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Sistema Multifasico

Expo de Balance
by

Rafael Alegria

on 17 September 2012

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SISTEMAS
MULTIFÁSICOS Equilibrio de fases
en un sistema de un
solo componente. Conceptos Básicos Fase: Sistema o parte de un sistema de composición química y estructura física homogénea, es decir, presenta propiedades intensivas uniformes en todos sus puntos. Una fase es separable mecánicamente de las demás. Un sistema puede presentar distintas fases en función de las condiciones de presión y temperatura. Se denomina cambio de fase a la conversión espontánea de una fase en otra. Un cambio de fase tiene lugar a una temperatura característica para una presión dada. Estabilidad de las fases: Para unas condiciones dadas de presión y temperatura, la fase más estable es aquella que presenta un menor potencial químico (energía Gibbs molar). Por tanto, cualquier sustancia tiende espontáneamente a encontrarse en la fase con menor potencial químico. ¿Cual es la importancia del equilibrio entre fases? Diagrama de fases Representación de los intervalos de presión y temperatura en los que las fases de una sustancia son termodinámicamente estables. Punto T (F = 3, L = 0): Punto triple, donde coexisten tres fases de un sistema. El punto triple de una sustancia se produce a una presión (PT) y temperatura (TT) Características de cada sustancia. Equilibrio líquido-vapor (línea TC):Los puntos de la línea TC representan la presión del vapor cuando coexisten líquido y vapor en equilibrio a una temperatura dada.Los puntos de la línea TC representan los puntos de ebullición de un líquido en función de la presión, es decir, las temperaturas a las que el líquido y su vapor están en equilibrio a una determinada presión. Equilibrio sólido-líquido (línea TB):Los puntos de la línea TB representan los puntos de fusión de un sólido en función de la presión, es decir, las temperaturas a las que el sólido y el líquido están en equilibrio a una determinada presión. Equilibrio sólido-gas (línea OT):Los puntos de la línea OT representan la curva de presión de vapor de un sólido. El origen de esta línea siempre está en el origen del diagrama. Diagramas de fases
de sustancias puras AGUA Dióxido de carbono HELIO Presión de vapor Es la presión gaseosa que ejercen las moléculas vaporizadas (vapor) en equilibrio con el líquido. La presión de vapor solo depende de la naturaleza del líquido y de su temperatura. A mayor temperatura mayor presión de vapor y viceversa. La presión de vapor de un líquido dado a temperatura constante será aproximadamente constante en el vacío, en el aire o en presencia de cualquier otra mezcla de gases. Cuando se miden las diferentes presiones y temperaturas de un líquido se usan varios procedimientos para medir la presión de vapor de un líquido, llamados estáticos y dinámicos.
Factores de los que depende la presión de vapor: La naturaleza del líquido:
La presión de vapor depende de la clase del líquido, además de el liquido mismo que se emplee; a veces este depende en gran manera de la naturaleza que hay en las interacciones de las moléculas del liquido; un compuesto como el agua tiene una presión de vapor mas baja que el éter porque las moléculas de agua tienen fuerzas de atracción intermolecular mayores que las moléculas del éter. El valor de la presión de vapor saturado de un líquido, da una idea clara de su volatilidad, los líquidos más volátiles (éter, gasolina, acetona etc.) tienen una presión de vapor saturado más alta, por lo que este tipo de líquidos, confinados en un recipiente cerrado, mantendrán a la misma temperatura, un presión mayor que otros menos volátiles. La temperatura:
La presión de vapor de un líquido, es constante a una temperatura dada, pero aumenta si lo hace la temperatura hasta el punto crítico del líquido. Cuando se aumenta la temperatura es aumentada o mayor la porción de moléculas, estas toman la energía necesaria para hacer el cambio de liquido a vapor, y en consecuencia se precisa mayor presión para establecer un equilibrio entre el vapor y el liquido. Hay un ascenso lento a bajas temperaturas, y luego uno muy rápido como puede observarse como aumento de la pendiente de las curvas. Esta variación de la presión de vapor con la temperatura se expresa matemáticamente con la ecuación de Clausius-Clapeyron. Ecuación de Clausius Clapeyron:Relación cuantitativa entre la presión de vapor de un líquido (mmHg) yla temperatura (ºK) REGLA DE FASES Los llamados “Diagramas de Fase” representan esencialmente una expresión gráfica de la “Regla de las Fases”, la cual permite calcular el número de fases que pueden coexistir en equilibrio en cualquier sistema, y su expresión matemática está dada por:
GL = 2 + C – π
Donde:
π: Número de fases de un sistema en equilibrio
GL: grados de libertad
C: Número de especies químicas SISTEMAS GAS-LÍQUIDO:
UN COMPONENTE CONDENSABLE Los sistemas que contienen varios componentes, de los cuales sólo uno puede existir como líquido en las condiciones de proceso, son comunes en los procesos industriales. Los procesos de separación que incluyen sistemas como éstos son evaporación, secado y humidificación en todos hay transferencia de líquido hacia la fase gaseosa y condensación y deshumidificación, que implican la transferencia de la especie condensable del gas a la fase líquida. Suponga que se introduce agua líquida a una cámara que en un inicio contiene aire seco y que la temperatura y la presión del sistema se mantienen constantes a 75°C y 760 mm Hg. Al principio, la fase gaseosa no contiene agua (p H2O = 0) y, en consecuencia, las moléculas de agua comienzan a evaporarse. La fracción molar de agua en fase gaseosa, yH2O aumenta, y por tanto también se incrementa la presión parcial del agua, pH2O = yH2O P. Al final, sin embargo, la cantidad de agua en la fase gaseosa es tal, que la velocidad a la cual las moléculas de agua entran a la fase gaseosa se aproxima a cero, y en adelante ya no se producen cambios en la cantidad o composición de ninguna de las fases. Se dice entonces que la fase gaseosa está saturada con agua contiene toda el agua posible a las temperatura y presión del sistema y el agua en la fase gaseosa se denomina vapor saturado. Una ley que describa el comportamiento de los sistemas gas-líquido bajo un amplio rango de condiciones proporciona la relación deseada. Si un gas a temperatura T y presión P contiene un vapor saturado, cuya fracción molar es yi (mol vapor/moles totales de gas) y este vapor es la única especie que se condensaría si se redujera un poco la temperatura, entonces la presión parcial del vapor en el gas es igual a la presión de vapor del componente puro pi*(T) a la temperatura del sistema.
Ley de Raoult, una especie condensable: Un vapor presente en una cantidad menor a la de saturación, se denomina vapor sobrecalentado. Si un gas no saturado con un componente condensable se enfría a presión constante, llega un momento en el cual la presión parcial del componente condensable se hace igual a la presión de vapor del componente puro y la temperatura a la cual se logra esta igualdad se llama punto de rocío del gas. A esa temperatura el gas se satura (se alcanza la condición de saturación). La diferencia entre la temperatura y el punto de rocío de un gas se llama grados de sobrecalentamiento del gas. SISTEMAS
MULTICOMPONENTES
GAS-LÍQUIDO Los procesos gas-líquido que incluyen varios componentes en cada fase implican muchas reacciones químicas, tanto en la destilación y transferencia de una o más especies de un gas a un líquido (absorción o lavado) o en el proceso inverso (agotamiento). Cuando las fases de gas y líquido con componentes múltiples están en equilibrio, es posible especificar un número limitado de variables intensivas del sistema en forma arbitraria (la regla de las fases de Gibbs determina este número) y las variables restantes pueden obtenerse luego mediante las relaciones de equilibrio para la distribución de componentes entre ambas fases. Ley de Raoult donde pAº es la presión de vapor del líquido puro A a la temperatura T y yA es la fracción molar de A en la fase gaseosa La ley de Raoult es una aproximación que en general es válida cuando xA se acerca a 1 es decir, cuando el líquido es casi A puro. También suele ser válida en todo el rango de composiciones para mezclas de sustancias similares, como hidrocarburos parafínicos de pesos moleculares semejantes. Ley de Henry donde HA(T) es la constante de la ley de Henry para A en un solvente específico.
La ley de Henry y por lo general es válida para soluciones donde xA se acerca a 0 (soluciones diluidas de A), siempre y cuando A no se disocie, se ionice o reaccione en la fase líquida. La ley se aplica con frecuencia a soluciones de gases no condensables. Los valores de las constantes de la ley de Henry (o cantidades muy relacionadas) se indican para varios gases en agua en el Manual de Perry. Soluciones de sólidos
en líquidos. La solubilidad de un sólido en un líquido es la cantidad máxima de esa sustancia que se puede disolver en una cantidad específica de líquido en el equilibrio. Esta propiedad física varía en forma considerable de un par de soluto-solvente a otro: Por ejemplo, 100 g de agua a 20°C pueden disolver 222 g de AgNO3, 0.003 g de AgCO3 y 0.00002 g de AgBr. El límite también puede depender de manera importante de la temperatura: la solubilidad del AgNO3 en 100 g de agua aumenta de 222 g a 20°C a 952 g a 100°C. Se dice que una solución que contiene la cantidad máxima posible de una especie disuelta en el equilibrio se encuentra saturada con dicha especie. Una solución en equilibrio con soluto sólido debe estar saturada con este último; si no lo estuviera, se disolvería más soluto.”
Cuando se enfría una solución saturada, la solubilidad del soluto por lo general disminuye; para que la solución enfriada regrese al equilibrio, parte del soluto debe salir de ella en forma de cristales sólidos. No obstante, la velocidad de cristalización puede ser lenta, de modo que puede existir una condición meta-estable en la cual la concentración del soluto es mayor que el valor en el equilibrio a la temperatura de la solución. Bajo tales condiciones, se dice que la solución está sobresaturada y la diferencia entre la concentración real y la del equilibrio se denomina sobresaturación.
Solubilidades de sólidos y sales hidratadas
La regla de las fases de Gibbs indica que al especificar temperatura y presión para un sistema de dos componentes en el equilibrio que contiene un soluto sólido y una solución líquida, se fijan los valores de todas las demás variables intensivas. Además, debido a que las propiedades de líquidos y sólidos se ven muy poco afectadas por la presión, quizá sea posible aplicar una sola gráfica de solubilidad (una variable intensiva) contra temperatura en un amplio rango de presiones. Los cristales sólidos que se formaron en el ejemplo anterior eran de nitrato de potasio anhidro (libre de agua). Cuando se cristalizan algunos soltaos a partir de soluciones acuosas, los cristales son sales hidratadas, las cuales contienen moléculas de agua enlazadas a las del soluto (agua de hidratación). El número de moléculas de agua asociadas con cada molécula del soluto puede variar con la temperatura de cristalización. Propiedades coligativas de una solución Propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración. Generalmente expresada como concentración equivalente, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la composición química del soluto. IMPORTANCIA DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS
Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las disciplinas científicas y tecnológicas, y su correcta aplicación permite:
A)Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación fraccionada.
B)Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes.
C)Determinar masas molares de solutos desconocidos.
D)Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidro salino en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo
E)Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos. F)Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general. Abatimiento de la presión de vapor Elevación del punto de Ebullición Depresión del punto de Congelación Equilibrio entre dos
fases líquidas. MISCIBILIDAD Y EL COEFICIENTEDE DISTRIBUCIÓN
DIAGRAMA DE FASESPARA SISTEMAS TERNARIOS
ABSORCION ENSUPERFICIES SÓLIDAS
LAS ISOTERMASLINEALES
LA ISOTERMADE LANGMUIR
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