Determinación De La Presión De Un líquido Puro

Determinación de la presión de un líquido puro

1. Objetivos

2. Introducción teórica

3. Variación de la presión de vapor con la temperatura

4. Entalpía.

5. Punto de ebullición

6. Cuestionario

7. Conclusiones

8. Bibliografía.

OBJETIVOS

 Determinar experimentalmente la presión de vapor de los líquidos puros a distintas temperaturas de ebullición, modificando la presión del sistema.

 Determinar la relación existente entre la presión de vapor y la temperatura de los líquidos puros.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

LA PRESIÓN DE VAPOR DE LOS LÍQUIDOS

Esta presión es conocida como presión saturada de vapor del liquido correspondiente. Para un liquido cualquiera la vaporización va acompañada de absorción de calor y la cantidad de este, cuando se nos da una presión y una temperatura, con las cuales se puede calentar cierto peso de liquido se conoce con el nombre de el calor de vaporización y es la diferencia de entalpía de vapor y liquido, esto es, Hv = Hr - Hl; donde Hv significa el calor de vaporización de las variables mencionadas, estas son las entalpías de vapor y de liquido.

Hv = Ev + P Vv

Cuando se miden la diferentes presiones y temperaturas de un liquido se usan varios procedimientos para medir la presión de vapor de un liquido, llamados estáticos y dinámicos. Para el primer caso antes mencionado se deja que el liquido establezca su presión de vapor sin que haya ninguna alteración, mientras que en los dinámicos el liquido hierve, ó se hace pasar una corriente inerte de gas a través del mismo. La presión ejercen las moléculas de vapor en equilibrio con el liquido mismo a, una determinada temperatura se llama presión de vapor del liquido. La presión de vapor depende de la clase del liquido, además de el liquido mismo que se emplee; a veces este depende en gran manera de la naturaleza que hay en las interacciones de las moléculas del liquido; un compuesto como el agua tiene una presión de vapor mas baja que el éter porque las moléculas de agua tienen fuerzas de atracción intermolecular mayores que las moléculas del éter.

VARIACIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR CON LA TEMPERATURA

La presión de vapor de un liquido, es constante a una temperatura dada, pero aumenta si lo hace la temperatura hasta el punto critico del liquido. Cuando se aumenta la temperatura es aumentada o mayor la porción de moléculas, estas toman la energía necesaria para hacer el cambio de liquido a vapor, y en consecuencia se precisa mayor presión para establecer un equilibrio entre el vapor y el liquido. Hay un acensuó lento a bajas temperaturas, y luego uno muy rápido como puede observarse como aumento de la pendiente de las curvas. Esta variación de la presión de vapor con la temperatura se expresa matemáticamente con la ecuación de Clausius-Clapeyron. Para la transición de líquidos a vapor P es la presión a la temperatura T, H= Hv el calor de vaporización de un peso dado de liquido, y V1 = V l el volumen del liquido, mientras que V2 = V g es el volumen del mismo pero de vapor. En consecuencia, para la vaporización la ecuación de Clausius-Clapeyron puede escribirse así:

A temperatura no muy próxima a la critica V l es muy pequeña comparada con V g y puede despreciarse. Así a 100ºC, Vg del agua es 1671cc por gramo, mientras que Vi es solo 1.04 cc por gramo. Ademas si suponemos que el vapor se comporta esencialmente como un gas ideal, entonces Vg por mol viene dada por V g = RT/ P y la ecuación anterior se transforma en :

Esta ecuación es conocida como ecuación de Clausius-Clapeyron.

Integrando esta nos queda de la siguiente forma:

Log10 P = - Hv / 2.303 R ( 1/ T ) + C

Además comparamos la ecuación con la de una línea recta y = mx + b, sugiere que si Log10 P para un liquido se gráfica contra 1 / T, entonces la gráfica debe ser una línea recta con :

PENDIENTE

m = (- Hv / 2.303 R)

INTERSECCION

b = C

De las pendientes de las lineas, se deducen los calores de vaporización de diversos líquidos, así:

pendiente = m = - Hv / 2.303 R y por lo tanto Hv = - 2.303 R m = - 4.576m cal mol-1

La grafica anterior nos muestra el comportamiento de la ecuación de Clausius-Clapeyron.

ENTALPÍA.

La mayoría de los procesos físicos y químicos tienen lugar a presión constante y no a volumen constante. Esto es cierto, por ejemplo en el proceso de vaporización, la energía interna E se puede usar efectivamente en procesos a volumen constante, encontraremos muy conveniente en los cambios a presión constante emplear otra función termodinámica. Al igual que la energía interna no podemos establecer el valor absoluto de la entalpía para un cierto sistema aunque al igual que con E, es la magnitud delta, la diferencia de valores H, la que es importante al igual que la energía interna, la entalpía de un sistema depende exclusivamente de su estado y no de su historia anterior.

PUNTO DE EBULLICIÓN

Se define punto de ebullición de un liquido como la temperatura a la cual la presión del vapor es igual a la presión externa. Cuando se aplica calor a un liquido, su presión de vapor aumenta hasta hacerse igual a la presión atmosférica. El punto de ebullición varia con la presión externa que existe por encima de la superficie del liquido. Al descender la presión, el punto de ebullición disminuye; un aumento en la presión aumenta el punto de ebullición.

Para la realización de este experimento utilizamos el siguiente material.

MATERIAL:

 Recipiente de ebullición.

 Mechero.

 Termómetro de 0°C-100°C.

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