Estudio y construccion de diagramas de fases

SECRETARÍA DE EDUCACIÓN
SUBSECRETARÍA DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR Y SUPERIOR
TECNOLÓGICO DE ESTUDIOS SUPERIORES DE JOCOTITLÁN
Carretera Toluca-Atlacomulco km 44.8, Ejido de San Juan y San Agustín, C.P. 50700, Jocotitlán, Estado de México.
Tel.: (01 712) 123 13 13. contacto@tesjo.edu.mx
TECNOLÓGICO DE ESTUDIOS SUPERIORES DE
JOCOTITLÁN
NOMBRE DE LA DIVISIÓN
Ingeniería Química
ASIGNATURA
Laboratorio Integral II
REPORTE DE PRACTICA
Práctica 2: Estudio y construcción de diagramas de fases para sistemas
de más de un componente
DOCENTE
ING. Ana Julia Huicochea Salinas
ELABORÓ
• Cruz de la Cruz Elba Pamela
• Mercado Antonio Griselda
• Merced Rivera Daniela
• Mendoza Vicente Dulce María
FECHA DE ENTREGA
28 de octubre del 2021

I. OBJETIVOS
General
• Describir el comportamiento del equilibrio físico, a través de los diagramas de equilibrio
de fases, para sistemas de más de un componente.
Específicos
• Distinguir los equilibrios entre las diferentes fases (sólido, líquido, vapor).
• Construcción del diagrama de equilibrio de fases, a partir de datos de composición,
presión o temperatura, obtenidos a través del proceso experimental.
• Identificar la presencia de azeótropos en el sistema en equilibrio.
• Construir el diagrama de fases a partir de datos obtenidos en la literatura y calculados.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO
a. El equipo:
Para la realización de esta práctica se va a hacer uso del equipo de destilación simple, así como
de instrumentos que servirán para recolectar las muestras requeridas y para medir las
densidades.
En primera instancia se hará uso de 11 probetas de 100 ml los cuales servirán para mezclar los
dos reactivos principales. Posterior a eso se requiere armar el equipo de destilación el cual consta
de un recipiente donde se almacena la mezcla a la que se le aplica calor, un generador de calor
para calentar la mezcla, un condensador donde se enfrían los vapores generados, llevándolos de
nuevo al estado líquido y un recipiente donde se almacena el líquido concentrado, así como de
un termómetro para registrar las temperaturas que permite registrar la primera burbuja de
ebullición, los complementos de este como los soportes universales, las pinzas de tres dedos y
las mangueras de látex de entrada y salida de agua.
Imagen 1. Equipo de laboratorio

Finalmente, un picnómetro de 10 ml para determinar las densidades de las mezclas iniciales, así
como las densidades de las sustancias resultantes, dentro de este procedimiento, también se
hace uso de una balanza para pesar el picnómetro con y sin sustancia.
NOTA: Llevar masking tape, para rotular las probetas con la mezcla, llevar un trapo para verificar
que el picnómetro esté perfectamente seco y no afecte la medición de las densidades.
b. Hipótesis:
• La mezcla es binaria, debido a que intervienen el etanol y el agua.
• La presión del sistema es igual a la presión de la atmósfera debido a que el fondo del
equipo de destilación está abierto a la atmósfera.
• Las mezclas que contengan mayor cantidad de etanol alcanzarán el punto de ebullición
en un tiempo menor en comparación con las mezclas que contengan mayor cantidad de
agua.
c. Modelo matemático
La fracción molar es una unidad química que se usa para expresar la concentración de un soluto
en una disolución. Se define como el cociente entre los moles de soluto y el total de moles de la
disolución, que se calcula sumando los moles de soluto(s) y de solvente: (Levine,2014)
Ecuación 1. Fórmula de la fracción molar
La ley de Raoult permite calcular la presión de vapor de una sustancia cuando está formando
parte de una disolución ideal, conociendo su presión de vapor cuando está pura (a la misma
temperatura) y la composición de la disolución ideal en términos de fracción molar. (Reboiras,
2005).
Ecuación 2. Ley de Raoult
• En esta ecuación: Pi (T) es la presión de vapor de la sustancia i en la disolución ideal.
• Pi*(T) es la presión de vapor de la sustancia i pura.
• Xi
l
es la fracción molar de la sustancia i en la fase líquida (en la disolución).

Puesto que una fracción molar, por definición, no puede valer más de 1, se puede deducir que
para cualquier disolución ideal y temperatura Pi (T) será inferior que Pi*(T). En otras palabras, la
presión debida al componente i siempre se ve reducida cuando pasa a formar parte de una
disolución ideal (en comparación con el estado puro). Esta reducción será más acusada en la
medida en que la fracción molar de ese componente en la disolución ideal sea menor.
Los diagramas de fase son representaciones gráficas de las fases presentes en un sistema
material en función de la temperatura, la presión, y la composición, es decir, son la representación
gráfica de las condiciones termodinámicas de equilibrio.
Esta definición manifiesta la relación entre la termodinámica y los diagramas de fase, también
llamados diagramas de equilibrio, que se pueden obtener modelando el equilibrio termodinámico
entre las fases de un determinado sistema.
Las propiedades termodinámicas de las soluciones se suelen trabajar en base molar y se definen
en función de las correspondientes a sus componentes en la mezcla, denominadas propiedades
molares parciales. (Ramírez, 2018).
A partir de los diagramas de fase se puede obtener información como:
• Conocer que fases están presentes a diferentes composiciones y temperaturas bajo
condiciones de enfriamiento lento (equilibrio).
• Averiguar la solubilidad, en el estado sólido y en el equilibrio, de un elemento (compuesto)
en otro.
• Determinar la temperatura en la cual una aleación enfriada bajo condiciones de equilibrio
comienza a solidificar y la temperatura a la cual ocurre la solidificación.
• Conocer la temperatura a la cual comienzan a fundirse diferentes fases.
Imagen 2. Ejemplo de diagrama de fase

III. DISEÑO DE LA PRÁCTICA
• Variable y parámetros
Variables
• Densidad de las mezclas muestra
• Densidad de las sustancias recolectadas
• Fracción molar de las sustancias recolectadas
• Presión parcial de las sustancias recolectadas
• Temperatura de ebullición de cada muestra
Parámetros
• Volumen de las mezclas
• Presión del sistema
• Elección del sistema
Analizar el comportamiento de la mezcla, siendo el reactivo principal el etanol, teniendo un
equilibrio binario, trabajando con un montaje de destilación simple, generando evaporación en
cada componente, ya que, la velocidad de cada componente será distinta por su volatilidad, el
etanol es más volátil que el agua por lo tanto la temperatura de ebullición del etanol es menor a
la del agua. Al tener contacto con el agua fría se tendrá una transferencia de calor logrando
condensar la fase vapor obteniendo líquido, al tener fase líquida en ambas, estas son diferentes
por su composición, por lo que la formación de la fase de vapor es diferente.

• Hoja de datos
Práctica II
Estudio y construcción de diagramas de fases para sistemas de más de un componente.
Parámetros estimados
• Etanol 96% PM 46.07 g/m
• Agua PM 18 g/mol
• Densidad del picnómetro 10ml
Parámetros medidos
• Volumen (ml)
• Temperatura del sistema (°C)
• Densidad (g/ml)
• Valor del picnómetro vacio
Variables medidas
Muestra T (°C) Densidad liquido (g/ml) Densidad destilada (g/ml)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11

• Equipo y materiales
Cantidad Equipo e instrumentos Materiales
11 Probetas de 100 ml Etanol
1 Parilla eléctrica Agua
1 Matraz de fondo redondo
2 Soporte universal
1 Cabeza de destilación
1 Tubo refrigerante
1 Termómetro
2 Mangueras de látex
2 Matraz de 50 ml
2 Pinzas de 3 dedos
1 Tapón de seguridad
Perlas de ebullición
1 Picnómetro
1 Balanza
• Desarrollo de la práctica
1. En cada una de las probetas se van a agregar las dos sustancias (etanol y agua) en
distintas cantidades de acuerdo a la tabla 1.
Tabla 1
2. Teniendo el equipo de destilación simple armado se coloca la primera muestra solución
en el matraz de fondo redondo agregando perlas de ebullición y se enciende la parrilla
eléctrica moderadamente.

3. Tomar la temperatura al percibirse la primera burbuja de ebullición.
4. Recolectar la sustancia que se desprenda del tubo de destilación (mínimo 20 ml).
5. Medir la densidad del líquido resultante con ayuda del picnómetro.
6. Repetir el procedimiento con cada mezcla de etanol-agua.
IV. REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA
Mediciones
Se realizó una tabla en la cual se registraron los parámetros obtenidos tras la realización de la
práctica, mismos que serán usados para la construcción de los diagramas requeridos.
Muestra Etanol
mL
Agua
mL
X molar Densidad
g/mL
Temperatura °C
(1er gota de
destilado)
Densidad de
muestra
obtenida
1 50 50 0.2357 0.91336 86 0.8804
2 60 40 0.3163 0.8804 84 0.8748
3 70 30 0.4185 0.87201 83 0.8654
4 80 20 0.5523 0.8801 82 0.8502
5 90 10 0.7352 0.8768 78.56 0.791
6 100 0 1 0.83782 78.29 0.8231
Observaciones
Se observó que las disoluciones que contenían mayor cantidad de etanol, llegaron a su punto de
ebullición con más velocidad que las que contenían mayor cantidad de agua.
El tiempo no fue suficiente para realizar las muestras que se tenían contempladas, sin embargo,
las muestras que se obtuvieron fueron adecuadas y suficientes.

V. ANALISIS DE DATOS Y RESULTADOS
Cálculos
Se calcula la fracción molar de cada una de las muestras utilizadas, a partir de su volumen.
• Datos
𝜌 𝑒𝑡𝑂𝐻 = 789
𝑔
𝑚𝑙
𝜌 𝐻2𝑂 = 1
𝑔
𝑚𝑙
𝑃𝑀 𝑒𝑡𝑂𝐻 = 46.07
𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝑃𝑀 𝐻2𝑂 = 18.01528
𝑔
𝑚𝑜𝑙
• Mezcla 50 ml etOH – 50 ml H2O
50 𝑚𝐿 𝑒𝑡𝑂𝐻 (
0.789 𝑔 𝑒𝑡𝑂𝐻
𝑚𝐿 𝑒𝑡𝑂𝐻
) (
𝑚𝑜𝑙 𝑒𝑡𝑂𝐻
46.07 𝑒𝑡𝑂𝐻
) = 0.8563 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑒𝑡𝑂𝐻
50 𝑚𝐿 𝐻2𝑂 (
1 𝑔 𝐻2𝑂
𝑚𝐿 𝐻2𝑂
)(
𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑂
18.01528 𝐻2𝑂
) = 2.7754 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂
𝑍𝑒𝑡𝑂𝐻 =
0.8563
0.8563 + 2.7754
= 0.2357
𝑍𝐻2𝑂 =
2.7754
0.8563 + 2.7754
= 0.7642

) (
40 𝑚𝐿 𝐻2𝑂 (
1 𝑔 𝐻2𝑂
𝑚𝐿 𝐻2𝑂
)(
18.01528 𝐻2𝑂
) = 2.2203 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂
1.0275
1.0275 + 2.2203
= 0.3163
𝑍𝐻2𝑂 =
2.2203
1.0275 + 2.2203
= 0.6836
) (
30 𝑚𝐿 𝐻2𝑂 (
1 𝑔 𝐻2𝑂
𝑚𝐿 𝐻2𝑂
)(
18.01528 𝐻2𝑂
) = 1.6652 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂
1.1988
1.1988 + 1.6652
= 0.4185
𝑍𝐻2𝑂 =
1.6652
1.1988 + 1.6652
= 0.5814
) (
20 𝑚𝐿 𝐻2𝑂 (
1 𝑔 𝐻2𝑂
𝑚𝐿 𝐻2𝑂
)(
18.01528 𝐻2𝑂
) = 1.1101 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂
1.3700
1.3700 + 1.1101
= 0.5523
𝑍𝐻2𝑂 =
1.1101
1.3700 + 1.1101
= 0.4476

) (
1 𝑔 𝐻2𝑂
𝑚𝐿 𝐻2𝑂
) (
18.01528 𝐻2𝑂
) = 0.5550 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂
1.5413
1.5413 + 0.5550
= 0.7352
𝑍𝐻2𝑂 =
0.5550
1.5413 + 0.5550
= 0.2647
)(
0 𝑚𝐿 𝐻2𝑂 (
1 𝑔 𝐻2𝑂
𝑚𝐿 𝐻2𝑂
) (
18.01528 𝐻2𝑂
) = 0 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂
1.7126
1.7126 + 0
= 1
𝑍𝐻2𝑂 =
0
1.7126 + 0
= 0

Se calcula la presión de vapor del etanol, usando la ecuación de Antoine, así como las constantes,
mismas que se encuentran en el libro Principios elementales de los procesos químicos de Felder.
Con ayuda de Excel se calculan las presiones de vapor del agua y el etanol.
• Formula de Antoine
𝑙𝑜𝑔10𝑃∗
= 𝐴 −
𝐵
𝑇 + 𝐶
Componente A B C
Etanol 8.11220 1592.864 226.184
Agua 7.96681 1668.21 228.00
• Para el etanol
log 𝑃𝑒𝑡𝑂𝐻
∗
= 8.11220 −
1592.864
86 + 226.184
𝑃𝑒𝑡𝑂𝐻
∗
= 10
8.11220−
1592.864
86+226.184
𝑃𝑒𝑡𝑂𝐻
∗
= 542.30 𝑚𝑚𝐻𝑔
• Para el agua
log 𝑃𝐻2𝑂
∗
= 7.96681 −
1668.210
86 + 228.00
𝑃𝐻2𝑂
∗
= 10
7.96681−
1668.210
86+228.00
𝑃𝐻2𝑂
∗
= 233.77 𝑚𝑚𝐻𝑔

Mediante la Ley de Raoult
Se obtiene composición molar del líquido x1, x2
Siendo A= etanol y B=agua, el equilibrio químico está dado por
𝑓𝑎
𝑣
= 𝑓𝑎
𝐿
𝑃 ∗ 𝑌
𝐴 = 𝑋𝐴𝑃𝑣𝑎𝑝𝐴
Donde
𝑃 = 760 𝑚𝑚𝐻𝑔
A partir de la ley de Raoult, utilizar la ecuación que relaciona la fracción molar X1 con las distintas
presiones del sistema:
𝑥1 =
𝑃 − 𝑃𝐵
𝑣𝑎𝑝
𝑃
𝐴
𝑣𝑎𝑝
− 𝑃𝐵
𝑣𝑎𝑝
𝑥1 =
760 − 450.86
1023 − 450.86
𝑥1 = 0.54
Por otro lado, también con la ley de Raoult, se halla la composición de vapor de la forma usual
𝑦1 =
𝑥𝐴𝑃
𝐴
𝑣𝑎𝑝
𝑃
𝑦1 =
0.54 ∗ 1023
760
𝑦1 = 0.727

Análisis estadístico y resultados
Los resultados representativos que se obtuvieron fueron los de las composiciones molares, ya
que gracias a eso se pudo realizar la regresión lineal.
Por otra parte, fueron de suma importancia los cálculos de la presión de vapor así como de las
composiciones molares de vapor y liquida, pues gracias a estos cálculos fue posible la
construcción de los diagramas.
Graficas
Curva de calibración
Se construye la curva de calibración: densidad en función de la fracción molar de etanol, con el
objetivo de visualizar la fracción molar de las mezclas.
Muestra X molar Densidad liquido
(g/ml)
1 0.2357 0.91336
2 0.3163 0.8804
3 0.4185 0.87201
4 0.5523 0.8801
5 0.7352 0.8768
6 1 0.83782

A partir de los cálculos obtenidos de la ecuación de Antoine y de la ley de Raoult se obtiene la
siguiente tabla.
Muestra
Temperatura
°C (1er gota
de
destilado)
Presión de
vapor
etOH
mmHg
Presión de
vapor H2O
mmHg
x1 x2 y1 y2
1 86 1023.00 450.86 0.54 0.46 0.727 0.273
2 84 948.37 416.85 0.65 0.35 0.806 0.194
3 83 912.78 400.67 0.70 0.30 0.843 0.157
4 82 878.32 385.02 0.76 0.24 0.878 0.122
5 78.56 812.63 355.26 0.88 0.12 0.946 0.054
6 78.29 759.75 331.36 1.00 0.00 1.000 0.000
y = -0.0804x + 0.9238
R² = 0.8738
0.83
0.84
0.85
0.86
0.87
0.88
0.89
0.9
0.91
0.92
0 0.2 0.4 0.6 0.8 1 1.2
Densidad
g/mL
X Molar
Curva de Calibración

Diagrama T-xy
70
75
80
85
90
95
100
0.00 0.20 0.40 0.60 0.80 1.00 1.20
Temperatura
°C
X, Y
Diagrama Txy
T vs x
T VS y
-0.20
0.00
0.20
0.40
0.60
0.80
1.00
1.20
-0.20 0.00 0.20 0.40 0.60 0.80 1.00 1.20
Diagrama xy

VI. DISCUSION DE RESULTADOS
Tras la obtención del diagrama T-xy solo se puede visualizar la mitad del mismo debido a que en
la práctica presencial, se obtuvieron 6 muestras de las 11 requeridas, sin embargo, estas fueron
suficientes para realizar los cálculos mediante las fórmulas utilizadas.
Debido a que solo son 6 muestras no se logra visualizar completamente el diagrama xy.
Llega un punto en el que las composiciones de ambos componentes son las mismas, esto quiere
decir que se van a evaporar a la misma velocidad, esto hace que se forme un azeótropo.
VII. CONCLUSIÓN Y RECOMENDACIONES
Conclusión
Puedo concluir que la práctica nos ayudó a comprender como se comporta un sistema binario en
relación a la ley de Raoult con una disolución de etanol-agua como poder saber si esta se
comporta de forma ideal a partir de las gráficas que son la curva de calibración y la de (Txy) vs
temperatura determinando variables y parámetros para llegar a nuestros objetivos, se pudo
observar en la práctica que el sistema se comporta de manera no ideal y que debemos tomar
muchos aspectos en cuenta como los tiempos que tenemos para hacerla pues nos encontramos
con que nuestro proceso de destilación en donde contenía más concentración de agua que de
etanol era más tardado así que optamos por montar dos equipos, esto nos ayudó a optimizar
nuestro proceso y poder lograr obtener el número de las muestras que nos permitieron llegar a
nuestros resultados.
Griselda Mercado Antonio.
Mediante el uso del equipo de destilación y el picnómetro se tomaron las distintas muestras al
igual que las temperaturas correspondientes, las disoluciones con mayor cantidad de etanol,
tienen mayor velocidad de ebullición que las que tienen mayor cantidad de agua, obteniendo un
equilibrio termodinámico entre las fases. Al realizar la gráfica de la composición de ambas
sustancias forman un punto azeotrópico dando a entender que el etanol y el agua van a llegar a
un punto en donde será imposible separarse.

Elba Pamela Cruz de la Cruz
Tras la realización de la practica pude implementar conceptos que ya tenia adquiridos de
asignaturas pasadas, puesto que los conceptos fueron importantes para ser aplicados en esta
práctica.
Por otro lado, pude observar mejor el llamado punto azeotrópico y comprendí que llega un punto
en que las composiciones de la mezcla a destilar son las mismas debido a que las velocidades
de reacción son las misma que no pueden separarse, cuando esto sucede se observa claramente
el concepto de la No idealidad de una mezcla, que fue lo que sucedió en este caso.
Daniela Merced Rivera
Se pudo observar en la practica como era el comportamiento del sistema de acuerdo a la teoría
descrita en el inicio pudimos darnos cuenta de la no idealidad de nuestro sistema binario como
llegar a estas conclusiones y resultados a partir de la ley de Rault nuestros tiempos no nos
alcanzaron, pero fueron suficientes las muestras obtenidas para realizar nuestro análisis final.
Dulce María Mendoza Vicente.
Recomendaciones:
Es recomendable disponer de bastante tiempo para realizar las destilaciones, ya que en el lapso
que tuvo el equipo (2 horas) no fueron suficientes para llevar a cabo las muestras que se tenían
contempladas.
Se recomienda que se nivele ele nivel de agua en el alcohol que se use, debido a que el etanol
que se encuentra, alcanza a tener 96% de composición. Pues es difícil encontrar etanol al 100%
REFERENCIAS
• Levine, I. N. (2014). Principios de fisicoquímica (6a. ed. --.). México D.F.: McGraw-Hill.
• Reboiras, M. D. (2005). Química: La ciencia básica, Thomson Learning Ibero.
• Ramirez, A. (2018). Diagramas de equilibrio. Recuperado el 30 de septiembre del 2021
de DigiBuo: https://digibuo.uniovi.es/dspace/bitstream/handle/
• Felder, R.M. y Rosseau, R. W. (2005). Principios Elementales de los Procesos Químicos.
(3ª ed.). Mexico D.F. Limus.

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