influencia de la temperatura en la presión de vapor

INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN LA PRESION DE VAPOR

Laura Laverde 410910271, Elizabeth Bejarano 410910112, Oscar Ovalle 410927043, Sebastián Hernández410720643

METODOLOGIA:

RESULTADOS

Cálculos

Beaker de 500ml

500 ml de agua

Añadir

Invertir Agua hasta tres cuartas partes de su capacidad

Probeta de 50 ml

CalentarEvaporación de agua, evitando sobrepasar el volumen de control

Estufa

Tomar

Temperatura inicial del sistema

Termómetro

EscogerVolumen de referencia inicial y final del agua contenida

Temperatura a medida que se va calentando el sistema

En cada tabla los datos obtenidos en el laboratorio fueron T (°C y K), volumen de la mezcla y volumen de la sustancia en estado gaseoso.

Para hallar el número de moles de la sustancia se utilizó la formula de gases ideales:

ηx=PVRT

Donde P = presión del laboratorio (1 atm), V = Volumen de cada sustancia en estado gaseoso (variable), R = constante de los gases ideales (0.082 atm L/mol K), T = temperatura (variable).

Para hallar el número de moles de la mezcla se suman:ηx+ηaire=ηmezcla

Donde las moles de aire serán constantes y se hallan mediante la fórmula de gases ideales:

ηaire=PVRT

Donde P = Presión del laboratorio (1 atm), V = volumen (volumen de la mezcla inicial), R = constante de los gases ideales (0.082 atm L/mol K), T = temperatura inicial.

Para halla la fracción molar en estado gaseoso de la sustancia (yx) se utilizara la formula:

y x=ηxnmezcla

Y finalmente para hallar la presión de vapor (P°) se hará mediante la formula:P°= y x∗PT

Donde PT = presión total (560 mm Hg)

Análisis de la influencia de la T en P° para el agua (H2O)

0,76 atm

Tabla 1. Datos y cálculos del comportamiento del agua en el laboratorio

AGUA (H2O)T (°C) T (K) V mezcla (mL) V H2O(v) (mL) n H2Ov n mezcla y H2O P°34 307 14 0 0,000000 0,000915 0 052 325 15 1 0,000038 0,000953 0,040078201 22,4437927760 333 16 2 0,000073 0,000988 0,074068927 41,4785992267 339 17 3 0,000108 0,001023 0,105440158 59,0464886371 344 18 4 0,000142 0,001057 0,134443183 75,2881826275 348 19 5 0,000175 0,001090 0,16024292 89,7360351278 351 20 6 0,000208 0,001124 0,185455811 103,85525480 353 21 7 0,000243 0,001158 0,209877932 117,53164282 355 22 8 0,000276 0,001191 0,231865144 129,844480785 358 23 9 0,000309 0,001224 0,252433826 141,362942786 359 24 10 0,000342 0,001258 0,27227217 152,472415288 361 25 11 0,000376 0,001291 0,290982183 162,950022389 362 26 12 0,000407 0,001323 0,308062807 172,515171990 363 27 13 0,000441 0,001357 0,325381545 182,2136652

n aire 0,000915206

Tabla 2. Ln P° Vs 1/T

Ln P° vs 1/TLn P° 1/T

-0,00341122

3,11101408

0,00313332

3,72517761

0,00300165

4,07832508

0,00294855

4,32132319

0,00291418

4,49687242

0,0028641

4,64299814

0,00284779

4,76670759

0,00284779

4,86633743

0,00283166

4,95133064

0,00281571

5,02698370,00280781

5,09344354

0,00279994

5,15048519

0,00278435

5,20517998

0,00278435

5,25273588

0,00277662

5,29586349

0,00276893

5,33345236

0,00275368

5,37122056

0,00275368

5,40603331

0,00275368

5,43824331

0,00275368

5,51896045

0,0027386

Grafica 1. Ln P° vs 1/T

0.0027 0.0028 0.0029 0.003 0.0031 0.00320

1

2

3

4

5

6

f(x) = − 6329.20045865539 x + 22.7896134122195

Relación P° vs T

Relación P° vs TLinear (Relación P° vs T)Linear (Relación P° vs T)

Teniendo en cuenta que la pendiente equivale a:

m=∆ HV

R

Entonces para calcular ΔHV despejamos:

Rm=∆HV

Según la grafica la pendiente es igual a -6329.2 el cual se tomará como positivo por razones de comodidad, reemplazamos:

∆ HV (experimental )=8,31 x10−3 kJmol K

∗6329.2K

∆ HV (experimental )=52.59kJmol

Según la tabla B-1 el valor de ΔHV (teórico) = 40,656 kJ/mol = ΔHV (1)

Para manejar los ΔHv teórico y experimental considerados a las mismas condiciones de presión y temperatura se maneja la ecuación de correlación de Watson, la cual expresa que:

∆H v 2=∆H v 1(T c−T2T c−T1 )0.38

Donde ΔHv1 es el delta de entalpía teórico y ΔHv2 es el delta de entalpia experimental corregido, Tc corresponde a la temperatura crítica del agua y, T1 y T2 corresponden a

las temperaturas de ebullición teórica y experimental del agua (K) respectivamente. Reemplazando en la ecuación de correlación de Watson tenemos que:

∆ H v 2=40,656 (647,4−365,15647,4−373,15 )0.38

∆ H v 2=41,10kJmol

El error porcentual se hallará tomando el ΔHv2 como el valor experimental de la siguiente manera:

%Error=Valor teorico−Valor experimentalValor teorico

∗100

%Error=40,656

kJmol

−41,10 kJmol

40,656kJmol

∗100

%Error=0,95%

Análisis de la influencia de la T en P° para el metanol (CH3OH)

Tabla 3. Datos y cálculos del comportamiento del metanol en el laboratorio

METANOL (CH3OH)T (°C)

T (K) V mezcla (mL) V CH3OH(v) (mL) n CH3OHvn mezcla

y CH3OH P°

28 301,15 14 0 0,000000 0,000567 0 0

38 311,15 15 1 0,000039 0,000606 0,0646626236,2110688

44 317,15 16 2 0,000077 0,000644 0,1194470966,8903697

48 321,15 17 3 0,000114 0,000681 0,167319593,6989194

52 325,15 18 4 0,000150 0,000717 0,20925183117,181024

54 327,15 19 5 0,000186 0,000753 0,24741819138,554187

56 329,15 20 6 0,000222 0,000789 0,28166797157,734061

56 329,15 21 7 0,000259 0,000826 0,31387774175,771536

57 330,15 22 8 0,000296 0,000862 0,34263934191,878031

58 331,15 25 11 0,000405 0,000972 0,41675106233,380594

n aire 0,00056693Tabla 4. Ln P° Vs 1/T

Ln P° vs 1/TLn P° 1/T- 0,00332063,58936484 0,00321388

4,20305501 0,003153084,54008666 0,003113814,76371995 0,00307554,93126149 0,00305675,06091046 0,003038135,16918506 0,003038135,25685992 0,003028935,45267057 0,00301978


0.003 0.00305 0.0031 0.00315 0.0032 0.003250

1

2

3

4

5

6

f(x) = − 8822.65396858499 x + 31.9654885269553

Relación P° vs T

Relación P° vs TLinear (Relación P° vs T)Linear (Relación P° vs T)

Realizando el mismo procedimiento que para el agua tenemos entonces que según la grafica la pendiente es igual a -8822,7 el cual se tomará como positivo por razones de comodidad, remplazamos:


∗8822,7K

∆ HV (experimental )=73,32kJmol

Según la tabla B-1 el valor de ΔHV (teórico) = 35,27 kJ/mol = ΔHV (1)


∆ H v 2=∆ H v 1(T c−T2T c−T1 )0.38

Donde ΔHv1 es el delta de entalpía teórico y ΔHv2 es el delta de entalpia experimental corregido, Tc corresponde a la temperatura crítica del metanol y, T1 y T2 corresponden a las temperaturas de ebullición teórica y experimental del metanol (K)

respectivamente. Reemplazando en la ecuación de correlación de Watson tenemos que:

∆ H v 2=35,27( 513,20−331,15513,20−337,85 )0.38

∆ H v 2=35,77kJmol



∗100

%Error=35,27

kJmol

−35,77 kJmol

35,27kJmol

∗100

%Error=1,4%

Análisis de la influencia de la T en P° para el Etanol (C2H5OH)

Tabla 5. Datos y cálculos del comportamiento del metanol en el laboratorio

ETANOL C2H5OHT (°C)

T (K) V mezcla (mL) V C2H5OH (v) (mL) n C2H5OH v n mezcla y C2H5OH P°

28 301,15 20 0 0,000000 0,000810 0 0

48 321,15 21 1 0,000038 0,0008480,04478633

25,0803447

56 329,15 22 2 0,000074 0,0008840,08382392

46,9413942

60 333,15 23 3 0,000110 0,000920 0,1194021 66,8651746

63 336,15 24 4 0,000145 0,0009550,15195015

85,0920834

66 339,15 25 5 0,000180 0,0009900,18166189

101,730659

68 341,15 26 6 0,000214 0,001024 0,2093767 117,250953

70 343,15 27 7 0,000249 0,0010590,23498364

131,590839

71 344,15 28 8 0,000283 0,0010930,25927122

145,191881

n aire 0,0008099

Tabla 6. Ln P° Vs 1/T

Grafica

Ln P° 1/T

- 0,0033206

3,22208446 0,00311381

3,84889989 0,00303813

4,20267827 0,00300165

4,443734 0,00297486

4,62232872 0,00294855

4,76431654 0,00293126

4,87969741 0,00291418

4,97805619 0,00290571


0.0028 0.0029 0.003 0.0031 0.00320

1

2

3

4

5

6

f(x) = − 8398.70188383225 x + 29.3859139193559

Relación P° vs T

Relación P° vs TLinear (Relación P° vs T)

Repitiendo el mismo procedimiento que para las dos sustancias anteriores tenemos entonces que según la grafica la pendiente es igual a -8398,7 el cual se tomará como positivo por razones de comodidad, reemplazamos:


∗8398,7K

∆ HV (experimental )=69,79kJmol

Según la tabla B-1 el valor de ΔHV (teórico) = 38,58 kJ/mol


∆H v 2=∆H v 1(T c−T2T c−T1 )0.38

Donde ΔHv1 es el delta de entalpía teórico y ΔHv2 es el delta de entalpia experimental corregido, Tc corresponde a la temperatura crítica del etanol y, T1 y T2 corresponden a las temperaturas de ebullición teórica y experimental del etanol (K) respectivamente. Reemplazando en la ecuación de correlación de Watson tenemos que:

∆ H v 2=35,27( 516,3−344,15516,3−351,65 )0.38

∆ H v 2=35,87kJmol



∗100

%Error=35,27

kJmol

−35,87 kJmol

35,27kJmol

∗100

%Error=1,7% Diagrama de Cox a Patm = 560 mm Hg

Tablas de datos:

Tablas 7,8 y 9. T (°C) vs P° para cada una de las sustancias estudiadas

Grafica 4. Diagrama de Cox para el agua, el metanol y el etanol

10 20 30 40 50 60 70 80 90 1000

50

100

150

200

250

300

Diagrama de Cox

AguaMetanolEtanol

ANALISIS DE RESULTADOS

Al observar los datos obtenidos en la tabla 1, 2 y 3 se puede identificar que los valores de la presión de vapor se hacen mayores a medida que la temperatura se incrementa en el en el sistema analizado, en este caso: agua (H2O), etanol (C2H5OH) y metanol (CH3OH). Se puede afirmar que las temperaturas de ebullición de las sustancias agua (100°C), etanol (78.5 °C) y metanol (64.7 °C) dependen de la presión que se ejerce sobre dichas sustancias. La e presencia de la presión de vapor y el mismo aumento de temperatura son consecuencias de la distribución de energía en las moléculas lo cual provoca en las sustancias un cambio de estado de líquido a gaseoso y por tanto el espacio de las moléculas aumenta, expresando un aumenta de la presión de vapor con el aumento de la temperatura. Así mismo las moles del aire son constantes, ya que dentro de la probeta la cantidad de aire no varía, lo que cambia es el volumen ocupado, por esta razón se hallaron las moles con las condiciones iníciales. Por otro lado las moles de vapor de agua aumentan conforme se incrementa la temperatura debido a que se acelera el proceso de evaporación y esto origina mayor cantidad de moles.

Podemos afirmar que se identifica un calor molar de vaporización respecto a cada sustancia analizada, donde el agua según Gilbert W. Castellan a 20 °C el calor de

vaporización del agua es de 44kJmol

pero si verificamos el valor experimenta obtenido

fue de 41,10kJmol

un valor muy cercano al que afirma el autor, y con ello se puede

diferenciar que el agua (H2O) tiene un calor molar de vaporización mas alto que las otras sustancias; donde el etanol (C2H5OH) se obtuvo un valor experimental de

35,87kJmol

y el metanol (CH3OH) obtuvo un valor experimental de 35,77kJmol

.

Por último las graficas obtenidas de presión de vapor contra la temperatura, nos indican a medida que aumenta la temperatura aumenta la presión, lo cual se debe al aumento de energía de las moléculas al calentarse.

CONCLUSIONES

Cuando se tiene una mayor área expuesta al vapor mayor es la cantidad de moléculas ganadas por el líquido.

Al haber el cambio de fase del agua, las moles del aire no se modificaron ni tuvieron tendencia a disminuir o aumentar, los volúmenes tuvieron cierto cambio.

Las moléculas del agua tuvieron un cambio de estado pasando de líquido a gaseoso aumentando el especio las unas con respecto a las otras.

El punto de ebullición es dependiente de la presión a que se someta, y este es mas bajo cuando se somete a bajas presiones y viceversa.

Debido al proceso de evaporación, hubo un incremento de temperatura generando un cambio en las moles de vapor de agua.

El calor molar de vaporización del agua fue mas alto de las tres sustancias analizadas (etanol, metanol).

BIBLIOGRAFIA:

P.W. ATKINS, Fisicoquímica, Omega, Barcelona, 1999. (Existe una versión en inglés: P.W. ATKINS, J. DE PAULA, Physical Chemistry, Oxford University Press, 8th Ed, 2006).

BROWN THEODORE L., Y COLS. QUÍMICA: La Ciencia Central (Novena Edición), Editorial Pearson Educación, México, 2004.

Principios de Química General - Vila Romano (Uruguay) Editorial Monteverde Gilbert W. Castellan, Fisicoquímica, (segunda Edición), Addison Wesley

Longman de México S.A de C.V.

influencia de la temperatura en la presión de vapor

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