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EQUILIBRIO LIQUIDO-VAPOR DEL SISTEMA ETANOL-AGUA Katherine Mina Balanta (1731944); Yuri Tatiana Salcedo Soto (1631247) Departamento de Química, Universidad del Valle. Fecha de Realización de la práctica: 4 de marzo de 2019 Fecha de Entrega: 21 de marzo de 2019

Resumen En este trabajo se midió experimentalmente el equilibrio líquido vapor para el sistema binario etanol – agua a 560 mmHg (presión local). Las mediciones experimentales fueron realizadas utilizando un equipo de destilación simple, mediante el cual se colectaron soluciones de diferente composición molar tanto de la fase líquida como del vapor condensado. Empleando el software AlcoDens se estableció la densidad de dichas soluciones a 301,32 K y a partir de la composición y la densidad estimada se estableció gráficamente en el estado azeotròpico para este sistema, obteniéndose que se forma a una concentración del 92,58 % en peso de etanol, con un error porcentual de 3.16 % con respeto al valor encontrado en la literatura. Palabras clave:

Equilibrio líquido vapor, azeotròpico, etanol, agua

Datos y Cálculos Los datos se adquirieron mediante la aplicación de la técnica de destilación simple a la mezcla binaria de etanol y agua; por medio de este sistema se generaron soluciones diferente concentración de etanol a partir de la fase liquida y gaseosa. Las composiciones de las soluciones se expresan como fracciones molares y a partir de estas en combinación con el software AlcoDens, se determinó su densidad a la temperatura de 301,32 K. Con la información anterior se construyó el grafico siguiente: 0.9965 0.996

vapor

Lìquido

0.9955

Densidad (g/mL)

0.995

Para determinar el punto o estado azeótropo se igualan las ecuaciones 1 y 2, así: −0,004620𝑥 + 0,996102 = −0,004668𝑥 + 0,996141 −0,004620𝑥 + 0,004668𝑥 = +0,996141 − 0,996102 4,7149 10−5 𝑥 = 3,89279 10−5 3,89279 10−5 𝑥= = 0,83 4,7149 10−5 Este valor es equivalente a un porcentaje másico de 92,58 % de etanol. y de etanol. y teniendo en cuenta que en el estado azeotròpico a 351.3 K tiene una composición de etanol en masa igual a 95,6 % se observa que hay una diferencia porcentual 3.16 % en la estimación de este parámetro. Resultados y discusión

0.9945 0.994 0.9935 0.993 0.9925 0.992 0.9915 0.991 0.0

0.5

1.0

Fraccìon molar (x)

Grafica 1. Densidad de mezcla Vs. Composición molar. 𝜌1 = −0,004620𝑥 + 0,996102 (1) 𝜌2 = −0,004668𝑥 + 0,996141 (2)

Un aspecto importante del diseño de procesos químicos es el entendimiento adecuado del comportamiento termodinámico de sistemas binarios o multicomponente. Puesto que en muchas ocasiones este comportamiento debe alcanzar un estado de equilibrio bajo ciertas condiciones fisicoquímicas denominado equilibrio de fases. Es importante resaltar que la predicción del equilibrio de fases es la base fundamental para el diseño de los principales equipos de separación en la industria de procesos. Actualmente se encuentran disponibles una gran variedad de modelos que pueden predecir de forma precisa el equilibrio de fases para sistemas binarios o incluso para sistemas multicomponentes1. Estos modelos se han desarrollado dependiendo de la naturaleza química de las sustancias que intervienen y de las interacciones que presentan entre sí. No obstante, la obtención de datos experimentales de equilibrio es de suma importancia para verificar la confiabilidad de dichos modelos y de esta manera poderlos aplicarlos. A esto se le suma la necesidad de examinar muchos datos de la literatura que se obtuvieron a presión atmosférica y que se utilizan

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deliberadamente a cualquier presión utilizando correlaciones. Además, en el cálculo de algunos equilibrios de fases, es común encontrar sistemas que tengan puntos estacionarios (azeótropos) que dificultan la separación de mezclas multicomponentes2. Estos azeótropos son limitantes termodinámicas presentes en estos sistemas. Por tal razón es de vital importancia conocer profundamente el comportamiento de estas mezclas para que dichas limitaciones no afecten de manera considerable la separación3. Por otra parte, las disoluciones ideales se definen como aquellas que obedecen la ley de Raoult en todo el rango de concentraciones, y la ley de Raoult se define como: 𝑃𝑖 = 𝑃𝑖𝑜 𝑥𝑖 (3) Donde 𝑃𝑖 es la presión parcial del componente i-ésimo en la disolución, 𝑃𝑖𝑜 es la presión de vapor del componente i puro y 𝑥𝑖 es la fracción molar de i en la disolución4. Generalmente, el comportamiento ideal lo presentan las disoluciones formadas por componentes de naturaleza muy semejante, por ejemplo, benceno y tolueno, en los que las presiones de vapor de las disoluciones binarias varían linealmente con la composición de la disolución líquida, y el vapor siempre es más rico en el componente más volátil. Sin embargo, existen muchos sistemas binarios que no se comportan idealmente y que solo obedecen la ley de Raoult a concentraciones muy bajas y que presentan un máximo o un mínimo en los diagramas de presión de vapor contra composición, esto es, existe una composición a la cual la presión de vapor es máxima o mínima con respecto a la presión de vapor de los componentes puros5. Estos puntos presentan también la característica de que en el equilibrio la composición del vapor es la misma que la del líquido, de manera que destilan con la misma composición. Por este motivo, esos puntos se denominan puntos azeotrópicos, tal como se evidenció al estudiar la mezcla binaria de etanol-agua que forma un azeótropo para una concentración del 92,58 % en peso de alcohol. Los sistemas binarios que presentan un máximo o un mínimo en una curva de presión de vapor contra composición, presentan en consecuencia un mínimo o un máximo en un diagrama de temperatura de ebullición contra composición y por tanto cada azeótropo tiene una temperatura de ebullición característica, la cual puede ser menor o mayor que las temperaturas de ebullición de cualquiera de sus componentes6. Adicionalmente, el sistema que se analizó en la práctica es real, lo cual quiere decir que si se desea analizar por medio de un gráfico de composición y presión no puede emplearse la ecuación de Raoult y por lo tanto se debe de modificar, introduciendo un factor de corrección que toma en cuenta las interacciones intermoleculares de los componentes que forman la disolución, la ecuación de Raoult se expresa como: 𝑃𝑖 = 𝑃𝑖𝑜 𝛾𝑖 𝑥𝑖 (4) Donde 𝑥𝑖 es la fracción molar de i en el líquido, 𝛾𝑖 se denomina coeficiente de actividad de i y es función de la temperatura, la presión y la composición4. La ecuación (4) se justifica, al considerar que el potencial químico de i (𝜇𝑖𝑜 ) en la fase de líquida de un sistema real, está dado por:

𝜇𝑖 = 𝜇𝑖𝑜 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑎𝑖 (5) 𝜇𝑖 = 𝜇𝑖𝑜 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝛾𝑖 𝑥𝑖 (6) donde 𝜇𝑖𝑜 es el potencial químico en estado líquido puro, 𝛾𝑖 es el coeficiente de actividad del componente i en la disolución líquida, 𝑥𝑖 es la fracción molar de i en la solución líquida, y 𝑎𝑖 es la actividad del componente i5. Respuesta de las preguntas Otros método consiste en preparar disoluciones de etanol y agua de diferente composición y se calentarlas a ebullición, manteniendo a reflujo total con el objeto de producir un sistema en estado estacionario de composición constante. Una vez asegurada la constancia en la temperatura de ebullición, se toman muestras del líquido y del vapor condensado, las cuales se analizan por refractometría para conocer la fracción molar de cada componente en cada muestra. Como el método de análisis de las muestras del líquido y vapor condensado en equilibrio se basa en la medición del índice de refracción, es conveniente señalar que dicho índice varía con la temperatura, la presión y la composición. El efecto de la presión es despreciable tratándose de fases líquidas y el efecto de la temperatura se minimiza si todas las mediciones del índice de refracción se efectúan a la misma temperatura. En estas condiciones el índice de refracción es solo función de la composición (fracción molar). Utilizando una tabla de conversión de los índices de refracción a concentración de etanol en fracción molar se pueden obtener las concentraciones de todas las disoluciones analizadas de las dos sustancias tanto en la fase de vapor como en la fase líquida, Conclusiones Se puede observar que en general la estimación efectuada con el modelo experimental adoptado es similar al valor reportado en la literatura, puesto que se obtuvo un azeótropo para una concentración del 92,58 % en peso de alcohol, con un error porcentual de 3.16 % en la estimación, que puede atribuible a las desviaciones de la presión y temperatura del medio con respeto a las condiciones de trabajo reportadas en la literatura. Referencias

(1) Cardona, Carlos Ariel, Navarro, iván ricardo, & matallana, luis gerónimo. (2006). Medición del equilibrio liquido-vapor del sistema metanol-acetato de metilo a 580 mmHg. Revista Colombiana de Química, 35(1), 19-27. Retrieved March 21, 2019, from http://www.scielo.org.co/scielo.php?script=sci_artte xt&pid=S012028042006000100002&lng=en&tlng=es.

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(2) Valderrama, J. O., Pizarro, C., & Rojas, R. (2002). Equilibrio líquido-vapor en mezclas complejas para la simulación de la destilación de mostos y vinos. Alimentaria: Revista de tecnología e higiene de los alimentos, (334), 151-156. (3) Ríos, L. A., & Marín Sepúlveda, J. M. (2011). Equilibrio de fases para sistemas etanol-agua en presencia de polialcoholes y sales. (4) Cengel, Yunus A.; Boles, Michael A. “Termodinámica” 8ª ed. McGraw Hill Mexico, 2015. (5) Levin, I. R. “Fisicoquímica”. Ed: McGraw Hill, 2004. (3) SERRANO, María del Carmen Doria. Experimentos de química en microescal (6) Pérez-Ones, O., Díaz-Rodríguez, J., Zumalacárregui, L., & Gozá-León, O. (2010). Evaluación de propiedades termodinámicas de mezclas etanol-agua (I). Revista Facultad de Ingeniería, (52), 47-61. (7) http://evirtual.uaslp.mx/FCQ/LF602/PRCTICAS%2 0DE%20FISICOQUIMICA%20II/equilibrio%20l% C3%ADquido%20vapor%20en%20un%20sistema% 20no%20ideal.pdf

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