Experimento : temperatura de ebullición del agua a diferentes presiones

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

Objetivo: Determinar experimentalmente la temperatura de ebullición del agua a diferentes presiones. Comprobar la ecuación de Clausius-Clapeyron mediante el calculo de la temperatura correspondiente a las diferentes presiones de vapor y compararla con la temperatura experimental respectiva.

Consideraciones Teóricas

Equilibrio líquido–gas

Evaporación y condensación. En un líquido, algunas moléculas tienen una energía cinética suficiente para vencer las fuerzas atractivas y pasar a estado gaseoso (figura 8.1). Este proceso se llama evaporación y su velocidad crece si aumenta la temperatura y si disminuye la energía cinética mínima para ese líquido.

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Una molécula gaseosa puede chocar con la superficie del líquido y ser capturada por ella. Este proceso se llama condensación y su velocidad crece con la presión parcial del gas. El líquido y el gas correspondiente establecen un equilibrio cuando la velocidad de evaporación iguala a la de condensación. Para una sustancia y temperatura dadas, la presión parcial del gas en el equilibrio es una constante llamada presión de vapor del líquido (pv). Si la presión parcial del gas es mayor que pv, parte del vapor condensa; si es menor, parte del líquido se evapora, alcanzándose el equilibrio cuando se igualan ambas presiones.

Los líquidos que se evaporan con facilidad se llaman volátiles y tienen presiones de vapor relativamente altas. La cantidad de calor que debe añadirse a un mol de líquido para evaporarlo a temperatura constante y a la presión de equilibrio, se llama entalpía molar de vaporización (∆Hvap). En condiciones termodinámicas normales (p = 1 atm), se llama entalpía molar normal de vaporización (∆H°vap). La vaporización es siempre un proceso endotérmico, por lo que sus entalpías son siempre positivas.

Ecuación de Clausius–Clapeyron. La presión de vapor de un líquido aumenta con la temperatura y disminuye con la entalpía de vaporización, según la ecuación lnpv(en atm) = –∆H°vap/RT + ∆S°vap/R, obtenida por Clausius experimentalmente y deducida posteriormente por Clapeyron a partir de las leyes termodinámicas (ver tema 12). ∆S° es el cambio de entropía (magnitud relacionada con el desorden) al pasar de un estado al otro.

Ebullición. La ebullición es una forma “violenta” de evaporación que se produce cuando, al elevar la temperatura, la presión de vapor iguala a la presión total (figura 8.2). La temperatura de ebullición de un líquido disminuye al disminuir la presión: el agua ebulle a 100 °C a 1 atm de presión, a menos de 100 °C a presiones inferiores a 1 atm, y a más de 100 °C a presiones superiores a 1 atm. De la ecuación de Clausius–Clapeyron, se deduce la expresión Te = ∆H°vap/(∆S°vap – Rlnp), donde p es la presión total.

Regla de Trouton. En 1884, Trouton encontró que, para la mayoría de líquidos, la relación entre la entalpía molar de vaporización y la temperatura normal de ebullición (∆H°vap/T°e) era aproximadamente 92 J K–1 mol–1 (tabla 8.1). Se sabe que ∆H°vap/T°e = ∆S°vap. Es decir, la relación de Trouton es una medida del aumento del desorden al tomar 1 mol de partículas empaquetadas en el estado líquido y separarlas en el estado gaseoso. Algunos líquidos, como el agua, presentan relaciones ∆H°vap/T°e elevadas porque son sustancias con partículas fuertemente asociadas en el estado líquido (p. ej. mediante enlace de hidrógeno), es decir, con un estado líquido anormalmente ordenado.

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El punto crítico

Un líquido se puede evaporar reduciendo la presión sobre el líquido por debajo del valor de su presión de vapor. Por contra, un gas se puede licuar un gas comprimiéndolo a una presión por encima del valor de la presión de vapor del líquido. Sin embargo, cada sustancia tiene una temperatura crítica por encima de la cual el gas no puede licuarse por compresión (figura 8.3 y tabla 8.2). La diferencia de volumen molar (y densidad) entre el líquido y el gas, que viene dada por el ancho de la cúpula, se anula a la temperatura crítica. En el punto crítico, ambas fases se confunden en una sola, llamada a menudo fluido supercrítico.

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Equilibrio sólido–gas

Parte de las partículas de un sólido tienen energía suficiente para pasar a gas. Las características de este equilibrio son similares a las del equilibrio entre líquidos y gases. Por encima de la temperatura crítica, al no existir estado líquido, un sólido sublima (pasa directamente a gas) y un gas deposiciona La presión de vapor del sólido depende de la entalpía y entropía de sublimación, y de la temperatura, según la ecuación lnpv(en atm) = –∆H°sub/RT + ∆S°sub/R. La temperatura de sublimación es el equivalente de la de ebullición.

Equilibrio sólido–gas–líquido

La estabilidad del estado líquido frente al estado sólido para una sustancia dada, puede deducirse a partir de los datos de los equilibrios sólido–gas y líquido–gas, considerando que, a una temperatura dada, el estado más estable es el que presenta menor presión de vapor (figura 8.4).

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Diagrama de fases. Un diagrama de fases permite determinar el estado más estable para una sustancia a una presión y temperatura dadas (figura 8.5). El punto triple de un diagrama de fases da las condiciones en las que podemos tener los tres estados en equilibrio.

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Materiales

Datos: [pic 6]

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Desarrollo Experimental:

1. En la Matraz balón coloque aproximadamente 250 cm3  de agua y los cuerpos de ebullición.
2. Monte el equipo tal como se indica en la Figura 1, al iniciar el experimento el tubo de hule no deberá estar conectado al manómetro. Estando desconectado el manómetro (pero en una posición tal que cuando sea necesario se pueda conectar rápidamente), caliente hasta ebullición. Anote la temperatura correspondiente.
3. Por un tiempo no mayor de 10 segundos, deje de calentar y conecte rápidamente la manguera de hule al manómetro, e inmediatamente inicie el calentamiento hasta una temperatura de aproximadamente 96ºC. Deje de calentar hasta estabilizar la temperatura. Anote la variación de niveles de Mercurio en el manómetro  y la temperatura correspondiente para este incremento de presión. No deje enfriar mucho tiempo.[pic 8]
4. Caliente nuevamente hasta 98ºC, retire el mechero y anote la variación de niveles del manómetro a la temperatura correspondiente. Caliente nuevamente hasta 100ºC y anote la variación de niveles en el manómetro.
5. Cuide de no calentar a una temperatura mayor o del menor de 103ºC porque puede desconectarse la manguera del manómetro o del matraz por el aumento de presión. Deje enfriar y cuando no haya variación en el nivel de mercurio , desconecte la manguera de hule del manómetro. [pic 9]

Cuestionario.

1. Experimentalmente cuando la presión de oposición fue de 585 mmHg, (presión atmosférica en el D.F.) la temperatura de ebullición fue de:

367 K

1. A partir del dato anterior y de la ecuación de Clauslus-Clapeyron, calcule a las diferentes presiones (PT) la temperatura correspondiente a cada presión y compárela con la obtenida experimentalmente. Complete la siguiente tabla.

Considere:   [pic 10]

[pic 13]

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