informe de termodinámica liquido vapor
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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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