Informe N° 4 Presión de Vapor - UNMSM

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PRÁCTICA N°4 - PRESIÓN DE VAPOR

INDICE



RESUMEN .……………………………………………………………………Pág. .……………………………………………………………………Pág. 2



INTRODUCCIÓN .……………………………………………………………..Pág. 2



PRINCIPIOS TEÓRICOS……………………………………………………....Pág. 3



o

Densidad Absoluta:

o

Peso Específico:

o

Densidad Relativa:

o

Gravedad Específica:

DETALLES EXPERIMENTALES……………………………………………..Pág.6 EXPERIMENTALES ……………………………………………..Pág.6 o



Determinación de la presión de vapor

TABULACIÓN DE DATOS…………………………………………………….Pág. DATOS …………………………………………………….Pág. 9 o

Determinación de la presión de vapor

o

Determinación del calor de vaporización



EJEMPLOS DE CÁLCULOS …………………………………………………...Pág. 11

o

Determinación de la presión de vapor



ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS………………………………...Pág. RESULTADOS ………………………………...Pág. 11



CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES…………………………………..Pág RECOMENDACIONES…………………………………..Pág.. 12



CUESTIONARIO……………………………………………………………....... Pág.12  Pág.12



BIBLIOGRAFÍA………………………………………………………………….Pág.13 BIBLIOGRAFÍA………………………………………………………………….Pág.13

1

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PRÁCTICA N°4 - PRESIÓN DE VAPOR

3.- Resumen: En esta experiencia determinamos la presión de vapor de un líquido puro (agua) mediante el Método Estático utilizando un balón con agua destilada, manómetro de Mercurio, termómetro, calentador y unas llaves que controlan el paso del aire y vapor. Trabajamos con temperaturas cercanas al punto de ebullición y observamos la variación de la presión de vapor con la disminución de la temperatura. Con los resultados obtenidos calculamos el valor experimental del calor latente de vaporización del agua. Para la determinación del ∆Hv exp se obtuvo restando

la presión atmosférica menos la presión manométrica (esta a su vez empleando las alturas). En diferentes temperaturas descendiendo 99°C hasta 80°C a razón de 1°C. Se tabuló estos valores, para proceder a graficar 1/T x 10 -3 vs Ln (P), y la pendiente pendiente (m) de esta recta, por el método de mínimos cuadrados resultó: M=565t4K pero recordamos que  = −

∆ 

 . De esta

última expresión hallamos el calor molar de vaporización    = −469.8498  .

4.- Introducción: Como bien se sabe, hay muchas sustancias que volatilizan con facilidad, es decir, pasar del estado líquido o sólido a uno gaseoso. Pues la propiedad que quizás más se relaciona con dicha propiedad es la que se estudiará en la presente práctica: presión de vapor. La cual se define como la presión a la cual el líquido y vapor se encuentran en equilibrio, y cabe resaltar que depende de la temperatura más no de la cantidad de líquido (propiedad intensiva). Cada líquido tiene una presión de vapor característica a una temperatura dada. En el caso de mezclas, la presión de vapor depende de sus componentes (naturaleza y proporciones relativas). La presión de vapor tiene múltiples aplicaciones: intercambiadores de calor (el vapor eleva la temperatura del producto por transferencia de calor), generación de electricidad (turbina de vapor), etc. Debido a esto la importancia de estudiar la presión de vapor. En el presente informe se detallan los procesos post-laboratorio, donde se recopila la información se procesa y analiza. analiza. Para así comprobar como las leyes leyes de la Fisicoquímica se cumplen y entender porqué y cómo funcionan. Entre los objetivos; Determinar la presión de

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5.- Principio teóricos: El principio de LE CHATELIER da el efecto cualitativo de la temperatura sobre el equilibrio, químico,  pero por medio de la termodinámica se puede deducir una relación exacta que es conocida como la ecuación de VANT HOFF. La ecuación de VANT HOFF es de la misma forma que la ecuación de CLAPEYRON-CLAUSIUS. Cuando un líquido o un sólido están en contacto con su vapor, la presión del último es equivalente a la constante de equilibrio de los procesos de vaporización o de sublimación. En cualquiera de estos sistemas la presión de vapor es una función única de la temperatura, como lo es la constante de equilibrio. En los equilibrios liquido-vapor y solido-vapor la ecuación de Clapeyron describe el cambio de la presión de equilibrio con la temperatura detales sistemas. Para reacciones gaseosas homogéneas o heterogéneas, sustituyendo en la ecuación de Clapeyron la presión de vapor p por la constante de equilibrio de presiones  parciales Kp, se tiene la conocida ecuación de VANT HOFF que nos da la variación de Kp con la temperatura termodinámica:

Las entalpias iónicas en el agua están todas basadas sobre la asignación  por convención convención del valor cero cero a la entalpia entalpia del ion hidratado hidratado de hidrogeno hidrogeno o sea H+  (aq). Por esto es que Cl (aq) tiene la misma entalpia molar asignada a HCl H Cl en α moles de H 2O, o sea a dilución infinitamente grande.

Donde ∆H es la entalpia de reacción o calor de reacción a presión constante. Esta ecuación

significa que si se representa ln Kp en función de T, la pendiente de la curva a cualquier temperatura es igual a ∆H/RT2, ya que el primer término es la derivada. Una fase es un aparte

homogénea de un sistema que se encuentra en contacto con otras partes del mismo sistema, pero separada de ellas por una frontera bien definida. Ejemplo de equilibrio de fases son los procesos físicos como la congelación y la ebullición. Considere un sistema de un componente, con dos fases (sólido y líquido), que a cierta temperatura y presión se encuentra en equilibrio. ¿Cómo formulamos eta condición?

Podríamos vernos tentados a igualas energías de Gibbs de la siguiente manera:

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sería mucho mayor que la del cubo de hielo. En su lugar, debemos insistir en que la energía por mol de Gibbs de la sustancia, una propiedad intensiva, es igual en ambas fases en equilibrio, ya que las cantidades intensivas son independientes de las cantidades presentes. Si se modificaran las condiciones externas (temperatura o presión) de manera que la energía molar de Gibbs del solido sea mayor que la energía molar de Gibbs del líquido, entonces parte del solido se fundiría, porque:

Por otro lado, si la energía molar de Gibbs del sólido, fuera menor que la energía molar de Gibbs del líquido, entonces parte del líquido se congelaría de manera espontánea. Ahora derivaremos algunas ecuaciones generales útiles para entender desde una perspectiva cuantitativa el equilibrio de fases. Considere una sustancia que existe en dos fases, a y b. La condición de equilibrio a temperatura y presión constante es aquella que:

La ecuación de Clapeyron se puede expresar en una forma aproximada conveniente para el equilibrio n la vaporización y en la sublimación. En estos casos, el volumen molar del vapor es mucho mayor que el de la fase condensada, por lo que podemos escribir:

Mecanismo de la vaporización

El primer principio de la Termodinámica (ΔU=Q-W).

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W: el trabajo realizado por el sistema (W >0 si el sistema aumenta su volumen).Supongamos que una cantidad de calor Q=Li convierte un mol de líquido en un mol de vapor sin cambio de volumen, entonces:  ΔU=Q=Li

Sin embargo, durante el proceso de vaporización hay un cambio de volumen, un mol de líquido Vl ocupa menos volumen que un mol de vapor V v a la misma presión P y temperatura T. El trabajo realizado por el sistema es W=P (V v – Vi).El calor que tenemos que suministrar es:

L se define como el calor latente o entalpía de vaporización, es decir, el calor necesario para que se evapore un mol de líquido a una presión constante P y a la temperatura T. Normalmente V v > Vi y suponiendo que el vapor se comporta como un gas ideal, tendremos para un mol de vapor PV=RT Finalmente, tendremos la relación L=Li +RT Si se calienta un líquido se incrementa la energía cinética media de sus moléculas. Las moléculas cuya energía cinética es más elevada y que están cerca de la superficie del líquido escaparán y darán lugar a la fase de vapor.

Si el líquido está contenido en un recipiente cerrado, algunas moléculas del vapor seguirán el camino inverso chocando con la superficie del líquido e incorporándose a la fase líquida. Se establece un equilibrio dinámico, cuando el número de moléculas que se escapan del líquido sea igual (en valor medio) al número de moléculas que se incorporan al mismo. Decimos entonces, que tenemos vapor saturado a la temperatura

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vapor presentes. La temperatura de ebullición es aquella para la cual, la presión de vapor es igual a la presión exterior. La presión de vapor del agua es igual a una atmósfera a la temperatura de 100ºC

6.- Detalles experimentales:

 A. METODO ESTÁTICO ESTÁTICO a) Se procedió a verificar verificar que el equipo este correctamente correctamente instalado

El procedimiento se comenzó revisando que el equipo este armado correctamente

b) Se procedió a calentar el matraz que contenía contenía agua destilada hasta ebullición, la temperatura no debe exceder de 100 °C.

Después se procedió a calentar el agua del matraz hasta llegar a 100 °C

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c) Se retiró inmediatamente la cocinilla para evitar el sobrecalentamiento y paralelamente se invirtió la llave, de forma que el manómetro quede conectado con el balón. Inicialmente el nivel del mercurio en ambas ramas debe ser igual, como no se encontraba igual se procedió a nivelar.

Como observamos había un desnivel en el mercurio,  por lo que se tuvo que nivelar con la perilla hasta llegar a un mismo nivel el mercurio

d) A partir de 99° C se comenzó comenzó a anotar anotar las presiones manométricas hasta llegar a 80 ° C. Se fue anotando sus lecturas en intervalos de un 1° C.

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Se fue apuntando cada altura, respectiva en la tabla 1

e) Terminando el experimento experimento se serró la llave que conectaba conectaba al balón. balón. f) Los resultados se registraron en la siguiente siguiente TABLA 1

T(°C) 99 98 97 96 95 94 93 92 91

H1

H2

H total

0 6 20 29 40 49 57 66 77

0 5 20 30 40 50 57 66 77

0 11 40 59 80 99 114 132 154

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7. Tabulación de datos y resultados: a) Esta tabla nos muestra los datos necesarios necesarios para emplear la ecuación de Clausius Clausius  – Clapeyron.

 = −

∆ 

+

b) De donde podremos podremos obtener experimentalmente el calor molar de vaporización vaporización (TABLA (TABLA 2) T (°C)

1/T

P Vapor (mmHg)

Ln (Pv)

99 98

0.01010101 0.01020408 0.01030928 0.01041667 0.01052632 0.0106383 0.01075269 0.01086957 0.01098901 0.01111111 0.01123596 0.01136364

756 745 716 697 676 657 642 624 602 590 572 551

6.62804138 6.61338422 6.57368017 6.54678541 6.51619308 6.48768402 6.4645883 6.43615037 6.40025745 6.38012254 6.34913899 6.31173481

97 96 95 94 93 92 91 90 89 88

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c) Con los datos obtenidos nos muestra una tabla con pendiente negativa.

GRAFICA InP vs 1/T 6.7 6.6 6.5 6.4 6.3 6.2 6.1 6 0

0.002

0.004

0.006

0.008

0.01

0.012

Gráfico de datos exacto exacto con Software Software

d) Con la gráfica gráfica obtuvimos la ecuación de Clausius – Clapeyron. 1  = (−236.4619)  + 9.00 9.007 7 

0.014

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8. Ejemplos de cálculos: a) Para obtener los datos de la tabla dos, se utiliza la tabla 1, con con las variaciones de alturas llamadas H1 Y H2, se emplearon para hallar la presión de vapor experimental.

Presión de vapor (Pv) = Patm  – (H1 + H2)

756mmHg

b) Cuando procesamos la tabla dos dio una pendiente pendiente negativa, y con esa pendiente obtuvimos el calor molar de vaporización experimental.

m = ∆H/R

-236.4619=∆H/1.987

∆H= -469.8498 cal

9. Análisis y discución de resultados:

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89 88 87 86 85 84 83 82 81 80

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506.1 487.1 468.7 450.9 433.6 416.8 400.6 384.9 369.7 355.1

572 551 534 521 504 488 472 456 446 433

-13.0211421 -13.1184562 -13.9321528 -15.5466844 -16.2361624 -17.0825336 -17.8232651 -18.4723305 -20.6383554 -21.9374824

10. Conclusiones y recomendaciones: 

Se comprobó el uso efectivo de la ecuación de Clausius-Claperyon querelaciona el calor de vaporización y la presión de vapor de una sustancia.



El método estático es útil para relacionar la caída de la presión de vapor amedida que varía la temperatura.



En un sistema homogéneo, como el del agua destilada, la presión de vaporserá determinada con facilidad, ya que todo el sistema tiene la mismacomposición.



Una vez que el agua empieza a hervir, retirar cuidadosamente la hornilla yobservar la caída de

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se denomina calor de vaporización. Se suele denominar calor latente de vaporización cuando nos referimos a un mol. El calor molar de vaporización es función del peso molecular de una sustancia y de la fuerza de atracción entre sus moléculas; a menor peso molecular, menor es el calor necesario para cambiar del estado líquido al gaseoso, a mayor fuerza de atracción entre las moléculas de una sustancia (Puentes de hidrogeno) mayor es el calor requerido para el cambio deestado.Calor de vaporización del agua: 2257 kJ/kg (539 kcal/kg) a 100 ºC.Calor de vaporización del amoniaco: 1369 kJ/kg (327 kcal/kg) a -33,34 °C.Tomando este caso como referencia, el agua tiene mayor peso molecular que el amoniaco. 2.- Analice el efecto de la presión externa sobre el punto de ebulliciónde una sustancia.

El punto de ebullición depende de la presión total, aumentando a medida que aumenta la presión. Esto se debe a que la definición de punto de ebullición enuncia que el punto de ebullición de una sustancia es cuando la presión de vapor de la misma iguala a la presión externa (atmosférica); sabemos que, a medida que la temperatura de una sustancia aumenta,también lo hace su energía cinética que influye directamente en la presiónde vapor, así, el punto de ebullición queda en función de la presión de vapor,de la temperatura y de la presión atmosférica (externa). Basándonos en esto, se puede hacer hervir un líquido a cualquier temperatura, dentro de un intervalo de existencia del líquido, siempre y cuando se varié