Trabajo Practico - Punto de Ebullicion

QUIMICA GENERAL – 1º Año de Ingeniería Química – UTN - FRRo

UNIVERSIDAD TECNOLOGICA NACIONAL

FACULTAD REGIONAL ROSARIO DEPARTAMENTO DE INGENIERIA QUIMICA CATEDRA DE QUIMICA GENERAL

TRABAJO PRACTICO - PUNTO DE EBULLICION TRABAJO PRÁCTICO Nº: ................................... NOMBRE Y APELLIDO: ........................................................ FECHA:................................................................................... CURSO:........... COMISIÓN: ................. GRUPO DE LABORATORIO: ...............

OBJETIVO: Determinar el punto de ebullición de un líquido puro por el método general y por el método de Siwoloboff.

PRINCIPIOS TEÓRICOS: 1)

Presión de vapor: Las moléculas de los líquidos, análogamente a las de los gases aunque limitadamente, se mueven en todas las direcciones y con todas las velocidades posibles. Las moléculas que alcanzan o están en la superficie del líquido y poseen energía suficiente para vencer la atracción de las demás, escapan del líquido y se comportan como moléculas gaseosas gaseosas moviéndose moviéndose caóticamente sobre él; se dice que el líquido se vaporiza. Cuando las moléculas de vapor chocan contra la superficie del líquido, pierden energía, penetran en él y quedan retenidas debido a las intensas fuerzas atractivas ejercidas por las moléculas del líquido; se dice que el vapor se condensa. Supongamos ahora que tenemos un recipiente abierto, lo cual significa que el espacio encima del mismo es ilimitado, y que contiene líquido, tal como muestra la figura 1(A). Las moléculas de vapor difunden hacia la atmósfera y muy pocas pueden volver al estado líquido, por lo que la velocidad de condensación es en todo momento muy pequeña, respecto a la de evaporación, y el líquido termina por vaporizarse totalmente.

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A la bomba de vacío Manómetro

(A)

(B)

Figura 1: Vaporización de un líquido en recipiente abierto y en recipiente cerrado. Si el líquido se encuentra en un recipiente cerrado, en el que previamente se ha realizado vacío, de forma tal que quede espacio libre entre la superficie del líquido y la tapa del recipiente, según muestra la Figura 1(B), notaremos que al principio el manómetro marcará prácticamente cero, pero como las moléculas que pasan al estado de vapor quedan confinadas en un espacio limitado, podremos observar el aumento permanente de la presión. Al principio, la velocidad de vaporización es muy alta y la de condensación relativamente pequeña, pero al incrementarse el número de moléculas de vapor, la velocidad de condensación irá aumentando. Llegará un momento en que ambas velocidades se igualan, se establece entonces un equilibrio de tipo dinámico, ya que la cantidad de moléculas de líquido que pasan al vapor, continuamente, es la misma que la cantidad de moléculas de vapor que pasan al líquido. Si mantenemos constante la temperatura del recipiente de la Figura 1 (B) y se extrae vapor del mismo, mediante una bomba de vacío, se va a vaporizar más líquido hasta que la presión nuevamente se estabilice. Cuando esto ocurra es porque nuevamente se ha alcanzado el equilibrio. Esta presión de equilibrio se denomina presión (o tensión) de vapor del líquido. Por lo tanto la presión de vapor de un líquido es la presión del vapor puro que está en equilibrio con el líquido puro a una temperatura dada. Esta presión depende tan sólo de la naturaleza del líquido y de la temperatura, siendo independiente de las cantidades relativas de líquido y de vapor. La Figura 2 muestra gráficamente el fenómeno descripto. Asimismo, si disminuimos el espacio libre por encima del líquido manteniendo constante la temperatura, es decir, comprimimos el vapor, parte de éste condensará para lograr volver a su primitivo valor de presión de vapor. Esto nos indica que los líquidos tienen un valor de presión de vapor definida para cada temperatura. Aumentando la temperatura aumenta la vaporización, y

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por lo tanto, aumenta la presión de vapor. Es decir, la presión (tensión) de vapor de un liquido puro es función creciente de la temperatura. r o p a v e d n ó i s e r P

Figura 2 Curva de presión de vapor – tiempo

La vaporización de los líquidos nos demuestra que sus moléculas se mueven con velocidades distintas, puesto que si todas las moléculas se moviesen con la misma velocidad, o no escaparía ninguna o bien pasarían todas ellas, de forma prácticamente explosiva, al estado de vapor. Si se acepta que la distribución de velocidades moleculares en los líquidos es similar a la de los gases, la fracción de moléculas que tienen una energía cinética superior a la necesaria para vencer la atracción de las moléculas de la superficie, se hace rápidamente mayor al elevar la temperatura.

r o p a v e d n ó i s e r P

Figura 3 Curva característica de presión de vapor versus temperatura para un líquido.

tC

Temperatura

Construyendo la gráfica de presión de vapor en función de la temperatura, se obtiene una curva ascendente como la de la Figura 3. Los puntos de la curva

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indican equilibrio entre la fase líquida y la fase vapor. La temperatura más elevada a la cual se puede medir la presión de vapor del líquido, es la temperatura crítica (tC), ya que por sobre esta temperatura el vapor no pasará al estado líquido, por lo que no existirá equilibrio entre las fases líquida y vapor. 2)

Calentamiento de un líquido: Al suministrar calor a un líquido, si no tiene lugar ningún cambio de estado, la temperatura aumenta, disminuyendo la densidad y la tensión superficial. Además, aumentan las distancias intermoleculares y la energía cinética molecular media. Como consecuencia del aumento de las distancias intermoleculares, disminuye la atracción intermolecular y en virtud de la mayor energía cinética algunas moléculas se desprenden de la superficie del líquido, formando una atmósfera gaseosa sobre la superficie de aquél. La cantidad de líquido transformado en vapor, en la unidad de tiempo, es función de la temperatura y aumenta al aumentar ésta. Si se calienta un líquido en un recipiente abierto a una temperatura no muy elevada, como hemos visto, parte de las moléculas que provienen de la superficie del líquido, pasan al estado de vapor. Al difundirse el vapor en la atmósfera, disminuye la presión de vapor y como éste es un valor constante, a temperatura constante, el líquido continúa pasando al estado de vapor para restablecer el valor de la presión de vapor.

Figura 4 – Gráfica de presión de vapor versus temperatura. Aumentando la temperatura, la vaporización aumenta y además se observa que comienzan a formarse burbujas en el fondo del recipiente, las cuales se desprenden y desaparecen al ascender, sin llegar a la superficie. Esto se debe a que el líquido en contacto con el fondo del recipiente se calienta más rápidamente que el resto y se forman burbujas que al ascender encuentran

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líquido más frío y condensan. Continuando el calentamiento, se llega a una determinada temperatura a la que se desprenden burbujas de toda la masa líquida, se dice entonces que el líquido está en ebullición. En este momento la presión de vapor del líquido ha equilibrado la presión exterior. Se define como punto de ebullición la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido iguala la presión exterior. Si la presión exterior es la normal (760 mm de Hg) el punto de ebullición se llama normal. Los valores de punto de ebullición que se encuentran tabulados en los manuales, corresponden al punto de ebullición normal. Las curvas de la Figura 4, muestran la variación de la presión de vapor de algunos líquidos en función de la temperatura. Si se traza una línea horizontal a la presión de 760 mm de Hg se puede determinar, sobre la abscisa, el punto de ebullición normal para cada sustancia, en su punto de intersección con la curva de equilibrio de fases. También se ve que es posible, por comparación de los puntos de ebullición, evaluar las volatilidades relativas de los líquidos. Es decir, que los líquidos que hierven a temperaturas bajas tienen, generalmente, presiones vapor que a todas temperaturas son mayores que las presiones de vapor de los líquidos que hierven a temperaturas mucho más elevadas. Como se ha visto, en el proceso de ebullición se forman burbujas de vapor en toda la masa líquida. En otras palabras, ocurre una evaporación en todas partes del líquido, no sólo en la superficie; ésta es precisamente la diferencia entre evaporación y ebullición. La razón de que esto ocurra solamente cuando la presión de vapor iguala la presión atmosférica, es fácil de entender. A fin de que se forme y crezca una burbuja, la presión de vapor dentro de la burbuja debe ser por lo menos igual a la presión que el líquido ejerce sobre ella. Esta presión, a su vez es igual a la presión de la atmósfera más la presión, pequeña por cierto, debida al peso del líquido que está por sobre la burbuja. Por lo tanto, la formación de la burbuja y la ebullición sólo ocurren cuando la presión de vapor del líquido es igual a la presión de la atmósfera. La iniciación de una burbuja en la masa de un líquido puro es un proceso muy difícil, puesto que requiere que estén cerca, unas de otras, muchas moléculas con energías cinéticas mayores que la requerida para la vaporización. De aquí, que el hecho de que el líquido alcance la temperatura de ebullición, no es una garantía para que ocurra la ebullición. Si ésta no se inicia, la adición de calor hará que el líquido llegue a sobrecalentarse, esto es, a alcanzar una temperatura mayor que su punto de ebullición. Cuando finalmente se produce la formación de burbujas en un líquido sobrecalentado, esto ocurre con violencia casi explosiva, porque la presión de vapor de cualquiera de las burbujas formadas excede en mucho a la presión atmosférica, y las burbujas tienden a expandirse rápidamente. Esta ebullición violenta se llama borboteo , y se puede evitar introduciendo agentes que inicien las burbujas en el líquido tan pronto como éste alcance la temperatura de ebullición. Los trozos porosos de un material cerámico, que despiden burbujas pequeñas de aire dentro de las cuales puede ocurrir la evaporación, sirven muy bien para este propósito.

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r o p a v e dP2 n ó i 760 s76 0 e r P1 P

Figura 5 Variación del punto de ebullición con la presión exterior.

T1

T2

Temperatura Para líquidos puros, el punto ebullición es un valor constante a presión exterior también constante. Al aumentar la presión exterior aumenta también el punto de ebullición, puesto que hay que calentar el líquido a mayor temperatura para que su presión de vapor iguale la presión exterior, tal como se puede apreciar en la Figura 5. Lo mismo al disminuir la presión exterior, disminuye el punto de ebullición. Se puede interpretar también la variación del punto de ebullición en función de la presión exterior, si tenemos en cuenta que las moléculas de líquido que pasan al vapor ocupan un volumen mucho mayor en éste último estado. Es decir, todas las sustancias al pasar del estado líquido al gaseoso, aumentan de volumen. Por consiguiente, si la presión exterior aumenta, es lógico pensar que las moléculas líquidas deberán poseer mayor energía cinética para contrarrestar los efectos del aumento de presión y pasar al estado gaseoso; esto implica mayor temperatura es decir, mayor punto de ebullición. Por el contrario, a menor presión exterior, será necesario menor energía cinética para que ocurra el cambio de fase, es decir, menor temperatura y menor punto de ebullición. Esta propiedad de los líquidos se aprovecha a diario en la industria. Así, por ejemplo, se sabe que el agua hierve a 100º C a la presión de 1 atm, pero si la presión es de 15,34 atm, el agua hierve a 200º C. Esto ocurre generalmente en las calderas. En cambio, en los evaporadores a vacío donde el agua hierve a presión reducida, la temperatura de ebullición es inferior a 100º C. A 150 mm de Hg. el agua hierve a 60º C. En las determinaciones experimentales, cuando la presión exterior no es igual a la normal, se corrige el punto de ebullición para llevarlo a presión normal aplicando una de las siguientes fórmulas:

Fórmula de Batelli: p.eb.(a 760 mm) = p. eb. (a H mm) + (760 - H) * C donde: p.eb.= punto de ebullición

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H= presión exterior, en mm de Hg C= constante que depende de la sustancia, en general se adopta 0,0375 p.eb.(a 760 mm) = p. eb. (a H mm) + (760 - H) * 0,0375 Esto significa que por cada mm de Hg de variación de la presión exterior, el punto de ebullición variará en 0,0375 ºC.

Fórmula de Crafts: ∆t

= ( T + t ) * ( 760 – H ) * C

donde: ∆t= corrección de temperatura (º C) H = presión exterior (mm de Hg.) T = temperatura absoluta (2730 K) t = temperatura del punto de ebullición leído a la presión H, (ºC) C = constante que depende del tipo de sustancia así: C = 0,00012 para la mayoría de las sustancias C = 0,00010 para agua, alcoholes y ácidos carboxílicos C = 0,00014 para sustancias de p. eb. muy bajo, por ej., oxígeno, amoníaco. Para su aplicación directa, podemos escribir la fórmula de Crafts de la siguiente manera: p. eb. (a 760 mmHg) = p. Eb.(a H mmHg) + [273 + p. eb.(a HmmHg)] . (760 - H) . 0,00012 para la mayoría de las sustancias. La aplicación de estas fórmulas tiene sentido cuando el valor de la corrección es mayor que la apreciación del termómetro utilizado en la experiencia. Si trazamos en un diagrama temperatura—cantidad de calor del proceso de calentamiento de un líquido puro, obtendremos una gráfica como la de la Figura 6. La rama AB indica que a medida que se le suministra calor al líquido su temperatura aumenta, tenemos solamente la fase líquida. La cantidad de calor necesaria para que el líquido eleve su temperatura desde ta hasta tb, sin entrar en el cambio de fase, se denomina calor sensible y está representado por el segmento AB. Al llegar al punto B, comienza la ebullición del líquido, es decir, comienza la generación de vapor con una presión igual a la presión exterior. Por consiguiente en la rama BC de la gráfica se tiene la coexistencia de la fase líquida y la fase vapor. Se puede notar que mientras el líquido permanece en ebullición, la temperatura se mantiene constante; sin embargo, para mantener la ebullición hay que seguir suministrando calor, es decir, el cambio de estado se la cantidad de calor necesaria para vaporizar 1 gramo de sustancia a la temperatura de ebullición; se mide en cal/g, Kcal/Kg. o en el SI en Joule/Kg. En la Figura 6, el calor latente está representado por el segmento BC. También puede expresarse

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para 1 mol de sustancia y, en este caso, se denomina calor vaporización y se puede medir en cal/mol, Kcal/ Kmol o Joule/Kmol.

molar de

Al llegar al punto C de la curva temperatura - cantidad de calor, prácticamente todo el líquido se ha vaporizado, por lo tanto, en la rama CD se tiene nuevamente una fase, en este caso la gaseosa. Si seguimos calentando, tendremos que la temperatura del vapor aumentará, es decir, obtendremos vapor sobrecalentado. Temp D

tB = tC

tA

B

C

b

c

A a

Cantidad de Calor

Figura 6 Curva de calentamiento y ebullición de un líquido puro

MÉTODOS DE LABORATORIO PARA DETERMINACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN: 1)

Método General: consiste en destilar una sustancia cuyo punto de ebullición se

desea determinar, de forma tal que el bulbo del termómetro esté en contacto con los vapores de la ebullición y con el líquido que por condensación se formará sobre el bulbo. 2) Técnica Operatoria: se arma el aparato como indica el esquema de la Figura 7. En el balón de 100 ml se colocan 50 ml (la mitad de la capacidad del balón, aproximadamente) del líquido cuyo punto de ebullición se desea determinar y se agregan unos trocitos de piedra pómez o cerámica porosa para regular la ebullición. Se calienta a baño maría. Cuando la temperatura permanece constante y el líquido destila, se hace la lectura en el termómetro, que corresponde al punto de ebullición a la presión ambiente. Se mide la presión atmosférica en el barómetro y se anota su valor. Conviene siempre dejar que la destilación continúe unos minutos más observando el termómetro para ver si la temperatura permanece constante. Para líquidos cuyos puntos de ebullición sean inferiores a 100º C, se calienta el balón a baño María. Para puntos de ebullición superiores a 100º C, se seleccionan otros baños cuya temperatura de ebullición sea, como mínimo, 20º C mayor a la de la sustancia en ensayo.

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Salida del agua de refrigeración

Detalle de la ubicación del termómetro Entrada del agua de refrigeración

Figura 7 – Esquema del dispositivo para determinación de puntos de ebullición por el método general. produce con absorción de calor. Se denomina

calor latente de vaporización a

DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS: Punto de ebullición observado: .............................. ºC Presión atmosférica reinante: .................................. mm de Hg(1) Corrección del punto de ebullición leído a presión normal (760 mm Hg): Fórmula de Batelli : P.eb.(a 760 mm) = ................................. + ( 760 - ...................•) x 0,0375 P eb. (a 760 mm) = ....................................... ºC (n´) Fórmula de Crafts : P.eb.(a 760 mm) = ............ + (273 + ...........) * ( 760 - .............•) * 0,000....... P eb. (a 760 mm) = ....................................... ºC (n´) Sustancia:.......................... Fórmula:............................ (Buscar en bibliografía) Punto de ebullición según tablas: ...................................................... ºC (n)(2) Cálculo del error: n´ = punto de ebullición según experiencia n = punto de ebullición según tablas Error absoluto: Eabs:

`

n − n

= ...................

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Error relativo porcentual:

`

n − n

* 100 = ……………

n

3)

Método de Siwoloboff: Este método tiene la ventaja que requiere muy poca cantidad de muestra. Consiste en colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad del líquido a ensayar, se introduce en el líquido un tubo capilar cerrado a la llama en su extremo más fino, el cual irá hacia arriba. El capilar sirve, de manómetro indicador del instante en que se igualan la presión de vapor del líquido y la presión atmosférica. Técnica Operatoria: Se hacen tubos capilares estirando a la llama un tubo de vidrio fusible, se cortan de 5 a 6 cm de longitud y se cierran a la llama los extremos afilados. Se coloca en un tubo de ensayo, aproximadamente, 5 ml del líquido cuyo punto de ebullición se desea determinar y uno de los capilares, con el extremo cerrado hacia arriba. Se arma el dispositivo como indica el esquema de la Figura 8. Se calienta en baño agitando y se observa el capilar. Al comienzo, del extremo abierto del capilar, se desprenden algunas burbujas cuyo número aumenta rápidamente, hasta que llega un momento en que se forma una serie continua de burbujas llamada “rosario de burbujas”. Entonces, se lee la temperatura que indica el Termómetro termómetro y que corresponde al punto de ebullición del líquido en ensayo a la presión atmosférica. Esta lectura se considera sólo de aproximación y no interviene en los cálculos. Se repite la experiencia dejando enfriar el líquido y el Agitabaño y utilizando un nuevo tubo capilar. Además, dor en el nuevo ensayo, debe calentarse lentamente el baño a partir de unos 10ºC antes de la temperatura determinada en la primera experiencia, para efectuar con mayor precisión la lectura del punto de ebullición. Se controla con una tercera determinación, si no hay diferencias apreciables entre las dos últimas lecturas, se da por determinado el punto de ebullición. Se promedian las dos últimas lecturas y se mide en el barómetro la presión atmosférica. La acción del tubo capilar es la siguiente: en el capilar, al ser colocado con el extremo cerrado hacia arriba, queda retenido aire. Además, en la interfase aire líquido, la superficie de este último emite vapores, por lo tanto, en el capilar hay aire y vapor del líquido. Al calentar el sistema, el aire se dilata y la presión de vapor del líquido aumenta. Como se tiende a restablecer el equilibrio entre las Figura 8 presiones interior del tubo capilar y la atmosférica, atm osférica, Esquema del dispositivo salen burbujas del capilar. Si continuamos para determinar el punto calentando, aumenta la temperatura, de ebullición por el aumentarán aún más las presiones del aire y del método de Siwoloboff vapor del líquido, por lo que también aumenta la velocidad de salida de las burbujas, hasta que se forma un rosario continuo de burbujas. En este momento, la presión atmosférica y

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la presión de vapor del líquido se han igualado, por consiguiente, la temperatura que indica el termómetro, sumergido en el líquido en ensayo, corresponde al punto de ebullición de ese líquido.

DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS: Primera determinación: .................................ºC (de aproximación) Segunda determinación: .................................ºC (A) Tercera determinación: ...................................ºC (B) Pto. Eb. Promedio (A +B)/2 = .........................ºC Presión atmosférica: .........................................mm Hg Corrección del punto de ebullición leído a presión normal (760 mm Hg): Fórmula de Batelli : P.eb.(a 760 mm) = ................................. + ( 760 - ...................•) x 0,0375 P eb. (a 760 mm) = ....................................... ºC (n´) Fórmula de Crafts : P.eb.(a 760 mm) = ............ + (273 + ...........) * ( 760 - ............•) * 0,000...... P eb. (a 760 mm) = ....................................... ºC (n´) Sustancia:.......................... Fórmula:............................ Punto de ebullición según tablas: ...................................................... ºC (n)(3) Cálculo del error: n´ = punto de ebullición según experiencia n = punto de ebullición según tablas Error absoluto: Eabs: (n` − n ) = ................... Error relativo porcentual:

(n´ − n )

* 100 = ……………

n

CONCLUSIONES En este ítem, se deben colocar aquellas observaciones respecto de los resultados obtenidos, como por ejemplo, comparar el error absoluto obtenido con la apreciación del instrumento de medición (en este caso el termómetro), etc.

BIBLIOGRAFÍA (1) Fuente de información de la presión atmosférica en el día de la experiencia. (2) Fuente de información de la temperatura de ebullición de la sustancia utilizada en el método general. (3) Fuente de información de la temperatura de ebullición de la sustancia utilizada en el método de Siwoloboff.

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Trabajo Practico - Punto de Ebullicion

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