UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGÍA

ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

Laboratorio de Fisicoquímica
ASIGNATURA: QU- 343 FISICOQUÍMICA II
PRÁCTICA N° 5
EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR EN SISTEMAS LÍQUIDOS BINARIOS
PROFESOR DE TEORÍA: Ing. QUISPE MISAICO, Hernán Pedro
PROFESOR DE PRÁCTICA: Ing. QUISPE MISAICO, Hernán Pedro
ALUMNO:
 FERNÁNDEZ NAJARRO, Roberto Neyder

DÍA DE PRÁCTICAS: viernes HORA: 10:00 am-1:00pm

AYACUCHO – PERÚ
2020
 EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR EN SISTEMAS LÍQUIDOS BINARIOS

I. OBJETIVOS
 Determinar el equilibrio entre el líquido y vapor en sistemas líquidos
binarios
 Describir el comportamiento del equilibrio de los sistemas líquidos
binarios por medio de diagramas de equilibrio.
 Las condiciones de laboratorio, la temperatura ambiente, la presión
y la humedad relativa.
 Señalar si la destilación realizada es una solución azeotrópica o no
lo es.

II. REVISIÓN BIBLIOGRÁFICA

PRESIÓN DE VAPOR DE UNA SOLUCIÓN IDEAL

Si un soluto tiene una presión de vapor medible, la presión de vapor de su disolución
siempre es menor que la del disolvente puro. De esta forma la relación entre la
presión de vapor de la disolución y la presión de vapor del disolvente depende de la
concentración del soluto en la disolución.
Esta relación entre ambos se formula mediante la Ley de Raoult mediante la cual: la
presión parcial de un disolvente sobre una disolución P1 está dada por la presión de
vapor del disolvente puro Po1, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la
disolución X1.
Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar.
En una solución que sólo contenga un soluto, se tiene que X1 = 1 - X2, donde X2 es
la fracción molar del soluto, pudiendo escribir la formulación de la ley como:
Se puede ver de esta forma que una disminución en la presión de vapor, ΔP es
directamente proporcional a la concentración del soluto presente.

Diagrama de presión de vapor y punto de ebullición para sistemas que muestran:

(a) Idealidad, (b) desviación positiva y (c) desviación negativa según la ley de
Raoult.

SOLUCIÓN REAL
Es aquella sustancia que no se ajusta a la ley de Raoult, y que presenta desviación
negativa y positiva de la ley. Se dice que exhiben desviaciones negativas los
sistemas en los cuales la curva (en un diagrama a t cte) se encuentra por debajo de
la relación lineal proporcionada por la ley de Raoult. Cuando la desviación llega
hacer lo suficientemente grande respecto a las diferencias entre las presiones de los
componentes puros, la curva muestra un mínimo. Se dice que las soluciones
presentan desviaciones positivas cuando la curva a t cte se encuentra sobre la línea
de la ley de Raoult. Para desviaciones positivas grandes se tiene un máximo en la
curva.
A nivel molecular, las desviaciones negativas apreciables de la ley de Raoult reflejan
fuerzas intermoleculares más fuertes entre moléculas diferentes que entre moléculas
iguales. Opuestamente, desviaciones positivas apreciables resultan en soluciones en
donde las fuerzas intermoleculares entre moléculas parecidas son más fuertes
respecto a las moléculas distintas.

MEZCLAS AZEOTRÓPICAS
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 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.
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.

III. MATERIALES
 Matraz Erlenmeyer 250 mL
 Trípode
 Manguera de látex
 Manómetro diferencial
 Termómetro de 0ºC-150 ºC
 Liquido problema (Agua, acetona, etc.) 250 mL.
 Pinzas de presión
 Barómetro
 Baño de agua fría
 IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL

1. DETERMINACION DE LOS PUNTOS DE EBULLICION DEL SISTEMA

a) Se armó un equipo especial para puntos de ebullición, que consta de un balón de
125mL, un refrigerante de reflujo (agua), un separador para retirar el destilado. El
equipo se lavó y secó completamente.
b) Se colocó 25 mL de A en el balón y se insertó el termómetro de tal manera que su
bulbo quedó sumergido aproximadamente hasta la mitad en el líquido.
c) Se calentó lentamente la muestra del balón hasta obtener una ebullición vigorosa
a temperatura constante. Se anotó la temperatura de ebullición.
d) Con una pipeta se tomó una muestra de aproximadamente 1 mL del residuo en un
tubo limpio y seco, se tapó para evitar la volatización de la muestra, al mismo tiempo
se extrajo aproximadamente 1 mL el destilado del separador, el exceso de destilado
se agregó al balón, también se tapó.
e) Se añadió cada incremento según la tabla 2 y se repitió los pasos c) y d) para
cada incremento.
f) Se lavó y secó el balón. Se colocó 25 mL de B en el balón y se procedió
similarmente que, con A, pero con los incrementos de la tabla 3.

Tabla N° 2 Incrementos de n-propanol B, a agua (A), para el proceso de destilado

Volumen de Temperatura de Índice de refracción Índice de refracción
incremento de B ebullición(ºC) del destilado del residuo
para añadir a 20mL
de A
1.0
3.0
5.0
8.0
9.0
10.0
Tabla N° 3 Incrementos de n propanol (B) a agua (A) para el proceso de destilado

Volumen de Temperatura de Índice de refracción Índice de refracción

incremento de A ebullición(ºC) del destilado del residuo
para añadir a 20mL
de B
0.4
0.4
0.4
0.5
0.5
0.5
0.5

Reporte de composición en el destilado y residuo.

XR YD T(oC)
Agua +1ml
Agua +3 ml
Agua +5ml
Agua + 8 ml
Agua +9ml
Agua +10ml
1-Propanol +0.4ml
1-Propanol +0.4ml
1-Propanol +0.4ml
1-Propanol +0.5ml
1-Propanol +0.5ml
1-Propanol +0.5ml
1-Propanol +0.5ml

2. DETERMINACIÓN DE LA COMPOSICIÓN DE LAS MEZCLAS

a) En tubos con tapón de corcho, se preparó 3 mL de las mezclas indicadas en la tabla 3 midiendo las
temperaturas de A y B.
b) Se midió el índice de refracción de las mezclas preparadas en a).
c) Se midió los índices de refracción de cada muestra de destilado y residuo.

Tabla N° 1 Volumen de 1-propanol (B) y agua (A), para la curva patrón.

Volumen de A 1-Propanol
Volumen de B
3.0 0.0
2.9 0.1
2.8 0.2
2.5 0.5
2.1 0.9
 1.7 1.3
1.4 1.6
1.0 2.0
0.5 2.5
0.0 3.0

Desarrollo experimental

Resultados

Muestra n 1-propanol n Agua %n 1-propanol

1
2
3
4
5
6
7
8
9
10

Reporte de informe:

1.- Determinar la composición (fracción molar) de los componentes y graficar la curva patrón.

2. Obtener el índice de refracción del destilado y residuo de cada solución destilada de acuerdo a la
tabla 2 y 3.

3. Determinar la composición (fracción molar) del destilado y el residuo, considerando la curva patrón
del ítem 1.

4. Graficar la curva de equilibrio líquido vapor, T-X-Y y X-Y.

CÁLCULOS REQUERIDOS PARA EL INFORME

1. GRÁFICA N°1. P (mm Hg) vs t (°C). Ubicar los puntos experimentales,

trazar la curva preliminar de equilibrio líquido - vapor (ELV) e identificar el
área de la fase líquida (L) y de la fase vapor (V).
 P, mmHg
Teb °C
(leída)
91 548
88 489
FASE LÍQUIDO
85 445
80 368
76 311 FASE VAPOR

73 272
70 245
68 221

2. GRÁFICA N°2. Ln P (en mm Hg) vs 1/T (K -1). Indicar las fases L y V. hallar la
pendiente y la entalpia (molar) de vaporización ΔH vap. Igualando a la
pendiente en la ecuación de Clausius-Clapeyron (ECl-Cl). Interpretar su
significado y hallar el % de error.

FASE VAPOR

FASE LÍQUIDO

CÁLCULOS PARA DETERMINAR EL ΔHvap.

Ecuación lineal obtenida: y=−4882,2 x+19,72
La pendiente m = -4882,2
−∆ H
Sabemos por la ecuación de ECl-Cl que: m=
R
R = 8, 31434 J/mol x K
Reemplazando: ∆ H vap=¿4882,2 K × 8, 31434 J/mol x K
∆ H vap=40596,2708 J /mol

KJ
∆ H vap=40,5963 → Valor experimental
mol
De tablas tenemos que:
∆ H vap=¿ 44KJ /mol → Valor teórico

Por lo tanto, el % E es:

Vt−Ve 40,5963 /¿
%E= x 100=¿ 44− x 100=8,38 % ¿
Vt 40,5963

3. Formular la ECl-Cl experimental y explicar el significado de cada término y

precisar su utilidad.
La ecuación experimental obtenida es:
−40592,2708 1
LnP=
R
×
T ( )
+19,72

En termoquímica, la ecuación de Clausius-Clapeyron es una manera de caracterizar

una transición de fase de primer orden que tiene lugar en un sistema
monocomponente. En un diagrama P-T (presión-temperatura), la línea que separa
ambos estados se conoce como curva de coexistencia. La relación de Clausius-
Clapeyron determina la pendiente de dicha curva.
Características de la ecuación de Clausius-Clapeyron
• La condensación tiende a volver el gas que se ha formado por vaporización al
estado líquido.
• La velocidad de condensación aumenta a medida que tiene lugar la vaporización,
y aumenta la presión del vapor.
• El valor de la presión de vapor es independiente de las cantidades del líquido y
vapor, mientras haya presente cualquier superficie libre del líquido. Este valor
depende en realidad de la cantidad de moléculas ganadas o perdidas por el
líquido.
 • A mayor área expuesta al vapor, mayor será la cantidad de moléculas ganadas
por el líquido.
• La composición del líquido es determinante en el valor de la presión de vapor
durante el equilibrio.
• A mayor masa molecular menor valor en la presión de vapor. Este tipo de
tratamiento permite además obtener los valores del calor y de la entropía de
vaporización del líquido. Existen varios métodos para medir la presión de vapor.
Los más conocidos son:

4. Corregir los valores experimentales de Ln P para cada (1/T) dado, empleando

la ecuación de Clausius-Clapeyron, y trazar la curva de ELV definida
(corregida) en la GRÁFICA N°1.
Utilizando la ecuación de Clausius – Clapeyron experimental:
−40592,2708 1
LnP=
R
×
T( )
+19,72

Corregimos las presiones:

Donde:
R = 8, 31434 J/mol x K
∆ H =40592,2708 J/mol x K
C=19,72
Entonces:
−40592,2708 1
LnP=
R
×()
T
+19,72

 Para T = 364, 15 K
−40592,2708 1
LnP=
8,31434
×(364,15 )
+ 19,72

LnP=6,3129
P=551,6355 mmHg

 Para T = 361,15 K
 −40592,2708 1
LnP=
8,31434
× (
361,15 )
+ 19,72

LnP=6 ,2015
P=493,4973 mmHg

 Para T = 358,15 K
−40592,2708 1
LnP=
8,31434
× (
358,15 )
+ 19,72

LnP=6,0883
P=440,6634 mmHg

 Para T = 353,15 K
−40592,2708 1
LnP=
8,31434
× (
353,15 )
+ 19,72

LnP=5,8953
P=363,3184 mmHg

 Para T = 349,15 K
−40592,2708 1
LnP=
8,31434
× (
349,15 )
+ 19,72

LnP=5,7369
P=310,1010 mmHg

 Para T = 346,15 K
−40592,2708 1
LnP=
8,31434
× (
346,15 )
+ 19,72

LnP=5,6157
P=274,7083 mmHg

 Para T = 343,15 K
 −40592,2708 1
LnP=
8,31434
× (
343,15
+ 19,72)
LnP=5,4924
P=242,8399 mmHg

 Para T = 341,15 K
−40592,2708 1
LnP=
8,31434
× (
341,15 )
+ 19,72

LnP=5,4089
P=223,4065 mmHg

Por lo tanto, la curva corregida es:

 FASE LÍQUIDO

FASE VAPOR

5. Calcular la temperatura de ebullición normal del líquido (T b) y compararla con

el valor teórico.
Datos:
P= 760 mmHg
m= -4882,2
c= 19,72
Si:
1
LnP=m× +c
T
1
ln 760=−4882,2 × +19,72
T
T =373,0658 K−273,15=99,92° C
Entonces la temperatura de ebullición normal del líquido experimental es
99,92°C y el teórico es 100°C. Al compararlo resulta un 0,08% de error.
Por lo tanto, el % E es:
 Vt−Ve 99,92/¿
%E= x 100=¿ 100− x 100=0,08 % ¿
Vt 100
6. Calcular la temperatura de ebullición a CL del líquido (T eb) e indicar ¿cómo se
determinaría?
Datos:
P= 548 mmHg
m= -4882, 2
c= 19,72
Si:
1
LnP=m× +c
T
1
ln 548=−4882,2 × +19,72
T
T =363,97 K−273,15=90,82 ° C
Entonces la temperatura de ebullición a CL del líquido (Teb) experimental es
90,82°C y el teórico es 92°C para Ayacucho. Al compararlo resulta un 0,91%
de error.

Por lo tanto, el % E es:

Vt−Ve 90,82/¿
%E= x 100=¿ 92− x 100=0,91% ¿
Vt 92
7. Calcular las tres constantes A, B y C de la ecuación de Antoine utilizando
tres datos experimentales escogidos, formular la ecuación experimental y
compararla con la teórica.

Ecuación de Antoine
B
log P= A−
C+T
Usando datos experimentales
 Para P = 551,6355 mmHg y T = 91 °C
B
log 551,6355= A−
C+91
 B
2,7417=A− …… (I)
C+ 91

 Para P = 493,4973 mmHg y T = 88 °C

B
log 493,4973= A−
C +88
B
2,6933= A− …… (II)
C+ 88

 Para P = 440,6634 mmHg y T = 85 °C

B
log 440,6634= A−
C+85

B
2,6441= A− …… (III)
C+85

 De la ecuación (I) y (III)

B = 0,0163 × (C + 85) (C + 91) …. (IV)

 De la ecuación (II) y (III)

B = 0,0164 × (C + 85) (C + 88) …. (V)

 De la ecuación (IV) y (V)

C = 401 B = 3897,5256 A = 10,6637

V. CONCLUSIONES
 Se determinó experimentalmente la presión de vapor del líquido a
diversas temperaturas preestablecidas.
 Se halló la entalpía (molar) de vaporización ∆Hvap = 40,5963
KJ/mol utilizando la pendiente de la ecuación de Clausius-Clapeyron
(ECI-CI), se obtuvo un %error = 8,38%. y la constante.
 Se calculó la temperatura de ebullición normal de líquido T eb =
99,92°C y al compararla con el valor teórico (T eb= 100°C) se obtuvo
un %E = 0,08%
 Se determinó la temperatura de ebullición del líquido (T eb=90,82°C)
a condiciones de laboratorio de fisicoquímica (CL) y se comparó con
el valor teórico (Teb = 92°C) se obtuvo un %E = 0,91%
 Se determinó las constantes de la ecuación de Antoine A = 10,6637
B = 3897,5256 y C = 401.
VI. BIBLIOGRAFÍA
 Quispe H. - Manual de Fisicoquímica II, Practica I (Presión de
Vapor) – Universidad Nacional San Cristóbal de Huamanga –
Ayacucho – Perú.
 PRESIÓN DE VAPOR. Hernández G. Extraída el 18 de agosto del
2020, de:
http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/PRESENTACION-
PRESION-DE-VAPOR_28426.pdf