Equilibrio de Fases para Sistemas Binarios (Equilibrio Líquido-Vapor).

 

Disolución y medidas de concentración.

Una disolución es la mezcla homogénea de dos o más componentes que no reaccionan entre sí y que se encuentran en proporciones variables.

Las disoluciones tienen dos elementos: un solvente o disolvente, que es en el que se disolverá el soluto, y que generalmente está presente en mayor proporción. Por su parte, el soluto, es el compuesto que se disolverá en la mezcla.

Las unidades de concentración más empleadas son la Molaridad, porcentajes, fracción molar, partes por millón, Normalidad y molalidad.

Sistemas de líquidos miscibles.

Miscibilidad es un término que se refiere a la característica de líquido para mezclarse en todas las proporciones, formando una solución homogénea.

En principio, el término se aplica también a otras fases (los sólidos y los gases), pero el foco principal está en solubilidad de un líquido en otro. Agua y etanol, por ejemplo, son miscible puesto que se mezclan en todas las proporciones.

Por el contrario, las sustancias serían inmiscibles o no miscibles si en cualquier proporción, ellas no forman una solución. Por ejemplo, aceite en agua.

Disolución ideal.

Es aquella en la que las moléculas de las distintas especies son tan semejantes unas a otras que las moléculas de uno de los componentes pueden sustituir a las del otro sin variación de la estructura espacial de la disolución o de la energía de las interacciones intermoleculares.

Ley de Raoult (1882): es una ley de los gases que relaciona la presión de vapor y la fracción molar de cada gas en una solución.

La Ley de Raoult establece que:

·         La presión de vapor de un soluto es menor que la presión del disolvente puro

·         La presión de vapor del disolvente en una disolución es igual a la presión de vapor multiplicada por la fracción mol del disolvente en la solución:

P = xP°

Diagrama de composición en función de la presión.

Representación gráfica que indica el comportamiento de la fase para la variación de la presión de saturación y de la concentración del gas de inyección a una temperatura dada. El diagrama indica las condiciones para el comportamiento de una fase y de dos fases y, dentro de la región de dos fases, líneas de fracción de volumen constante, denominadas líneas de calidad. El diagrama se construye usando presiones de saturación de prueba de hinchazón y volúmenes de líquido.

Diagrama Temperatura-Composición.

La temperatura de ebullición de una disolución ideal varía con su composición. La curva de condensación coincide con la temperatura de ebullición referida a la composición del vapor y la curva inferior referida a la composición del líquido. A temperaturas elevadas la disolución estará en estado vapor, a temperaturas bajas se encontrará en estado líquido, y en la zona intermedia de las dos curvas coexistirán las fases vapor y líquido en equilibrio.

Interpretación de los Diagramas de Fases.

1. Fases presentes: se localiza en el diagrama el punto definido por la temperatura y la composición y se identifican las fases presentes en este campo.

2. Determinación de composición de las fases: consiste en determinar el punto temperatura-composición en el diagrama de fases, para la región mono y bifásica se utilizan distintos métodos. • Monofásica: la composición de la fase coincide con la composición total de la aleación. • Bifásica: se trazan líneas horizontales, para así delimitar los extremos conocidas como isoterma.

3. Determinación de la cantidad de fase: la cantidad relativa como fracción o porcentaje, de las fases presente en el equilibrio se puede calcular mediante este tipo de diagramas. Las situaciones mono y bifásica se logran separar nuevamente. • Monofásica: presenta una sola fase es decir, la fracción es 1,0 o el porcentaje es 100%. • Bifásica: el proceso es mas complejo, por lo que se aplica la regla de reparto o isoterma o el método de la palanca.

La regla de la palanca es el método empleado para conocer el porcentaje de fase sólida y líquida presentes en una aleación de una cierta concentración cuando se encuentra a una determinada temperatura.

El protocolo a seguir consiste en entrar en el diagrama de equilibrio de la aleación AB por la línea de concentración que deseamos analizar, línea vertical X y por la línea isoterma de la temperatura indicada, línea horizontal L-O-S.

La intersección de la isoterma con las líneas de liquidus y de solidus determina unos puntos de intersección, los puntos L y S.

La intersección de la isoterma con la línea de concentración de nuestra aleación determina el punto O.

Si proyectamos sobre el eje de concentraciones esos puntos de intersección se obtienen las concentraciones de la fase líquida, w_L y de la fase sólida, w_S, así como de la muestra que vamos a estudiar.

Una vez determinadas estas concentraciones, aplicando la regla de la palanca podemos obtener el porcentaje de cada una de las fases en las condiciones del problema.

También podemos calcular el porcentaje de una fase como la diferencia entre el 100% y el porcentaje de la otra fase.

Desviaciones de la Ley de Raoult.

Supongamos que tenemos una mezcla con componente A y componente B, cuando existen interacciones entre las moléculas de ambos componentes de la mezcla, la presencia de una de éstas afectará a la tendencia de escape de la otra.

Si B representa mayores fuerzas intermoleculares entre sí, que las que presenta A, el efecto que se produce al agregar moléculas de B al líquido A, será la de aumentar la tendencia al escape de este último. Por lo tanto, la presión de vapor de A será mayor a la del líquido puro. A este comportamiento se le conoce como desviación positiva de la Ley de Raoult.

Por el contrario, si son las moléculas de A las que interactúan con más fuerza que las moléculas de B, la presión de vapor de A será menor a la del líquido puro., conociéndose dicho comportamiento como desviaciones negativas de la Ley de Raoult.

Azeótropos.

Un azeótropo, es una mezcla de compuestos químicos (dos o más) diferentes en estado líquido, los cuales ebullicionan a constante temperatura, y actúan como si fuesen un solo compuesto químico.

Los azeótropos pueden llegar a ebullición al alcanzar una temperatura mayor, media o más baja que la de los compuestos químicos que conforman la mezcla, consiguiendo seguir encontrándose en estado líquido y conservando la composición que tenían en un inicio, al igual que ocurre con el vapor, por lo cual se hace imposible conseguir separarlos por destilación de tipo simple o a través de las extracciones líquido-vapor usando otras sustancias líquidas iónicas.

Azeótropos pueden ser categorizados de acuerdo con su número de constituyentes, miscibilidad, o puntos de ebullición:

• Número de componentes: Si un azeótropo consta de dos líquidos, es conocido como un azeótropo binario. Un azeótropo que consiste en tres líquidos es un azeótropos ternarios. También hay azeótropos hechos de más de tres constituyentes.
• Heterogéneo u homogéneo: azeótropos homogénea consisten en líquidos que son miscibles. Forman una solución. Azeótropos heterogéneos son incompletamente miscibles y forman dos fases líquidas.
• Positivo o negativo: Un azeótropo positivo o formas de tipo azeótropo de punto de ebullición mínimo cuando el punto de ebullición de la mezcla es menor que la de cualquiera de sus componentes. Un azeótropo negativo o formas de tipo azeótropo de punto de ebullición máximo cuando el punto de ebullición de la mezcla es mayor que la de cualquiera de sus componentes.