Liquide vapeur binaire

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1 Travaux Pratiques Chimie Physique I Semestre d automne 2007 Liquide vapeur binaire ABEGG Daniel SURRIABRE Pedro Université de Genève Science II, Laboratoire er novembre 2007

2 Table des matières 1 Liquide vapeur binaire : méthanol - eau But de l expérience Partie théorique Prérapport Diagramme de phase pour benzène-toluène Partie pratique Préparations des solutions (150 ml) Manipulations Résultats Etalonnage des pycnomètres Mesures Pressions Pressions théoriques (Raoult) Pressions réelles Coefficient d activité (γ) et activié Contibution de T S Discussion et conclusion Sources bibliographiques

3 Chapitre 1 Liquide vapeur binaire : méthanol - eau 1.1 But de l expérience L objectif de cette expérience est l étude du diagramme de phase d un système binaire eau-méthanol. On observera aussi la déviation du comportement idéal en mesurant les coefficients d activité des deux composants. 1.2 Partie théorique Lorsqu on travaille avec un système binaire, il est important de pouvoir définir et calculer les fractions molaires et les pressions partielles des chacun des composants du système. Bien entendu, il existe un modèle idéal et des approches pour les cas réels. La loi de Raoult exprime le modèle idéal pour la pression partielle : p A = X A p A p A = pression partielle de A p A = pression de vapeur saturant de A X A = fraction molaire en phase liquide de A La loi de Dalton, à son tour, permet de déterminer la pression totale du système : p = p A + p B 3

4 Pour les cas qui dévient du comportement idéal, on définit l activité : a i = γ i X i a i = activité de i γ i = coefficient d activité de i Lorsque le comportement d un système devient idéal, le coefficient d activité (γ) s approche de l unité. Dans ce TP on va définir une pression expérimentale : p A = Y A p tot p tot = pression totale du système Y A = fraction molaire en phase gazeuse Et on va déterminer le coefficient d activité de la manière suivante : 1.3 Prérapport γ i = p A exp p Aidéal = Y A p tot X A p A Diagramme de phase pour benzène-toluène Nous cherchons les fractions molaires : Utiliser Dalton : Définir la pression totale : Changer les fractions : p tot = p b + p t p tot = X b p b + X t p t p tot = X b p b + (1 X b) p t Isoler X b : X b = p tot p t p b p t On pose γ = 1 : Y b p tot = X b p b On exprime Y b : Y b = X b p b p tot 4

5 Temp.[ C] p 0 b [mmhg] p0 t [mmhg] X b X t Y b Y t X_b X_t Y_b Y_t Température C X,Y benzène et X,Y toluène 1.4 Partie pratique Préparations des solutions (150 ml) On va prépare 4 solutions aqueuses avec les compositions suivantes en méthanol : ρ H2 O = 1 g/ml ρ MeOH = 0.79 g/ml X MeOH V MeOH [ml] V H2 O [ml]

6 Exemple de calcul d un volume X H2 O X MeOH = n H 2 O n MeOH = V H2 O = X H 2 O 1 V MeOH X MeOH = V H2 O V MeOH = V H 2 O V MeOH = 0.11 V H2 O + V MeOH = V total V MeOH ( ) = 150 [ml] Manipulations V MeOH = 150 = [ml] 1.11 V H2 O = = [ml] Pour ces 4 solutions on va faire les manipulations suivantes : On détermine la densité en utilisant un pycnomètre On détermine son indice de réfraction On introduit la solution dans un ballon et on chauffe à reflux. On chauffe la solution jusqu à ébullition à 50 C en modifiant la pression totale du système. On note cette pression. On prend le liquide qui a été condensé dans la colonne réfrigérante et on détermine sa densité et son indice de réfraction. Finalement on détermine le point d ébullition de la solution à pression ambiante. Pour les mesures des fractions molaires on utilise les valeurs des densités et les courbes d étalonnage (densité vs fraction molaire) du TP de volumes molaires partiels. 6

7 1.5 Résultats Densité [g/ml] f(x) = x R 2 = X MeOH 1.34 volume molaire liquide vapeur indice de réfraction X MeOH Fig. 1.1 Indice de réfraction des composés pur : MeOH = et H 2 O =

8 Les masses sont en grammes, les densités en grammes par ml, les pressions en mbar et les températures en C Etalonnage des pycnomètres Mesures Phase liquide Solution m pyc V pyc [ml] m H2 O m MeOH X H2 O X MeOH m solution densité indice Phase gazeuse (50 C) refroidie Les fractions molaires (Y i ) sont calculés avec la densité et la courbe d étalonnage. 1.6 Pressions P tot Téb m solution Y H2 O Y MeOH densité indice Pressions théoriques (Raoult) Pressions réelles P H 2 O P MeOH P H2 O P MeOH P tot P H2 O P MeOH P tot

9 500 ideale experimentale 450 Pression [mbar] X MeOH Coefficient d activité (γ) et activié γ H2 O γ MeOH a H2 O a MeOH MeOH H2O γ X MeOH et X H2 O 9

10 80 Température d ébulition C f(x) = x R 2 = X MeOH Fig. 1.2 Température d ébultion du MeOH théorique est égale à 64.7 C 1.7 Contibution de T S mix S id [ J mol K ] mix G [ kj mol ] mix H rég [ kj mol ] mix H [ ] J mol T S [ ] n-id J mol Discussion et conclusion En ajoutant les nouvelles valeurs obtenues sur les 2 graphiques d étalonnage nous observons les choses suivantes. Pour la densité les points sont très proches de ceux déjà existants, mais pour l indice de réfraction les points sont supérieurs aux anciens qui eux n étaient pas très bonne car on aurait dû avoir une parabole. Il peut être vu que si l on prend les valeurs anciennes jusqu au pic puis ensuite les nouvelles valeurs la forme est bien plus proche d une parabole. Mais là aussi nous observons tout à la fin du graphique, avec les nouvelles valeurs, une petite remontée de l indice ce qui n est pas normal. Nous pensons donc que les mesures de densités sont plus précises et facile à faire, bien que plus long. Les fractions molaires que nous avons obtenu sont exactement les mêmes que nous devions préparer (sauf pour la 3ème solutions qui aurait dû être 0.65 et non 0.646). Les fractions molaires de la phase vapeur sont beaucoup plus concentré, comme attendu, de méthanol car il est plus volatil. Pour mesurer la pression de vapeur de la température à ébulition à 50 C nous avions quelques problèmes car notre dispositif n était pas totalement isolé. Ce qui veut dire que la pression variait beaucoup et remontait rapidement 10

11 (de 280 à 350 mbar en 10 minutes). Nos pressions totales sont plus élevées que les pressions mais quand même proche de valeurs idéales calculées avec la loi de Raoult. Pour les coefficients d acitivités les valeurs sembles être dans le bon ordre de grandeur car le γ du méthanol à X = 0.5 est de et nous nous avons pour X = Mais pour l eau nos valeurs sont beaucoup trop faible, pour X = 0.5 nous devrions avoir mais nous trouvons environs la moitié (0.576). Donc lorsque nous calculons ensuite l activité nos valeurs sont 10 fois trop faibles. Ce qui explique le fait que les contributions de T S non-idéal sont aussi grandes. Pour la 2ème solution X MeOH = 0.51 nous aurons dû avoir une valeur au environ de 1.2 kj/mol mais nous avons 13.2 kj/mol. Comme déjà dit c est à cause de nos valeurs pour l activité de l eau. Autre chose étrange est que les γ de l eau oscillent (voir graphique γ en fonction de X H2 O) alors qu ils devraient se comporter comme le méthanol et changer de façon linéaire. Pour la température d ébulition du méthanol pur nous trouvons, en lisant le graphique de la température d ébulition en fonction de la fraction molaire de méthonol, 62,62 C ce qui est proche ( 3.2%) de la valeur théorique qui vaut 64.7 C. 1.9 Sources bibliographiques Protocole des travaux pratiques de chimie physique I Handbook of chemistry en physics 85 e éditon 11