ASIGNATURA:

Laboratorio Integral II

CLAVE DE ASIGNATURA:

QUI – 0519

CATEDRATICO:

M.C. Patricia Harumi Castillo Carrasco

FECHA DE PRÁCTICA:

23 de Octubre del 2012

FECHA DE ENTREGA DE REPORTE:

29 de Octubre del 2012

EQUIPO:

Bernard Gómez Zamudio

Ricardo Jesús Martínez Delfín

Monserat Esthepania Castellanos Coutiño

Kevin Harim Jose Escribano Cota

Alfredo Martinez Peralta

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OBJETIVO:

practica #6 Elaboración de un diagrama T-x-y a presión constante

Construir el diagrama de fases, temperatura de ebullición-composición de la mezcla Metanol-Agua

GENERALIDADES:

DESTILACION

Proceso de separación más utilizado en la industria química. Es la operación unitaria conocida como fraccionamiento o destilación fraccionada. La destilación se utiliza mucho para separar mezclas líquidas en componentes más o menos puros. La separación de los constituyentes se basa en las diferencias de volatilidad. Debido a que la destilación implica evaporación y condensación de la mezcla, es una operación que necesita grandes cantidades de energía.

Destilación simple

Se usa para la separación de líquidos con punto de ebullición inferiores a 150º a presión atmosférica de impurezas no volátiles o de otros líquidos miscibles que presenten un punto de ebullición al menos 25º superior al primero de ellos. Para que la ebullición sea homogénea y no se produzcan proyecciones se introduce en el matraz un trozo de plato poroso.

Destilación fraccionada

Es una operación de destilación de múltiples etapas y en contracorriente. Para una mezcla de dos componentes volátiles llamada binaria, con ciertas excepciones, es posible separar mediante este método dicha mezcla en sus componentes, recuperando cada uno en el estado de pureza que se desee. Se usa para separar componentes líquidos que difieren de en menos de 25º en su punto de ebullición. Cada uno de los componentes separados se les denomina fracciones. Es un montaje similar a la destilación simple en el que se ha intercalado entre el matraz y la cabeza de destilación una columna que puede ser tener distinto diseño (columna de relleno...). Al calentar la mezcla el vapor se va enriqueciendo en el componente más volátil, conforme asciende en la columna.

Destilación por arrastre de vapor

La destilación por arrastre de vapor es una ingeniosa técnica para la separación de substancias insolubles en agua y ligeramente volátiles de otros productos no volátiles mezclados en ellas.

Esta técnica es particularmente útil cuando la sustancia en cuestión hierve por el arrastre en corriente de vapor hace posible la purificación adecuada de muchas substancias de punto de ebullición elevado mediante una destilación a baja temperatura Encima de los

1000 a la presión atmosférica y no se descompone en un punto de ebullición por encima de esta.

Destilación a presión reducida

Algunos compuestos orgánicos de cadenas de carbonos largas; se calientan a temperaturas elevadas, ya sea en presencia o ausencia de catalizadores, ocurren roturas de esqueleto de carbono para dar lugar a mezclas de compuestos con cadenas más simples, cuando se realiza este tipo de pirolisis con el aceite de ricino (84 – 76 de ácido ricinoleico), se rompe la cadena de este ácido, formándose heptanaltaldehido (heptano) y ácido undecilenico, de gran interés industrial.

Destilación a vacío

Es un montaje muy parecido a los otros procesos de destilación con la salvedad de que el conjunto se conecta a una bomba de vacío o trompa de agua. En lugar de plato poroso se puede adaptar un capilar de vidrio u otro dispositivo semejante que mantenga la ebullición homogénea. Este montaje permite destilar líquidos a temperaturas más bajas que en el caso anterior debido que la presión es menor que la atmosférica con lo que se evita en muchos casos la descomposición térmica de los materiales que se manipulan.

Destilación azeotrópica

En química, la destilación azeotrópica es una de las técnicas usadas para romper un azeótropo en la destilación. Una de las destilaciones más comunes con un azeótropo es la de la mezcla etanol-agua. Usando técnicas normales de destilación, el etanol solo puede ser purificado a aproximadamente el 95%. Una vez se encuentra en una concentración de 95/5% etanol/agua, los coeficientes de actividad del agua y del etanol son iguales, entonces la concentración del vapor de la mezcla también es de 95/5% etanol-agua, por lo tanto destilaciones posteriores son inefectivas. Algunos usos requieren concentraciones de alcohol mayores, por ejemplo cuando se usa como aditivo para la gasolina. Por lo tanto el azeótropo 95/5% debe romperse para lograr una mayor concentración.

LEY DE RAOULT

Una de las características coligativas de las disoluciones es la disminución de la presión de vapor que ocurre cuando se agrega soluto a un disolvente puro.

En 1886 François Marie Raoult realizó numerosos experimentos en los que estableció en la determinación de pesos moleculares de diferentes disolventes, que el descenso relativo de la presión de vapor por la acción de un soluto no volátil era proporcional a la concentración del soluto, lo cual concreta en la expresión aplicada a descensos de la presión de vapor f-f’, en éter.

Al año siguiente lo aplica a otros disolventes distintos, formulando la ley que publica en Comptes rendus: “Una molécula de una sustancia no salina disuelta en 100 moléculas de

un líquido volátil, disminuye la presión de vapor de este líquido en una fracción constante, aproximadamente 0,0105. [1]

Raoult encontró que cuando se agregaba soluto a un disolvente puro disminuía la presión de vapor del disolvente. Entre más se agrega más disminuye la presión de vapor. Este estatuto llego a ser conocido como ley de Rault, fue elaborada por François Marie Raoult, basándose en experimentos que llevó a cabo en 1886, a finales del siglo XIX.

Establece como conclusión: “En una disolución ideal, las presiones parciales de cada componente en el vapor, son directamente proporcionales a sus respectivas fracciones molares en la disolución”. [2].

Expresadas simbólicamente estas leyes adoptan la forma:

Pvi=Pvoi . Xi

Donde:

Pvi= Presión de vapor del componente “i” en la mezcla. Pvoi = Presión de vapor del componente “i” puro. (este valor depende de la

temperatura de trabajo). Xi= Fracción molar del componente en la disolución

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

Consecuentemente a medida que el número de componentes gaseosos va creciendo en la disolución, la presión de los componentes individuales decrece, así como la fracción molar de cada uno de ellos que va decreciendo igualmente con la adición de nuevos componentes. Si se tuviera un soluto puro, se alcanzaría el valor nulo de presión de vapor (es decir el cuerpo no se evaporaría). En este caso la presión de vapor de la disolución sería igual a la suma de las presiones parciales de cada componente (Ley de Dalton).

La ley de Rault se cumple de forma cuantitativa únicamente para disoluciones ideales. A medida que nos alejamos de la idealidad, nos alejamos de los resultados exactos. Por consiguiente se puede plantear que una disolución es ideal cuando cumple con la ley de Roult. Es obvio que estas no son más que un modelo físico que refleja simplificadamente la realidad objetiva.

LEY DE DALTON

Los vapores saturados de los líquidos inmiscibles sigue la Ley de Dalton sobre las presiones parciales, que dice que: cuando dos o más gases o vapores, que no reaccionan entre sí, se mezclan a temperatura constante, cada gas ejerce la presión que si estuviera solo y la suma de las presiones de cada uno, es igual a la presión total del sistema. Su expresión matemática es la siguiente:

P ' ¡=P1+Pa±−Pn

Al destilar una mezcla de dos líquidos inmiscibles, su punto de ebullición será la temperatura a la cual la suma de las presiones de vapor es igual a la atmosférica. Esta temperatura será inferior al punto de ebullición del componente más volátil.

Si uno de los líquidos es agua (destilación por arrastre con vapor de agua) y si se trabaja a la presión atmosférica, se podrá separar un componente de mayor punto de ebullición que el agua a una temperatura inferior a l00oC. Esto es muy importante cuando el compuesto se descompone a su temperatura de ebullición o cerca de ella.

En general, esta técnica se utiliza cuando los compuestos cumplen con las condiciones de ser volátiles, inmiscibles en agua, tener presión de vapor baja y punto de ebullición alto.

LEY DE HENRY

Enuncia que, a una temperatura constante, la cantidad de gas disuelto en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial que ejerce ese gas sobre el líquido. Esta ley fue formulada para explicar la volatilidad de las sustancias, es decir la facilidad con que una sustancia disuelta en agua se transforma en gas y pasa a la atmósfera.

Cada sustancia tiene una volatilidad diferente, la cual puede ser calculada a través de su constante de la Ley de Henry. Esta constante, también conocida como coeficiente e partición aire/agua, es un indicador de la solubilidad de la fracción gaseosa de la sustancia en un líquido, específicamente en agua.

Un plaguicida con un valor elevado de la constante de la Ley de Henry se volatilizará o evaporará fácilmente de los cuerpos de agua o del suelo húmedo y se dispersará a través de la atmósfera.

Para el caso de los valores de la constate de la Ley de Henry presentados en esta base de datos, la temperatura está expresada en grados Celsius.

Diagramas de fases

Los diagramas de fases de las mezclas reales se presentan a temperatura constante (presión-composición) o presión constante (temperatura ebullición-composición).

Los diagramas (1) y (2) corresponden a mezclas con una variación gradual de la presión de vapor total, o de las temperaturas de ebullición, respectivamente. Ambas están planteadas para un mismo sistema hipotético.

El componente A es el más volátil (menor temperatura de ebullición y mayor presión de vapor)

Si se traza una línea de conexión a una temperatura determinada se comprueba que el vapor en equilibrio con la mezcla líquida correspondiente es más rico en el componente más volátil y por supuesto el líquido B es el menos volátil.

Los diagramas (3) y (4), que presentan una desviación (4) de la Ley de Raoult, es decir, tienen un máximo de la presión total o lo que es lo mismo, un mínimo en la temp de ebullición. Como característica se observa la existencia de un punto singular (N) en el que la composición del líquido es igual a la del vapor, sin ser los casos de las sustancias puras;

además, en un punto se presenta el máximo de la p vapor y el mínimo de la temperatura de ebullición. La mezcla líquida cuya composición corresponde a este punto se denomina mezcla azeotrópica.

La mezcla azeotrópica se caracteriza por tener una composición y presión de vapor definidas para una temperatura dada, o lo que es lo mismo, una composición y temperatura de ebullición definidas para una presión dada. En resumen, se comporta como una especie pura, con temperatura de ebullición y composición fija. Es de señalar que no es un compuesto formado por los dos componentes, lo cual se demuestra por el hecho de que la composición de la mezcla de temperatura de ebullición constante varía con la presión. Las mezclas de este tipo no son compuestos químicos definidos, puesto que la composición de la mezcla azeotrópica cambia con la presión.

Los diagramas (5) y (6) corresponden al caso de mezclas con desviaciones (-) de la Ley de Raoult, esto es presentan un mínimo en la presión total y por tanto un máximo en las temperaturas de ebullición.

Igualmente se observa un punto singular (M) que corresponde precisamente al mínimo de PT o máximo en Te, y en el que la composición del líquido y el vapor son iguales. Este corresponde a una mezcla azeotrópica de punto de ebullición máximo. Ej. HCl, H2O, HNO3-H2O, ácido fórmico-H2O.

AZEÓTROPOS

Los azeótropos son mezclas de dos o más componentes, cuya proporciones son tales que el vapor producido por evaporación parcial tiene la misma composición que el líquido. Cuando en una mezcla se encuentra en el punto del azeótropo (mezcla azeotrópica), dicha mezcla no puede ser destilable o separada en sus componentes.

Una mezcla alcohol-agua, no puede separarse más de 95.6 % en alcohol y 4.4 % en agua, proporciones en las cuales se encuentra el azeótropo.

Índice de refracción

Es una propiedad física del medio que nos informa de la relación entre la velocidad de la luz en el vacío y dicha velocidad en el medio. Por tanto, va a depender de la densidad del medio (composición) y en nuestro caso su medida nos servirá para determinar la composición de la mezcla líquida y condensada (vapor), mediante un calibrado previo.

MATERIAL:

Dos termometros Kit de destilacion 5 vasos de precipitado 3 soportes universal Pinzas para soporte universal Calentador de matraces Dos mangueras

REACTIVOS:

Agua destilada metanol

DESARROLLO:

Equipo de destilación

Destilado

Refractómetro

CÁLCULOS:

CONCLUSION:

Dentro de la presenta practica se pretendía llevar a cabo la destilación de la mezcla metanol-agua a diferentes concentraciones tomando 5 muestras, la primera a 10% de concentración agua, 30%, 50%, 70% y 90%, sin embargo esto no se llevo a cabo debido a problemas en cuanto al cuidado de material ya que se rompieron varios accesorios del kit de destilación.

Nos queda como conocimiento que nunca se debe de dejar secar la solución que se quiere destilar ya que esto provoca que se quiebre el recipiente contenedor (esto nos sucedió durante la practica).

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS:

Linkografia:

http://organica1.org/1311/1311_10.pdf

http://biopent.uv.es/~roberto/Docencia2013/LQFI/P6/Teoria-Azeotropo-F.pdf

http://www.apuntescientificos.org/azeotropos-ibq2.html

http://www.ecured.cu/index.php/Destilaci%C3%B3n

http://www2.ine.gob.mx/sistemas/plaguicidas/buscar/ayuda/henry.html