Reporte Práctica 7: Medición Del Descenso En La Presión De Vapor De Una Solución Binaria

Universidad Autónoma del Estado de México
Facultad de Química




Laboratorio de Principios Termodinámicos
Reporte

Práctica: No.7
“MEDICIÓN DEL DESCENSO EN LA PRESIÓN DE VAPOR DE UNA SOLUCIÓN BINARIA”



























Fundamento Teórico

Presión de vapor: Si se reduce la presión aplicada sobre una disolución liquida ideal hasta que ladisolución empieza a evaporarse, se obtiene un sistema bifásico con la disolución en equilibrio con su vapor. Como veremos, las fracciones molares en la fase de vapor suelen ser diferentes de las existentes en la fase liquida. Sean x1v, x2v,…, xiv,… las fracciones molares en las fase vapor que se encuentra en equilibrio a la temperatura T con una disolución ideal, cuyas fracciones molares son x1l, x2l,…,xil,…










La presión de vapor es P, y es igual a la suma de las presiones parciales de los gases: P = P1 + P2 +… + Pi, siendo Pi = x1v P. La presión del sistema es igual a la presión de vapor P.

La condición de equilibrio de fases entre una disolución ideal y su vapor es μi l= μi v para cada sustancia i, siendo μi l y μi v los potenciales químicos de i en la disolución liquiday en el vapor, respectivamente. El vapor es una mezcla de gases ideales, que es una suposición bastante buena a las presiones bajas y moderadas a las que se suelen estudiar las disoluciones. Para una mezcla de gases ideales, μi v= μi ov + RT In (Pi / Pi o), donde μi ov es el potencial químico del gas ideal i puro a T y P° = 1 bar, y Pi es la presión parcial de i en el vapor en equilibrio con ladisolución. Sustituyendo esta expresión de μi v y utilizando μi l= μi *l + RT In xi l para μi l de la disolución ideal en la condición de equilibrio μi l= μi v, se obtiene:





Sea Pi* la presión de vapor del liquido i puro a la temperatura T. En el equilibrio entre el liquido puro “i” y su vapor, sabemos que μi *l (T, Pi *) = μi *v (T, Pi *), o bien



Restando [2] de [1]resulta:



Para los líquidos, μi * (que es igual a Gm,i*) varia de forma muy lenta con la presión, por lo que es una aproximación excelente considerar μi *l (T, P) = μi *l (T, Pi *) (a menos que la presión sea muy elevada). En este caso, la ecuación [3] se simplifica a RT In xi l = RT In (Pi / Pi *). Si In a = In b, entonces a = b. Por consiguiente, xi l=Pi / Pi * Y Pi = xi l Pi * disoluciónideal, vapor ideal, P no muy alta.

Si un soluto es no volátil (es decir, no tiene una presión de vapor que se pueda medir), la presión de vapor de sus disoluciones siempre es menor que la del disolvente puro. Así la relación entre la presión de vapor de la disolución y la presión de vapor del disolvente puro depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación se expresa porla ley de Raoult, que establece que la presión parcial de un disolvente en una disolución P1, está dada por la presión de vapor del disolvente puro, P°1, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución, X1:
P1 = X1P°1

En una disolución que contenga sólo un soluto, X1 = 1 – X2, donde X2 es la fracción molar del soluto. Por lo tanto:
P1 = (1 – X2) P°1 ó P1 = P°1 – X2 P°1Así que:

P°1 – P1 = ∆ P = X2 P°1

Se observa que la disminución de la presión de vapor, ∆P, es directamente proporcional a la concentración del soluto (medida en fracción molar).

Resultados















Cálculos

Fracciones molares:
Solución 1: 0.5 g de Ácido benzoico + 5 mL de Acetona

g_acetona= (5 mL)/(0.80 g/mL)=6.25

0.〖5 g〗_(ácido benzoio) ((1 mol)/(122g))= 4.098 x 〖10〗^(-3) mol

6.〖25 g〗_acetona ((1 mol)/(58.04 g))= 0.107 mol

〖 n〗_T=0.11109 mol

X_(Ácido benzoico)=(4.098〖X10〗^(-3) mol)/0.11109mol=0.036

X_Acetona=0.107mol/0.11109mol=0.963

Solución 2: 1.0 g de Ácido benzoico + 5 mL de Acetona

1.0〖 g〗_(ácido benzoio) ((1 mol)/(122 g))= 8.19x〖10〗^(-3) mol

6.25〖 g〗_acetona ((1 mol)/(58.04 g))= 0.107 mol

〖 n〗_T=0.1158 mol...