−propanol 43.2% 35%

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Tabla N°5: Datos para gráficas

Tabla 5.1: Datos para la Gráfica: Índice de Refracción vs %molar del 1- propanol

EJEY EJE X

Índicede Refracción Composiciónmolar del1−propanol

1.3860 100%

1.3855 87.58%

1.3845 77.11%

1.3810 54.66%

1.3775 36.07%

1.3705 23.97%

1.3650 17.41%

1.3580 10.79%

1.3480 4.62%

1.3330 0.00%

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Tabla 5.2: Datos para la Gráfica:Composición en el Vapor vs Composición en el Líquido

Tabla 5.3: Datos para la Gráfica:Diagrama Temperatura vs Composición

del Sistema A – B

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EJEY EJE X

Composiciónen el vapor(%molar del destilado)

Composiciónen ellíquido(%molar del residuo )

0 0

1.47 1.36

2.40 1.46

5.72 1.51

7.86 1.76

14.28 1.83

16.68 1.93

37.05 13.95

40.67 32.73

42.94 35.37

45.68 49.36

46.40 55.02

52.52 64.25

71.62 68.89


Tabla 5.3.1: De agua con incrementos Tabla 5.3.2: De 1-propanol con

1-propanol

incrementos de agua

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T eb(° C)

%X A (1−propanol)

Destilado(vapor )

Residuo(líquido)

95.5 71.62 68.89

94.8 52.52 64.25

93.9 46.40 55.02

90.9 45.68 49.36

89.5 42.94 35.37

88.7 40.67 32.73

87.6 37.05 13.95

T eb(° C)%X A (1−propanol)

Destilado(vapor )

Residuo(líquido)

98.6°C 1.47 1.36

98.4°C 2.40 1.46

97.1°C 5.72 1.51

96.8°C 7.86 1.76

96.1°C 14.28 1.83

95.0°C 16.68 1.93


CÁLCULOS

1. Determinación de la Composición del Destilado y Residuo Calcula el %molar del componente más volátil en cada una de las

mezclas de la Tabla 2.2:

El componente más volátil es el 1-propanol.

Componente A: agua

Componente B: 1-propanol

%X B=nBnT×100% Donde: X B : fracciónmolar de B

nB: númerode molesde B

nB: númerode moles totales

Además:

nB=ρBV B

PM (B)y nA=

ρAV A

PM (A)

Donde: ρB: densidadde B V B: volumende B PM ( A ): pesomolecular de A

ρA : densidadde A V A : volumende A PM (B ) : pesomolecular de B

En la muestra 2: 2.9ml de 1-propanol y 0.1ml de agua

nA=ρAV A

PM (A)=0.99772×0.1

18.015=0.0055

nB=ρBV B

PM (B)=0.8034×2.9

60.095=0.0388

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%X B=nBnT×100%= 0.0388

0.0388+0.0055×100%=87.58%

En la muestra 3: 2.8ml de 1-propanol y 0.2ml de agua

nA=ρAV A

PM (A)=0.99772×0.2

18.015=0.0111

nB=ρBV B

PM (B)=0.8034×2.8

60.095=0.0374

%X B=nBnT×100%= 0.0374

0.0374+0.0111×100%=77.11%

Los demás resultados ver en la Tabla 5.1.

Del gráfico, determinar el %molar del componente más volátil de cada una de las muestras de destilado y residuo:

Hallamos el %XA del componente más volátil de cada una de las muestras de destilado y residuo a partir de la ecuación de la gráfica que es:

η=0.0129× ln (%X A )+1.3287

Despejamos % X A :

%X A=eη−1.32870.0129

Hacemos un ejemplo de cálculo para el primer incremento de la TABLA 2.2, tenemos que los índices de refracción de su residuo y destilado son:

ηresiduo=1.3833 ηdestilado=1.3838

Entonces reemplazando en la ecuación de la curva tenemos que el valor de %XA para el residuo y para el destilado son:

%X A residuo=e

1.3833−1.32870.0129 =68.89%

%X A destilado=e

1.3838−1.32870.0129 =71.62%

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Los demás resultados ver en las tablas 5.3.1 y 5.3.2.

2. Determinación de las propiedades del Azeótropo

A partir de la GRÁFICA Nº2 podemos obtener el valor de la composición azeotrópica, proyectando el punto de intersección entre las dos curvas al eje X.

%X A=% %X A teorico=43.2%

Calculando el porcentaje de error:

%error= valor teórico−valor experimentalvalor teórico

×100%

%error=43.2−3543.2

×100%=18.98%

A partir de la GRÁFICA N°3, calculamos el punto de ebullición de la mezcla azeotrópica:

T ebullición=81° C

%error= valor teórico−valor experimentalvalor teórico

×100%

%error=88.1° C−81° C88.1 °C

×100%=8.06%

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DISCUSIÓN DE RESULTADOS

La curva patrón (grafica Nº1 )( índice de refracción Vs composición molar 1-propanol ) tuvo una adecuada tendencia a excepción de un punto que no ajusta debido a una inadecuada preparación de dicha mezcla .

Con respecto a las gráficas obtenidas podemos decir que estas si tuvieron la tendencia que se esperaba ya que, de acuerdo con la teoría, se trataba de una mezcla azeotrópica con temperatura mínima de ebullición, lo cual resulto satisfactorio en nuestra experiencia.

A partir de la GRÁFICA N°2 (Composición del vapor VS Composición del líquido), se obtuvo la composición del 1-propanol que fue de 35%, comparando con el valor teórico se obtiene un porcentaje de error de 18.98%.

En cuanto a la determinación del punto de ebullición el resultado fue algo cercano al teórico, (ver GRÁFICA N°3) ya que el error, con respecto al punto de ebullición teórico, fue 8.06%, este resultado se debe a que contábamos con un termómetro que media decimas de grados centígrados, y podíamos tomar las temperaturas de ebullición con más exactitud.

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CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

CONCLUSIONES:

Es posible analizar el equilibrio liquido-vapor para un sistema binario porque de acuerdo a la regla de Gibbs, solo se necesitan especificar dos variables para definir el sistema (Temperatura y composición de un componente).

El sistema agua –1-propanol no se comporta idealmente debido a que describe desviaciones positivas de la ley de Raoult y, a su pequeña diferencia de puntos de ebullición. Por ello presenta un azeótropo con temperatura de ebullición mínima.

En una mezcla azeotrópica, el punto azeotrópico se comporta como si fuese un líquido puro.

De la gráfica x-y para el 1-propanol podemos indicar que al ser el componente más volátil de la mezcla, esto es que tiende a evaporarse con más facilidad, se encontrará mayor concentración del mismo en la fase vapor que en la fase líquido.

RECOMENDACIONES:

Evitar sobrecalentamiento para que la mezcla no se rebalse.

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Esperar que la temperatura de ebullición de la mezcla se mantenga constante para determinar su punto de ebullición.

Calibrar adecuadamente el refractómetro para tener una buena visibilidad de la línea de referencia.

Tapar bien las muestras de residuo y destilado pues pueden volatilizarse y variar su composición inicial.

BIBLIOGRAFÍA

Gaston Pons Muzzo “Primer Curso de Fisicoquímica”, impreso en Talleres

Tipográficos de la UNMSM, Primera edición, Lima, 1956, Páginas: 195, 202-

206.

Gilbert W. Castellan “Físicoquimica”, Addison – Wesley Iberoamerica, Segunda

Edición, 1987, Páginas: 316, 317, 322, 323, 333, 334.

Atkins, P., "Fisicoquímica", 2da ed., Ed. Addison Wesley, págs. 194, 201-202, 210-212

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Fundamentos Teóricos - Prácticos Para El Laboratorio, Lydia Galagobsky Kurman Ed. Eudea Páginas. 90-91

APÉNDICE

CUESTIONARIO

1. Para las mezclas líquidas binarias ideales, explique la aplicación de las leyes de Dalton y Raoult.

Supóngase que dos líquidos, A1 y A2 sean volátiles y completamente miscibles, y admítase además que los dos líquidos se disuelven uno en otro para formar soluciones ideales. Como las soluciones son ideales entonces se obtiene:

P1=X1P10 y P2=X2P2

0

Estas ecuaciones son expresiones de la ley de Raoult, que establece que la presión parcial de vapor de un componente volátil de una solución es igual a la presión de vapor del componente puro multiplicado por la fracción molar de ese componente en la solución. A partir de estas ecuaciones la presión total de vapor P, en dicha solución es:

P=P1+P2

P=X1P10+X2P2

0

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Las relaciones anteriores que demanda la ley de RAOLUT se aplican a las presiones de vapor totales y parciales como función de las fracciones molares de los componentes en solución. Para obtener la relación entre la composición de una solución y la composición de una solución y la composición del vapor encima de ella, sea Y2 la fracción molar de A2 en el vapor sobre una solución de composición X2

.Entonces, de acuerdo con la ley de las presiones parciales de DALTON:

Y 2=P2/P

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

El efecto de la presión sobre la solubilidad de un gas dado en un líquido particular a temperatura constante, se puede obtener fácilmente examinando el proceso inverso, es decir, considerando el gas como un soluto que se vaporiza para establecer una presión de vapor sobre la solución.

Para el último caso se aplica la ecuación:

F2(g) /A2=K

Donde F2(g)es la fugacidad del gas sobre la solución y A2 es la actividad del gas en la solución. Si la fase gaseosa y la solución se comporte idealmente, entonces:

F2(g)=P2 , A2 = X2

P2/X2=K ; X2=K /P2

Estas nuevas ecuaciones se conocen como la ley de Henry y establece que a temperatura constante la solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión del gas sobre el líquido.

La estricta aplicabilidad de la ley de Henry se limita a presiones bajas. A presiones elevadas la ley es menos exacta, y las constantes de proporcionalidad tienen una variación considerable. Por lo general cuanto más alta sea la temperatura y más baja sea la presión, más exactamente se cumplirá la ley. Además, esta ley, en la forma dada antes, no se aplica cuando el gas disuelto reacciona con el disolvente o cuando se ioniza el gas disuelto. Cuando la ionización en la solución es completa, la ley no se cumple en absoluto.

Las desviaciones en los casos de reacción química y disociación se pueden comprender y corregir fácilmente al advertir que la ley de Henry es válida solo

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cuando se aplica a la concentración en la solución de la especie molecular tal como existe en la Fase gaseosa y no para la concentración total de la solución.

Cuando varios gases se disuelven simultáneamente en un solvente, según Dalton la solubilidad de cada gas en una mezcla de gases es directamente proporcional a la presión parcial del gas en la mezcla. Siempre que en la ley de Henry se cumpla que X2 es la concentración y P es la presión parcial de cada gas.

3. ¿En qué casos se aplica la destilación fraccionada a presión constante?

El requerimiento básica para separar los componentes de una mezcla liquida por destilación es que la composición del vapor sea diferente de la composición del líquido del cual se forma. Si la composición del vapor es la misma como la del líquido, el proceso de separación de los componentes es imposible por destilación. Tal cosa sucede con las mezclas azeotrópicas.

A excepción de las mezclas azeotrópicas, todas las mezclas liquidas tienen puntos de ebullición que se encuentran dentro de aquellas de sus componentes puros. Variando la composición de la mezcla varia de manera regular, desde el punto de ebullición de uno de sus componentes hasta del otro.

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