¡Descarga Informe fisicoquímica mezcla binaria y más Guías, Proyectos, Investigaciones en PDF de Fisicoquímica solo en Docsity!
DIAGRAMA DEL PUNTO DE EBULLICIÓN DE UNA MEZCLA
BINARIA
Leider Gutiérrez Herrera - 2172735; Rafael Armando Rey M. - 2182762 Laboratorio II de Fisicoquímica Química; UIS leider2172735@correo.uis.edu.co; rafael2182762@correo.uis.edu.co RESUMEN El punto de ebullición en una mezcla binaria se comprende como un equilibrio entre la fase líquida y la fase vapor. En el siguiente informe se estudiará tal comportamiento mediante curvas de calibración del punto de ebullición e índice de refracción de la fase líquida y la fase condensada buscando resaltar las coincidencias y discrepancias entre las mismas.
1. INTRODUCCIÓN El estado de equilibrio en un sistema líquido-vapor se logra cuando la velocidad de evaporación se iguala a la velocidad de condensación, lo que implica que no hay una interconversión neta de líquido a vapor. En este punto, el flujo de vapor es constante y se dice que se ha alcanzado el equilibrio.[1]En este estado, la concentración de equilibrio de cada componente en la fase líquida es generalmente diferente a su concentración (o presión de vapor) en la fase de vapor, pero existe una correlación entre ambas. Esta correlación puede ser determinada o aproximada con la ayuda de la ley de Raoult.La ley de Raoult establece que la presión de vapor de una solución ideal depende de la presión de vapor de cada componente químico presente en la solución. Matemáticamente, se puede expresar como: 𝑃𝑇 = 𝑃𝑎 + 𝑃𝑏𝑋𝑎 + 𝑋𝑏 = 1 → 𝑃𝑎𝑋𝑏 + 𝑃𝑎𝑋𝑏 (1) Donde PT es la presión de vapor total de todos los componentes que existen en la mezcla, Pa y Pb son las presiones de vapor de cada componente, y Xa y Xb son las fracciones molares de cada componente.[2]Cuando la solución ha alcanzado el equilibrio y la composición de la fase de vapor es igual a la composición de la fase líquida, se dice que la mezcla es azeotrópica. Sin embargo, cuando hay una interacción significativa entre las moléculas de uno de los líquidos, puede provocar un desplazamiento de las moléculas del otro líquido hacia el vapor, lo que conduce a una desviación positiva de la ley de Raoult. En este caso, la destilación de la mezcla puede dar origen a un azeótropo de punto de ebullición mínima . 2. METODOLOGÍA
Materiales y reactivos: Refractometro Abb Termometro digital, 4-2 Sonda de temperatura, Pt 100 Manga protectora para sonda Manta de calentamiento Regulador de potencia Termostato de inmersión, 100 °C Baño para termostato Makrolon , 6L Soporte Universal Pinza de ángulo recto y pinza universal Pinza para bureta Balón de fondo redondo 100 mL dos cuellos Tapón de vidrio , manguera, abrazaderas 2 Buretas 50 mL , 11 erlenmeyer 100 mL 2 vaso de vidrio, pipetas pasteur Capuchones de goma, embudo de vidrio perlas de ebullición Liquido Puro 1 y Líquido Puro 2 Glicerina Refrigerante Dimroth Cabeza de columna Procedimiento:
- Se dispuso de las 11 mezclas previamente preparadas siguiendo las proporciones indicadas en la tabla, se fijó la temperatura del refractómetro a temperatura ambiente usando el baño de temperatura controlada.
- Se determinaron los índices de refracción de los líquidos puros y de las 11 distintas mezclas y se trazó la curva de calibración. en función de la fracción molar.
- Se vertió una por una las 11 mezclas en un recipiente de fondo redondo de dos cuellos, adicionando dos perlas de ebullición y se puso en la manta de calentamiento.
- Se recogieron las gotas del destilado y se procedió a medir el índice de refracción para las 11 fases de vapor.
- Se destilaron los productos puros para la determinación de sus puntos de ebullición. 3. RESULTADOS 𝑛𝑖 = ; cálculo de cantidad de constituyente 𝑉𝑖*𝑃𝑖 𝑀𝑖 𝑥𝑖 = ; Cálculo para hallar la fracción molar 𝑛 1 𝑛 1 +𝑛 2 𝑦 ; Calculo para hallar la fracción molar en fase vapor 1
𝑥 1 *𝑝 1 𝑥 1 *𝑝 1 +𝑥 2 𝑝 2 ejemplo de cálculo de cantidad de constituyente 0, 0326 = 2.50.
ejemplo de cálculo para hallar la fracción molar 0, 0272 =
0.0326+1, ejemplo de calculo para hallar la fracción molar en fase vapor
indice de refraccion fraccion molar temperatura ebulliciion destilado antes destilar metanol isopropanol 1,373 1,9755 0,9727 0,0272 78, 1,3755 1,378 0,9441 0,0558 81, 1,362 1,369 0,8825 0,1174 75, 1,3575 1,3645 0,8142 0,1857 73, 1,3495 1,36 0,7381 0,2618 72, 1,3475 1,356 0,6526 0,3473 68, 1,3415 1,35 0,556 0,4439 66, 1,3365 1,3465 0,446 0,5539 35, 1,339 1,339 0,3195 0,6804 64, 1,333 1,3365 0,1727 0,8272 64, 1,3355 1,334 0,0899 0,91 63,
Tabla de fraccion molar en fase de vapor
4. CONCLUSIONES A partir del análisis de las 11 muestras, se observó que el punto de ebullición de la mezcla binaria de etanol e isopropanol varía significativamente en función de la fracción molar de cada componente. Esto es consistente con el comportamiento esperado de las mezclas líquidas, donde la interacción entre las moléculas de los dos alcoholes afecta el punto de ebullición del sistema. Los resultados obtenidos muestran que a medida que aumenta la fracción molar de etanol en la mezcla, el punto de ebullición disminuye, lo cual está en línea con el hecho de que el etanol tiene una presión de vapor más alta y es más volátil que el isopropanol. Esto implica que la composición de la mezcla influye directamente en la volatilidad y en las condiciones de equilibrio líquido-vapor. La fracción molar en la fase de vapor calculada mediante la variación de la ley de Raoult y las presiones de vapor de cada componente refleja que, en todas las muestras, el etanol está más presente en la fase de vapor que en la fase líquida, debido a su mayor presión de vapor. Esto confirma que el etanol es más propenso a vaporizarse en comparación con el isopropanol. Los resultados obtenidos resaltan la importancia del equilibrio líquido-vapor en mezclas binarias. El cálculo de las fracciones molares en ambas fases permitió confirmar la naturaleza dinámica de este equilibrio, proporcionando una visión clara de cómo se distribuyen los componentes entre las fases líquida y vapor durante la ebullición. 5. BIBLIOGRAFÍA [1]. Hardegger, E. INTRODUCCIÓN A LAS PRÁCTICAS DE QUÍMICA ORGÁNICA, PARTE GENERAL Y ANALÍTICA. [2]. BALL, W. D., BAER, T. PHYSICAL CHEMISTRY. (2002). 2n ed. Cengage learning, pp. 182-187.
