Gráfico De Pressão De Vapor Mais Volátil Forex

Direito Raoults: pressão de vapor e solutos voláteis (em soluções ideais) O ponto chave a lembrar sobre soluções com dois (ou mais) componentes voláteis Todos os componentes estão representados no vapor que está em contato com a solução. Isso é importante: TODOS os componentes. Em uma solução com um soluto não volátil, apenas o vapor puro do solvente está presente acima da solução. 100 do soluto não volátil permanecem em solução, nada disso entra no vapor acima da solução. A propósito, neste nível introdutório, só discutiremos soluções com dois componentes voláteis. Soluções mais complexas (com três ou mais componentes voláteis) são discutidas em um nível além do alcance da missão ChemTeams. Além disso, observe a presença da palavra ideal no título. Vamos discutir o comportamento real das soluções em um tutorial diferente. A equação-chave para usar é Raoults Law, mas em uma forma ligeiramente expandida de como é apresentada pela primeira vez: P solução P176 A chi A P176 B chi B Os subscritos A e B representam as duas substâncias voláteis diferentes na solução. Exemplo 1: Uma solução é composta por 1.40 mol de ciclo-hexano (P176 cy 97.6 torr) e 2.50 mol de acetona (P176 ac 229.5 torr). O que é P total. A pressão de vapor total acima desta solução 1) Calcular a fração molar de cada substância: ciclohexano 8658 1,40 mol (1,40 mol 2,50 mol) 0,358974359 acetona 8658 2,50 mol (1,40 mol 2,50 mol) 0,641025641 x (97,6 torr) (0,358974359) (229,5 ) (0.641025641) x 35.03589744 147.1153846 182.15 torr 182 torr (a 3 sf) Há algo muito importante sobre o cálculo acima para a pressão de vapor da solução. É que também conhecemos as pressões de vapor dos dois componentes do vapor. Isso é importante porque nos permite calcular a composição (usando mole fractions) do vapor. Como dividir cada pressão de vapor de componentes pela pressão de vapor total. É o cálculo para o exemplo: chi para ciclohexano 8658 35.0359 torr 182.15 torr 0.19 chi para acetona 8658 147.1154 torr 182.15 torr 0.81 (Por sinal, sabemos que a pressão é diretamente proporcional ao número de moles da consideração da Lei do gás ideal. ) Um ponto-chave sobre o resultado acima é o seguinte: o vapor é mais rico no componente com maior pressão de vapor do que a solução. No nosso exemplo, a acetona na solução tinha chi 0,64, mas a fração mole de acetonas no vapor é igual a 0,81. O componente com maior pressão de vapor Theres mais no vapor (quando se utilizam mole fractions) do que na solução. Se estivéssemos constantemente varrendo o vapor acima da solução, então mais da solução se vaporizaria. No entanto, o que acontece então é que removeríamos (da solução) cada vez mais do componente com maior pressão de vapor. Este fato nos permite os meios para separar dois componentes voláteis em uma solução e obter cada substância em uma forma (relativamente) pura. O nome geral do processo de separação que explora as diferenças de volatilidade é a destilação. É uma pesquisa e processo industrial extremamente importante. No entanto, esteja ciente de que a realidade é muito mais complexa do que a discussão acima. Essa discussão é para outra época, outra classe. Você pode estar interessado em saber que existem algumas soluções que resistem à destilação. Essas soluções são chamadas azeotropes. Aqui está o início da entrada da Wikipedia: um azeótropo é uma mistura de dois ou mais líquidos (produtos químicos) em tal proporção que sua composição não pode ser alterada por destilação simples. Isso ocorre porque, quando um azeótropo é fervido, o vapor resultante possui a mesma proporção de constituintes que a mistura original. Observe como a composição da solução e o vapor são os mesmos. Isso significa que é extremamente difícil (embora não seja impossível em alguns casos) destilar um azeótropo. Exemplo 2: Prepara-se uma solução misturando 0,0400 mol de CH2Cl2 e 0,0800 mol de CH2Br2 a 25 176 ° C. Supondo que a solução é ideal, calcule a composição do vapor (em termos de mole fractions) a 25 176C. A 25 176C, as pressões de vapor de CH2Cl2 puro e CH2 Br2 puro são 133 e 11,4 torr, respectivamente. 1) Calcule a fração molar de cada substância: CH2Cl2 8658 0,0400 mol (0,0400 mol 0,0800 mol) 0,333 CH2 Br 2 8658 0,0800 mol (0,0400 mol 0,0800 mol) Solução 0,667 P (133 torr) (0,333) (11,4 torr ) (0.667) 44.289 torr 7.604 torr 51.893 torr Eu não vou rodar aqui porque eu quero ir às frações de toupeira no vapor. 3) Calcule as frações mole em vapor: CH2Cl2 8658 44,289 51,893 0,8535 CH2 Br 2 8658 7,604 51,893 0,1465 Na verdade, eu fiz a segunda fração mole por subtração (1 menos 0,8535). Exemplo 3: C10H16 e C10H18O são dois dos muitos compostos utilizados em perfumes e cosméticos para proporcionar um perfume de pinheiro fresco. A 69.0 176C, as substâncias puras têm pressões de vapor de 100.3 torr e 9.8 torr, respectivamente. Qual é a composição do vapor em termos de frações mole acima de uma solução contendo iguais massas desses compostos em 69.0 176C. Assuma comportamento ideal. 1) Calcule a fração molar de cada substância: suponha 50,00 g de cada substância. (Você pode escolher qualquer massa de cada substância, contanto que eles sejam iguais. Assim como Henry Ford e o Modelo A: você pode ter qualquer cor de carro, desde que seja preto.) C 10 H 16 8658 50,00 G 136,2364 gmol 0,36701 mol C 10 H 18 O 8658 50,00 g 154,2512 gmol 0,32415 mol chi C 10 H 16 0,36701 mol (0,36701 mol 0,32415 mol) 0,531 chi C10H18O 0,32415 mol (0,36701 mol 0,32415 mol) Solução 0,469 P (100,3 Torr) (0,531) (9,8 torr) (0,469) 53,2593 torr 4,5962 torr 57,8555 torr 3) Calcular fracções de mole em vapor: C 10 H 16 8658 53,2593 57,8555 0,9206 C 10 H 18 O 8658 4,5962 57,8555 0,0794 Exemplo 4: A uma certa temperatura , As pressões de vapor puro de benzeno (C6H6) e tolueno (C7H8) são P ben 94,6 torr e P tol 29,1 torr. Quais são as frações mole de benzeno e tolueno, chi ben e chi tol nas fases líquida e vapor acima de uma mistura onde a pressão de vapor total é P tot 82.0 torr 1) Raoults Law para uma solução de dois voláteis é este: P total P176 ben chi ben P176 tol chi tol 82,0 (94,6) (x) (29,1) (1 - x) 82,0 94,6x 29,1 - 29,1x 2) As frações mole no vapor são as seguintes: benzeno: (94,6) (0,8076336) 76,4 torr tolueno (pode ser feito por subtração também) (29,1) (0.1923664) 5.59786 torr O fato de as duas frações mole calculadas somar 0,9997 é devido a erros de arredondamento ao longo do caminho. Exemplo 5: Calcular a pressão de vapor de uma solução de 74,0 g de benzeno (C6H6) em 48,8 g de tolueno (C7H8) a 25,0 176 ° C. A pressão de vapor do benzeno é de 95,1 torr e de tolueno é de 28,4 torr a esta temperatura. 1) Determine moles de benzeno e tolueno: benzeno --- 74,0 g 78.1134 gmol 0,94734 mol de tolueno --- 48,8 g 92.1402 gmol 0,52963 mol 2) Determine a fração molar de cada substância: benzeno --- 0,94734 mol (0,94734 mol 0,52963 mol ) 0,6414 tolueno --- 1 - 0,6414 0,3586 3) Raoults Law para uma solução de dois voláteis é este: P total P176 ben chi ben P176 tol chi tol P total (95,1) (0,6414) (28,4) (0,3586) P total 61,0 Torr 10.2 torr 71.2 torr 4 Embora não seja solicitado, você pode proceder à composição do vapor: fração mole de vapor de benzeno --- 61.0 71.2 0.85674 fração mole de vapor de tolueno --- 1 - 0.85674 0.14326 Aviso eu não prestei muita atenção Para figs. Basta lembrar de calcular com um arredondamento mínimo e, em seguida, arredondar para o número correto de figos sig na extremidade. Esteja ciente de que a outra fração mole é obtida por subtração. Reduzir a primeira fração mole para o número apropriado de figs sig, e então executar a operação menos uma. Diagramas de pressão de vapor e diagramas de ebulição Estamos agora prontos para começar a falar sobre diagramas de fases envolvendo dois componentes. Nossos primeiros diagramas de fases envolverão apenas as fases líquida e de gás (ou vapor). Mais tarde, vamos discutir diagramas de fases de dois componentes envolvendo líquidos e sólidos. Considere uma solução de dois líquidos, digamos benzeno e tolueno mantidos a uma temperatura constante. O benzeno e o tolueno formam soluções quase ideais, pelo que consideramos a solução ideal. Sabemos que uma solução ideal obedece à lei de Raoults, então, para cada componente, devemos ter, (1) onde pi é a pressão parcial do componente i acima da mistura líquida (ou a pressão de vapor de i na mistura), X i é o Fração molar do componente i no líquido e pi é a pressão de vapor do componente puro i. Se mantivermos a temperatura constante e traçar a pressão de vapor de uma solução de benzeno-tolueno em função da composição, obteríamos um gráfico que se parecesse a isto: (1) Neste diagrama (Figura 1), a linha pontilhada que corre de Tol VP para o canto Bz inferior direito é a pressão de vapor da lei Raoults de tolueno. A linha pontilhada que corre do canto inferior esquerdo Tol para Bz VP é a pressão de vapor Raoults lei do benzeno. A linha sólida de Tol VP para Bz VP é a pressão de vapor total da solução, que é apenas a soma das duas pressões de vapor da lei Raoults (a soma de duas linhas retas é uma linha reta). Não há indicação sobre o diagrama acima qual é a composição do vapor em cada pressão. Sabemos que, a qualquer pressão, o vapor será mais rico no componente mais volátil, neste caso mais rico em benzeno. Na nossa discussão inicial sobre a lei de Raoults, trabalhamos um problema em que a composição de uma solução de benzeno-tolueno era 0,400 fração molar de benzeno, mas o vapor em equilíbrio com o líquido era de 0,649 fração molar de benzeno. Isso significa que devemos desenhar outra linha para indicar a composição do vapor a cada pressão. (2) Na Figura 2, adicionamos a linha inferior curvada de Tol VP para Bz VP para mostrar a composição do vapor a cada pressão. A região entre a linha curva e a linha de pressão de pressão total direta é uma região de duas fases. Um único ponto dentro desta região não corresponde a um estado do sistema porque, na região de duas fases, temos uma fase de vapor e uma fase líquida em equilíbrio entre si. Assim, um ponto nesta região deve corresponder a duas composições diferentes. A maneira como encontramos essas duas composições diferentes é desenhar uma linha de gravata. Embora um ponto dentro da região de duas fases não nos dê a composição da fase líquida ou vapor, ela dá a composição geral de todo o sistema. A linha de amarração é uma linha horizontal através desse ponto que intersecta as duas linhas de fronteira da região de duas fases. A interseção de nossa linha horizontal (a linha de amarração) com a linha de fronteira no lado líquido da região nos diz que a composição do líquido e a interseção da linha de amarração com a curva de limite no lado do vapor nos diz a composição do Fase de vapor. Agora, temos que lidar com soluções não-ideais. Vamos distinguir dois casos: desvios positivos da lei Raoults e desvios negativos da lei Raoults. As soluções não-estatais que têm desvios positivos da lei Raoults têm pressões de vapor que são mais altas do que a lei Raoults prever. Isso ocorre porque as forças atrativas entre as moléculas diferentes são mais fracas do que as forças atraentes entre as moléculas semelhantes. Soluções não-estatais que têm desvios negativos da lei Raoults têm pressões de vapor que são mais baixas do que a lei Raoults prevê. Isso ocorre porque as forças atraentes entre as moléculas diferentes são mais fortes do que as forças atraentes entre moléculas similares. Um diagrama de pressão de vapor para um sistema com desvios positivos da lei de Raoults pode parecer qualitativamente o seguinte: (3) Este diagrama de pressão de vapor mostra qualitativamente como as pressões de vapor variam com a composição para desvios positivos da lei de Raoults. Não tentamos desenhar a curva de composição do vapor no diagrama. Tentamos mostrar que cada componente obedece à lei de Raoults no limite, pois sua fração mole vai para um. Além disso, as pressões de vapor dos componentes individuais tornam-se lineares em fração mole à medida que a fração mole aproxima-se de zero. Este último fenômeno é conhecido como lei Henrys e será discutido mais adiante. Os desvios negativos da lei Raoults podem parecer qualitativamente o seguinte diagrama. (4) Mais uma vez, tentamos mostrar que cada componente obedece à lei de Raoults, pois sua fração mole se aproxima de uma e torna-se linear na sua fração mole à medida que a fração mole se aproxima de zero. Não mostramos a curva de vapor total ou a curva de composição de vapor. A curva de pressão de vapor total seria apenas a soma das duas pressões de vapor individuais. Uma vez que a solução não obedece à lei Raoults, exigiria dados experimentais ou uma teoria mais sofisticada para construir a curva de composição do vapor. Nós aludimos acima ao fato de que, como X i rarr 1 para cada componente em uma mistura binária, a pressão de vapor desse componente obedece à lei de Raoults. Ou seja, (1) mesmo para soluções não-ideais é o limite como X i rarr 1. No entanto, na outra extremidade da escala, para pequenas frações mole, p i torna-se proporcional a X i. Mas a constante de proporcionalidade não é p i. Ou seja, para pequenas frações mole (2) A Equação 2 é chamada de lei Henrys e a constante, K i. É a constante da lei Henrys. A constante da lei Henrys depende da natureza do solvente e do soluto. Pode ser mostrado termodinamicamente que em uma região de concentração onde um componente obedece à lei de Raoults, o outro obedecerá necessariamente à lei de Henrys. A lei Henrys é usada com mais freqüência para descrever a solubilidade dos gases em líquidos. Vamos calcular a solubilidade do gás N2 na água a 25 o C e 4,0 atm de pressão. A partir de uma tabela de constantes de lei Henrys encontramos a constante para nitrogênio gasoso na água é 6,51 vezes 10 7 Torr. Da equação 2, obtemos (3a, b, c). Isso equivale a cerca de 0,0026 mol de N 2 por litro de água ou 0,073 gL. Pode-se usar a lei Henrys para calcular a quantidade de oxigênio gasoso dissolvido em água que é exposta à atmosfera. A constante de lei de Henrys para o gás O2 em água a 25 o C é 3,3 vezes 10 7. Uma vez que o ar tem cerca de 21 mole de oxigênio, a uma pressão de ar de uma atmosfera, a pressão parcial de O2 seria de cerca de 0,21 atm. É fácil usar a lei de Henrys para calcular o teor de oxigênio da água em contato com pressão de ar a uma atmosfera, (4a, b, c). Isso corresponde a cerca de 0,00027 moles de O2 por litro de água ou 0,0086 gL. Isso não parece muito oxigênio dissolvido na água, mas notamos duas coisas: termodinamicamente, o potencial químico do O2 dissolvido é o mesmo que o potencial químico do O2 no gás em equilíbrio com a solução aquosa. Em segundo lugar, isso parece ser suficiente para manter o peixe vivo porque os peixes usam suas brânquias para extrair o oxigênio e usá-lo para metabolizar alimentos e produzir energia. (Há outras questões envolvidas em manter o peixe vivo na água. No equilíbrio, há oxigênio suficiente para manter o peixe vivo, mas, à medida que o peixe remove o oxigênio com suas brânquias, a concentração de oxigênio diminui. A dissolução e a difusão de O2 através da água são Processos relativamente lentos. A menos que seja encontrada uma maneira de reabastecer o oxigênio, os peixes morrerão. Em grandes cachoeiras, isso não é problema, mas em pequenos tanques de peixes pode ser fatal para o peixe. É por isso que a maioria dos tanques de peixe tem um bubbler Neles. O borbulhador aumenta a exposição da água ao oxigênio no ar e agita suavemente a água para acelerar a saturação de água com oxigênio.) (Outro comentário sobre a solubilidade dos gases na água. Uma condição conhecida pelos mergulhadores de águas profundas Uma vez que as curvas são causadas pela solubilidade do nitrogênio na água. Sabemos da lei de Henrys que a solubilidade aumenta com a pressão. Nas altas pressões produzidas pelo mergulho em alto mar e algum mergulho, o gás nitrogênio se dissolve no sangue. Se o di Vai das profundidades muito devagar, durante um período de muitas horas, o sangue liberará gradualmente o nitrogênio e permanecerá em equilíbrio com a pressão do gás circundante. No entanto, se o mergulhador sobe muito rápido, o nitrogênio surgirá da solução à medida que a pressão é liberada e formam bolhas de nitrogênio no sangue e outros fluidos corporais. As bolhas acumulam-se nas articulações, produzem grandes dores e fazem com que o mergulhador se duplique na dor. Assim, a condição é referida como curvas. As curvas podem até levar à morte, a menos que se encontre uma maneira de redissolver o gás nitrogênio. Os navios de apoio de mergulho comerciais e militares carregam uma câmara de descompressão para que um mergulhador possa ser levantado rapidamente e depois recomprimido na câmara. Veja o filme James Bond, Licensed to Kill. Na câmara de descompressão, a pressão pode ser liberada gradualmente, permitindo que o nitrogênio escape da corrente sanguínea sem formar as bolhas e tornando desnecessário permanecer no local de mergulho para trazer o mergulhador lentamente.) Os diagramas acima, onde estamos planejando o vapor As pressões em função da composição a temperatura constante não são os diagramas úteis. Uma vez que vivemos em um ambiente de pressão mais ou menos constante, é mais útil e interessante traçar as propriedades da solução como temperatura versus composição. Pense nos diagramas de pressão de vapor que mostramos acima como fatias a temperatura constante através de um diagrama tridimensional que mostra as propriedades da mistura em função da temperatura, pressão e composição. As linhas nos diagramas de pressão de vapor acima aparecerão neste diagrama tridimensional como superfícies, e os pontos, como os pontos de ebulição, serão linhas curvas. (Porque o ponto de ebulição muda com a mudança de pressão.) Agora, em vez de tomar fatias a temperatura constante, vamos pegar fatias através do nosso diagrama tridimensional a pressão constante. Se levarmos a nossa fatia a uma pressão de uma atmosfera, o novo diagrama, chamado de diagrama de ebulição, pareceria algo como, (5) Este diagrama é chamado de diagrama de ebulição. Observe que nas bordas temos pontos que representam os pontos de ebulição dos componentes puros. A curva inferior dá o ponto de ebulição da mistura líquida em função da composição. Suponhamos que escolhemos um ponto na curva inferior em, digamos, uma fração mole de benzeno de cerca de 0,33. Este ponto dá o ponto de ebulição de uma mistura que é 0,33 por cento em moles de benzeno. Podemos perguntar, qual é a composição do vapor que está em equilíbrio com o líquido a esta temperatura. Uma vez que estamos fazendo uma pergunta sobre algo a esta temperatura, a temperatura do ponto, claramente a composição do vapor deve estar na horizontal (constante Temperatura) através desse ponto. Sabemos que, a qualquer temperatura e pressão, a composição do vapor deve ser mais rica no componente mais volátil e o benzeno é o componente mais volátil. Assim, devemos desenhar a nossa linha de temperatura constante a partir do ponto que vem para a direita. (7) Chamamos a esta linha de uma linha de amarração e intersecta a curva superior na composição do vapor em equilíbrio com o líquido à mesma temperatura. A região entre as duas curvas é uma região de duas fases. Nesta região, duas fases, líquido e gás, estão em equilíbrio entre si e devemos acompanhar as composições de ambas as fases. Acima da curva superior, a amostra evaporou completamente e o sistema é inteiramente um gás. Abaixo da curva mais baixa nenhuma amostra foi evaporada e o sistema é inteiramente líquido. Entre as duas linhas curvas, o sistema é composto de duas fases em equilíbrio e devemos desenhar a linha de amarração para acompanhar a composição de ambas as fases. Se aquecermos uma mistura líquida com uma composição de cerca de 0,33 mole de benzeno, o líquido terá a composição mostrada no ponto a quando o líquido primeiro começa a ferver. (8) O primeiro vapor a sair terá a composição mostrada no ponto b. À medida que continuamos a aquecer o sistema, o componente mais volátil irá evaporar preferencialmente e a fase líquida se tornará mais rica no componente menos volátil (tolueno, aqui). Enquanto continuamos a aquecer a mistura, o tolueno alcançará progressivamente o benzeno na fase de vapor. O último pedaço de líquido a evaporar terá a composição mostrada no ponto c, e o vapor terá a composição original com a qual começamos, d (ou a). Observe que, ao aquecer o sistema, a linha de amarre rastrea com as curvas inferior e superior para obter a composição do líquido e do vapor em equilíbrio. Os diagramas de ebulição fornecem uma explicação para a destilação fracionada. Suponhamos que comecemos com uma mistura líquida com 0,33 mol de fração de benzeno. (9) Ao aquecer o líquido, começará a ferver quando a temperatura atingir a temperatura do ponto a. O primeiro vapor a sair tem a composição mostrada no ponto b. Capture o vapor, condense-o e aqueça-o. O novo líquido ferverá no ponto c dando um vapor com composição no ponto d. Capture este vapor, esfrie e ferva no ponto, e, e assim por diante. Continuando este processo o vapor pode ser feito como puro no benzeno como desejado. Isto é o que a destilação fracionada faz. Existem formas mais modernas de separar misturas, por exemplo, cromatografia, mas a destilação fracionada ainda tem uma importância industrial e de laboratório. Diagramas de ebulição para soluções não-ideais Vimos acima que uma solução com desvios positivos da lei de Raoults tem uma pressão de vapor maior do que seria dada pela lei de Raoults. Isso significa que a solução ferva a uma temperatura mais baixa do que seria de esperar da lei de Raoults. Um diagrama de ebulição para tal substância pode parecer o seguinte: (10) O ponto a denota uma mistura de ebulição constante chamada azeótropo. Neste caso, é um azeotropo de baixo ponto de ebulição. Nós desenhamos em algumas linhas em ziguezague para mostrar por que a destilação fraccional não dará separação completa da mistura em seus componentes. Em uma mistura com desvios negativos da lei de Raoults, a pressão de vapor é menor do que seria de esperar da lei Raoults, que produzirá pontos de ebulição mais elevados do que o esperado e um azeótropo com alto ponto de ebulição. (11) Na Figura 11, o ponto a indica o azeótropo de alto ponto de ebulição. Acontece que a composição do azeótropo é uma função da pressão. Pode-se obter uma solução com uma composição bem conhecida, deixando ferver até atingir o azeótropo de alto ponto de ebulição. Por exemplo, existem tabelas na literatura que dão a composição do azeótropo HCl-H 2 O com alto ponto de ebulição como função da pressão. Medindo a pressão atmosférica local e indo para a mesa, você pode obter a composição do azeótropo com alto ponto de ebulição para uma precisão suficiente para o trabalho analítico ácido-base. Por exemplo, considere os seguintes dados de Harris, Quantitative Chemical Analysis, 6th Ed, Freeman, 2003. P (Torr) gHCl100g solução 770 20.196 760 20.220 750 20.244 740 20.268 730 20.292 Ver também, Foulk e Hollingsworth, J. Am. Chem. Soc. . 45. 1223 (1923). A partir daqui você pode: retornar ao Índice para o texto dinâmico. Ou Retornar para a página inicial do WRS. Copyright 2004, W. R. Salzman A permissão é concedida para uso individual e não comercial deste arquivo. 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