Destilación simple

Destilación simple

La destilación simple o destilación sencilla es una operación donde los vapores producidos son inmediatamente canalizados hacia un condensador, el cual los enfría (condensación) de modo que el destilado no resulta puro. Su composición será diferente a la composición de los vapores a la presión y temperatura del separador y pueden ser calculada por la ley de Raoult. En esta operación se pueden separar sustancias con una diferencia entre 100 y 200 grados Celsius, ya que si esta diferencia es menor, se corre el riesgo de crear azeótropos. Al momento de efectuar una destilación simple se debe recordar colocar la entrada de agua por la parte de abajo del refrigerante para que de esta manera se llene por completo. También se utiliza para separar un sólido disuelto en un líquido o 2 líquidos que tengan una diferencia mayor de 50 °C en el punto de ebullición.

Destilación fraccionada

a destilación fraccionada se utiliza cuando la mezcla de productos líquidos que se pretende destilar contiene sustancias volátiles de diferentes puntos de ebullición con una diferencia entre ellos menor a 80 ºC.

Al calentar una mezcla de líquidos de diferentes presiones de vapor, el vapor se enriquece en el componente más volátil y esta propiedad se aprovecha para separar los diferentes compuestos líquidos mediante este tipo de destilación.

El rasgo más característico de este tipo de destilación es que necesita una columna de fraccionamiento).

Equilibrio liquido-vapor

Equilibrio vapor-líquido es una condición en la que un líquido y su vapor están en equilibrio entre sí, una condición o estado en el que la velocidad de evaporación es igual a la velocidad de condensación en un nivel molecular de tal manera que no hay interconversión vapor-líquido neto. Una sustancia en el equilibrio vapor-líquido se denomina generalmente como un líquido saturado. Para una sustancia química pura, esto implica que se encuentra en su punto de ebullición. La noción de "fluido saturado" incluye líquido saturado, mezcla de líquido y vapor saturado y vapor saturado.

Aunque en teoría el equilibrio necesita siempre para alcanzar, por ejemplo un equilibrio se alcanza prácticamente en una ubicación relativamente cerrado si un líquido y su vapor se dejan reposar en contacto uno con el otro lo suficientemente largo sin interferencia o sólo la interferencia gradual desde el exterior. Este no es el caso para el intercambio de calor intensivo o cambio rápido de presión, sin embargo.

La Ley de Henry

La disolución gaseosa en líquidos es regida por una ley conocida como la Ley de Henry. Esa ley dice que la solubilidad de un gas en agua depende de la presión parcial en esa ley varia con el gas y la temperatura, y revive el nombre de constante de Henry.

La ley de Henry y su estudio es fundamental para la fabricación de aguas minerales y otras bebidas gaseosas, así como en cuestiones ambientales.

Ley de Raoult.

La presión de vapor de todas las disoluciones de solutos no volátiles y no ionizados (que no sean electrólitos) es menor que la del disolvente puro. Lo cual queda expresado por la ley de Raoult: La disminución de lapresión de vapor que se observa (cuando el soluto no es volátil ni fónico) en toda disolución con respecto a la del disolvente puro, es directamente proporcional al número de moléculas (fracción molar) del soluto porunidad del volumen del disolvente.

Este hecho se debe a que las moléculas del soluto dificultan la evaporación de las moléculas del disolvente que están en la superficie de la disolución al disminuir la presión de vapor tiene que elevarse al punto de ebullición de la disolución y disminuir su punto de congelación con respecto al del disolvente puro. Es decir, que si llamamos P1 a la presión del vapor de la disolución, Po a la presión de vapor del disolvente puro y n1y n2 al número de moléculas por unidad de volumen de disolvente y de soluto, expresaremos matemáticamente la Ley de Raoult así:

(1)

donde n1 - fracción molar del disolvente

La disminución de la presión es la diferencia entre la presión de vapor del disolvente (Po) la de la disolución (P1)

Por lo que según la ecuación (1)

P = Po - Pon1 = Po (1-n1)

Como n2 = fracción molar del soluto =

Entonces:

P = Pon2

Diagrama de Ebullicion.

Mezclas Azeotropicas

Un azeótropo (o mezcla azeotrópica) es una mezcla líquida de dos o más compuestos químicos que hierven a temperatura constante y que se comportan como si estuviesen formadas por un solo componente.

Un azeótropo, puede hervir a una temperatura superior, intermedia o inferior a la de los constituyentes de la mezcla, permaneciendo el líquido con la misma composición inicial, al igual que el vapor, por lo que no es posible separarlos por destilación simple o por extracción líquido-vapor utilizando líquidos iónicos como el cloruro de 1-butil-3-metilimidazolio.

El azeótropo que hierve a una temperatura máxima se llama azeótropo de ebullición máxima y el que lo hace a una temperatura mínima se llama azeótropo de ebullición mínima, los sistemas azeotrópicos de ebullición mínima son más frecuentes que los de ebullición máxima.

Un ejemplo es la mezcla de etanol y agua,1 que forma un azeótropo para una concentración del 96 % en peso de alcohol, que hierve a una temperatura de 78,2 °C. Con una destilación simple se obtiene un alcohol con esta concentración, pero para conseguir un compuesto más puro se necesita utilizar recursos especiales como una destilación azeotrópica.

Proceso de Destilacion Simple

Es el método que se usa para la separación de líquidos con punto de ebullición inferior a 150ºC a presión atmosférica de impurezas no volátiles o de otros líquidos miscibles que presenten un punto de ebullición al menos 25ºC superior al primero de ellos. Es importante que la ebullición de la mezcla sea homogénea y no se produzcan proyecciones. Para evitar estas proyecciones suele introducirse en el interior del aparato de destilación nódulos de materia que no reaccione con los

...