Informe v. Presión de Vapor. Grupo 1

Report V: Vapor Pressure Informe V: Presión de vapor FORERO, Jorge; GONZALEZ, Daniela; ROJAS, Nicolás Laboratorio de propiedades termodinámicas y de transporte. Grupo 1 Departamento de Ingeniería Química y Ambiental Universidad Nacional de Colombia

Objetivos 





Medir la presión de vapor de un líquido a diferentes temperaturas, y comparar los datos experimentales con los modelos de Antoine y Wagner. Determinar el calor de vaporización del agua, y del N-Propanol, haciendo uso de dos de las derivaciones de la ecuación de Clapeyron. Analizar el comportamiento del punto de ebullición de la sus tancia, a la presión atmosférica, haciendo uso de la ecuación de Sidney-Young.

Fundamento teórico: La evaporación es el proceso físico por el cual una sustancia en estado líquido pasa al estado gaseoso, tras haber adquirido energía suficiente para vencer la tensión superficial. A diferencia de la ebullición, este proceso se produce a cualquier temperatura, siendo más rápido cuanto más elevada aquélla. Es necesario que toda la masa alcance el punto de ebullición. Hay líquidos cuya evaporación a condiciones ambiente es instantánea como el oxígeno, nitrógeno, cloro, gas doméstico y muchos otros que para conservarse líquidos se encuentran embotellados en cilindros metálicos a presión. Otros líquidos tienen tiempos de evaporación variable como el agua, acetona, benceno, etc. Finalmente hay otros líquidos cuyos tiempos de evaporación s on muy grandes: como son los aceites. Para que un líquido no se evapore, el recipiente que lo contiene debe estar herméticamente cerrado, en tal caso el llamado “espacio libre” del recipiente está lleno de vapor del mismo líquido (y otros gases si el recipiente no fue evacuado previamente) que ejercen una presión sobre él y sobre las paredes del recipiente. La presión de vapor es una medida de la volatilidad de un compuesto, es decir, la capacidad que tiene dicho compuesto de pasar de un estado líquido o sólido a un estado gaseoso. En este punto, también se tiene un equilibrio entre la fase líquida de la sustancia  pura y su vapor a una determinada temperatura. temperatura. A medida que la temperatura temperatura aumenta, la  presión de vapor también. En otras palabras, la presión de vapor de una sustancia, es la presión a la cual un sólido o líquido puro se encuentran en equilibrio con su vapor. Si se mide la presión del gas del recipiente, esta aumenta hasta alcanzar un valor determinado y luego se hace constante a la presión que ejerce el gas, en equilibrio con su líquido, a una determinada temperatura.  Ecuación de Clapeyron: La presión de vapor se d efine como la presión a la que  μliq= μvap; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. La presión de vapor del líquido aumenta porque las moléculas de la superficie del líquido que tengan una mayor energía escaparán de la superficie y pasarán a la fase vapor mientras que las moléculas del vapor chocarán con las paredes de la ampolla y entre sí, perderán energía y caerán al líquido. El líquido se evapora y la temperatura a la cual la presión de vapor alcanza 760 mm Hg es el punto de ebullición normal. Desde el punto de vista microscópico dichos potenciales químicos coexisten. Si se supone, que una sustancia X está  presente en la fase vapor y en la fase líquida, X(v) y X(l), respectivamente, a una temperatura temperatura T y a una presión P se

supone entonces que el vapor presente en el sistema sólo proviene de X. Si se nombra P x como la presión de vapor de X a la temperatura T. Los potenciales químicos ( μ) en ambas fases se relacionan por medio de la ecuación 1:

 , = , 1 Si se supone un cambio infinitesimal de temperatura y presión (dT y dp, respectivamente), con el fin de mantener el equilibrio entre las dos fases de X, la ecuación 1 debe ser expresada como sigue, en la ecuación 2:

 ,  =  ,  2 Esta ecuación, se puede escribir en términos de diferenciales de los potenciales químicos:

, = , 3 Observando estas ecuaciones, entonces se puede expresar la siguiente relación de potenciales químicos:

 =  4 Según Atkins (1994), la diferencial de μ para cualquier material puro (como los se trabajaron en la práctica), se puede expresar como sigue:

  ̅

,  =  ̅ 5

Donde y   representan los volúmenes molares y la entropía molar de la sustancia, respectivamente. Se puede sustituir la ecuación 5 en la ecuación 4, con lo cual se obtiene:

  ̅ =  ̅ 6 La cual se puede reescribir de la siguiente manera:

 =  ∆  ̅ 7  ∆ Y según Atkins (1994), en la fase de equilibrio que se está trabajando se cumple que:

∆ = ∆ ̅ 8 Si se sustituye la ecuación 8 en la ecuación 7, se obtiene la ecuación de Clapeyron, la cual es válida para todas las fases de equilibrio entre cualquiera de las dos fases:

 = ∆ 9  ∆ Teniendo en cuenta, además, como menciona Castellan (1971) que el cambio en el volumen molar para el equilibrio que envuelve la fase gaseosa y la fase condensada estará dominado por el vapor, la ecuación 9 se convierte en:

 = ∆ 10  ∆ Si se utilizan las relaciones matemáticas que mencionan que: d(lnp)=(dp/p) y d(1/T)=-dT/T 2 y a partir de que el factor de compresibilidad se define como:

 =    11 La Ecuación 10, se transforma en la ecuación 12, reemplazando las suposiciones realizadas (juntando además que Z=1), se muestra que:

   =  ∆ 12 1    =  ∆ (1) 13

Al separar variables, se obtiene entonces que:

Al graficar lnp vs 1/T, y realizando una regresión lineal de los datos que se obtienen, se puede obtener el valor de la entalpía de vaporización, puesto que la pendiente de la gráfica en mención será:

 ∆

Si se quiere, por otro lado, evitar todas las suposiciones hechas por la ecuación de Clapeyron (debido a que los valores serán menos precisos), se trabajará con el cálculo de Z mediante la ecuación 14 (ecuación de Berthelot):

 = 1 1289   1 6 14 Donde Tc y Pc son las temperaturas y presión críticas, respectivamente. Y el cálculo del ∆V sin despreciar el efecto del líquido en el volumen molar, a través de la siguiente ecuación:

  )     (1    =  15 Reemplazando la ecuación 15, en la ecuación 9, se tendrá:

 = ∆   16  )  (1  Para calcular el volumen molar del líquido, se puede utilizar la siguiente expresión (Prausnitz, 2001):



 =   17

Donde m es el peso molecular del compuesto y es la densidad del líquido (la cual cambiará con la temperatura). El volumen molar del vapor se puede despejar a partir de la ecuación 11.  Ecuación de Antoine: Antoine (1888) propuso una modificación a la ecuación de Clapeyron, la cual se había restringido a unos intervalos de temperaturas muy específicos:

 18  =    Donde T está en Kelvin. Si se observa, cuando C=0, la ecuación 18 se convierte la ecuación de Clapeyron. A pesar de que se han tratado de determinar las constantes A, B y C de manera no experimental, relacionándolas generalmente al punto normal de ebullición para algunos materiales, las reglas propuestas no han sido concluyentes, por lo que la única manera de obtener las constantes A, B y C, es a través de datos experimentales. Para los compuestos de trabajo, las constantes para la ecuación de Antoine se relacionan en la tabla 1.

Compuesto A  N- Propanol 7,6192 Agua 8,0713 Tabla 1. Constantes de Antoine para las sustancias de trabajo.

B 1375,14 1730,63

C 193,01 233,43

Estas constantes se deben usar en °K para la temperatura y en mmHg para la presión de vapor.

Ecuación de Wagner: Wagner (1977) usó un elaborado método estadístico para desarrollar una ecuación q ue describiera el comportamiento de la presión de vapor de Nitrógeno y Argón para un rango sob re el cual los datos experimentales estaban disponibles. En este método, los términos actuales, así como sus coeficientes eran variables y una cantidad importante de términos estaban disponibles, así que se escogieron los más significativos de acuerdo con criterios estadísticos. La ecuación resultante fue:

,   ,         19 ln =  Donde Pvap es la presión reducida de vapor, Tr es la temperatura reducida, y τ es 1-TR . Esta ecuación puede representar también el comportamiento de la mayoría de sustancias dentro del rango líquido. Las constantes requeridas para la aplicación de la ecuación 19, se encuentran en la tabla 2. Compuesto a b c  N-Propanol -8,19870 0,40381 -8,31930 Agua -7,76451 1,45838 -2,77580 Tabla 2. Constantes de Wagner sustancias de trabajo.

d 10,43400 -1,23303

Pc (bar) 51,75 220,26

Tc (°K) 536,78 647,14

Punto de ebullición: El punto de ebullición normal está medido a 760mmHg o 1atm de presión. Por tanto, al momento de determinar el  punto de ebullición a una sustancia pura se debe tener en cuenta principalmente la presión atmosférica, la cual varía con la altitud y la temperatura ambiental (e incluso podría cambiar con el estado del tiempo), por lo tanto el punto de ebullición también varía. Si la presión ambiental desciende (tal como ocurre cuando se trabaja al vacío) la sustancia pura ebullirá a una menor temperatura. Además, se debe tener en cuenta que cuando no se trabaja a presión normal es necesario hacer una corrección de la temperatura observada, usando la ecuación de Sidney-Young:

∆ = 76027320 En la cual:

∆T: Corrección que debe hacerse sobre la temperatura observada TO: Temperatura observada en °C. P: Presión atmosférica del sitio de trabajo en mmHg. K: Constante 0,0001

Desarrollo experimental: La práctica se dividió en dos partes: la primera es la realizada con el compuesto N-Propanol, y la segunda con el compuesto Agua. Se trabajó con 20 cmHg como el mayor vacío posible aplicado al sistema, para evitar dañar el manómetro de Mercurio, y luego se fue disminuyendo de 2cmHg cada altura, hasta llegar a 0cmHg, o presión atmosférica. Se midió la temperatura cada 30 segundos hasta conseguir estabilización de esta. La figura 1 explica con detalle el algoritmo desarrollado en la práctica.

Figura 1. Desarrollo experimental

Muestra de cálculos: Se calculó, en primer lugar, la presión de vapor del líquido experimental, calculando la diferencia de alturas de las columnas del manómetro:

∆ℎ = ℎ  ℎ = 20 20 = 40 = 40021 Donde h2 representa la lectura del manómetro en la parte superior, y h 1 representa la lectura del manómetro en la  parte inferior. Luego se calcula la presión de vapor mediante:

 =  ∆ℎ = 560 400 = 160 22 Se procede a convertir dicho valor a unidades internacionales (Pa), sabiendo que:

3224) = 160 ∗(133,3224 ) = 21331,5784 23  =  ∗ (133,1 1 Se calcula ln(P vap) y 1/T para cada par de datos, obteniendo las gráficas 5 (N-propanol) y 6 (Agua). Con estos valores, se realiza una tendencia lineal p or medio de Microsoft Excel:

 =    = 5815,8 27,265 24 La pendiente de esta tendencia lineal, según el primer método a analizar, representará

 ∆

 , por lo que:

 ∆ = 5815,8 25

Con R=8,3145 J/mol*K, se despeja la ecuación 25, ob teniendo:

  26 ∆ = 48,3553  Se compara el valor obtenido por vía experimental, con el valor consultado en la base de datos de Aspen properties (2008), por medio:

 ∗100 = 41,507648,3553 = 16,4975% 27  =      41,5076 En la tabla 5 se presentan los resultados obtenidos por medio de este método.

Para el segundo método disponible para hallar el valor de la entalpía de vaporización, se reportan los siguientes valores: Compuesto

Pc (Pa)

Tc (K)

 N-Propanol

5175000

536,78

Tabla 3. Constantes críticas.

Se calcula Z a partir de la ecuación 14:

  9    9  536, 7 8  21331, 5 784  536, 7 8    = 1 128   1 6   = 1  128 5175000  336,75    1 6 336,75 = , 28 Se grafica Z vs P. como se aprecia en las gráficas 7 y 8. Se obtienen el valor para densidad en cada temperatura obtenida, a través del simulador Aspen properties, como se presenta a continuación: TEMP

LIQUID RHO 1-PRO-01

K

kg/cum

336,75

764,8443

340,75

761,0634

343,75

758,2016

347,45

754,6402

350,25

751,9211

352,35

749,8679

354,95

747,3089

359,05

743,2347

361,05

741,2294

362,95

739,3135

Tabla 4. Densidades N-Propanol Se calcula el volumen molar de líquido, a través de la ecuación 17:

  ∗ (1000 1 )   6 0, 0 9502        =  = 764,8443  = ,   29 A continuación, se calcula el volumen molar de vapor, a través de:

   8 , 3 145  ∗336,75 ∗0,9934 = ,  30      ∗  =  = 21331,24   Luego se calcula:

   05) = , 31 1   = 0,9934∗(1 7,8572 0,1304 Con la pendiente determinada en la ecuación 24, y el valor de la ecuación 31, se determina:

8 = ,   32 ∆ = 8,2548∗5815, 1000  Se determina el promedio aritmético de todas las mediciones:

  33 ∆ = ,  Se compara el valor obtenido por vía experimental, con el valor consultado en la base de datos de Aspen properties (2008), por medio:

  ∗100 = 41,507647,6802 ∗100 = 14,8711% 34  =     41,5076 ∆

Las gráficas 9 y 10 presentan el comportamiento del  en función de la temperatura a la cual fue realizada el cálculo, y la tabla 6 presenta los resultados finales de este método. Al aplicar la ecuación 18, se puede calcular la Pvap, en mmHg, a través del método de Antoine, como sigue:

 = 10−+  = 10,−,  ,+,  = 182,1078 35 Este valor se compara con el valor obtenido en el manómetro de Mercurio experimentalmente, y se calcula su error mediante:

  ∗100 = 182,1078160,0000 ∗100 = 12,1400% 36  =     182,1078

Se calcula τ para poder realizar el cálculo de la ecuación 19 (método de Wagner):

75 = 0,3726 37  = 1  = 1  336, 536,78 Se aplica entonces la ecuación 19:

,   ,         ln = ln   = 8,19870∗0,37264,04 01 ∗0,3726, 8,3193∗0,3726  1,04 01 ∗0,3726  51,75 38  = 0,2420  = 181,5029 Este valor se compara con el valor obtenido en el manómetro de Mercurio experimentalmente, y se calcula su error mediante:

  ∗100 = 181,5029160,0000 ∗100 = 11,8472% 39  =     181,5029 En la gráfica 11, así como en la 12, se aprecian los métodos de Antoine y el método de Wagner en P vs T. Las gráficas 13 y 14 muestran el comportamiento de los errores de cada método vs Presión. Se corrigió la temperatura de ebullición atmosférica, haciendo uso de la ecuación de Sidney-Young (20):

∆ = 760273 = 0,0001∗760560∗27389,8 = 7,2590°40 Realizando la corrección, y calculando el error que se presen ta entre el valor real y el va lor experimental, se muestra la tabla 7.

Resultados: A continuación, se presentan los resultados obtenidos en la práctica. La gráfica 1, y la gráfica 3 son las que se encargan de mostrar el primer ensayo de cada compuesto (el de mayor presión posible). Se separaron de los demás datos (gráficas 2 y 4), pues to que estos ensayos cuentan con un tiempo adicional en el que la temperatura se eleva desde la temperatura ambiente, lo cual no presentan el resto de ensayos, mostrados en las gráficas mencionadas.

Estabilización primer ensayo 40 cmHg N-Propanol 66 61     )    C    ° 56     (    a    r    u    t 51    a    r    e    p    m46    e    T

41 36 0

5

10

15

20

25

Tiempo (min) Gráfica 1. Primer ensayo N-Propanol

Variaciones temperatura. N-propanol 91 36 cmHg 86

32 cmHg

    )    C    °     (    a    r 81    u    t    a    r    e    p 76    m    e    T

28 cmHg 24 cmHg 20 cmHg 16 cmHg 12 cmHg

71

8 mmHg 4 cmHg

66 0

2

4

6

8

10

Tiempo (min.) Gráfica 2. Ensayos N-Propanol

12

14

0 cmHg

Estabilización primer ensayo. 40cmHg. Agua 65 60 55     )    C    ° 50     (    a    r 45    u    t    a    r    e 40    p    m35    e    T

30 25 20 0

2

4

6

8

10

12

14

16

18

20

Tiempo (min) Gráfica 3. Estabilización primer ensayo. Agua

Variaciones temperatura. Agua 36 cmHg

90

32 cmHg

    ) 85    C    °     (    a    r 80    u    t    a    r    e 75    p    m    e 70    T

28 cmHg 24 cmHg 20 cmHg 16 cmHg 12 cmHg

65

8 cmHg

60

4 cmHg 0

1

2

3

4

5

6

Tiempo (min) Gráfica 4. Ensayos Agua

7

8

9

0 cmHg

Ln (Pvap) vs (1/T) 11,4 11,2 11

y = -5815,8x + 27,265 R² = 0,9985

    ) 10,8    p    a    v 10,6    P     (    n    L 10,4

10,2 10 9,8 0,0027

0,00275

0,0028

0,00285

0,0029

0,00295

0,003

(1/T) Gráfica 5. N-Propanol

Ln (Pvap) vs (1/T) 11,4 11,2

y = -5342,4x + 25,887 R² = 0,9979

11     ) 10,8    p    a    v 10,6    P     (    n    L 10,4

10,2 10 9,8 0,0027

0,00275

0,0028

0,00285

0,0029

0,00295

0,003

(1/T) Gráfica 6. Agua

Compuesto

Pendiente

∆Hvap experimen.

∆Hvap reportado

Error

 N-Propanol

-5815,8

48,3553 KJ/mol

41,5076 KJ/mol

16,4975 %

Agua

-5342,4

44,4192 KJ/mol

41,1803KJ/mol

7,8652%

Tabla 5. Primer método ecuación Clapeyron.

Z vs P N-Propanol 0,9960 0,9940 y = -2E-07x + 0,9978 R² = 0,9982

    )     l 0,9920    a    n    o 0,9900    i    s    n    e 0,9880    m    i     d 0,9860    a     (    Z 0,9840

0,9820 0,9800 0

10000

20000

30000

40000

50000

60000

70000

80000

Presión (Pa) Gráfica 7. Z vs P N-propanol

Z vs P Agua 0,998 0,997

y = -9E-08x + 0,999 R² = 0,9977

    )     l    a 0,996    n    o    i    s    n    e 0,995    m    i     d    a 0,994     (    Z

0,993 0,992 0

10000

20000

30000

40000

50000

Presión (Pa) Gráfica 8. Z vs P Agua

60000

70000

80000

Calor latente vap. N-Propanol 48100 48000     ) 47900     l    o    m47800     /    J     (  .    p 47700    a    v    r 47600    o     l    a    C 47500

47400 47300 335

340

345

350

355

360

365

Temperatura (°K) Gráfica 9. Calor latente vaporización N-Propanol

Calor latente vap. Agua 44350 44300     )     l    o    m44250     /    J     (  .    p 44200    a    v    r    o 44150     l    a    C

44100 44050 330

335

340

345

350

355

360

365

370

Temperatura (°K) Gráfica 10. Calor latente vaporización Agua

Compuesto

Pendiente

∆Hvap experimen.

∆Hvap reportado

Error

 N-Propanol

-5815,8

47,6802 KJ/mol

41,5076 KJ/mol

14,8711 %

Agua

-5342,4

44,1707 KJ/mol

41,1803KJ/mol

7,2617%

Tabla 6. Segundo método ecuación Clapeyron.

Comportamiento P vs T N-Propanol 550 500     ) 450    g    H    m400    m     ( 350    p    a    v 300    P

Experimental Antoine Wagner

250 200 150 63

68

73

78

83

88

Temperatura (°C) Gráfica 11. P vs T N-Propanol

Comportamiento P vs T Agua 550 500     ) 450    g    H    m400    m     ( 350    p    a    v 300    P

Experimental Antoine Wagner

250 200 150 63

68

73

78

83

Temperatura (°C) Gráfica 12. P vs T Agua

88

Error vs P N-Propanol 14,0000 12,0000 10,0000     )    % 8,0000     (    r    o    r    r 6,0000    E

Errores vs P Antoine Errores vs P Wagner

4,0000 2,0000 0,0000 0

100

200

300

400

500

600

Presión (mmHg) Gráfica 13. Error vs P N-Propanol

Error vs P Agua 6 5 4

    )    %     (    r 3    o    r    r    E

Errores vs P Antoine

2

Errores vs P Wagner

1 0 0

100

200

300

400

500

600

Presión (mmHg) Gráfica 14. Error vs P. Agua

Compuesto

∆T

T corregida

T reportada

Error

 N-Propanol

7,2590 °C

97,0590 °C

97,0000 °C

0,0608%

Agua

7,3030 °C

99,3030 °C

100,0000 °C

0,6970%

Tabla 7. Correcciones punto de ebu llición.

Análisis de resultados: Al observar las gráficas 1, 2, 3 y 4 se pueden resaltar varios aspectos. En primer lugar, es de mencionar que los  primeros ensayos con N-Propanol presentaron mayores errores que el resto de datos experimentales; esto debido a que en estos ensayos la cantidad de energía que se le suministraba al sistema era mayor que la requerida (estaba por encima de los 6V), lo cual generó dichos erro res (de más de 10%). En segundo lugar, cabe mencionar que los primeros ensayos (para agua, así como para N-Propanol), fueron los que arrojaron mayor error, esto debido a que el proceso de estabilización ocurría en un tiempo mucho más lento que con los otros ensayos, debido a que se debía esperar el calentamiento de la muestra desde temperatura ambiente. Por último, es de notar, que para el agua la estabilización no seguía una tendencia especial, ya que estos ensayos presentaron tiempos de estabilización indiferentes de la presión aplicada (gráfica 2), mientras que para el n-Propanol la tendencia que se presentó es que, a menor presión manométrica, el tiempo de estabilización era más corto. Al realizar las gráficas de ln(Pvap) vs 1/T para los datos experimentales, se pudo evidenciar que ambas sustancias siguieron un comportamiento lineal, debido a que los R 2 que presentaron eran muy cercanos a 1 (0,9985 para NPropanol y 0,9979 para agua), por lo cual se debe decir que el método gráfico para hallar el calor latente de vaporización. También se puede mencionar que la pendiente obtenida, y por ende la precisión del método es ligeramente mejor con N-Propanol, a pesar de que la diferencia sea muy poca. En ambos casos se cumplió lo esperado  por la teoría, puesto que se esperaba un comportamiento con una pendiente negativa, lo que en ambos casos se observó. Al observar los resultados obtenidos en la tabla 6, correspondientes al primer método de Clapeyron (realizando varias suposiciones) es de observar que para el Agua el valor obtenido fue considerablemente mejor (la mitad de error) en comparación con el N-Propanol. Esto se p uede justificar en base a que para el N-Propanol existían dos datos con un error superior a los otros (como se observa en la gráf ica 13), lo cual pudo cambiar la pendiente obtenida, y por ende, cambiar el valor de entalpía de vaporización obtenido. Si se le compara con el segundo método, se observa que en efecto las suposiciones le quitan precisión al método, pues los errores se reducen del 16% aproximadamente a 14% aproximadamente para N-Propanol y de 7,8% a 7,2% para Agua, lo que da a entender que a pesar de que exista un error experimental para ambos métodos, al no realizar todas las suposiciones las diferencias entre el valor teórico y el valor experimental tenderán a disminuir. Esto también, debido a que el segundo método realiza una distinción  punto a punto del denominador de la ecuación 16, el cual considera el factor de compresibilidad, que como se observa en las gráficas 7 y 8 tiende a disminuir al aumentar la presión, mientras que en el otro método analizado el valor  presente en dicho denominador sólo era la constante universal de los gases. Al observar las gráficas 13 y 14, que corresponden al error para cada método en función de la presión, es de resaltar que en algunos valores el método de Wagner tuviera más precisión que el método de Antoine, y en otros el comportamiento fuera al revés. Esto se debe a que según Rodríguez (2014), el método de Wagner es mucho más  preciso cuando la Tr es menor a 0,5, y en algunos puntos de este experimento el valor era mayor a 0,5, lo cual explica  porque la ecuación de Antoine es más precisa en dichos casos. Ese es el caso del agua, por ejemplo, en el que en la mayoría de puntos el método de Antoine resulta más preciso que el método de Wagner. Es de mencionar, sin embargo, que se presenta un error debido a una mala medición, el cual se presentará en cualquier método que se use. Observando las gráficas 11 y 12, se observa que, para ambos métodos, los valores experimentales parecen estar por debajo de los valores teóricos, lo que puede dejar ver que faltó un poco en el tiempo de estabilización en algunas mediciones, lo que pudo alterar de manera general el procedimiento. Por último, se contrastó el valor que se obtenía en el punto de ebullición cuando no existía vacío en el sistema. Se obtuvo, en primer lugar, para el N-Propanol un erro r 0,06% y para el agua, en segundo lugar, un error de 0,6% luego de aplicar la corrección de Sidney-Young. Se puede observar, que efectivamente en ambos casos la teoría está acorde con las mediciones experimentales, pues el error que se presentó es mínimo. Así que el equipo trabajado en esta  práctica, resulta además útil si se desea hallar el punto de ebullición de un compuesto (conocido y desconocido), pues los errores que arroja son muy pocos.

Conclusiones: 







Al realizar el cálculo de la entalpía de vaporización, se obtuvo que para ambas sustancias los errores se disminuyen considerablemente (16% a 14% para N-Propanol, y 7,9% a 7,2% para Agua) si no se realizan todas las suposiciones que implica la ecuación de Clapeyron, así que el método que no supone idealidades resulta más preciso para esta medición. Se encontró que algunos puntos de la medición para N-Propanol presentan un error experimental grande debido a que se les aplicó mucha energía, lo cual afectó de manera considerable el desarrollo de todos los cálculos explicados en este informe, si se le compara con los errores que se presentaron en los cálculos realizados con Agua. Al comparar la presión de vapor con dos modelos teóricos, los resultados mostraron que en algunos puntos era mejor usar la ecuación de Antoine, y en algunos otros casos resultaba mejor aplicar la ecuación de Wagner; esto debido a que el método de Wagner depende de la temperatura reducida en cada punto, y en algunos casos Tr >0,5, por lo cual el método no era totalmente preciso. Se encontró, que las mediciones del punto de ebullición a las condiciones atmosféricas satisfacen los esperados, ya que en ambas sustancias se presentaron errores de menos del 1%, lo cual representa que los datos experimentales refuerzan la teoría, esto debido también a la tecnología del equipo.

Referencias: 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

Atkins, P., Physical Chemistry. 5Th ed. C8-C14. Freeman, New York. 1994. Castellan, G., Fisicoquímica. 2nd ed. 140-141. Addison Wesley. N.Y. 1971. Daniels, F. et.al,  Experimental Physical Chemistry. 7Th ed. 18-21. McGraw Hill, New York. 1971 García I., “Introducción al Equilibrio Termodinámico y de Fases ”, Publicaciones Facultad de Ingeniería, U.N., Bogotá (1995). Openshaw, H. and P e rez A. Ossorio, R. (1963).  Manual de laboratorio, de an a lisis orga nico cualitativo. ́ ́ ́ Madrid: Alhambra. Poling, B., Prausnitz, J. and O'Connell, J. (2001). The properties of gases and liquids. New York: McGrawHill. Shoemakeer D.P., “Experimentos de Fisicoquímica ”, Editorial Uthea, México (1968). Smith, J. M. & Van Ness, M.M . Introducción A La Termodinámica En Ingeniería Química. Abbott 2007.