Destilacion Por Arrastre De Vapor

Destilación Simple y Fraccionada.

Usos de la destilación simple y fraccionada: Se usa para la separación de líquidos con punto de ebullición inferiores a 150º a presión atmosférica de impurezas no volátiles o de otros líquidos miscibles que presenten un punto de ebullición al menos 25º superior al primero de ellos. Para que la ebullición sea homogénea y no se produzcan proyecciones se introduce en el matraz un trozo de plato poroso.

Consecuentemente, la destilación simple se utiliza generalmente para separar solamente los líquidos que diferencian puntos que hierven grandemente (la regla del pulgar es el °C 25),[21] o para separar líquidos de los sólidos o de los aceites involatile. Para estos casos, las presiones del vapor de los componentes son generalmente suficientemente diferentes que la ley Raoult puede ser descuidado debido a la contribución insignificante del componente menos volátil. En este caso, el destilado puede ser suficientemente puro para su propósito previsto.

Para muchos casos, los puntos que hierven de los componentes en la mezcla estarán suficientemente cercanos que la ley Raoult se debe tomar en la consideración. Por lo tanto, destilación fraccionada debe ser utilizado para separar los componentes bien por los ciclos repetidos de la vaporización-condensación dentro de una columna de fraccionamiento embalada.

Mientras que la solución que se purificará se calienta, sus vapores se levantan a columna de fraccionamiento. Mientras que se levanta, se refresca, condensando en las paredes del condensador y las superficies del material de embalaje. Aquí, el condensado continúa siendo calentado por los vapores calientes de levantamiento; se vaporiza una vez más. Sin embargo, la composición de los vapores frescos es determinada de nuevo por ley Raoult. Cada ciclo de la vaporización-condensación (llamado a placa teórica) rendirá una solución más pura del componente más volátil. En realidad, cada ciclo en una temperatura dada no ocurre en exactamente la misma posición en la columna de fraccionamiento; placa teórica es así un concepto más bien que una descripción exacta.

Definir el punto de ebullición:Temperatura a la cual se produce la transición de la fase líquida a la gaseosa. En el caso de sustancias puras a una presión fija, el proceso de ebullición o de vaporización ocurre a una sola temperatura; conforme se añade calor la temperatura permanece constante hasta que todo el líquido ha hervido.

El punto normal de ebullición se define como el punto de ebullición a una presión total aplicada de 101.325 kilopascales( 1 atm); es decir, la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a una atmósfera. El punto de ebullición aumenta cuando se aplica presión. Para las sustancias que hierven en el intervalo de la temperatura ambiente, la tasa de cambio del punto de ebullición con la temperatura ambiente, la tasa de cambio del punto de ebullición con la temperatura es de aproximadamente 0.3º/kPa o 0.04º/mm Hg (donde la presión es aproximadamente de una atmósfera).

El punto de ebullición no puede elevarse en forma indefinida. Conforme se aumenta la presión, la densidad de la fase gaseosa aumenta hasta que, finalmente, se vuelve indistinguible de la fase líquida con la que está en equilibrio; ésta es la temperatura crítica, por encima de la cual no existe una fase líquida clara. El helio tiene el punto normal de ebullición más bajo (4.2 K) de los correspondientes a cualquier sustancia, y el carburo de tungsteno, uno de los más altos (6300 K).

Definir presión de vapor y su variación con la temperatura: La presión de vapor es la presión de un sistema cuando el sólido o líquido se hallan en equilibrio con su vapor. Los vapores y los gases, tienden a ocupar el mayor volumen posible y ejercen así sobre las paredes de los recintos que los contienen, una presión también llamada, fuerza elástica o tensión. Para determinar un valor sobre esta presión se divide la fuerza total por la superficie en contacto.

La regla de fases establece que la presión del vapor de un líquido puro es función única de la temperatura de saturación. Vemos pues que la presión de vapor en la mayoría de los casos se puede expresar como Pvp = f (t)

La cual podría estar relacionada con cualquier otra propiedad intensiva de un líquido saturado ( o vapor), pero es mucho mejor relacionarla directamente con la temperatura de saturación.

La presión de vapor depende de la temperatura, a mayor temperatura, mayor número de moléculas que pasan a la fase gaseosa y por lo tanto la presión de vapor es mayor. Es decir, a mayor temperatura, el líquido se volatizará más rápidamente.

Ley de Raoult: Es aquella en la que las moléculas de las distintas especies son tan semejantes unas a otras que las moléculas de uno de los componentes pueden sustituir a las del otro sin variación de la estructura espacial de la disolución o de la energía de las interacciones intermoleculares.

La ley de Raoult indica que en una mezcla binaria ideal líquido-líquido, la presión parcial de vapor de cada componente es directamente proporcional a su fracción molar en el líquido

Mezcla azeotrópica: Un azeótropo (o mezcla azeotrópica) es una mezcla líquida de dos o más componentes que posee un único punto de ebullición constante y fijo, y que al pasar al estado vapor (gaseoso) se comporta como un compuesto puro, o sea como si fuese un solo componente.

Un azeótropo, puede hervir

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