UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DEL ESTADO DE MÉXICO

FACULTAD DE QUÍMICA

INGENIERÍA QUÍMICA

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA

“MANUAL DE PRÁCTICAS”

DR. JULIAN CRUZ OLIVARESjcruzo@uaemex.mx

AGOSTO 2013

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CONTENIDO

Unidad de competencia del laboratorio de fisicoquímica 2Metodología de trabajo 2Reglamento del laboratorio y medidas de seguridad 3Organización de los experimentos 4

Práctica No. 1 Constante de equilibrio de la disociación de un ácido, energía libre (Go), entalpía (Ho) y entropía de disociación (So)

5

Práctica No. 2Datos de equilibrio: Solubilidad, coeficiente de reparto y de actividad

13

Práctica No. 3Entalpía de Vaporización

19

Práctica No. 4Capacidad calorífica y calor específico a presión constante

22

Práctica No. 5Volumen molar parcial

25

Práctica No. 6Datos de equilibrio Líquido-Vapor: Puntos de burbuja y Fracción Vaporizada

Práctica No. 7Ciclo de refrigeración

30

Práctica No. 8Prácticas proyecto

Reproducción de un artículo científicoProyectos propuestos Calidad de vapor Coeficiente de Joule – Thomson Secador solar para deshidratar frutas y semillas Destilador solar para obtener agua dulce a partir de agua de mar (salada)

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1

1. Unidad de competencia del laboratorio de fisicoquímica

La Unidad de Aprendizaje (UA) de Laboratorio de Fisicoquímica pertenece al núcleo de formación sustantivo, y pretende que el estudiante reconozca la importancia de las actividades experimentales, que desarrollen la creatividad, la capacidad de análisis e interpretación de datos y resultados y la elaboración de reportes técnicos, dando lugar a la construcción de nuevos conocimientos facilitando el aprendizaje significativo mediante el involucramiento en el trabajo que caracteriza a las ciencias experimentales. Su importancia es fundamental en las unidades de aprendizaje de las ciencias de la ingeniería; y por consiguiente en la formación del Ingeniero Químico.

La contribución de esta UA se centra en la adquisición de competencias de naturaleza sustantiva, aplicando conocimientos adquiridos en otras unidades de aprendizaje, lo que incidirá en su capacidad de solución de problemas tales como: escasa investigación para el desarrollo de nuevos materiales y productos químicos, optimización de procesos y equipos existentes, poco aprovechamiento de recursos materiales y energéticos, y cuya solución está basada en experiencias de laboratorio.

La UA consta de una unidad de competencia: Desarrollo y ejecución de procedimientos experimentales del ámbito de la Termodinámica Aplicada y de los Equilibrios Termodinámicos.

Durante el desarrollo de la unidad de competencia aplicará los conocimientos adquiridos en las unidades de aprendizaje “Termodinámica Aplicada” y “Equilibrios Termodinámicos”, desarrollará habilidades inherentes a la medición de los fenómenos fisicoquímicos a través de la ejecución y diseño de procedimientos y estrategias experimentales para conseguir resultados satisfactorios en las prácticas propuestas y en la práctica proyecto, adquiriendo destrezas en el manejo de equipos, instrumentos de laboratorio y substancias en forma eficiente y siguiendo las normas ecológicas y de seguridad, confrontará los resultados reales de los fenómenos analizados con aquellos proporcionados por los modelos teóricos que rigen en el campo de la fisicoquímica relacionando conceptos teóricos y empíricos en términos de operaciones fisicoquímicas, desarrollará la capacidad de comunicar en forma clara y ordenada resultados experimentales en un reporte técnico de carácter profesional fortaleciendo actitudes y valores, a través del trabajo en equipo. La estrategia didáctica que se aplicará durante el curso será básicamente aprender haciendo. Para la evaluación de esta UA se considera el trabajo de laboratorio, el reporte de cada una de las prácticas incluyendo la práctica proyecto y un examen individual final. (ver detalles en el Programa de la Unidad de Aprendizaje).

2. Metodología de Trabajo

Las prácticas del laboratorio de fisicoquímica se llevarán a cabo durante el semestre, solo por alumnos que estén cursando dicha unidad de aprendizaje. Las prácticas estarán programadas cada quince días, salvo suspensión de clases o modificación en el orden. El grupo se dividirá en equipos formados por alumnos de acuerdo a su propia conveniencia.

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Es responsabilidad del equipo asegurarse de contar con todo el material necesario para el desarrollo de la práctica correspondiente, así como del equipo de seguridad personal.

Cada práctica estará formada por tres etapas importantes que cada equipo deberá realizar:a) Cada equipo solicitará al profesor una entrevista previa a cada práctica, donde

expondrán la metodología de la experimentación tomando en cuenta todas las recomendaciones pertinentes y de esta manera; evitar incidentes cuando se desarrolle la experimentación en el laboratorio. Al salir de esta entrevista cada integrante conocerá perfectamente los objetivos de práctica; así como la estrategia para conseguirlos de una manera eficiente.

b) La parte experimental se realizará en equipo, en forma organizada y en el horario acordado. Todos los datos experimentales deben anotarse con pluma y en un cuaderno sin espiral que servirá de bitácora, en cada práctica el profesor firmará los resultados experimentales, de los cuales se anexará una copia en el reporte. Al término de la práctica los alumnos dejarán su lugar de trabajo perfectamente limpio, entregando el material correspondiente al laboratorista.

A los quince días de haber realizado la experimentación en el laboratorio, se deberá entregar un reporte escrito, que constará de los apartados descritos en la GUÍA PARA ESTRUCTURAR LOS REPORTES DE LAS PRÁCTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA.c) La práctica proyecto se llevará a cabo también en equipo y su desarrollo será durante

todo el semestre, especialmente en las fechas donde no se tenga programada alguna otra práctica. La práctica proyecto puede ser planeada en dos versiones.1) Práctica proyecto de carácter abierto, donde los integrantes del equipo la proponen

y junto con el profesor se fijan los alcances y viabilidad. Este tipo de práctica está enfocada primordialmente a fomentar la creatividad de los futuros profesionistas.

2) Práctica proyecto propuesta por el instructor. Dentro del manual están escritas dos prácticas con objetivos y metodología predeterminados. Estas prácticas están disponibles para su elección.

De cualquier forma el avance de la práctica proyecto será monitoreado con frecuencia quincenal para garantizar su ejecución en tiempo, contenido y forma.

d) En cada práctica, los residuos deben tratarse mediante procedimientos simples como dilución, neutralización, destilación, etc., para ser desechados y solamente aquellos que lo requieran deben ser almacenados en el recipiente adecuado.

3. Reglamento del laboratorio y medidas de seguridad

3.1 Se pasará lista 15 minutos después de la hora de entrada al recoger el reporte de la práctica anterior3.2 El alumno que por enfermedad o motivo de Fuerza Mayor no pueda asistir a una práctica, deberá presentar el correspondiente justificante para que se le asigne una fecha de reposición de práctica y reportará solo 3.3 Se requiere haber realizado por lo menos el 80% de las prácticas para acreditar el laboratorio 3.4 Está prohibido fumar, comer o beber dentro del laboratorio3.5 Será obligatorio usar bata y lentes de seguridad mientras se esté dentro del laboratorio

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3.6 Por razones de seguridad, se evitará al máximo el uso de fuego directo como medio de calentamiento3.7 El alumno se compromete a hacer uso adecuado y responsable de las instalaciones, de los equipos y de los reactivos químicos3.8 En el caso que se generen residuos, estos deberán colocarse en recipientes adecuados y perfectamente etiquetados para facilitar su posterior tratamiento o disposición final3.9 Para las situaciones de emergencia, el laboratorio cuenta con un extintor y a escasos ocho metros de distancia están instalados dos lavaojos y una regadera.

4. Organización de los experimentosEl trabajo experimental se organiza en seis prácticas programadas y una práctica proyecto

de elección.

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PRÁCTICA No. 1 Constante de equilibrio de la disociación de un ácido, energía libre (Go), entalpía (Ho) y entropía de disociación (So)

I.- Introducción

Mediante la realización de esta actividad práctica se pretende que el estudiante aplique conocimientos y desarrolle habilidades relacionadas con el equilibrio químico al determinar experimentalmente algunas propiedades termodinámicas de equilibrio, como son la constante de equilibrio de disociación, la energía libre de disociación, la entalpía de disociación y la entropía de disociación, de un ácido, además de analizar el efecto que tiene sobre las propiedades termodinámicas del ácido, la sustitución de los hidrógenos del metilo por cloros.

II.- Marco teórico

La reacción de disociación del ácido en solución acuosa es la siguiente:

Siendo la constante de equilibrio:

Quedando incorporada en la K el H2O, puesto que está en exceso y esencialmente se mantiene constante.

El equilibrio implica una competencia entre el agua y el ión acetato por el protón del ácido acético. Si estudiáramos varios ácidos, como el acético, cloroacético, dicloroacético y tricloroacético, las diferentes estructuras que presentan se deben a la sustitución de un hidrógeno del grupo metilo, y puesto que el cloro es más electronegativo que el hidrógeno, esto afecta el arreglo electrónico del ácido y por lo tanto la extensión de la disociación de los diferentes ácidos.

Para calcular la constante de equilibrio K se utiliza el método de neutralización media o media titulación. En este caso el:

1.1

Conociendo el pH se podrá determinar el valor de K, puesto que K es igual a:

1.2

Analizando las concentraciones iniciales y en el equilibrio, suponiendo:

5

Concentración inicial (M) Concentración en el equilibrio (M)

H+ = 0

OAc- = 0

HOAc 1 = M

H+ = Y

OAc = Y

HOAc = 1 – Y

Donde:

Y = número de moles de H+/ L

Y:

Resolviendo para Y = (H+), y suponiendo que Y <<M:

Y 2 = K 1.3

El porcentaje de disociación entonces, estará dado por:

1.4

Esta suposición es sólo válida para el ácido acético y no así para el ácido di y tricloroacético. Para determinar la concentración de iones hidrógeno en estos casos, se debe resolver la ecuación cuadrática.

La fracción de ácido no disociado, X, puede encontrarse a partir de la siguiente relación:

1.5

Siendo:V = Volumen de solución de ácido acético.M = Molaridad de la solución de ácido acético.

La técnica de neutralización media consiste en que el ácido acético se neutraliza con hidróxido de sodio y posteriormente se agrega una cantidad de ácido acético para que la concentración de éste y el ion acetato sean iguales. Entonces:

1.6

Y por definición:

6

pK = pH 1.7

La relación entre el pK y la energía libre estándar Gº es la siguiente:

1.8Si consideramos una T = 298 K

Gº disociación = 1.36 103 (pH) cal/mol 1.9

Para un ácido que se encuentra perfectamente disociado en solución acuosa, el cambio de entalpía para la reacción del ion hidrógeno con una base será la entalpía de neutralización:

En tal caso la entalpía estándar de neutralización Hºneut, puede considerarse igual a -13.6 Kcal mol-1, valor ya determinado. Sin embargo, para un ácido parcialmente disociado, la entalpía para la reacción con una base puede considerarse que implica dos pasos:

Primer paso: la disociación inicial del ácido al momento de efectuarse la mezcla sería un paso endotérmico que requeriría energía.

Segundo paso: la neutralización de los iones hidrógeno de la disociación por iones hidroxilos, sería un paso exotérmico.

La entalpía de neutralización Hº’neut de un ácido débil, como es el ácido acético estaría dada en la siguiente reacción:

El primer paso sería:

Y el segundo paso:

La relación entre las entalpías sería:

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1.10

Por lo tanto, la energía de neutralización sería menor para un ácido parcialmente disociado que para un ácido totalmente disociado.

Si a partir del cálculo de la constante de equilibrio podemos determinar la fracción de ácido no disociado X, utilizando la ecuación (6.5), entonces, la entalpía estándar de disociación de cada ácido se puede calcular a partir de la siguiente ecuación sobre la base del número real de moléculas de ácido que se disociaron después de la mezcla o reacción:

1.11

Para determinar experimentalmente estos valores de entalpía se utiliza la termoquímica, que se encarga de estudiar el calor absorbido o desprendido durante una reacción química y que es medido utilizando un calorímetro; por lo tanto, se dice que será por calorimetría. Normalmente se mide el cambio de temperatura al efectuarse la reacción dentro del calorímetro. Utilizando este dato y las capacidades caloríficas del termo (o constante calorimétrica) y de la solución reaccionante, una vez que se conozcan las cantidades estequiométricas exactas que intervinieron en la reacción, se calcula el calor o entalpía de neutralización. La entalpía de disociación quedará determinada entonces, por la ecuación (6.10).

Por último, la entalpía estándar de disociación se podrá determinar a partir de la entalpía y la energía libre estándar de disociación, utilizando la siguiente ecuación:

. 1.12III.- Bibliografía

1. Neidig, H. A. (1991) Thermodynamics of the Dissociation of Acetic Acid and Chloroacetic Acids Modular Laboratory Program in Chemistry THER-0 24. Editorial Willard Grant Press, Boston, Mass. pp. 245- 256.

2. Daniels, R. y Alberty, R. (1995) Physical chemistry. Editorial John Wiley & Sons, 4ª edición. N. Y. Cap. 1 y 7.

3. Kotz J. y Treichel P.M. (2003) Química y reactividad química Editorial Thomson, 5ª edición, pp. 690.

4. Balzhiser, Samuels. & Eliassen. (1980) Termodinámica Química para Ingenieros. Prentice Hall, México, D.F. pp. 452-255, 431-434.

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IV.- Material y reactivos

Material: Reactivos:1 termómetro Ácido acético 1 M,1 bureta de 50 mL Ácido cloroacético1 termómetro de 0 a 150º C NaOH 1 M1 cronómetro HCl 1 M1 soporte Fenolftaleína2 erlenmeyer de 50 mL Solución de ácido problema1 pipeta volumétrica de 10 mL1 medidor de pH1 vaso de precipitado de 150 mLPinzas para bureta2 probetas de 100 mL 2 vasos de precipitado de 50 mL

V.- Procedimiento

1) Determinación de datos para la entalpía de disociación.

A. La Constante Calorimétrica. La constante Calorimétrica, CC se determinará mediante una reacción de neutralización de HCl con NaOH, valoradas ambas, y conociendo exactamente los volúmenes de cada reactivo.

Poner dentro del calorímetro 50 mL de una solución de Ácido Clorhídrico 1 M, a temperatura ambiente, y en un vaso de precipitado de 150 mL, otros 50 mL de una solución de sosa 1 M, también a temperatura ambiente.

Tomar la temperatura cuidadosamente de los líquidos en ambos recipientes y tratar de obtener lecturas lo más exactas posibles (de 0.01º C). Ajustar la temperatura de la solución de sosa, ya sea calentando o enfriando, para que sea igual a la solución de ácido. Anotar la temperatura de las 2 soluciones.

Mientras se agita la solución de HCl en el calorímetro, rápidamente vaciar la solución de sosa. Empezar a anotar el tiempo al momento de mezclar y continuar la medición de temperatura, anotando los datos de tiempo – temperatura durante 15 minutos a intervalos de 1 minuto.

Hacer una segunda determinación. Calcular la constante del calorímetro de acuerdo a lo descrito en la sección de cálculos.

B. Entalpía de Disociación. En esta parte se estudiará calorimétricamente la reacción de neutralización entre la sosa y el ácido acético, y la sosa y el ácido cloroacético. Las concentraciones que se utilizarán serán 1 M de NaOH y de 1 M para el ácido acético, y el ácido cloroacético.

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Colocar 100 mL del ácido acético en el calorímetro utilizado en la parte 1, y en un vaso de precipitado colocar 100 mL de la solución de sosa correspondiente. Tomar la temperatura de ambas soluciones, y ajustar, si es necesario, la temperatura de la solución de sosa para que se iguale a la del ácido.

Mientras que la solución de ácido es agitada, vaciar rápidamente la solución de sosa. Empezar a anotar el tiempo en el momento de mezclar y continuar midiendo y anotando los datos de temperatura contra tiempo, durante 15 minutos, a intervalos de 1 minuto.

Hacer una segunda determinación esta vez con el ácido cloroacético 1 M.

NOTA: El calorímetro deberá estar perfectamente seco y limpio antes de usarse.

Calcular la entalpía de neutralización de los ácidos asignados y calcular la entalpía de disociación conforme se describe en la sección de cálculos.

2) Determinación de la constante de equilibrio y energía libre de disociación.

Colocar 10 mL de la solución de ácido acético en un matraz erlenmeyer de 50 mL limpio y seco. Añadir tres gotas de solución de fenolftaleína. Titular la solución con una solución de hidróxido de sodio valorada. Anotar el volumen de sosa utilizado.

Añadir 10 mL de la solución ácido acético a la mezcla de reacción. (Mezcla titulada anteriormente). Agitar ésta perfectamente y medir el pH de la mezcla con un potenciómetro. Anotar el valor del pH.

Repetir el mismo procedimiento pero utilizando el ácido cloroacético. De estos datos calcular la K y la energía libre de disociación para cada ácido.

VI.- Cálculos y resultados

1) Determinación de la constante calorimétrica.

El siguiente cálculo deberá hacerse para cada determinación calorimétrica:

Hacer una gráfica de datos de temperatura vs tiempo y determinar de ésta la T.

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1.2 Suponiendo que la solución final de la reacción contiene solamente cloruro de sodio y agua, y que la entalpía de la dilución y de mezclado son despreciables, calcular el calor desprendido o transferido por la reacción del ácido con la sosa, en solución acuosa, considerando la capacidad calorífica de la mezcla de reacción como 0.960 cal/g y la densidad de la misma de 1.02 g/mL

1.3 Calcular la entalpía de la reacción de neutralización por mol de agua formada a partir de la reacción anterior.

1.4 Calcular la constante del calorímetro utilizando la entalpía de reacción experimental (obtenida en el punto 1.3) y la reportada en la literatura para la reacción del ácido y la sosa.

2) Cálculo de la constante de equilibrio y % de disociación.

2.1 A partir del método de media neutralización (parte B experimental), determinar la constante de equilibrio de disociación del ácido, para cada ácido estudiado. Comparar dicho valor con el reportado en la literatura. Obtener el % de error.

2.2 Determinar el valor de “Y”, o sea, las concentraciones de iones hidrógeno para la mezcla de reacción en cuestión.

2.3 Calcular el por ciento de disociación del ácido y la fracción del ácido no disociado, valor que será utilizado en la parte III de estos cálculos.

3) Cálculo en la entalpía de disociación.3.1 A partir de los datos de temperatura y tiempo, trazar una gráfica y determinar de

ésta el cambio de temperatura T.3.2 Suponiendo que la solución final solamente contiene la sal de sodio del ácido

considerado, y que la entalpía de dilución de mezclado son despreciables, calcular el calor transferido Q1 por la reacción del ácido con la sosa. Las densidades y las capacidades caloríficas de las mezclas de reacción posibles se dan en la siguiente tabla:

SOLUCIÓN CONCENTRACIÓN(M)

CAPACIDAD CALORÍFICA

(cal/g ºC)

DENSIDAD(g/ml)

Acetato de sodio 0.50 0.967 1.02Cloroacetato de sodio 0.50 0.983 1.03

Dicloroacetato de sodio 0.25 1.037 1.02Tricloroacetato de sodio 0.50 0.981 1.05

3.3 Calcular la cantidad de calor asociado con la absorción por parte del calorímetro.

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3.4 Calcular el calor total transferido al efectuarse la reacción:

1.13

3.5 Calcular la entalpía de neutralización para la formación de un mol de agua de la reacción de neutralización. El valor de Q3 será negativo puesto que la reacción es exotérmica. Tomar en cuenta el reactivo limitante y su efecto sobre el número de moles de producto.

3.6 Si suponemos que la entalpía de neutralización ΔHºneut es aproximadamente la misma que la entalpía estándar de neutralización ΔHº’neut.

Calcular la entalpía estándar de disociación:

1.14

Y determinar la entalpía estándar de disociación real, utilizando la fracción de ácido no disociado X.

1.15

1) Cálculo de la Energía Libre Estándar de Disociación1.1 Calcular la energía libre estándar de disociación para todos los ácidos estudiados.1.2 Calcular la entropía estándar de disociación para el caso estudiado utilizando la

ecuación (1.12), (ácido acético y similar).1.3 Analizando los resultados obtenidos, ¿a qué conclusiones puede llegar respecto a

la reacción de disociación del ácido, respecto de su espontaneidad, etc.?

Si consideramos que tenemos una serie de ácidos como el cloroacético y el tricloroacético, ¿qué podríamos concluir sobre su comportamiento y los valores que pudieran tener tanto de K, Gº, ΔHº y Sº en comparación con los del ácido acético? Explicar sus conclusiones.

2) Conclusiones generales y bibliografía consultada.

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PRÁCTICA No. 2 Datos de equilibrio: Solubilidad, coeficiente de reparto y de actividad.

I.- Introducción

Mediante la realización de esta actividad práctica se pretende que el estudiante aplique conocimientos y desarrolle habilidades relacionadas con el cálculo de condiciones de equilibrio líquido – líquido al determinar experimentalmente la solubilidad, el coeficiente de reparto y el coeficiente de actividad de una mezcla líquida ternaria.

II. Marco teórico

Cuando se tiene una mezcla de tres componentes en la que dos son líquidos y el tercero puede ser líquido o sólido, se puede presentar miscibilidad total o no, dependiendo de las características del sistema. Para este tipo de sistemas el método más común de representar gráficamente la relación de composiciones, cuando la temperatura y la presión se mantienen constantes, es mediante el uso de un triángulo rectángulo o equilátero, donde cada vértice representa al componente puro.

Cuando se presentan sistemas de miscibilidad total, se formará una sola fase líquida homogénea, o bien; puede presentarse una miscibilidad parcial. Cuando esto último sucede, habrá varios casos dependiendo de si los componentes forman, uno, dos o tres pares de líquidos parcialmente miscibles. Cuando dos de los componentes son parcialmente miscibles el añadir un tercer componente puede causar un incremento o una disminución de la solubilidad mutua de estos.

En esta práctica se analizara un sistema ternario de líquidos donde se presenta un par parcialmente miscible, cloroformo – agua, y por lo tanto formará dos capas esencialmente puras. Las cantidades relativas de las dos capas dependerán de la cantidad de cloroformo y agua que se añadan a la mezcla. Si se adiciona a esta mezcla una pequeña proporción de ácido acético, éste se distribuirá entre las dos capas, y ocasionará que una parte de agua se disuelva en el cloroformo y un poco de cloroformo se disuelva en el agua. Las composiciones de las dos capas resultantes se pueden conocer por procedimientos analíticos sencillos y pueden ser los puntos “a” y “b” en el diagrama de solubilidad (figura 2.1).

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A

B Ca

b

Fig.2.1 Diagrama de solubilidad de un sistema ternario con un par parcialmente miscible

Pc

A la línea que conecta estos dos puntos se le llama línea de unión, de conjunción o de reparto y une las dos soluciones ternarias conjugadas que están en equilibrio.

Es importante notar que cualquier mezcla que forme dos fases y que se localice sobre la línea de unión “ab” siempre generará las mismas fases, de composición “a” y “b”, es decir; que las líneas de unión definen el equilibrio para las mezclas que se localizan sobre ellas.

Ahora, si se añade más ácido acético, las dos fases cambian de composición y se formará otra línea de unión. Si seguimos añadiendo más ácido acético, las composiciones de las dos fases se aproximan entre sí. Sin embargo, la característica más importante del proceso es que la cantidad de una fase se vuelva cada vez más grande y la otra cada vez más pequeña. Eventualmente queda una sola fase líquida, la cual persiste en cuanto continuemos agregando más ácido y el sistema en este rango de concentraciones es totalmente homogéneo.

La adición de ácido acético a varias mezclas inmiscibles de cloroformo y agua a una concentración dada produce sistemas de una fase líquida y ésta composición cae a lo largo de la curva de solubilidad o binodal que representa el límite entre la homogeneidad y heterogeneidad del sistema.

Las mezclas cuya composición se encuentra dentro del área bajo la curva estarán en dos fases y cualquier mezcla que este fuera de la curva estará formada por una sola fase. Las cantidades relativas de las dos fases dependerán de la composición total, y estarán regidas por la regla de la palanca. Si la mezcla total es rica en agua, la composición total estará sobre un punto cercano a la composición “b” y sobre la línea de unión. En este caso la cantidad de la fase de composición “b” será más grande que la fase de composición “a”. Por otra parte, si la mezcla total es rica en cloroformo, la composición total estará cerca de la composición de “a”, sobre la línea de unión y la fase de composición “a” predominará.

Las líneas de unión no son paralelas en la base del triángulo ni entre sí mismas. Como el porcentaje de ácido aumenta conforme subimos por la curva de solubilidad, las dos fases se aproximan una a la otra en composición y las líneas de unión se van haciendo cada vez más pequeñas. El punto en el cual las composiciones de las dos fases se igualan, se llama punto crítico de solubilidad (Pc) o punto de pliegue (plait point).

La curva de solubilidad de dos líquidos parcialmente miscibles entre sí y un tercero completamente miscible en los otros dos, se determina preparando mezclas de composición conocida de los líquidos parcialmente miscibles y agregando poco a poco, el líquido que es completamente miscible en los otros dos. Se registra el volumen del líquido con el cual las dos fases se desaparecen formando una solución homogénea y se tiene en ese momento la composición de la mezcla total que se encuentra sobre la curva de solubilidad.

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III. Bibliografía:

1. Treybal, R.E, (1980) Extracción en fase líquida. Editorial Uteha, México, D.F. Cap.2.

2. Perry & Chilton (2007) Chemical Engineers Handbook. Editorial Mc Graw – Hill.3. Ocon G. T. y Tojo B. G. (1978) Problemas de Ingeniería Química. Operaciones

básicas, Reverté, Madrid. Cap. 5 y 64. Smith, Van Ness & Abbott (2005) Introducción a la termodinámica en ingeniería

química. Editorial Mc Graw-Hill, 7ª edición, México, D.F. pp. 363-373.

IV. Material y reactivos

Material: Reactivos:3 Anillos Ácido acético glacial2 Buretas de 50 mL Cloroformo 3 Embudos de separación de 125 mL Agua destilada8 Matraces erlenmeyer de 125 mL con tapón Fenolftaleína2 Matraces erlenmeyer de 250 mL con tapón Solución de NaOH 2M1 pinza doble para bureta2 Pipetas volumétricas de 5 mL1 Probeta de 50 mL3 Soportes universales1 Balanza analítica1 Pipeta volumétrica de 1 mL1 Pipeta volumétrica de 2 mL1 Pipeta volumétrica de 10 mL1 Pipeta volumétrica de 20 mL

V. Procedimiento

1) Curva de Solubilidad:

En un matraz erlenmeyer de 250 mL con tapón de hule, se prepara una mezcla de10 mL de cloroformo y 1 mL de agua (formándose dos fases o presencia de turbidez), se agrega ácido acético glacial hasta obtener una solución clara (agitar vigorosamente el matraz después de cada adición del ácido ya que se depositan gotas de cloroformo en el fondo del matraz antes de alcanzar completa miscibilidad, estas desaparecen en el punto final). A la mezcla ternaria resultante agregar 1 mL más de agua y volver a agregar más ácido acético hasta obtener la solución clara. Continuar añadiendo agua y agregando ácido acético de la misma manera, pero utilizando las siguientes cantidades de agua: 1, 2, 5, 10, 20 y 30 mL.

En otro matraz erlenmeyer de 250 mL se efectúan adiciones similares a las anteriores pero con mezclas de 2 mL de cloroformo y 5 mL de agua, y después se titula hasta obtener una solución clara al añadir ácido acético. Se agregan 4 porciones sucesivas

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de 5 mL de agua y en cada caso, se adiciona ácido acético hasta que la turbidez de la mezcla desaparezca. Anotar en cada caso el volumen de ácido acético y cloroformo utilizado.

2) Líneas de Unión:

Preparar 50 mL de volumen total de las siguientes mezclas cuya composición esta en porcentaje en volumen.

Mezcla Cloroformo ( ) Agua( ) Ác. acético ( )

1 45 45 102 45 35 203 45 25 304 45 15 40

Cada mezcla se prepara en un matraz erlenmeyer de 125 mL con su tapón, se agita vigorosamente y utilizando un embudo de separación se separan las dos fases, siendo las más densa, la rica en cloroformo. Se pesa cada una de las fases y se mide su volumen con una probeta. El ácido acético se cuantifica por titulación de cada fase. En la valoración utilizar toda la fase orgánica una alícuota de 5 mL para la fase acuosa, y titular con una solución de NaOH 2 M y fenolftaleína como indicador. Anotar la temperatura ambiente.

NOTA: Se recomienda tarar los matraces erlenmeyer vacíos y etiquetados, de manera que al tener separadas las fases se pueden pesar y medir convenientemente.

3) Coeficiente de actividad:

Una vez determinada la composición de la fase orgánica y acuosa y en base a los datos de solubilidad del sistema a la temperatura fijada se obtienen las constantes de Van Laar para el sistema ternario en cuestión, teniendo en cuenta que dos de los tres componentes, el agua y el cloroformo, forman una solución ideal, por tanto, sus constantes son iguales a cero. Realice los cálculos respectivos para el cálculo del coeficiente de actividad en este sistema líquido-líquido.

1) Coeficiente de reparto:

Con base en el valor obtenido del coeficiente de actividad, calcule el coeficiente de reparto, que se define como el coeficiente de actividad del componente i en la fase II entre el coeficiente de actividad del componente i en la fase 1.

VI. Cálculos y resultados

1) Reporte todos los resultados experimentales. Determine el % en peso de cada componente en cada mezcla, utilizando la densidad de cada uno de los compuestos a la temperatura de trabajo. Hacer los cálculos necesarios para trazar las líneas de unión

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2) Grafique los porcentajes utilizando un triángulo equilátero y una los puntos mediante una línea continua para obtener la curva de solubilidad. Localice los puntos de las mezclas en equilibrio y trace las líneas de unión.

3) Aplique la regla de las fases en indique en el diagrama de fases los puntos que representan sistemas con cero, uno y dos grados de libertad suponiendo la temperatura y la presión constantes. Explicar claramente las propiedades que pueden variarse en cada caso.

4) Determine el punto crítico de solubilidad por algún método propuesto en la bibliografía y especifique cual utilizó.

5) Pase todo el sistema a coordenadas rectangulares. Explique la utilidad que presenta este tipo de diagrama.

6) Haga una gráfica de curva distribución para el sistema, a partir de los datos anteriores, graficando la concentración del ácido acético en la fase acuosa contra la concentración del ácido acético en la fase orgánica.

7) Determine a temperatura constante:

a) Los datos de equilibrio líquido – líquido.

Composición en equilibrio Fase orgánica Fase acuosaxa

xb

xc

b) Los parámetros de la ecuación de Van Laar.

A12 A21 A13 A31 A23 A32

c) Los coeficientes de actividad y los coeficientes de reparto, experimentalmente y con las ecuaciones de Van Laar.

Para un sistema ternario los coeficientes de actividad de cada especie en cada una de las fases líquidas se calcula a partir de:

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El coeficiente de reparto se define como:

Componente Experimentalmente Van Laari KDi i KDi

ABC

8) Conclusiones respecto a los resultados obtenidos y sobre la aplicación práctica que tienen los diferentes diagramas construidos a partir de los datos experimentales.

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PRÁCTICA No. 3 Entalpía de Vaporización

I.- Introducción

Mediante la realización de esta actividad práctica se pretende que el estudiante aplique conocimientos y desarrolle habilidades relacionadas con el cálculo de propiedades termodinámicas de sustancias al determinar experimentalmente la entalpía de vaporización de una sustancia pura comparando el resultado con el obtenido a partir de modelos termodinámicos y reglas empíricas.

II.- Marco teórico

La entalpía de vaporización de una sustancia se define como la cantidad de calor necesario para transformar un gramo mol de un líquido en vapor, este calor necesario para cambiar de fase se le denomina calor latente, ya que a una presión dada la temperatura permanece constante durante la vaporización.

La entalpía de vaporización se determina directamente si se conoce la cantidad de líquido que se evapora cuando se aplica una cierta cantidad de calor en su temperatura de ebullición. La variación de la entalpía de vaporización con la presión no es lineal, pero a mayor presión, menor es la entalpía de vaporización, esto puede verse claramente en un diagrama de presión contra entalpía. Trouton (1884) encontró una relación empírica, conocida como la regla de Trouton1, entre la entalpía de vaporización y la temperatura de ebullición de un líquido basándose en que el cambio de entropía molar de vaporización a la temperatura normal de ebullición es una constante.En esta relación la temperatura de ebullición está determinada a 1 atm de presión, por lo que el valor cambia si la presión cambia.

(3.1)

(3.2)

La entalpía de vaporización se puede calcular utilizando la ecuación de Clausis-Clapeyron (3.3), después de hacer algunas consideraciones prácticas; como que, el volumen del líquido es mucho menor que el volumen del vapor, el vapor se comporta como un gas ideal y la entalpía de vaporización es constante en un intervalo de temperaturas reducido.

(3.3)Al integrar esta última ecuación, se puede ver que las propiedades de una sustancia

pura tienen un comportamiento lineal con respecto a LnP y el inverso de la temperatura absoluta.

19

20

III.- Bibliografía

1. Laidler, K.J. y Meiser, J.H. (2003) Fisicoquímica. CECSA. 4a. Reimpresión. México, D.F. pp. 187

2. Sandler, S.I. (1989) Chemical and engineering thermodynamics. Editorial John Wiley & Sons, 2a. edición, pp. 237-240.

3. Alberty, R.A. y Silbey, R.J. (1992) Physical chemistry. Editorial John Wiley & Sons. pp. 184-188.

4. Castellan, G.W. (1987) Fisicoquímica. Editorial Addison-Wesley Iberoamericana, 2ª. edición, pp. 92-93

IV.- Material y reactivos

Material: Reactivos:1 Fuente de poder Agua destilada1 Resistencia variable Acetona1 Termómetro de -10 a 110°C Eter1 Cronómetro Cloroformo1 Equipo de destilación simple (Quickfit o Corning) Diclorometano1 Probeta graduada de 10 mL

1 Bomba sumergible para recircular el agua de enfriamiento1 Soporte universal con pinzas y contrapinzas

V.- Procedimiento

1) Seleccionar uno de los siguientes compuestos a) Éterb) Acetonac) Diclorometanod) Cloroformo

2) Montar el equipo de destilación simple.

3) Colocar dentro del matraz de destilación una cantidad apropiada de la sustancia problema para obtener de 2 a 3 mL de destilado.

4) Ajustar el valor del voltaje dentro del intervalo de 5 a 10 V.

5) Registrar el tiempo necesario para obtener el volumen de destilado.

6) Registrar la intensidad de corriente proporcionada por la fuente de poder a las condiciones de operación.

VI.- Cálculos y resultados

21

A partir de los datos experimentales calcular la entalpía latente de vaporización de la sustancia problema.

Determinar la entalpía de vaporización de la sustancia elegida utilizando las siguientes ecuaciones de estado:a) Van der Waalsb) Peng – Robinsonc) Soave – Redlich – Kwong

Comparar todos los resultados con los reportados en la bibliografía.

Determinar la temperatura de ebullición de la sustancia de acuerdo con la regla de Trouton.

Calcular la temperatura de ebullición de la sustancia con la ecuación de Clausius-Clapeyron (a la presión atmosférica de Toluca).

Comparar el valor de la temperatura de ebullición obtenida, con el valor que se obtiene a partir de la ecuación de Antoine

Fórmulas adicionales:

V =Voltaje

I = Intensidad de corrientet = Tiempoq = Pérdida de energía en el equipo (1.95 cal/s para el Quickfit y 2.042 para el Corning)

m = masa de destiladoQ = Calor latente de vaporización

22

PRÁCTICA No. 4 Capacidad calorífica y calor específico a presión constante

I.- Introducción

Mediante la realización de esta actividad práctica se pretende que el estudiante aplique conocimientos y desarrolle habilidades relacionadas con el cálculo de propiedades termodinámicas de sustancias al determinar experimentalmente la capacidad calorífica de un líquido a presión constante y comparar el resultado con el obtenido a partir de tablas termodinámicas.

II.- Marco teórico

Una de las propiedades físicas más utilizadas de una sustancia es la capacidad calorífica a presión constante o simplemente cp. Se utiliza en cálculos de: Transferencia de Calor, Termodinámica, etc. El cp es función solo de la temperatura y se interpreta como la capacidad de una sustancia de absorber calor.

Usualmente se determina en el laboratorio a varias temperaturas y posteriormente se ajusta una ecuación, siendo esta la que se reporta en manuales, tablas, etc. Una forma de medirlo indirectamente en el laboratorio es mediante los cambios de entalpía de una sustancia. La entalpía es una propiedad termodinámica relacionada con el cp de la siguiente manera:

La entalpía de una sustancia o mejor dicho el cambio de energía de la misma, puede medirse en algunas ocasiones en términos del calor necesario para elevar la temperatura de una sustancia, es decir, mediante la relación:

Existen instrumentos llamados calorímetros con los se puede medir directamente el cambio de calor.

III.- Bibliografía1. Laidler, K.J. y Meiser, J.H. (2003) Fisicoquímica. CECSA. 4a. Reimpresión.

México, D.F. pp. 56-572. Sandler, S.I. (1989) Chemical and engineering thermodynamics. Editorial John

Wiley & Sons, 2a. edición, pp. 42-45.3. Castellan, G.W. (1987) Fisicoquímica. Editorial Addison-Wesley Iberoamericana,

2ª. edición, pp. 127-129

23

IV.- Material y reactivos

Material Reactivos1 termómetro (0-110 ºC) Líquido problema1 fuente de poder1 calorímetro ó vaso y tapa térmicos 1 resistencia 1 cronómetro1 par de caimanes

V.- Procedimiento

Arme el dispositivo tal como se muestra en la figura 4.1. Introduzca una cantidad conocida de líquido problema en el calorímetro. Encienda la fuente de poder con la resistencia conectada, verifique que esté activado el switch en la posición 0-16 V, enseguida ajuste el voltaje a 10 Volts cuidando que la resistencia no tenga contacto entre ella misma. Apague la fuente de poder.

Tome la temperatura del líquido que se encuentra dentro del calorímetro. Introduzca la resistencia conectada a la fuente de poder junto con el termómetro. Una vez que esté seguro que el dispositivo se encuentra perfectamente cerrado, active la fuente de poder y el cronómetro. Anote el tiempo que tarda en aumentar la temperatura 1ºC, en caso de que cuente con termómetro digital puede realizar la medición cada 0.1ºC. Realice estas mediciones durante 10 minutos si cuenta con un termómetro digital y durante 30 minutos si cuenta con un termómetro convencional. Realice las mediciones 3 veces.

Figura 4.1 Esquema del dispositivo

24

VI.- Cálculos y resultados

El calor está dado por la siguiente relación:

(4.1)

Donde:

es la diferencia de temperaturas

(4.2)

Igualando (4.1) y (4.2) se tiene

(4.3) Despejando de (4.3) se obtiene la expresión para Cp:

(4.4)

Donde:

V es el voltaje en Volts

I es la intensidad de corriente en Amperes

t es el tiempo en segundos

De acuerdo a las mediciones realizadas complete por triplicado la siguiente tabla:

Temperaturainicial

Temperaturafinal

tiempo Δt ΔT V A Q Cp

A partir de los datos obtenidos calcule el calor específico medio y la capacidad calorífica media.

25

PRÁCTICA No. 5 Volumen molar parcial

I.- Introducción

Mediante la realización de esta actividad práctica se pretende que el estudiante aplique conocimientos y desarrolle habilidades relacionadas con el cálculo de propiedades molares parciales al determinar experimentalmente el volumen molar parcial de los componentes de una mezcla binaria.

II.- Marco teórico

La mayoría de las variables termodinámicas son de dos tipos: las propiedades extensivas que dependen de la cantidad y composición de la solución como son V, U, H, S, A y G; y las propiedades intensivas que son independientes de la cantidad y la composición de la solución como son P y T. Unas y otras pueden considerarse como ejemplos de funciones homogéneas de grado n, esto es, funciones que tienen las siguientes propiedades:

f(Cn1, Cn2,...,Cni,...) = C f(n1, n2,...,ni,...) (5.1)

donde n representa el número de moles del componente i en una fase.

Las variables extensivas son funciones de grado uno y las variables intensivas de grado cero. Entre las variables intensivas de la termodinámica están las Cantidades Molares Parciales definidas por Lewis de la siguiente manera:

“Si X representa cualquier propiedad extensiva de las mencionadas anteriormente, de una solución de i componentes a temperatura y presión constantes, X será función de las variables independientes ni que representan el número de moles de cada componente.”

(5.2)

Cuando solo hay un componente, las cantidades molares parciales son idénticas a las llamadas cantidades molares: X = X/n

Para una solución ideal, gaseosa o líquida, ciertas cantidades molares parciales, como el Volumen, Energía Interna y Entalpía, son iguales a las respectivas cantidades molares para los componentes puros, mientras que otras como la Entropía, Energía de Helmholtz y Energía de Gibbs no lo son. Para las soluciones no ideales, todas las cantidades molares parciales difieren en general de las correspondientes cantidades molares.

La magnitud o cantidad molar parcial se designa con una barra sobre la letra que representa la propiedad y con un subíndice que exprese el componente al cual se refiere el valor. La utilidad del concepto de magnitud molar parcial reside en el hecho de que, según el teorema de Euler aplicado a una variable termodinámica extensiva, la suma de los

26

productos del número de moles de cada componente por su propiedad molar parcial nos da la propiedad total:

(5.3)

Si diferenciamos dicha ecuación obtenemos lo siguiente:

(5.4)

Para la solución binaria a P y T constantes y puesto que X 1 y X 2 (con barra encima de las X) son constantes en estas condiciones:

(5.5)

Entonces:

(5.6)

Y por lo tanto de la ecuación (3.5):

(5.7)

Siendo X 1 y X 2 la fracción mol de cada componente; esta ecuación es una forma de la ecuación de Gibbs-Duhem.

En esta práctica se va a determinar el Volumen Molar Parcial de los componentes de una solución (Vi), el cual representa el cambio en el volumen por mol del componente i adicionado a la solución a T y P constantes.

(5.8)

Al integrar la ecuación (3.8) se obtiene una ecuación donde puede verse que el volumen de la solución (V) a una concentración dada puede obtenerse si se conocen los volúmenes molares parciales a esa concentración.

(5.9)

Existen varios métodos para determinar los volúmenes molares parciales, pero generalmente todos se basan en la determinación de las densidades de soluciones a diferentes concentraciones.

Uno de dichos métodos es el Método del Intercepto o de las Tangentes, en el cual se hace uso del concepto de volumen molar promedio de la solución (Vm) que se define como el volumen de la solución dividido entre el número total de moles de todos los componentes presentes en la mezcla.

Por lo que para una mezcla binaria:

27

(5.10)

De donde:

(5.11)

(5.12)

Derivando esta última expresión con respecto al número de moles del componente 1, se convierte en la derivada con respecto a la fracción mol del componente 2, (X2) mediante:

(5.13)

Puesto que;

(5.14)

(5.15)

La ecuación (5.12) se convierte en:

(5.16)

Que corresponde a la ecuación de una línea recta.

Para obtener los resultados:3) Se grafica Vm vs. X2. 4) Posteriormente se traza una línea tangente a la curva en un punto que corresponda a

una fracción mol específica del componente 2.5) La ordenada para X2 = 0 es el valor del volumen molar parcial del componente 1 para

esa composición en particular, y por lo tanto la ordenada en el eje paralelo para X2=1, será el volumen molar parcial del componente 2 para esa misma composición.

Si se observan los diferentes valores de los volúmenes molares parciales de los componentes conforme la composición de la solución se acerca al componente 1 puro o al componente 2 puro, el volumen molar parcial de la mezcla se acerca al valor del volumen molar parcial del componente puro.

28

III.- Bibliografía

1. Smith, Van Ness & Abbott. (2007) Introducción a la termodinámica en ingeniería química. Editorial Mc Graw-Hill, 7ª. edición, México, D.F. pp. 363-373.

2. Alberty & Silbey. (1992) Physical chemistry. Editorial John Wiley & Sons, pp. 125-128.

3. Henley, Seader. (1990) Operaciones de separación por etapas de equilibrio en Ingeniería Química. Editorial Repla, México. pp. 98-110.

4. Daniels, F. (1972) Curso de fisicoquímica experimental. Editorial Mc Graw-Hill, 7ª. edición, México, D.F. pp. 62-72, 457-459.

5. Levine, I.N. (2004) Fisicoquímica Vol.1 5ª edición. Mc Graw Hill. Madrid. pp. 304 – 315.

IV. Material y reactivos

Material: Reactivos:1 Balanza analítica o digital Metanol, etanol, acetona, cloroformo1 Picnómetro Agua destilada1 Termómetro de 0 a 110°C1 Baño maría2 Buretas1 Matraz Erlenmeyer o Vaso de precipitados de 1L

V. Procedimiento (Todo el experimento se lleva a cabo a T cte)1. Seleccionar uno de los siguientes pares de compuestos:

a) Etanol – Aguab) Metanol – Agua

2. Fijar el baño maría a la temperatura de trabajo (Por ejemplo: 25°C)3. Colocar dentro del baño maría los recipientes con 50mL de soluto y 1L de agua,

además del matraz o vaso de mezcla, para alcanzar el equilibrio térmico de todo el sistema a la T de trabajo.

4. Pesar el picnómetro vacío y seco (M1).5. Pesar el picnómetro lleno de soluto.6. Pesar el picnómetro lleno de agua.7. Colocar los 50mL de soluto (etanol o metanol) dentro del matraz o vaso de 1L,

agregar gradualmente con una bureta, la cantidad de agua necesaria para preparar mezclas con las siguientes composiciones aproximadas (% volumen): 90, 80, 70, 60, 50, 40, 30, 20, 10, y 5%. Ejemplo: La primera cantidad de agua agregada será de 5.5mL, para formar La primera mezcla de 90% en volumen de soluto.

8. Llenar el picnómetro con esta primera mezcla y pesarlo.9. Regresar el contenido del picnómetro al matraz o vaso de mezcla y agregar otra

cantidad de agua (7.5mL), para formar la segunda mezcla de 80%, y así sucesivamente.

NOTAS:29

a) El picnómetro se llena hasta que la solución salga por el capilar que tiene el tapón.

b) Todas las mediciones se hacen a temperatura constante.c) Las pesadas se hacen en la balanza analítica o digital después de secar

perfectamente la parte exterior del picnómetro.d) Para el reporte recalcular la masa de cada componente agregado en cada

mezcla.10. Determinar las densidades de cada muestra con el picnómetro de la siguiente forma:

a) El picnómetro se llena hasta que la solución salga por el capilar que tiene el tapón.

b) Todas las mediciones se hacen a temperatura constante.c) Las pesadas se hacen en la balanza analítica o digital después de secar

perfectamente la parte exterior del picnómetro.d) Para determinar la densidad: (M1) es la masa del picnómetro vací0, (M2) la

masa del picnómetro con agua y (M3) la masa del picnómetro con cada una de las mezclas (M3).

Calcule la densidad de cada muestra con la siguiente ecuación:

(5.17)

A partir de estos datos de densidad, determine el volumen total y el volumen molar promedio de cada mezcla, de donde se obtendrá el volumen molar parcial de cada componente con el método de las tangentes5.

VI. Cálculos y resultados

1) Reportar los datos experimentales en una tabla.2) Determinar las densidades para cada una de las soluciones.3) Determinar las fracciones molares para el soluto de cada una de las soluciones

preparadas.4) Determinar el volumen molar promedio de cada una de las soluciones.5) Trazar una gráfica del volumen molar promedio contra la fracción mol del soluto.6) Determinar el volumen molar parcial de cada componente para las concentraciones de

0, 20, 40, 60, 80 y 100% en mol.7) Trazar una gráfica de los volúmenes molares parciales de cada componente contra

fracción mol del soluto.

30

PRÁCTICA No. 6 Datos de equilibrio Líquido-Vapor: Puntos de burbuja y Fracción Vaporizada ()

I.- Introducción

Mediante la realización de esta actividad práctica se pretende que el estudiante aplique conocimientos y desarrolle habilidades relacionadas con el cálculo de condiciones de equilibrio líquido – vapor al determinar experimentalmente el punto azeotrópico y los puntos de burbuja de una mezcla binaria observando el efecto de la fracción vaporizada sobre la composición del destilado y del residuo.

II.- Marco teórico

Las soluciones son mezclas de dos o más sustancias con la misma composición y propiedades físicas en cada una de sus partes. En esta práctica se analizará el comportamiento de una mezcla líquida binaria en un sistema cuyos componentes son completamente miscibles.

En los sistemas binarios de líquidos volátiles se estudia la variación de la presión y de la temperatura con respecto a la composición de la solución. En la mayoría de los casos, la ley de Raoult describe con una buena aproximación los sistemas líquido-vapor para un componente, solo cuando su fracción molar se acerca a la unidad, de lo contrario se presentan desviaciones de ésta ley para el componente diluido o para ambos. Si a una temperatura determinada la presión de vapor de una solución es más alta que la prevista por la ley de Raoult, se dice que el sistema presenta una desviación positiva de la ley de Raoult. Si a una temperatura dada la presión de vapor de la solución es más baja que la prevista por la ley de Raoult, se dice que el sistema acusa una desviación negativa de la ley de Raoult.

Estas desviaciones suelen atribuirse a diferencias entre las atracciones moleculares de compuestos diferentes (A-B) y a atracciones moleculares del mismo compuesto (A-A) y (B-B). De esta forma, si el sistema presenta una desviación positiva implica que las atracciones moleculares de la misma especie son más fuertes que las de compuestos diferentes y una desviación negativa indica lo contrario. Esta interpretación esta de acuerdo con el hecho de que las desviaciones positivas van generalmente asociadas con una entalpía de mezclado positiva y los aumentos de volumen en las mezclas, en tanto que las desviaciones negativas suelen ir asociadas con una entalpía de mezclado negativa y una disminución en el volumen de la mezcla. En muchos casos las desviaciones son tan grandes que originan máximos o mínimos en las de presión de vapor y puntos de ebullición. En un máximo o en un mínimo, la composición del líquido y la del vapor es la misma. Una mezcla de ésta composición destilará sin cambio y se le llama “mezcla de ebullición constante”, o azeótropo y los componentes no podrán separarse.

Los diagramas de fases líquido-vapor, y los diagramas de puntos de ebullición , tienen gran importancia para los procesos de destilación que generalmente tienen por objeto, la separación total o parcial de los componentes de una mezcla líquida. La

31

destilación de soluciones se lleva a cabo en columnas de destilación, la eficiencia de una columna de destilación depende del número de platos teóricos, un plato teórico representa una vaporización de equilibrio y una condensación total. El cálculo de platos teóricos se puede hacer contando el número de vaporizaciones y condensaciones utilizando por ejemplo un diagrama de temperatura contra composición.

III.- Bibliografía

1. Henley, E.J. y Seader, J.D. (1990) Operaciones de separación por etapas de equilibrio en ingeniería química. Editorial Repla, México, D.F. pp. 98-110.

2. Balzhiser, Samuels. & Eliassen. (1980) Termodinámica Química para Ingenieros. Prentice Hall, México, D.F. pp. 442-255.

3. Smith, Van Ness & Abbott. (2007) Introducción a la termodinámica en ingeniería química. Mc Graw-Hill, 7ª edición, México, D.F. pp. 363-373.

IV. Material y equipo

Material Reactivos1 Equipo de destilación con reflujo (Quickfit o Corning) Etanol1 Probeta de 10 ml Cloroformo2 pipetas de 10 ml Agua destilada2 Vasos de precipitado de 250 ml Éter1Baño maría AcetonaPerlas de ebullición MetanolAlgodón2 Soportes universales con pinzas y contrapinzas1 Probeta de 50 ml10 Matraces erlenmeyer de 100 ml con tapón1 Refractómetro de Abbe1 Bomba de recirculación de agua1 Parrilla de calentamiento ( o mechero)2 Pipetas pasteur

V.- Procedimiento

A) Punto de burbuja

1. Trabajar con el mismo par de compuestos elegidos en el experimento anterior (Volumen molar parcial).

2. Investigar la tabla de índice de refracción de mezclas de acetona-cloroformo, etanol – agua, metanol– agua de acuerdo a su elección. En caso de no encontrar en la bibliografía dicha tabla realice la curva de calibración correspondiente.

32

3. Calibrar el refractómetro con agua destilada (ver manual de operación).

4. Armar el equipo de destilación simple.

5. Determinar el punto de ebullición del soluto puro a la presión atmosférica, refluyendo a temperatura constante. Verificar los índices de refracción del residuo (fase líquida) y del condensado (fase vapor).

6. Hacer lo mismo que en el punto anterior pero ahora para el solvente.

7. Preparar una serie de 10 mezclas de diferentes composiciones desde 10% hasta 90% en volumen. Colocar dichas mezclas en matraces tapados (10 mL de cada mezcla son suficientes) o utilizarlas inmediatamente.

8. Determinar el punto de ebullición de la primera mezcla y obtener el punto de ebullición de la misma; tomar muestras simultáneamente del condensado y del residuo y determinarles su índice de refracción para conocer la composición de cada una de ellas.

9. Repetir el procedimiento anterior para cada una de las siguientes mezclas, teniendo cuidado de que el matraz de destilación no contenga aún residuos de la mezcla anterior, dándole una enjuagada con una pequeña cantidad de la nueva mezcla, utilizar en cada caso nuevas perlas de ebullición.

10. Los índices de refracción deben obtenerse rápidamente para evitar la evaporación de la mezcla. Las muestras se toman con una pipeta Pasteur, teniendo la precaución necesaria para no rayar el prisma del refractómetro al colocar la muestra en el aparato.

B) Fracción vaporizada

1. Prepare 50mLde una mezcla de etanol (soluto) y agua al 50% en volumen

2. Prepare el equipo de destilación y proceda a destilar la solución.

3. Dejar destilar hasta que se recuperen aproximadamente 15 mL ( =0.25).

4. Con el refractómetro de Abbe determine el índice de refracción del destilado.

5. Con los datos de la curva de calibración del experimento anterior se determina la concentración por interpolación.

6. Repetir los pasos anteriores modificando la fracción vaporizada a 0.5 y 0.75.

VI.- Cálculos y resultados

33

1) Determine experimentalmente las condiciones del punto de burbuja de cada una de las mezclas en la práctica anterior (volumen molar parcial) y compare sus resultados con

los obtenidos con la ecuación de la ley de Raoult: y con los obtenidos con

la ecuación de Raoult modificada .

2) Determine gráficamente el punto azeotrópico si lo hay, y compare su resultado con el obtenido analíticamente usando la ecuación de Wilson para evaluar el coeficiente de actividad.

3) Reportar todos los datos experimentales. Por interpolación de la tabla, convertir los índices de refracción obtenidos en fracciones molares.a) Construir una gráfica de temperaturas de ebullición contra fracción molar del

componente más volátil en la fase vapor y en la fase líquida. Dibujar la curva suavizada por entre los puntos del condensado y otra por entre los puntos del residuo.

b) Utilizando los datos experimentales construir una curva de distribución Líquido-Vapor, graficando la fracción mol del componente más volátil en el vapor contra la fracción mol en el líquido.

c) Analizar qué características presenta la mezcla considerada. Del azeótropo, determinar su composición, temperatura y tipo.

4) Trazar un diagrama de puntos de ebullición calculados para el sistema mediante la ley de Raoult, suponiendo que presenta un comportamiento ideal. Los puntos de las dos mezclas deben calcularse de la siguiente manera: Para una presión P dada, se selecciona una temperatura T, entre los puntos de ebullición de los componente puros, y se calculan las fracciones molares (xi,yi) a partir de las relaciones exactas siguientes:

Conociendo la presión total, que corresponde a la atmosférica del lugar, con la ecuación (2) se determina la fracción molar del componente 2 en la fase líquida, a la presión P y a la temperatura T.

(6.1)

Entonces la fracción molar del componente 2 en la fase vapor en equilibrio estará dada por:

(6.2)

Se seguirán suponiendo diferentes temperaturas entre los dos puntos de ebullición, para calcular las fracciones molares en el equilibrio y así trazar la curva correspondiente (8 puntos por lo menos).

34

5) Trazar un diagrama de puntos de ebullición para el sistema real a partir del cálculo de las constantes de Van Laar A1 y A2 consistentes con la temperatura y composición del azeótropo obtenidas experimentalmente (con el fin de poder calcular los puntos en el diagrama). En este cálculo será necesario aceptar que los coeficientes de actividad solo son función de la composición, es decir; que A1 y A2 son constantes en el pequeño intervalo de temperatura involucrado; un aproximación justificada.

El coeficiente de actividad i está dado por la relación (para la aproximación de gas ideal en la fase vapor):

(6.3)

En la solución azeotrópica, la fracción molar de cada componente tiene el mismo valor para las fases del líquido y del vapor; de aquí que los coeficientes de actividad para la solución azeotrópica estén dados por:

(6.4)

(6.5)

Partiendo de los coeficientes de actividad calculados de esta manera y de la composición del azéotropo, pueden calcular los coeficientes de la ecuación de Van Laar. Es conveniente calcular primero la relación A2/A1, con la siguiente ecuación:

(6.6)

(6.7)

(6.8)

Conociendo estas dos constantes, se selecciona una concentración x2, (x1 = 1 - x2) y con las ecuaciones de Van Laar, se calcula 2 y 1 mediante aproximaciones sucesivas, variando la temperatura T hasta encontrar la condición que satisface la ecuación (6.9) a la presión total conocida P.

(6.9)

35

Una vez conocida ésta se determina y2, como sigue:

(6.10)

De esta manera deberán calcularse, por medio de un método iterativo varios conjuntos de puntos para las composiciones a cada lado de la azeotropía. Se sugiere utilizar un método de programación para realizar los cálculos. Reportar el algoritmo del programa utilizado.

6) A partir de los datos experimentales y utilizando la ecuación (6.3) determinar los coeficientes de actividad 2 y 1 (Considerar que la fase vapor se comporta como gas ideal debido a la condiciones de baja presión).Trazar una gráfica de Log i para cada componente contra la fracción molar de la acetona en el líquido con los datos obtenidos experimentalmente y con los calculados con las ecuaciones de Van Laar.

7) Comparar los diferentes diagramas obtenidos en los puntos anteriores y sacar conclusiones al respecto.

8) Explicar la importancia del estudio del equilibrio líquido-vapor en Ingeniería Química.

9) Determinar las composiciones del destilado y del residuo de una de las mezclas del experimento anterior (puntos de burbuja) cuando = 0.25, 0.5 y 0.75

36

PRÁCTICA No. 7 Ciclo de Refrigeración

I- Objetivo

El estudiante conocerá el funcionamiento del ciclo básico de refrigeración e identificará y

describirá los componentes del mismo. Mediante la realización de esta actividad práctica se

pretende que el estudiante aplique los conocimientos y desarrolle las habilidades

relacionadas con el ciclo de refrigeración. Con la demostración experimental del ciclo de

refrigeración se aplicarán los conocimientos de refrigeración en la elaboración de

diagramas y cálculos de balances de materia y energía.

II- Introducción

La refrigeración es el proceso por el que se reduce la temperatura de un espacio

determinado y se mantiene dentro de un rango específico. También se define como la

transferencia de calor por la que un sistema permanece en un rango de temperatura menor

que la de su entorno o ambiente.

Un refrigerante es un producto químico líquido o gaseoso, fácilmente licuable, que es

utilizado como medio transmisor de calor entre otros dos en una máquina térmica.

El ciclo de refrigeración es el proceso que sigue el refrigerante, empezando por un estado

inicial y terminando en el mismo estado.

En el ciclo de refrigeración circula un refrigerante (para reducir o mantener la temperatura

de un ambiente por debajo de la temperatura del entorno se debe extraer calor del espacio y

transferirlo a otro cuerpo cuya temperatura sea inferior a la del espacio refrigerado, todo

esto lo hace el refrigerante) que pasa por diversos estados o condiciones, cada uno de estos

cambios se denominan procesos.

El ciclo básico de refrigeración consta de 4 puntos que son. Compresión, condensación,

control y/o expansión y evaporación.

Compresión

Después de evaporarse el refrigerante sale del evaporador en forma de vapor a baja presión,

pasa al compresor en donde se comprime incrementando su presión (este aumento de

presión es necesario para que el gas refrigerante cambie fácilmente a liquido y lo bombea

asía la etapa de condensación).

37

Condensación

La etapa de condensación del ciclo se efectúa en una unidad llamada “condensador” que se

encuentra localizado en el exterior del espacio refrigerado. Aquí el gas refrigerante a alta

presión y alta temperatura, rechaza calor asía el medio ambiente (es enfriado por una

corriente de agua o de aire), cambiando de gas a liquido frío y a una alta presión.

Control y expansión

Esta etapa es desarrollada por un mecanismo de control de flujo, este dispositivo retiene el

flujo y expansiona al refrigerante para facilitar su evaporación posterior. Después de que el

refrigerante deja el control del flujo se dirige al evaporador para absorber calor y comenzar

un nuevo flujo.

Evaporación

En la etapa de evaporación el refrigerante absorbe el calor del especio que lo rodea y por

consiguiente lo enfría. Esta etapa tiene lugar en un componente denominado evaporador, el

cual es llamado así debido de que en el refrigerante se evapora cambia de liquido a vapor.

III- Material y equipo

Multímetro

Cronometro (reloj)

Ciclo de refrigeración R134a del laboratorio 4

38

Figura 1. Ciclo de refrigeración R134a

IV. Metodología

1) Conectar a la corriente eléctrica la clavija del equipo. asegurarse de que esta

corriente tenga un voltaje de 110vac / 60hz y la pastilla termodinámica ó

interruptor estén apagados (off) (figura 2)

Figura 2. Clavija del equipo

2) Subir el interruptor de puesta bajo tensión. (figura 3)

Figura 3. Interruptor puesta bajo tensión

39

3) Activar la marcha del compresor “interruptor verde” (figura 4 )

Figura 4. Marcha del compresor

4) Abrir la válvula de alimentación de agua a los caudalímetros de agua y válvula

del condensador como a la válvula de evaporador.(figura 5)

Figura 5. Llave de paso

Nota: después de haber realizado los pasos anteriores para un buen arranque

de equipo es necesario esperar durante uno 20minutos a 30 minutos para que

las presiones como las temperaturas estén totalmente estabilizadas.

v. Cálculos del reporte

Determinar la relación o índice de compresión

40

La tasa de compresion es definida por la relacion entre la presion absoluta de

descarga y la presion absoluta del compresor.

Donde

τ= tasa o índice de compresor

po= baja presión

pk= alta presión

Determinar el subenfriamiento en el condensador

El subenfriamiento es la diferencia de temperatura: θk―t4

Determinar el sobrecalentamiento en el evaporador

El sobrecalentamiento es la diferencia de temperaturas: t1 – θ0

Determinar la eficiencia calorífica del lado caliente

La eficiencia calorífica de la instalación (lado caliente)

Según la imagen de abajo se puede escribir:

41

Donde:

h1= entalpia a entrada al compresor

h2= entalpia salida a válvula de expansión

h4=h5= entalpia entrada válvula de expansión = entalpia entrada evaporador

Determinar la eficiencia del condensador

Comparemos la potencia que el fluido frigorífico cede, a la potencia фk eau que

recupera el fluido secundario: la eficiencia del condensador es dada por la relación:

Por más presión, puede ser calculado una densidad p y un calor específico

medianos correspondientes, tomando los valores para cada temperatura (entrada y

salida del condensador) y mediándolos:

Determinar la eficiencia frigorífica del lado frío

La cantidad de energía cedida por kg de fluido frigorífico al nivel del evaporador es

la diferencia de entalpia del fluido entre el estado en el cual sale del evaporador y el

estado en el cual ha estado, sea h1-h5. El valor de esta diferencia de entalpia es

positiva, lo que confirma bien que esta cantidad de calor es proporcionada por el

medio exterior (fluido secundario: agua) al sistema (fluido frigorífero)

La potencia, es lo que concierna el fluido frigorífero, es dada por la relación:

ф0 = qm. .h donde h = h1 – h5

42

Eficiencia frigorífica de la instalación (lado frio):

Según el esquema siguiente se puede escribir:

También llamado “coeficiente de rendimiento frigorico” o cop frigorífico

Determinar la eficiencia del evaporador

Comparamos la potencia Ф0 que el fluido frigorífero recupera, a la potencia ф0 eau que ceda

el fluido secundario: la eficiencia del evaporador es dada por la relación:

Determinar el rendimiento global del equipo

= + 1 esta relación nos demuestra el interés del calentamiento a través de una

bomba de calor en este caso si .

El rendimiento global de la instalación, siguiendo el modelo de la bomba de calor,

puede ser definido como la razón entre la potencia restituida con la potencia

consumida. En el caso que nos interesa, podemos comparar la potencia calorífica

recibida por el agua (фkeau ya calculada) con la potencia activa pm consumida por el

motor del compresor sobre la red eléctrica.

Esta potencia pm1 puede ser de esta manera ser estimada:

La red estando de tipo monofásico.

u= la tensión de la red

i= intensidad consumida por el motor

Cos = factor de potencia

COP

Coefficient of performance (coeficiente de rendimiento)

43

=

VI. Ejemplo

*Determinación del índice de compresión

= 9 bar/ 3 bar = 3 bar ó 130 psi / 38 psi = 3.421 psi

*Determinación del subenfriamiento

El subenfriamiento es la diferencia de la temperatura

θk–t4 = 9 bar – 27°c = -18bar/°c

*Determinación del sobrecalentamiento

El sobrecalentamiento es la diferencia de temperatura

t1 – θ0= 14°c – 3bar = 11 bar / °c

*Eficiencia calorífica de la instalación (lado caliente)

= 228 kj/ kg – 441 kj/ kg = -213 kj/ kg = -5.7 kj/ kg

441 kj/ kg - 404 kj/ kg 37 kj/ kg

*La potencia en la que se concierna el fluido frigorífico es dada por la relación

ф0 = qm .h donde h = h1 – h5 = 404 kj/ kg – 228 kj/ kg = 176 kj/ kg

* Eficiencia calorífica e de la instalación (lado frio)

= 404 kj/ kg - 228 kj/ kg = 176 kj/ kg = 4.75 kj/ kg

441 kj/ kg - 404 kj/ kg 37 kj/ kg

VII. Resultados del ejemplo

Condiciones

Caudal de agua al condensador: 12 l/h

Caudal de agua al evaporador: 28 l/h

Alta presión: 9 bar - psi: 130 44

Baja presión: 3 bar - psi: 38

R134a .

Temperatura, entrada al compresor: 14.0 °c

Temperatura, entrada válvula de expansión: 27 °c

Temperatura, salida del compresor: 50 °c

Agua.

Temperatura, entrada de intercambiadores: 18 °c

Temperatura, salida del condensador: 35 °c

Temperatura, salida del evaporador: 12 °c

Caudal del fluido frigorífico: 25 ml/min

VIII. Bibliografía

Manual de operación. Estudio del ciclo frigorífico. Saint Etienne, Francia, 2013.

Cengel, Y. A. and Boles, M. A. 2006. Thermodynamics: An Engineering Approach. 5th. Ed. Ed. McGraw-Hill.

Folleto técnico de válvulas de expansión termostática, tipos t 2 y te 2

app1.semarnat.gob.mx:8080/sissao/archivos/ciclo%20de%20refrig.pdf

www.slideshare.net/marisolmendozaf/ciclo-de-refrigeración

galeon.com/mcoronado/practicas_i/05practica5.pdf

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PRÁCTICA No. 8

A) REPRODUCCIÓN DE UN ARTÍCULO CIENTÍFICO

Actividad para el Fortalecimiento del Idioma Inglés

Traducir y comentar un artículo científico que se relacione con la Fisicoquímica.

Reproducir la experimentación o en su defecto utilizar los resultados experimentales para

ajustarlos a un modelo termodinámico apropiado.

B) DESARROLLO DE UN EXPERIMENTO ORIGINAL

En la actividad profesional de algunos Ingenieros Químicos en ocasiones se llevan a cabo experimentaciones con técnicas y procedimientos ya establecidos, pero en muchas otras es necesario no solo saber ejecutarlos, sino proponer dichos procedimientos incluyendo el diseño o modificación de los equipos. Por esta razón y con la intención de que los alumnos desarrollen una actitud inquisitiva, de investigación y creativa, se les da la oportunidad de que a través de este tipo de prácticas refuercen sus actitudes, habilidades y conocimientos contribuyendo a su formación integral.Hay dos modalidades de la práctica proyecto.

a) Prácticas propuestas por el profesorb) Prácticas propuestas por los alumnos y aprobada por el profesor

En la primera modalidad, el formato de la metodología es el mismo que el de las prácticas anteriores, dejando solo a iniciativa de los alumnos la implementación del equipo necesario para llevarla a cabo. En este manual se proponen dos prácticas de este tipo.

La práctica proyecto propuesta por los alumnos debe de ser aprobada por el profesor, para analizar su factibilidad y relación con el curso de equilibrios termodinámicos y/o termodinámica aplicada. Si para su desarrollo, la práctica requiere material y/o equipo que en la Facultad de Química no esté disponible, los interesados deberán conseguirlo previamente.

El reporte de ésta práctica tiene el mismo formato y exigencia académica que el de las prácticas anteriores.

46

Práctica Proyecto Propuesta 1. Calidad de vapor

I.- Introducción

Mediante la realización de esta actividad práctica se pretende que el estudiante aplique conocimientos y desarrolle habilidades relacionadas con el cálculo de las propiedades fisicoquímicas de los fluidos al determinar experimentalmente la calidad de un vapor.

II.- Marco teórico

Para determinados procesos industriales es necesario conocer el grado de humedad o de “sequedad” que debe tener el vapor aplicado.

Es importante determinar todos los estados de vapor desde la óptica de la termodinámica para lograr entender los fenómenos que presenta en los procesos. Se requiere diferenciar entre el vapor saturado y el recalentado. Además, saber que no solo la presión y la temperatura de un vapor en condiciones de equilibrio, no son suficientes para determinar las demás propiedades del vapor.

En el proceso de generación y flujo de vapor, este puede contener pequeñas cantidades de agua en suspensión  en forma de gotas diminutas o “neblina”, debido al arrastre de líquido por el mismo vapor cuando se produce una evaporación muy rápida o en otro caso al experimentar pérdidas por convección y radiación, disminuyendo su entalpía.

La cantidad en Kg de vapor seco por Kg de vapor húmedo nos determina la calidad o título del vapor: x. El título x se puede expresar entonces como una fracción, o en porcentaje, como se hace usualmente. Los calorímetros son los equipos que nos permiten determinar la calidad del vapor. Existen varios tipos de calorímetros, como los de Estrangulación (C.H. Peabody, R.C. Carpenter, Ellison), los Separadores (Carpenter), combinados, eléctricos, de barril, entre otros; para nuestra práctica utilizaremos el de estrangulación o de recalentamiento.

Funcionamiento del calorímetro de estrangulación: Cuando hacemos pasar un vapor saturado por un orificio muy pequeño (estrangulación) se produce una caída de presión (expansión del vapor), un aumento de velocidad, la cual desparece a poca distancia del orificio, se reduce el caudal y sobretodo, por efecto de la fricción, se produce un recalentamiento del vapor sin que realice trabajo.

Si contamos con un dispositivo bien aislado, consideramos este proceso de transformación de energía como adiabático, de modo que no haya variación de la entalpía del vapor.

En resumen tenemos un proceso irreversible, a entalpía constante. De tal forma que la entalpía del vapor saturado (extraído de la línea principal mediante una tobera toma muestras) denominada “entalpía de tubería”, htubería es igual a la entalpía del vapor sobrecalentado al pasar por el orificio del calorímetro. 

47

       

El calorímetro de estrangulación está provisto para producir la estrangulación de vapores saturados, dando lugar así a vapores sobrecalentados cuya temperatura y presión pueden medirse. Estas a su vez permiten la determinación de las demás propiedades, por ejemplo, la calidad. 

Al usar el calorímetro de estrangulación, la entalpía del vapor en el calorímetro, tal como queda determinada por la presión y la temperatura, es igual a la del vapor en la tubería. Dado que es relativamente fácil determinar la presión en la tubería, conocemos ahora dos propiedades independientes del vapor en la tubería a saber, la presión y la entalpía. Estas dos fijan todas las demás. En la determinación de las otras propiedades, es conveniente determinar el contenido de humedad o título de vapor. Para ello se utilizan las relaciones:

hcalorímetro = htubería = hf  +  xhfg

donde:

hf = entalpía del líquido saturado (en ebullición)

hg   = entalpía del vapor saturado, título 100% (sin líquido)

hfg  =  variación de la entalpía durante la vaporización  =  hg -  hf

Cuando el contenido de humedad del vapor es muy alto, puede resultar imposible sobrecalentar el vapor por estrangulamiento. En tales condiciones no puede usarse el calorímetro de estrangulamiento y es necesario usar el calorímetro separador.

III.- Bibliografía

1. Balzhiser, Samuels. & Eliassen. (1980) Termodinámica Química para Ingenieros. Prentice Hall, México, D.F. pp. 59.

2. Smith, Van Ness & Abbott. (2007) Introducción a la termodinámica en ingeniería química. Mc Graw-Hill. 7ª edición, México, D.F. pp. 363-373.

IV.- Equipo

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Para la realización de esta experiencia, una caldera o generador de vapor proporcionará el vapor que necesitamos y al que le determinaremos su calidad.

A la salida de la caldera o en otro sitio de la tubería, se debe acoplar el calorímetro que nos permitirá medir la calidad del vapor que estamos produciendo y para este caso usaremos el calorímetro de estrangulación.

V.- Procedimiento

Como primera medida, se debe dar con antelación encendido a la caldera para tenerla en condiciones de trabajo en el momento de iniciar las mediciones.

Una vez se obtenga vapor en la caldera se permite su entrada hacia el calorímetro abriendo la válvula en A (Véase figura 8.1) a través de la tobera “toma muestras” 1 y se deja circular durante un tiempo prudencial para alcanzar el estado estable y poder medir las temperaturas. En el termopozo B se encuentra la termocupla para obtener en el indicador digital la temperatura del vapor saturado. El vapor pasa por el orificio C, sobrecalentado a través de  2  pasa a D, donde en el termopozo E se encuentra la termocupla para hallar la temperatura del vapor sobrecalentado que sale por 3 a la atmósfera a una presión barométrica (presión atmosférica local).

VI.- Cálculos y resultados

La primera ley para proceso de estado estable es la siguiente:

q – w = h2 – h1 + ec + ep

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Para aplicar esta ecuación al calorímetro de estrangulación, se deben considerar las observaciones hechas en la práctica.

1) Encuentre la entalpía de salida del vapor 2) Encuentre la entalpía de entrada del vapor 3) Determine la calidad del vapor en la entrada al calorímetro

¿El valor encontrado de la calidad es el esperado? Justifique su respuesta.

Si en vez de medir la temperatura en grados centígrados se hubiera medido la presión manométrica, ¿como variaría los cálculos obtenidos y que otro dato necesitaría para usar la tabla de propiedades termodinámicas del agua?

Práctica Proyecto Propuesta 2. Coeficiente de Joule – Thomson

I.- Introducción

Mediante la realización de esta actividad práctica se pretende que el estudiante aplique conocimientos y desarrolle habilidades relacionadas con el cálculo de las propiedades fisicoquímicas de los fluidos al determinar experimentalmente el coeficiente de Joule-Thomson y mostrando las desviaciones de la idealidad de un gas real

II.- Marco teórico

En 1843 Joule realizó un experimento que permite medir (δU / δV)T para un gas; el midió la variación de temperatura que se produjo en un gas después de su expansión libre en el vacío. Este experimento se ha repetido varias veces con dispositivos experimentales mejorados. En la figura 7.2.1 se muestra un esquema del aparato utilizado por Keyes y Sears en 1924. Inicialmente, la cámara A se llena con un gas y la B se evacua. Después se abre la válvula que hay entre las cámaras, una vez que se ha alcanzado el equilibrio, se mide con un termómetro la variación de temperatura del sistema. Debido a que el sistema está cubierto por paredes adiabáticas, Q = 0; no existe flujo de calor hacia adentro o fuera del sistema. La expansión en el vacío es altamente irreversible; fuerzas finitas no compensadas actúan dentro del sistema y dado que el gas se expande bruscamente en B, hay turbulencia y el equilibrio en la presión no existe. El único movimiento que existe es dentro del propio sistema, por lo cual el gas no realiza trabajo sobre el medio ambiente ni a la inversa. Por lo tanto, en una expansión en vacío W = 0. Puesto que en un sistema cerrado ΔU = Q + W, se tiene que ΔU = 0 + 0 = 0; se trata de un proceso a energía constante. Por consiguiente, lo que mide el experimento es la variación de temperatura con el volumen a energía interna constante, es decir (δT / δV)U (de forma más precisa, el experimento mide ΔT / ΔV a U constante).

50

Figura 7.2.1 Esquema del experimento de Joule modificado por Keyes – Sears.

Definimos el coeficiente de Joule μJ como:

μJ = (δT / δV)U

El experimento que Joule llevó a cabo en 1843 proporcionó el valor 0 para μJ y por lo tanto para (δU / δV)T . Sin embargo, su dispositivo experimental era tan pobre que sus resultados no eran significativos. El experimento de Keyes-Sears en 1924 demostró que (δU / δV)T tiene un valor pequeño, pero para gases es no nulo; debido a las dificultades experimentales, solamente se llevaron a cabo unas pocas medidas aproximadas.

En 1853 Joule y William Thomson hicieron un experimento similar al de Joule, pero que permitía obtener resultados más precisos. El experimento incluye el del estrangulamiento de un gas a través de un tabique poroso y rígido. Un esquema idealizado del experimento se muestra en la figura 7.2.2. el sistema está recubierto por paredes adiabáticas. El pistón de la izquierda se mantiene a la presión constante P1; el de la derecha a la presión P2<P1. El tabique B es poroso, pero no demasiado; esto hace que el gas sea forzado suavemente a pasar de una cámara a otra. Debido a que el proceso de estrangulamiento es lento la presión de equilibrio se mantiene en cada cámara. Esencialmente, toda la disminución de presión desde P1 a P2 se produce en el tabique poroso.

51

Figura 7.2.2 Experimento de Joule-Thomson

Vamos a calcular el trabajo realizado w sobre el gas cuando se estrangula a través del tabique. Puesto que P1 es mayor a P2 en una cantidad finita, el proceso global es irreversible y una variación de presión infinitesimal no puede revertir el proceso. Sin embargo, la caída de presión se produce casi completamente en el tabique; este es rígido y el gas no realiza trabajo sobre él, ni a la inversa. El intercambio de trabajo y el medio ambiente se produce en los dos pistones únicamente. La presión se mantienen en equilibrio en cada pistón y, por lo tanto, para calcular e trabajo en cada uno de ellos se puede usar

. El pistón de la izquierda realiza un trabajo W I sobre el gas; tenemos

donde los subíndices I y D indican izquierda y derecha. Supongamos que el gas se estrangula a través del tabique; los volúmenes inicial y final de la cámara

izquierda son V1 y 0, así que . El pistón de

la derecha realiza un trabajo sobre el gas; por supuesto WD es negativo, ya que el gas en la cámara derecha lleva a cabo trabajo positivo sobre el pistón. Tenemos que

. El trabajo hecho sobre el gas es ó .

Para un proceso adiabático (Q=0), la primera ley proporciona U2 – U1 = Q + W = W, con lo que ó . Puesto que H = U + PV, tenemos: H = 0.

En una expansión de Joule-Thomson las entalpías iniciales y finales son iguales.

El experimento incluye la medida de la variación de la temperatura. Por consiguiente mediante el experimento se mide T/P a H constante. Esto se puede comparar con el experimento de Joule el cual mide T/V a U constante.

Definimos el coeficiente de Joule-Thomson como:

52

μJT = (δT / δP)H

Donde μJT es la razón de las variaciones infinitesimales de dos propiedades intensivas y, por tanto, es una propiedad intensiva, es función de T y P (y de la naturaleza del gas).

Un experimento de Joule-Thomson proporciona (T / P)H solamente. Para calcular el valor de (δT / δP)H de un gas vamos a proceder como sigue. Partiendo de ciertos valores iniciales P1 y T1, elegimos un valor P2 inferior a P1 y llevamos a cabo el estrangulamiento midiendo T2. Después dibujamos los puntos (T1,P1) y (T2,P2) en un diagrama T-P; estos son los puntos 1 y 2 en la figura 7.2.3, ya que H = 0 los estados 1 y 2 tienen entalpías iguales. Repitiendo el experimento con los mismo valores iniciales P1 y T1, pero con una nueva presión en la parte derecha del pistón (P3), se obtiene el punto 3 del diagrama. Repitiendo el experimento varias veces, cada una de ellas con una presión final diferente, se obtiene una serie de puntos que corresponden a estados de igual entalpía. Unimos estos puntos mediante una curva (llamada curva isentálpica). La pendiente de esta curva en cualquier punto da la (δT / δP)H a la temperatura y presión del punto. Los valores de T y P para los que μJT es negativo (puntos a la derecha del punto 4) corresponden a un calentamiento producido por la expansión Joule-Thomson. En el punto 4, μJT es 0, a la izquierda del punto 4 es positivo y el gas se enfría por estrangulamiento. Para generar más curvas isentálpicas y obtener más valores de μJT (T,P) usamos temperaturas iniciales diferentes T1.

Figura 7.2.3 Curva isentálpica

El estrangulamiento de Joule-Thomson se emplea frecuentemente para licuar gases. Para que un gas se pueda enfriar por expansión Joule-Thomson, su μJT debe ser positivo en el intervalo de T y P involucrado. En la licuefacción de gases mediante el efecto Joule-Thomson, el tabique poroso se sustituye por una apertura estrecha (una válvula de aguja).

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III.- Bibliografía

1. Levine, I.N. (2004) Fisicoquímica Vol.1 5ª edición. Mc Graw Hill. Madrid. pp. 64 – 67.

2. Castellan, G.W. (1987) Fisicoquímica. Editorial Addison-Wesley Iberoamericana, 2ª. edición, pp.124-133

3. Balzhiser, Samuels. & Eliassen. (1980) Termodinámica Química para Ingenieros. Prentice Hall, México, D.F. pp. 59.

IV.- EquipoEl equipo necesario para la realización de esta práctica deberá ser construido por los

alumnos bajo la supervisión del instructor.V.- Procedimiento

Utilizando el equipo que usted mismo construyó calcule el coeficiente e Joule –Thomson para un gas.VI.- Cálculos y resultados

1. Tabule los datos obtenidos.2. Realice las curvas isoentálpicas para diferentes temperaturas.3. Calcule el coeficiente de Joule – Thomson y compare su resultado con el reportado

en la bibliografía.

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PRÁCTICA PROYECTO

Secador solar para deshidratar frutas y semillas

Objetivo:Diseñar un secador solar capaz de disminuir en 4 horas, por lo menos 65% el contenido de humedad de frutas y semillas.

Actividades:Determinar la constante solar en el Cerrillo (Cantidad de energía que llega del sol por unidad de área y tiempo)Realizar los cálculos teóricos para cumplir con el objetivoMostrar un diagrama esquemático (diseño) del secador, donde se incluyan dimensiones, materiales y dispositivos de medición.

PRÁCTICA PROYECTO Destilador solar para obtener agua dulce a partir de agua de mar (salada)

Objetivo:Construir un destilador solar capaz de evaporar por lo menos 2L/h de agua

Actividades:Determinar la constante solar en el Cerrillo (Cantidad de energía que llega del sol por unidad de área y tiempo)Realizar los cálculos teóricos para cumplir con el objetivoMostrar un diagrama esquemático (diseño) del destilador, donde se incluyan dimensiones, materiales y dispositivos de medición

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