Cuestionario Previo TERMODINAMICA

Cuestionario Previo 1: Explicar que es la presión de vapor R: Es la presión de un sistema cuando el sólido o liquido se hallan en equilibrio con su vapor. Los vapores y los gases, tienden a ocupar el mayor volumen posible y ejercen así sobre las paredes de los recintos que los contienen, una presión también llamada, fuerza elástica o tensión. Para determinar un valor sobre esta presión se divide la fuerza total por la superficie en contacto. En el dibujo se representa un recipiente cerrado, lleno parcialmente de un líquido (azul). Este líquido como toda sustancia está constituido por moléculas (bolitas negras), que están en constante movimiento al azar en todas direcciones. Este movimiento errático, hace que se produzcan choques entre ellas, de estos choques las moléculas intercambian energía, tal y como hacen las bolas de billar al chocar; algunas aceleran, mientras otras se frenan. En este constante choque e intercambio de energía, algunas moléculas pueden alcanzar tal velocidad, que si están cerca de la superficie pueden saltar del líquido (bolitas rojas) al espacio cerrado exterior como gases. A este proceso de conversión lenta de los líquidos a gases se les llama evaporación. A medida que mas y mas moléculas pasan al estado de vapor, la presión dentro del espacio cerrado sobre el líquido aumenta, este aumento no es indefinido, y hay un valor de presión para el cual por cada molécula que logra escapar del líquido necesariamente regresa una de las gaseosas a él, por lo que se establece un equilibrio y la presión no sigue subiendo. Esta presión se conoce como Presión de Vapor Saturado. La presión de vapor saturado depende de dos factores: 1.

La naturaleza del líquido

2.

La temperatura

2: Deducir la ecuación de Clapeyron R: para dos fases α y β que coexistan en equilibrio:

Sustituyendo las expresiones para se obtiene: -

que se proporcionan para la ecuación ,

-

La cual, después de redondearla, se convierte en :

El cambio de entropía y el cambio de volumen son los cambios que ocurren cuando una cantidad unitaria de una especie química pura se transfiere de una fase α a otra fase β a la temperatura y presión de equilibrio. Al integrar la ecuación para este cambio se obtiene el calor latente de transición de fase:

Asi,

y sustituyendo en la ecuación anterior se obtiene:

La cual es la “ECUACION DE CLAPEYRON”. Donde T es la temperatura de transición de fases (puede ser el punto de fusión, o el punto de ebullición, o cualquier otra temperatura a la cual puedan coexistir las dos fases en equilibrio). A la ecuación (1) se le conoce como la ecuación de Clapeyron (en honor del ingeniero francés BenoiPaul-Émile Clapeyron, 1799-1864). Esta simple expresión nos da la relación del cambio de presión con respecto al cambio de temperatura en términos de algunas cantidades claramente observables, como el volumen molar y el cambio de entalpía del proceso. Se aplica a la fusión, vaporización y sublimación, así como al equilibrio entre dos formas alotrópicas, como grafito y diamante.

Para el caso particularmente importante de la transición de fase del liquido “l” a vapor “v”, la ecuación se escribe como:

Pero: Donde es el cambio del factor de compresibilidad de vaporización. Después de un reacomodo, la combinación de las ultimas dos ecuaciones nos da:

Las ultimas 3 ecuaciones son equivalentes, es decir, son formas exactas de la ecuación de Clapeyron para la vaporización de especies puras. La ecuación de Clapeyron para la vaporización se simplifica al introducir aproximaciones razonables, es decir, que la fase vapor es un gas ideal y que el volumen molar del liquido es despreciable en comparación con el volumen molar del vapor.¿ Como alteran estas suposiciones a la ecuación de Clapeyron? Las suposiciones hechas se expresan por: o La ecuación

produce:

3: Asumiendo que el volumen del gas es mucho mayor que el de liquido y que el gas obedece la ecuación del ideal, integre la ecuación de Clausius – Clapeyron R:  vapV  Vvap  Vcondensado  Vvap Además, si suponemos un comportamiento de gas ideal,

 vapV  Vvap 

RT P

La sustitución de  vapV en la ecuación de Clapeyron produce el siguiente resultado:

dP P vap H  dT RT 2 P vap HdT dP  d ln P  P RT 2

(2)

A la ecuación (2) se le conoce como la ecuación de Clausius-Clapeyron (en honor de Clapeyron y del físico alemán Rudolf Julios Clausius, 1822-1888). Al integrar la ecuación (2) entre los limites P1, T1 y P2, T2, tenemos:



P2

P1

d ln P  ln

P2  vap H  P1 R ln

T2



T1

 vap H dT  2 R T

1 1  2   T1  T

P2  vap H (T2  T1 )  P1 R T1T2

(3)

Suponemos que  vap H es independiente de la temperatura. Si hubiéramos efectuado una integral indefinida (integración sin los límites), podríamos expresar lnP como una función de la temperatura, de la siguiente manera:

ln Pv  

 vap H RT

 const.

Por lo tanto, una gráfica de lnP contra 1/T da como resultado una línea recta cuya pendiente (que es negativa) es igual a 

H . R

(4)

4: Cuales son las ecuaciones de Antoine, Harlacher y Liley R: Ecuación de Antoine:

log Pv*  A 

B T C

donde: Pv* es la presión de vapor del líquido puro, T es la temperatura (°C) y A, B y C son constantes para cada sustancia. Diagrama de fases del agua A: Vapor recalentado B: liquido saturado – vapor/líquido – punto de rocio C: liquido D: líquido sub-enfriado E: vapor sobrecalentado

Definiciones: 1) si una sustancia que se encuentra a una (P,T) donde dicho punto corresponde a la línea de equilibrio liquido-vapor, la presión (P) es la presión de vapor o presión de saturación de la sustancia a dicha temperatura. Y la temperatura corresponde al punto de ebullición a la presión (P) a la cual se encuentra la sustancia. 2) El punto de ebullición que corresponde a la presión de 1 atm se denomina punto normal de ebullición

3) Si un vapor cuya presión es menor que la presión de saturación, entonces es un vapor sobrecalentado Las condiciones en las cuales existe un sistema como sólido, líquido o vapor se resumen de manera conveniente en un diagrama de fases, que es una gráfica de presión contra temperatura. Consideraremos el equilibrio de fases del agua. Agua, en la figura de arriba se muestra el diagrama de fases del agua, donde S, L y V representan regiones en las que sólo puede existir una fase (sólido, líquido o vapor). Sin embargo, a lo largo de cualquier curva, las dos fases correspondientes pueden coexistir. La pendiente de cualquier curva está dada por dP/dT. Por ejemplo, la curva que separa las regiones L y V muestra cómo varía la presión del vapor de agua con respecto a la temperatura. A 373.15°K, su presión de vapor es de 1 atm, condiciones que marcan el punto de ebullición normal del agua. Observe que la curva L-V se detine de manera abrupta en el punto crítico, más allá del cual no puede existir la fase líquida. El punto normal de congelación del agua (o de fusión del hielo) se define de manera similar mediante la curva S-L a 1atm, que es 273.15°K. Finalmente, las tres fases pueden coexistir en un solo punto llamado triple, en el caso del agua, el punto triple es T=273.16°K y P=0.006atm. Ecuación de Harlacher: La correlación de Frost-Kalkwarf-Thodos es una corrección de la ecuación de Antoine, le permite calcular de forma mas precisa el valor de la presión de vapor. Aunque necesita de mas parámetros:

5: Describir el manejo y toxicidad de los reactivos a emplear. R: Para que un Análisis Químico sea de buena calidad se necesitan reactivos de una pureza establecida. un frasco recién abierto de una sustancia con grado de reactivo normalmente se puede utilizar con confianza; tener la misma confianza cuando el frasco está semivacío sólo se justifica por la forma en que se haya manejado después de haberse abierto. Para evitar la contaminación accidental de los reactivos y disoluciones se deben seguir las siguientes reglas:

1. Seleccionar el mejor grado de la sustancia disponible para el trabajo analítico Siempre que sea posible emplear el frasco de menor tamaño que pueda proporcionar la cantidad deseada. 2. Volver a colocar la tapa en el frasco inmediatamente después de tomar el reactivo; no dejar que lo haga otra persona. 3. Tomar los tapones de los frascos de reactivo entre los dedos; nunca dejarlos sobre la mesa. 4. A menos que se indique otra cosa, nunca devolver a un frasco cualquier exceso de reactivo. El dinero que se ahorra al regresar los excesos queda superado por el riesgo de contaminar todo el frasco. 5. A menos que se indique otra cosa, jamás introducir espátulas, cucharillas o cuchillos dentro de un frasco que contenga una sustancia sólida. En lugar de ello, agitar vigorosamente el frasco tapado o golpearlo suavemente contra una mesa de madera para romper cualquier incrustación; entonces, verter la cantidad deseada. Si esto no funciona, utilizar una cucharilla de porcelana limpia. 6. Mantener limpio y pulcro el anaquel de reactivos y la balanza del laboratorio. Limpiar de inmediato cualquier salpicadura, incluso cuando alguien más esté esperando para utilizar la misma sustancia. 7. Respetar los reglamentos locales referentes a la disposición de excesos de reactivos y soluciones. REFERENCIAS: Termodinámica Fuera del Equilibrio Ie.P. Aguieev INP, Ingeniería Química e Industrias Extractivas. Introducción a la Termodinámica en Ingeniería Química, Smith y Van Ness

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO FISICOQUIMICA LABORATORIO FISICOQUIMICA

PRACTICA NUMERO 1 (“EQUILIBRIO LIQUIDO VAPOR DE COMPONENTE PURO”)

DRA. ESTHER AGACINO

RODRIGO ALBERTO OSORIO ARCINIEGA OSCAR ALFONSO VALENZUELA MUÑOZ