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EQUILIBRIO VAPOR LÍQUIDO

LAURA MARCELA BRAVO MEJÍA

JAN CARLOS PRASCA CUELLO

JOHANNA ALEJANDRA PUENTES LIZARAZO

YENNY TATIANA SILVA PEREZ

HILDRETH JADIRA VILLAMIL ALMEIDA

UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER

ESCUELA DE INGENIERIA QUIMICA

TERMODINÁMICA II

BUCARAMANGA

2016


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EQUILIBRIO VAPOR LÍQUIDO

LAURA MARCELA BRAVO MEJÍA

JAN CARLOS PRASCA CUELLO

JOHANNA ALEJANDRA PUENTES LIZARAZO

YENNY TATIANA SILVA PEREZ

HILDRETH JADIRA VILLAMIL ALMEIDA

PROFESOR

HERNANDO GUERRERO AMAYA

UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER

ESCUELA DE INGENIERIA QUIMICA

TERMODINÁMICA II

BUCARAMANGA

2016


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RESUMEN

El cálculo de las condiciones de equilibrio de fases líquido vapor en mezclas

multicomponentes es un tema de interés general para la Ingeniería, especialmente

para la Ingeniería Química, ya que sirve de base para el diseño de equipos de

separación asociados con dichas fases. Los puntos de Rocío y de Burbuja pueden

ser estimados a través de correlaciones matemáticas relativamente sencillas en

aproximaciones para sistemas de comportamiento ideal, que es el tema que ocupa

este artículo.


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ÍNDICE

1. INTRODUCCIÓN2. OBJETIVOS

2.1. Objetivo general2.2. Objetivos específicos

3. EQUILIBRIO DE FASES

3.1. Diagramas de fase

3.2. Disoluciones ideales

3.2.1. Ley de Raoult3.2.2. Ley de las presiones parciales de Dalton

3.2.3. Equilibrio liquido/vapor (ELV)

3.2.4 Mezcla binaria

3.3. Disoluciones reales

3.3.1. Tipos de disoluciones reales

3.3.2. Desviación positiva de la ley de Raoult

3.3.2.1. Los azeótropos3.3.3. Desviación negativa de la ley de Raoult

4. DESTILACIÓN

4.1. Destilación fraccionada

5. EQUIPOS Y MATERIALES

6. PROCEDIMIENTO

7. ANÁLISIS DE DATOS


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8. CONCLUSIONES

9. BIBLIOGRAFIA


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1. INTRODUCCIÓN

Los cambios en la composición es el efecto deseado, no sólo para las reacciones

químicas, sino también para una cantidad de operaciones de transferencia de masa

industrialmente importante. Procesos tales como la destilación, absorción y

extracción ponen en contacto fases de diferente composición y cuando no están en

equilibrio, la masa que se transfiere en ellas altera sus composiciones. De esta

manera para la parte cuantitativa de la transferencia de masa es necesario conocer

T, P y las composiciones de fase en equilibrio.

La coexistencia de fases más encontrada en la práctica industrial son el vapor y el

líquido, aunque también se hallan los sistemas líquido/líquido, vapor/sólido y

líquido/sólido. La idea de este experimento es demostrar que es posible aprender a

partir de los métodos de experimentación utilizando los conceptos de equilibrio

vapor/líquido (EVL), de los que se deducen las correlaciones del coeficiente de

actividad.


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2. OBJETIVOS

2.1. Objetivo general Obtener el diagrama de fases temperatura frente a fracción molar del

componente más volátil (A) para el sistema etanol-agua.

2.2. Objetivos específicos Determinar la temperatura de ebullición de las mezclas binarias. Caracterizar el punto azeótropo (composición azeotrópica) de la mezcla

binaria.


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3. EQUILIBRIO DE FASES

3.1. Diagramas de fase.

Son representaciones gráficas de las fases que están presentes en un sistema de

materiales a determinadas condiciones (temperaturas, presiones y composiciones).

La mayoría de los diagramas de fase han sido construidos según condiciones de

equilibrio (condiciones de enfriamiento lento), siendo utilizadas por ingenieros y

científicos para entender y predecir muchos aspectos del comportamiento de los

materiales. Los diagramas de fases más comunes involucran temperatura versus

composición a (P= cte) como el caso que vamos a analizar.

En esta práctica, nos enfocaremos en disoluciones binarias (dos componentes A y

B) líquidas; y en el estudio del equilibrio líquido-vapor (dos fases).

3.2. Disoluciones ideales

Una disolución es ideal cuando las moléculas de las distintas especies son tan

similares unas a otras que las moléculas de uno de los componentes pueden

sustituir a las del otro sin que se produzca una variación de la estructura espacial

de la disolución ni de la energía de las interacciones intermoleculares. Es decir,

usando nomenclatura de componente A y componente B, las interacciones A – A, B –B ó A –B son de la misma intensidad.

En términos Termodinámicos, cuando los componentes puros pasan a formar una

disolución ideal, las variables de mezcla valdrán la diferencia entre el valor de la

magnitud en la disolución y la de los componentes puros. Así:

∆VM = 0 No hay cambio de volumen al formarse la disolución, pues no cambia laestructura espacial.

∆UM = 0 No cambia la energía de las interacciones al formarse la disolución.

∆HM = 0 No hay calor de mezcla a P cte: ni absorbe ni desprende calor.


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∆SM > 0 Aumenta el desorden.

∆GM < 0 La formación de la disolución es espontánea.

3.2.1. Ley de raoult

El químico francés François Marie Raoult (1830-1901) establece que la relación

entre la presión de vapor de cada componente en un disolución ideal es dependiente

de la presión de vapor y de la fracción molar de cada componente individual en la

solución.

= °

Donde i=A, B. (componentes).

Si un soluto tiene una presión de vapor medible, la presión de vapor de su disolución

siempre es menor que la del disolvente puro. De esta forma la relación entre la

presión de vapor de la solución y la presión de vapor del disolvente depende de la

concentración del soluto en la disolución.

Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar.

En una solución que sólo contenga un soluto, se tiene que X1=1-X2, (X2 es la

fracción molar del soluto), obteniendo esta ley como:


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= 1 − 2° ° − = ∆ = 2°

Se puede ver de esta forma que una disminución en la presión de vapor, ΔP es

directamente proporcional a la concentración del soluto presente.

Una vez que los componentes de la solución han alcanzado el equilibrioquímico, la presión total del vapor es:

= () + (2)2 + ⋯

Ahora la presión individual de los componentes gaseosos es:

=

Donde:

(Pi)puro es la presión de vapor del componente puro, de donde también es válida

para la presión total.

Xi es la fracción molar del componente en solución.

3.2.2. Ley de las presiones parciales de Dalton

Dalton demostró que en una mezcla de gases, cada componente ejerce una presión

parcial equivalente a la presión que ejercería si fuera el único gas presente en el

mismo volumen; la presión total de la mezcla es entonces, la suma de las presiones

parciales de todos los gases presentes.


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Para una mezcla gaseosa de " i " componentes, la presión total (P T) está dada por

la suma de las presiones parciales de cada gas:

= + 2 + ⋯ +

La presión parcial de cada gas se puede calcular mediante:

Pi = Xi PT

Donde Xi es la fracción mol del i -ésimo componente y está dado por el cociente

entre el número de moles de " i " (n i) respecto al número total de moles (nT):

Xi = ninT

3.2.3. Equilibrio líquido vapor (ELV)

Las consideraciones teóricas para el estudio de la destilación son el equilibrio entre

las fases de vapor y líquidos en el sistema que está sometido a esta operación

unitaria.

De acuerdo con la teoría cinética, hay un continuo movimiento de moléculas de la

superficie del líquido al espacio libre que se encuentra sobre él. Al mismo tiempomoléculas de vapor retornan a la superficie del líquido a una rata que depende dela concentración del vapor. A medida que la concentración de moléculas de vaporse incrementa, se va estableciendo una condición de equilibrio entre el líquido y elvapor y se llega a él cuando la rata de evaporación es exactamente igual a la ratade condensación.

La presión ejercida por la fase vapor en equilibrio con la fase liquida se conoce comola presión de vapor. La presión de vapor de equilibrio depende no solo de latemperatura sino también de la naturaleza de los componentes y la composición encada una de las fases.

Diagramas T Vs Composición a (P= cte). Disoluciones ideales. Destilaciónfraccionada.


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A (T constante), si disminuimos la Presión pasamos de la fase líquida a la fase

vapor. Reducir la presión a (T constante) es una forma de efectuar una destilación

pero es más frecuente destilar a Presión constante elevando la temperatura y

necesitando un diagrama temperatura-composición (disolución binaria ideal).

Las líneas de fase indican las composiciones y temperaturas a las que el líquido y

el vapor están en equilibrio, siendo la presión cte (1 atm). Dicho diagrama nos

proporciona la composición de las fases en equilibrio a diferentes temperaturas.

La línea inferior representa la frontera de temperatura máxima por debajo de

la cual se tiene una fase liquida constante. También es conocida como la línea depuntos de burbuja.

En la región intermedia el líquido y el vapor son igualmente estables, por locual establecen el equilibrio.

La línea superior indica las temperaturas mínimas a las cuales la mezcla semantiene como vapor.

Los puntos de rocío se refieren a la temperatura y presión a la cual un sistemacondensa, para nuestro análisis será la temperatura a la que se forma la primeragota de líquido cuando se enfría un gas a P cte.

Los puntos de burbuja, temperatura y presión por su parte, se refieren a lascondiciones en las cuales en un sistema se inicia la ebullición. Igual para nuestroanálisis, es la temperatura a la que se forma la primera burbuja de vapor cuando secalienta un gas a P cte.

Se pueden evaluar las condiciones de rocío y de burbuja utilizando

ecuaciones matemáticas que correlacionan las propiedades del sistema como son:

http://www.google.com.ec/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&ved=0ahUKEwicy7Ks-q7LAhXEMz4KHWH9BwAQjRwIBw&url=http://ocwus.us.es/arquitectura-e-ingenieria/operaciones-basicas/contenidos1/tema13/pagina_02.htm&psig=AFQjCNED5hO-dY0NnHqnP8yn8BqwEKRAJA&ust=1457453182637854


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temperatura, presión y composiciones (las concentraciones de las sustancias

presentes tanto en la fase líquida como en la correspondiente fase vapor).

3.2.4. Mezcla binaria

A una T y P dadas, en un sistema de dos fases, el equilibrio termodinámico se

alcanza cuando los potenciales químicos de la sustancia son los mismos en ambas

fases, .Esto aplica para sustancias puras y para disoluciones.

Considerando que en la mezcla binaria los vapores se comportan como gases

ideales y que en fase liquida los compuestos constituyen una disolución ideal.

En una disolución ideal cada componente ejerce una presión de vapor proporcional

a su fracción molar Xi en fase liquida y la presión de vapor (pi)puro a la T dada.

3.3. Disoluciones reales

Una disolución real es aquella que no cumple la Ley de Raoult (no obedece el

comportamiento ideal) y se desvía de ella positiva o negativamente porque las

interacciones entre sus componentes no son de la misma intensidad, son

desfavorables o favorables.

En estos casos, hay que modificar la Ley de Raoult con un coeficiente de actividad

(γi) que dé cuenta de las interacciones

Pi = Pi° ∝i= Pi°XiL γi Pi = XiVPT

Combinando las ecuaciones anteriores obtenemos la expresión del coeficiente deactividad:

γi = PiPi°XiL = PTXi

V

Pi°XiL


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3.3.1. Tipos de disoluciones reales

3.3.2. desviación positiva de la ley de Raoult:

γA > 1 ⇒ PA(real) > PA (ideal) ⇒ ∆Gexc > 0(Interacciones A –B en el líquido desfavorables).

El proceso de mezcla no es espontáneo. Las interacciones A-B son menores que

las A-A y B-B, por tanto las moléculas escapan más fácilmente de la disolución a la

fase vapor y sus presiones parciales serán mayores que las ideales (ley Raoult).

Además, ∆HM > 0 y ∆VM > 0.

En este proceso existen dos maneras de observar lo que ocurre en una disoluciónreal:

los diagramas de fases (P Vs X) presentan un máximo en la curva quedescribe dicho proceso. Fig (a). Los diagramas de fase (T Vs x) presentan un mínimo en la curva. Fig (b) (Alcontrario, una desviación negativa de la ley de Raoult produce un máximo en eldiagrama T –x).

3.3.2.1. Los azeótropos

Son mezclas de dos o más componentes, donde las proporciones del vaporproducido por evaporación parcial tiene la misma composición que el líquido.


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

En una mezcla alcohol-agua (practica laboratorio) no puede separarse más de95.6% en alcohol y 4.4% en agua, proporciones en las cuales se encuentra elazeótropo.

Como hemos visto, los diagramas de fases de mezclas de líquidos volátiles secaracterizan porque el líquido tiene siempre diferente composición que el vapor,con excepción del punto correspondiente a la mezcla azeotrópica, lo cual permite

explicar el procedimiento denominado destilación.

En el proceso de mezclas azeotrópicas los componentes no se pueden separar enestado puro; sino que se obtendrá en estado puro el componente que está enexceso con respecto a la composición del azeotrópico y además la mezclaazeotrópica.


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Cuando una mezcla azeotrópica tiene un punto de ebullición mayor a la dealguno de sus componentes o todos, se denomina “azeótropo negativo” o también“azeótropo de punto de ebullición máxima”. Un ejemplo es en la mezcla entrecloroformo y acetona.

Cuando una mezcla azeotrópica tiene un punto de ebullición menor al dealguno de sus componentes o todos, se denomina “azeótropo positivo” o también“azeótropo de punto de ebullición mínima”. Es un caso particular de la mezcla deetanol y agua utilizada en el experimento


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La destilación fraccionada de estas disoluciones da una mezcla cuya composición

corresponde al máximo o mínimo de la curva, dónde la evaporación tiene lugar sin

cambio de composición. A esta mezcla se le llama azeótropo "ebullición sin cambio".

Una vez alcanzada la composición azeotrópica, la destilación no puede separar

ambos líquidos puros. Sólo obtendremos A puro y azeótropo ó B puro y azeótropo.

En el punto azeotrópico se cumple: xi L = xi V.

3.3.3. desviación negativa de la ley de Raoult:

γA < 1 ⇒ PA(real) < PA (ideal) ⇒ ∆Gexc < 0(Interacciones A –B en el líquido favorables).

En este caso, el proceso de mezcla es espontáneo y por ello la disolución líquida

es estable. Las interacciones A-B son mayores que las A-A y B-B. Además, ∆HM <

0 y ∆VM < 0. En el caso que nos ocupa, la disolución es real y con desviación

positiva.

4. DESTILACIÓN

Proceso que 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. El objetivo

principal de la destilación es 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.


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5. MATERIALES Y EQUIPOS

Termómetro

El termómetro es un instrumento que mide la

temperatura o un gradiente de temperatura. Este

dispositivo consta de dos elementos importantes:

1. Un sensor de temperatura

2. Una escala graduada con valores numéricos

Cada variedad de termómetro usa un principio para su

funcionamiento; por ejemplo algunos se basan en la

expansión de solidos o líquidos debido al cambio en la temperatura, o el cambio en

la presión de un gas causado por calentamiento o enfriamiento.

Los termómetros son comúnmente utilizados en la industria para controlar y regularprocesos, en el estudio del clima, en la medicina, en la investigación científica,

etcétera.

Matraz de tres bocas

El matraz de tres bocas consiste en un cuerpo esférico

con tres bocas paralelas, una central más larga y dos

idénticas más pequeñas a los costados.

Son adecuados en laboratorios orgánicos y bioquímicos.Se utilizan para hacer reacciones químicas en las que se

necesita adicionar o controlar varios parámetros.

Fundamentalmente cada boca se conecta con otro

instrumento, como por ejemplo termómetros,

condensadores, agitadores, embudos, etcétera.


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Probetas

Las probetas son recipientes cilíndricos graduados,

generalmente hechas de vidrio.

Se usan para medir volúmenes grandes de líquidos o

para líquidos corrosivos que no se pueden pipetear. Las

probetas graduadas no deben emplearse en trabajos de

relativa exactitud.

Densímetro

El densímetro es un instrumento de vidrio que consiste

en un cilindro hueco con un bulbo pesado en su extremo

para que pueda flotar en posición vertical.

Se utiliza para determinar la densidad relativa de los

líquidos sin necesidad de calcular antes su masa y

volumen.

Columnas de destilación

Una columna de destilación es una estructura cerrada en

la cual se realiza la separación física de un fluido en dos

o más fracciones.

La separación se logra sometiendo el fluido a condiciones

de presión y temperaturas apropiadas a lo largo de la

columna, con el fin de lograr que las fracciones que sevan a separar se encuentren en dos estados diferentes.


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Pipetas Pasteur

Son unos tubos de vidrio que por uno de sus

extremos son muy estrechas (tubo capilar) y en elotro extremo se suele colocar un chupete de un

cuentagotas.

Son fundamentalmente empleadas para enrasar en

los matraces aforados con mayor facilidad y exactitud

y para tomar pequeñas muestras de cualquier

disolución. No están graduadas, por lo tanto no

sirven para medir volúmenes.

Viales

Los viales son vasos pequeños hechos de vidrio o

plástico que con frecuencia se utilizan para

almacenar reactivo en presentación de líquidos,

polvos o capsulas. También se utilizan como

recipientes de muestras.

Manta calefactora

Una manta calefactora consiste en calefactor

eléctrico empleado para calentar líquidos y

disoluciones.

Está formada por una resistencia eléctrica en forma

de hilos recubiertos de un material aislante y

resistente al calor y entrelazadas de manera similar

a un tejido; tienes forma de media esfera, por lo que

se puede colocar en torno a matraces de fondo

redondo.


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Agua (H2O)

El agua (H2O) es un compuesto químico

inorgánico formado por dos átomos de hidrogeno (H) y

uno de oxigeno (O). Esta molécula es esencial en la

vida de los seres vivos, al servir de medio para

el metabolismo de las biomoléculas.

El agua es inodora, incolora, e insípida, es decir, no

tiene un olor propio, no tiene color ni sabor. Su

importancia reside en que casi la totalidad de

los procesos químicos que suceden en la naturaleza,

no solo en organismos vivos sino también en la superficie no organizada de la tierra,

así como los que se llevan a cabo en laboratorios y en la industria, tienen lugar entre

sustancias disueltas en agua.

Etanol

El compuesto químico etanol, conocido como alcoholetílico, es un alcohol que se presenta en condicionesnormales de presión y temperatura como un líquido

incoloro e inflamable con un punto de ebullición de

78,4 °C

Miscible en agua en cualquier proporción; a la

concentración de 95 % en peso se forma una mezclaazeotropica.


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6. PROCEDIMIENTO

El montaje de este experimento se realiza de la siguiente manera:

Se ubica el matraz de tres bocas en la cavidad de la manta calefactora, en laentrada central se ubica la columna de destilación con ayuda de un soportemetálico. Luego se conecta una de las mangueras a una salida de agua y la otra seubica de manera que conduzca el agua a un desagüe.

Abrir la llave del agua con el fin de que circule por la columna de destilación.

Introducir el termómetro en el matraz de tal manera que el bulbo hagacontacto con el liquido a calentar con el fin de medir la temperatura durante elproceso, posteriormente se vierten 100 ml de etanol en el matraz y se cierra la últimaentrada de este.

Se procede a encender la manta calefactora con el objetivo de calentar lamuestra lentamente, cuando el líquido hierve se toma una muestra con la pipeta

pasteur y otra del liquido condensado (salida de la columna de destilación), y sealmacenan en dos viales identificando cada una de ellas.

A continuación se añaden 10 ml de agua destilada y se repite elprocedimiento anterior (para cada par de muestras se debe añadir 10 ml de agua)hasta obtener como mínimo cinco muestras de líquido y cinco muestras delcondensado del vapor en equilibrio con la disolución.

Para cada uno de los casos se toma la temperatura de ebullición.

Finalmente se dejan enfriar todos los viales y se analizan por densitometría(introducir el densímetro en las muestras con el fin de analizar un pequeño volumende estas).


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7. ANALISIS DE DATOS

A continuación se presentan las tablas que se deben se deben diligenciar con los

datos obtenidos:

N° vial T. Ebullición [°C] Densidad de líquido Densidad del vapor

Tabla (1)

Aplicando la siguiente formula obtendremos las concentraciones de etanol en las

fases liquido – vapor

1 = 1 + 12 + 12

Donde es la densidad del etanol a temperatura ambiente y presión de unaatmósfera, y 2 es la densidad del agua a las mismas condiciones. De aquí sedespeja con lo cual se facilita llenar las tablas.

% etanol

líquido

% etanol

vapor

Tabla (2)

X líquido X vapor

Tabla (3)

Una vez completas las tablas con los datos pertinentes se da paso a la elaboración

de la correspondiente grafica según los datos obtenidos anteriormente.


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0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9 1

t e m p e r a t u r a ° C

fraccion x,y

DIAGRAMA DE FASES


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CONCLUSIONES

El equilibrio de fases líquido vapor ELV es uno de los temas de interés en laIngeniería Química, puesto que en muchos Procesos Industriales se presenta elhecho de tener que realizar operaciones unitarias de separación (destilación) quedependen de las características del equilibrio en el sistema.

Para sistemas de solución ideal, la Ecuación de Raoult es una excelenteherramienta para estimar las composiciones en la fase vapor a partir de lainformación dada para la fase líquida.

En este experimento se aplicó de manera fácil y sencilla los conceptos deequilibrio liquido/vapor y de esta manera fortalecer el proceso de enseñanza-aprendizaje.


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BIBLIOGRAFIA

Smith, Van Ness, Abbott. Introducción a la Termodinámica en ingeniería química.

Quinta Edición. Mc GRAW-HILL.

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