Reporte #8 Soluciones Ideales

RESULTADOS Tabla 1.0 Destilación

ndestilado

nresiduo

T eb

CH 3 OH

____

____

64°C

1 2 3 4 5 H2O

1.3381 1.3367 1.3423 1.3445 1.3432 ____

1.3400 1.3442 1.3409 1.3388 1.3370 ____

66.3°C 70°C 74.3°C 79°C 87°C 70°C

1.- Busque en la literatura los coeficientes de la ecuación de Atoine para el H 2O y el CH3OH. Con estos valores elabore el diagrama T vs X a la presión donde se realizó el experimento, asuma que la solución es ideal ��� A=16.3872 B= 3885.70 C= 230.170 La ecuación de Antoine ln P= A−

Despejando la temperatura T =A−

B −C ln P

Resulta lo siguiente

B C+T

T =16.3872

3885.170 −230.170=92.8153° C ln (77.99)

CH3OH A =16.5785 B =3638.27 C =239.500 B T =A −C ln P Sustituyendo en la formula T =16.5785

3638.27 −239.500=58.1850° C ln(77.9933)

Tabla 2.0 TEMPERATURA

PT=PB*+(PA*-PB*)XA

Diagrama T- X (P=cte) 100.0 90.0 80.0 Temperatura °C

t-x

70.0 60.0 50.0 0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

X1 (H2O)

2. Utilizando su curva patrón y con los índices de refracción de la fase vapor (destilado) y de la fase liquida (residuo), Calcule XH2O y Y H2O a cada temperatura.

Índice de refracción vs fracción molar (Metanol) 1.35 1.34 n

1.34 1.33 0

0.1 0.2

0.3

0.4 0.5

0.6

0.7

0.8 0.9

1

Xi

Gráfica 1.Índice de refracción molar vs fracción molar de la sustancia METANOL

Gráfica 2.- Índice de refracción vs fracción molar del H 2O

Temperatura °C

X1

Y1

56

1

1

57.5 58 59 60 61.5 63

0.888 0.857 0.725 0.6 0.412 0.22

0.64 0.513 0.445 0.387 0.301 0.225

Índice de refracción vs fracción molar (H2O) 1.35 1.34 n

1.34 1.33 0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

1

Xi

3. Con ayuda de los datos anteriores, elabore el diagrama T vs X sobre el anterior, sin olvidar los datos de los componentes puros. Diagrama de H2O(1)Metanol (2)

Diagrama T-x-y|77.93KPa 63.5 61.5 T/°C

T-X

59.5

T-Y

57.5 55.5 0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

1

X1,Y1 (H2O)

4. Calcule el ´ mez ∆G

vs

´ mez ∆G

XH O

en todo el intervalo de composición y elabore un gráfico

.

2

De acuerdo a la formula Δ Gmez =RT ( X 1 ln X 1+Y 1 ln Y 1)

R= 8.314 bar cc/K mol X1=Fracción mol del componente 1 H2O fase líquida Y1= Fracción mol componente 1 H2O fase vapor Tabla 3.0 Temperatura / °C

X H20

Y H2O

T/K

ln X1

ln Y1

ΔGmez

56

1

1

329.1 5

0

0

0

57.5

0.88 8

0.64

330.6 5

58

0.85 7

0.51 3

331.1 5

59

0.72 5

0.44 5

332.1 5

60

0.6

0.38 7

333.1 5

61.5

0.41 2

0.30 1

334.6 5

63

0.22

0.22 5

336.1 5

Diagrama de H2O(1)Metanol (2) de

0.1187835 4 0.1543173 6 0.3215836 2 0.5108256 2 0.8867319 3 1.5141277 3

´ mez ∆G

vs

-0.4462871

0.6674794 3 -0.809681

0.9493305 9 1.2006450 1 1.4916548 8

XH O 2

.

1075.1530 2 1306.8440 1 1638.8263 1 1866.5364 4 2021.9600 3 1868.9351 6

Gmez. Vs X H2O 0 0.15 0.25 0.35 0.45 0.55 0.65 0.75 0.85 0.95 -500 Gmez. -1000

Gmez. Vs XH2O

-1500 -2000 X1

ANÁLISIS DE RESULTADOS

Después de realizar la parte experimental se puede analizar lo siguiente: Se trabajó con soluciones ideales. Consideramos una solución compuesta de un disolvente volátil (metanol) que se encontraba en mayor cantidad y un soluto no volátil (agua) que estaba presente en menor cantidad, se llevó acabo la técnica de destilación a temperatura de ebullición y se midió el índice de refracción tanto del componente destilado como del residuo, los valores registrados se muestran en la tabla 1.0 se puede decir que el índice de refracción es mayor en el componente destilado que en el residuo. Se procedió a buscar en la literatura los coeficientes de cada componente (agua y metanol) para la ecuación de Antoine y se calcularon las temperaturas se partió de estas temperaturas para hacer un barrido y obtener las presiones parciales y las fracciones molares de los componente en fase liquida y fase vapor. Obteniendo

estos datos se realizó una representación gráfica t-x y se obtuvo una recta con pendiente negativa. Teóricamente la ley de Raoult indica que en una mezcla binaria ideal liquidoliquido, la presión parcial de vapor de cada componente es directamente proporcional a su fracción molar en la fase liquida los valores registrados experimentalmente se muestran en la tabla 2.0. Posteriormente se calculó la energía libre de Gibbs de mezcla en todo el intervalo de la composición para calcular la energía libre es necesario saber N que es el número total de moles en la disolución. En la tabla 3.0 están registrados estos valores calculados y se observa que todos son negativos. Se puede explicar para una disolución ideal la energía libre de Gibbs siempre es negativo (dado que los logaritmos de las fracciones molares siempre son negativos), por lo tanto sus componentes se mezclan en todas proporciones de manera espontánea. Por ultimo podemos decir para una solución ideal: Dado que el soluto no es volátil, es vapor de disolvente puro. A medida que se añade más materia no volátil, disminuye la presión en la fase de vapor. Este comportamiento esta descrito por la ley de Raoult, que establece que la presión de vapor del disolvente sobre una solución es igual a la presión de vapor multiplicada por la fracción mol del disolvente en la solución: P = xP° Toda solución ideal obedece la ley de Raoult en todo el intervalo de concentraciones. CONCLUSIONES 



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

La ley de Raoult indica que en una mezcla binaria ideal líquido-líquido, la presión parcial de vapor de cada componente es directamente proporcional a su fracción molar en el líquido En el equilibrio la presión de vapor del líquido puro es p°. Si un material no volátil se disuelve en el líquido, se observa que la presión de vapor de equilibrio p sobre la solución es menor que sobre el líquido puro. En una disolución una disolución ideal la energía libre de Gibbs siempre es negativo (dado que los logaritmos de las fracciones molares siempre son negativos), por lo tanto sus componentes se mezclan en todas proporciones de manera espontánea. Se consideró una disolución ideal por su homogeneidad.

BIBLIOGRAFIA:



Smith Van N. Introducción a la Termodinámica en Ingeniería Química. Séptima edición. Editorial McGraw-Hill. México D,F.



http://www.uib.es/facultat/ciencies/prof/juan.frau/qfI/teoria/tema11.pdf



http://www.textoscientificos.com/quimica/metanol



http://apuntescientificos.org/solucion-ideal-ibq.html



http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/solucionesideales_5177.pdf



http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/SolucionesNoElectrolitos_14274 .pdf