La destilación es un método que se usa para separar los componentes de una solución líquida, el cual depende de la distribución de estos componentes entre una fase de vapor y una fase líquida. Ambos componentes están presentes en las dos fases. La fase de vapor se origina de la fase líquida por vaporización en el punto de ebullición

1. UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN
Ingeniería en Alimentos
LEM V
Grupo: 2852
GUIA 1. Conceptos básicos de destilación.
Alumno:
 Melo Cruz Stephanie
Profesores:
Virginia López García.
Janeli Solis Garfias.
José Oscar Germán Ibarra.
Semestre: 2018-II
Fecha: Viernes, 6 de abril del 2018

2. Contenido
1. Aplicaciones de la destilación en la industria de los alimentos. ................................................... 1
2. Usos de las mezclas etanol-agua en el procesamiento de los alimentos..................................... 1
3. Definiciones: ............................................................................................................................... 1
a) Destilación. ................................................................................................................................. 1
b) Volatilidad relativa. ...................................................................................................................... 2
c) Soluciones ideales. ..................................................................................................................... 3
d) Soluciones reales (Mezclas azeotrópicas)................................................................................... 3
4. Partes principales de un sistema de destilación simple............................................................... 4
5. Conversiones de: ........................................................................................................................ 5
a) Fracción mol a fracción masa...................................................................................................... 5
b) Fracción masa a fracción mol...................................................................................................... 6
c) De grados Gay-Lussac a fracción masa...................................................................................... 7
6. Métodos de destilación................................................................................................................ 8
7. Ley de Raoult y de Henry............................................................................................................ 9
8. Diagramas de punto de ebullición y graficas x-y para sistemas etanol-agua. ............................ 10
9. Diagramas entalpía-concentración............................................................................................ 12
10. Destilación simple o diferencial.............................................................................................. 14
a) Ecuación de Rayleigh................................................................................................................ 14
b) Balances de materia.................................................................................................................. 14
c) Balances de energía. ................................................................................................................ 16
11. Métodos para determinar la concentración de soluciones acuosas de etanol........................ 17
12. Investigar las curvas de calibración de índice de refracción vs composición en fracción mol. 18
13. Investigar el Diagrama de equilibrio de 585 mmHg................................................................ 19
14. Bibliografía. ........................................................................................................................... 20

3. 1
1. Aplicaciones de la destilación en la industria de los alimentos.
En general hay tres tipos de destilación principales usados en la industria de alimentos y
bebidas: por vapor, vacío y por tandas. La destilación por tandas es la forma más simple de
destilación, donde los líquidos hierven y el vapor resultante se condensa para ser usado
posteriormente. La destilación por vapor introduce vapor de agua dentro del proceso; esto
permite realizar la destilación a una temperatura más baja que la temperatura a la que hierve el
líquido que podría producir una separación de sustancias no deseada. La destilación por vacío
es una versión avanzada de la destilación por vapor. En esta, se reduce la presión del ambiente
y por consiguiente disminuye aún más el punto de ebullición del líquido (NZIFST, 1983).
Otras aplicaciones son en la producción de agua destilada, destilación de wisky de malta, vino,
tratamiento de agua, en la separación de aceites esenciales de compuestos disueltos no
volátiles o dispersos en agua es un ejemplo de su aplicación (Brennan., 2008).
Un desarrollo más reciente es la separación de componentes volátiles en líquidos; Se usa para
recuperar aromas en la cerveza, café, tomate y jugos de frutas, para producir vinos y cervezas
con bajo contenido en alcohol y para eliminar aromas indeseados (Fellows., 2007).
Existe gran diversidad de productos alimenticios que son sometidos a la destilación como lo
son: El vinagre blanco destilado, El alcohol destilado se origina a su vez de diversas fuentes
como la caña de azúcar, los granos de maíz, la melaza, etc. (Proluxa, 2010).
2. Usos de las mezclas etanol-agua en el procesamiento de los alimentos.
En las bebidas destiladas generalmente se usan este tipo de mezclas, como aguardientes y
licores; sin embargo la destilación, agrupa a la mayoría de las bebidas alcohólicas que superen
los 20º de carga alcohólica. Entre ellas se encuentran bebidas de muy variadas características,
y que van desde los diferentes tipos de brandy y licor, hasta los de Whisky, Anis, Tequila, Ron,
Vodka, Brandy y Licores, entre otras. Los mayores componentes de las bebidas destiladas
mencionadas son el alcohol etílico (C2H5OH) y el agua13.
3. Definiciones:
a) Destilación.
La operación unitaria de destilación es un método que se usa para separar los componentes
de una solución líquida, el cual depende de la distribución de estos componentes entre una fase
de vapor y una fase líquida. Ambos componentes están presentes en las dos fases. La fase de
vapor se origina de la fase líquida por vaporización en el punto de ebullición (Geankoplis, 1998).

4. 2
b) Volatilidad relativa.
Para relacionar las composiciones de equilibrio, entre la fase gaseosa y líquida, también se
puede utilizar la volatilidad. Se define como volatilidad de un componente la relación entre la
presión parcial en fase gaseosa y su fracción molar en la fase líquida:
∝𝑖=
𝑃𝑖
𝑥𝑖
Para una mezcla binaria se define la volatilidad relativa de uno de los componentes respecto
del otro como la razón entre las volatilidades de cada uno de dichos componentes:
∝ 𝐴𝐵=
∝ 𝐴
∝ 𝐵
=
𝑃𝐴 𝑥 𝐵
𝑃𝐵 𝑥 𝐴
Y como:
PA = yAP , PB = yBP
yB = 1 − yA , xB = 1 − xA
La volatilidad relativa será:
∝ 𝐴𝐵=
𝑦 𝐴(1 − 𝑥 𝐴)
𝑥 𝐴(1 − 𝑦 𝐴)
Ecuación que permite despejar el valor de la fracción molar en fase liquida:
𝑦 𝐴 =
∝ 𝐴𝐵 𝑥 𝐴
1 + (∝ 𝐴𝐵− 1)𝑥 𝐴
A partir de esta ecuación es posible construir la curva de equilibrio, dando valores a la
composición en fase líquida se obtiene el correspondiente valor en fase gas.
Cuanto mayor sea el valor de la volatilidad relativa más fácilmente se logrará la separación de
la mezcla. En el caso que su valor sea la unidad, no se logrará separación alguna. En un sistema
ideal la volatilidad absoluta de cada componente es numéricamente igual a la presión de vapor
del componente puro. Por tanto, la volatilidad relativa será: ∝ 𝐴𝐵=
𝑃0
𝐴
𝑃0
𝐵
⁄
La volatilidad relativa varía con la temperatura, de forma que al disminuir ésta, aquella crece.
En el cálculo de la curva de equilibrio, a partir de la volatilidad relativa, debe tomarse un valor
medio de ésta a lo largo de toda la columna. Esto es válido si las volatilidades en los extremos
inferior y superior de la columna no difieren más del 15%. Cuando esto no es cierto, la curva de
equilibrio se construirá para diferentes tramos, de forma que en cada tramo la volatilidad relativa

5. 3
sea la misma. En algunos casos la relación de equilibrio entre las dos fases viene dada por una
ecuación del tipo: yi = K xi, en la que Ki es en muchos casos constante en un amplio intervalo
de temperaturas (Ibarz, 2005).
c) Soluciones ideales.
Una solución es una mezcla homogénea de especies químicas dispersas a escala molecular.
Una solución es una fase simple. El constituyente presente en mayor cantidad es el solvente
mientras que aquellos constituyentes (1 o más) presentes en cantidades relativamente
pequeñas se denominan solutos14.
La solución ideal se define como aquella que obedece la Ley de Raoult en todo el intervalo de
concentraciones.
Es aquella en la que cada molécula de los componentes en la mezcla es afectada por las
mismas fuerzas, como si estuviesen en estado puro. En las disoluciones ideales ha de cumplirse
que:
I. Sus componentes pueden mezclarse entre sí en cualquier proporción, o sea, que la
solubilidad de cada uno de ellos en el otro es ilimitada.
II. No se consume ni libera energía al formar la disolución partiendo de sus componentes
(sin variación térmica).
III. No hay cambio de volumen al formar la mezcla (sin variación de volumen).
IV. La naturaleza química de ambos líquidos deben ser muy semejantes.
En la práctica las disoluciones muy diluidas se comportan como disoluciones ideales. Ejemplo
de esto son las disoluciones formadas por los componentes:
 benceno-tolueno
 benceno – xileno
 n. hexano- n heptano (30 °C)
 bromuro de etilo-yoduro de etilo
 cloruro de n-butilo – bromuro de n-
butilo (50 °C)12.
d) Soluciones reales (Mezclas azeotrópicas).
La mezcla que tiene una presión de vapor máxima o mínima se denomina azeotrópica (del
griego: <<hervir sin cambio>>), (Castellan, 1998).
Estas mezclas no pueden separase completamente en sus constituyentes por destilación
fraccionada. Puede demostrarse que si la curva de presión de vapor tiene un máximo o un
mínimo, entonces, en ese punto, las curvas de vapor y liquido deben ser tangentes y el líquido
y el vapor tendrán la misma composición (Teorema de Gibss-Konovalov) (Castellan, 1998).

6. 4
En la figura 1 (a) se muestra el diagrama de puntos de ebullición para un azeótropo de
ebullición máxima. La temperatura máxima Tmáx corresponde a una concentración XAZ y en este
punto, XAz = YAZ. La gráfica de yA en función de xA mostraría que la curva cruza la línea de 45°
en este punto. El sistema acetona-cloroformo es un ejemplo típico.
En la figura 1 (b) se muestra un azeótropo de ebullición mínima YAZ, = XAZ a Tmin. Un sistema
típico de este caso es el de etanol-agua (Geankoplis, 1998).
Figura 1. Diagramas de equilibrio del punto de ebullición: (a) azeótropo de ebullición máxima. (b)
azeótropo de ebullición mínima.
4. Partes principales de un sistema de destilación simple.
El requisito básico para separar los componentes por destilación consiste en que la
composición del vapor sea diferente de la composición del líquido con el cual está en equilibrio
en el punto de ebullición de este último. La destilación se basa en soluciones en las que todos
los componentes son bastante volátiles, como soluciones amoniaco-agua o etanol-agua, en las
que ambos componentes también están en fase de vapor. Sin embargo, al evaporar una
solución de sal y agua, se vaporiza el agua pero la sal no. El proceso de absorción difiere de la
destilación en cuanto a que uno de los componentes de la absorción es esencialmente insoluble
en la fase líquida. Como ejemplo de absorción puede citarse el caso de la extracción de
amoniaco del aire con agua, donde el aire es insoluble en la solución agua-amoniaco
(Geankoplis, 1998).
En la destilación simple abierta o diferencial se trabaja de forma discontinua en una sola etapa
(figura 2). El modo de operar es el siguiente: se carga el calderín con la mezcla a destilar, y
mediante aporte de calor se van formando vapores, que se retiran continuamente, de forma que
no haya retorno de condensado hacia el calderín. Inicialmente, los vapores formados

7. 5
contendrán un elevado porcentaje del componente más volátil. La composición del calderín va
variando continuamente, elevándose la composición del componente más pesado, no
existiendo estado estacionario. Como la cantidad de calor que se aporta al calderín se hace a
una velocidad constante, la temperatura de ebullición de la carga irá aumentando a medida que
se vaya empobreciendo del componente más volátil (Ibarz, 2005).
Figura 2. Destilación simple (Ibarz, 2005).
5. Conversiones de:
a) Fracción mol a fracción masa.
La fracción molar (𝑋 𝑛) es una unidad de concentración, es decir una relación entre un soluto
y un solvente.
Xn =
molesn
molesTotales
XA =
molesA
molesA+ molesB
, XB =
molesB
molesA+ molesB
Por ejemplo, una disolución contiene 2 g de He y 4 g de Oxigeno, ¿Cuáles son las fracciones
molares de He y O2 en la disolución? Si se tiene el peso molecular de cada componente He
(4.0026) y O2 (15.999), el factor de conversión es:
2 𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝑒 (
1 𝑚𝑜𝑙
4 𝑔
) = 0.5 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑒

8. 6
4 𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝑒 (
1 𝑚𝑜𝑙
32 𝑔
) = 0.125 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
XA =
molesA
molesA + molesB
=
0.5 𝑚𝑜𝑙
(0.5 𝑚𝑜𝑙 + 0.125 𝑚𝑜𝑙)
= 𝟎. 𝟖
En una misma mezcla la suma de las fracciones molares de los componentes de la mezcla,
siempre va ser igual a 1; por lo tanto:
𝑋 𝐴 + 𝑋 𝐵 = 1
𝑋 𝐵 = 1 − 𝑋 𝐴 = 1 − 0.8 = 𝟎. 𝟐
b) Fracción masa a fracción mol.
La fracción masa es la relación de la masa de un componente (i) entre la masa total de la
solución (M).
𝑋 𝑤𝑖 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑖
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
=
𝑚𝑖
𝑀
𝑚𝑖 = 𝑋 𝑤𝑖(𝑀)
Los moles del componente i, se determinan como:
𝑛𝑖 =
𝑚𝑖
𝑃𝑚𝑖
Los moles del componente i en una mezcla se determina en función de su fracción masa y
peso molecular de acuerdo a la sustitución de las ecuaciones anteriores.
𝑛𝑖 =
𝑋 𝑤𝑖(𝑀)
𝑃𝑀𝑖
Los moles totales de una mezcla se determinan de la siguiente forma:
𝑁 = ∑ 𝑛𝑗
𝑛𝑐
𝑗=1
Sustituyendo:
𝑁 = ∑
𝑋 𝑤𝑗. 𝑀
𝑃𝑀𝑗
𝑛𝑐
𝑗=1
Sustituyendo:
Xni =
ni
N
=
Xwi.M
PMi
∑
Xwj.M
PMj
nc
j=1
= Xni =
Xwi
PMi
∑
Xwj
PMj
nc
j=1

9. 7
Ejemplo: Calcular la composición en fracción mol de una mezcla formada por 43.33% masa
de C2H5OH (46 g/mol) y 56.67% masa de H2O (18
g
mol
).
%𝑊 = 𝑋 𝑤𝑖 𝑥100
𝑋 𝑤𝑖 =
%𝑤
100
𝑋 𝑤C2H5OH =
43.33
100
= 0.4333
𝑋 𝑤H2O =
56.67
100
= 0.5667
XnC2H5OH =
XwC2H5OH
PMC2H5OH
XwC2H5OH
PMC2H5OH
+
XwH2O
PMH2O
=
0.4333
46
0.4333
46
+
0.5667
18
= 0.2303
XnH2O =
XwH2O
PMH2O
XwC2H5OH
PMC2H5OH
+
XwH2O
PMH2O
=
0.5667
18
0.4333
46
+
0.5667
18
= 0.7697
c) De grados Gay-Lussac a fracción masa.
Los grados Gay-Lussac es la medida de alcohol contenida en volumen, es decir, la
concentración de alcohol contenida en una bebida.
Ley de Gay-Lussac. El paso del gas de un estado a otro se puede realizar también de modo
que quede constante la presión del gas. En este caso, se obtienes las siguientes proporciones:
v1
v2
=
T1
T2
Y
ρ2
ρ1
=
T1
T2
O sea, a igual presión, el volumen especifico del gas ideal, varia directamente proporcional, y
su densidad, inversamente proporcional, a la temperatura absoluta (Vedernikov, 1967).
Para un gas ideal, con un volumen constante, se aplica la ley de Gay-Lussac.
Por ejemplo, en un vino tinto que por lo general marca de 11% a 16% de alcohol, el % indica
cuanto del vino es alcohol. Al multiplicarlo por el contenido de la botella se obtiene la cantidad
de mililitros de alcohol etílico contenidos en total, por ejemplo, una botella de 750 ml con 14°GL,
contiene 750 mL * 14 °GL / 100 = 105 ml de alcohol etílico en la botella.

10. 8
La fórmula matemática para calcular el volumen de alcohol en una bebida es:
Volumen Total * Grados Gay-Lussac / 100
6. Métodos de destilación.
La destilación se puede llevar a cabo en la práctica por medio de cualquiera de dos métodos
principales. El primer método consiste en la producción de un vapor por ebullición de la mezcla
líquida que se va a separar en una sola etapa, para recuperar y condensar los vapores. En este
método no se permite que el líquido regrese al destilador de una sola etapa y se ponga en
contacto con los vapores que se desprenden.
El segundo método implica el retorno de una porción del condensado al destilador. Los
vapores se desprenden a través de una serie de etapas o platos, y parte del condensado fluye
hacia abajo a través de la serie de etapas o platos a contracorriente con respecto a los vapores.
Este segundo método se llama destilación fraccionada, destilación con reflujo o rectificación.
Existen tres tipos importantes de destilación que se verifican en una sola etapa o en un solo
destilador y que no incluyen rectificación. El primero es la destilación en equilibrio o instantánea,
el segundo es la destilación simple por lotes o diferencial, y el tercero es la destilación simple
con arrastre de vapor (Geankoplis, 1998).
Destilación de equilibrio o instantánea. En este proceso, que se verifica en una sola etapa,
la mezcla líquida se vaporiza parcialmente. Se permite que el vapor establezca un equilibrio con
el líquido, y entonces se separan las fases de vapor y de líquido. Esto se puede hacer por lotes
o en régimen continuo (Geankoplis, 1998).
Figura 3. Sistema de destilación instantánea.

11. 9
Destilación simple por lotes o diferencial. En este tipo de destilación, primero se introduce
líquido en un recipiente de calentamiento. La carga líquida se hierve lentamente y los vapores
se extraen con la misma rapidez con que se forman, enviándolos a un condensador donde se
recolecta el vapor condensado (destilado). La primera porción de vapor condensado es más
rica en el componente más volátil A. A medida que se procede con la vaporización, el producto
vaporizado es más pobre en A (Geankoplis, 1998).
7. Ley de Raoult y de Henry.
La ley de Raoult, que es una ley ideal, se puede definir para fases vapor-líquido en equilibrio:
𝑃𝐴 = 𝑃𝐴 𝑥 𝐴
Donde PA es la presión parcial del componente A en el vapor de Pa (atm), PA es la presión
de vapor de A puro en Pa (atm), y XA es la fracción mol de A en el líquido. Esta ley sólo es
válida para soluciones ideales, como benceno-tolueno, hexano-heptano y alcohol metílico-
alcohol etílico, que por lo general son sustancias muy similares entre sí. Muchos sistemas que
son soluciones ideales o no ideales siguen la ley de Henry en soluciones diluidas (Geankoplis,
1998).
Por otro lado, la ley de Henry relaciona la presión parcial del componente en fase vapor
ejercida sobre la disolución, con la fracción molar en fase líquida:
𝑃𝑖 = 𝑥𝑖 𝐻
Siendo H la denominada constante de Henry. Esta ley se podría enunciar del siguiente modo:
A temperatura constante, la solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a
la presión parcial del gas en equilibrio con la disolución. O bien que, supuesta la temperatura
constante, la concentración de un gas disuelto en un líquido es directamente proporcional a la
presión que el gas ejerce sobre la disolución con la que se encuentra en equilibrio.
Para una mezcla binaria, en la que A es el soluto y B el disolvente, la ley de Henry se cumple
cuando xA es pequeño, es decir, para soluciones diluidas, mientras que la de Raoult se cumple
para valores pequeños de xB. Si la ley de Henry es aplicable a un componente, para un intervalo
de concentraciones, termodinámicamente se puede deducir que la ley de Raoult es aplicable al
otro componente, en el mismo intervalo de concentraciones. Para soluciones ideales, las dos
leyes son idénticas, y la constante de Henry coincide con la presión de vapor del componente
en estado puro.

12. 10
Las relaciones anteriores permiten calcular las composiciones de equilibrio en sistemas
ideales líquido-vapor, si se conocen las presiones de vapor de las sustancias puras, a distintas
temperaturas. Así, para un sistema binario, dado xA es posible calcular la composición yA en
fase vapor, que se encuentra en equilibrio con xA (Ibarz, 2005).
8. Diagramas de punto de ebullición y graficas x-y para sistemas etanol-agua.
Con frecuencia las relaciones de equilibrio vapor-líquido de una mezcla binaria de A y B se
expresan en forma de un diagrama de puntos de ebullición, como el que se muestra en la figura
4, para el sistema de benceno (A)-tolueno (B), a presión total de 101.32 kPa. La línea superior
es del vapor saturado (línea de punto de roció) y la línea inferior es del líquido saturado (línea
de punto de burbuja). La región de dos fases está localizada en la zona situada entre estas dos
líneas.
Figura 4. Diagrama de puntos de ebullición para benceno (A)-tolueno (B) a 101.325 kPa (1 atm) de
presión total (Geankoplis, 1998).
Los datos de equilibrio binario vapor-liquido se pueden representar gráficamente de diversas
maneas: las más adecuadas son diagramas temperatura-composición, y-x y entalpía-
composición. Todas representan los mismos datos y se pueden convertir de una forma a otra.
La tabla 1 muestra datos de equilibrio para etanol y agua a 1 atmosfera. A presión fija, resta
solo un grado de libertad. De ese modo podemos seleccionar cualquiera de las variables

13. 11
intensivas como variable independiente y graficar cualquier otra variable intensiva como variable
dependiente.
Tabla 1. Datos de equilibrio vapor-líquido para etanol y agua a 1 atm, X y Y en fracciones molares.
R.H. Perry, C.H. Chilton y S.O. Kirkpatrick (editores), Chemical Engineers Handbook, 4ª edición. New York.
McGraw-Hill, Pág. 13-5, 1963.
A continuación se presenta la gráfica más sencilla, y en función de x, y-x o y vs x; En forma
típica, graficaremos la fracción mol del componente más volátil (el componente que tiene y>x;
en este caso, el etanol). A esta grafica se le conoce también como diagrama de McCabe-Thiele.
Figura 5. Diagrama de Y en función de X para Etanol-Agua.

14. 12
La presión es constante, pero la temperatura es diferente en cada punto de la curva de
equilibrio. Los puntos de la curva de equilibrio representan dos fases de equilibrio. Cualquier
punto que no está en la curva representa un sistema que puede tener líquido y vapor al mismo
tiempo pero sin estar en equilibrio.
Los datos de la tabla 1 también se pueden graficar en un diagrama temperatura-composición,
como se muestra en la figura 6. El resultado en realidad son dos graficas: una de temperatura
de líquido en función de XEtoh y la otra de temperatura de vapor en función de YEtoh. Estas curvas
se llaman líneas de líquido saturado y de vapor saturado, porque representan todos los sistemas
posibles de líquido y vapor que pueden estar en equilibrio a 1 atm.
Figura 6. Diagrama Temperatura-Composición para Etanol-Agua.
9. Diagramas entalpía-concentración.
Los equilibrios binarios vapor-líquido tarnbién pueden graficarse utilizando como coordenadas
la entalpía VS concentración a presión constante. Las entalpías de solución del líquido incluyen
tanto el calor sensible como el cal& de mezclado de los componentes.
𝐻𝐿 = 𝐶𝐿(𝑡 𝐿 − 𝑡 𝑜)𝑀 𝑎𝑣 + ∆𝐻𝑆
En donde CL es la capacidad calorífica de la solución, energía/mol “C y ∆𝐻𝑆 es el calor de
disolución en to; la concentración predominante se refiere a los componentes líquidos puros,
energía/mol solución; Para líquidos saturados, tL es el punto de formación de la burbuja
correspondiente a la concentración del líquido a la presión predominante. Los datos de calor de
disolución varían de forma y tal vez se necesite algún ajuste de las unidades de los datos

15. 13
tabulados. Si se desprende calor durante el mezclado, ∆𝐻𝑆 será negativa; para las soluciones
ideales es cero.
Figura 7. Coordenadas de entalpía-concentración (Treybal, 1980).
Para soluciones ideales, la capacidad calorífica es el promedio medido para la capacidad
calorífica de los componentes puros.
Respecto de los objetivos presentes, las entalpías del vapor saturado se pueden calcular
adecuadamente suponiendo que los líquidos. Sin mezclar se calientan por separado como
líquidos a la temperatura del gas tG (el punto de formación de rocío), evaporando cada uno de
ellos a esta temperatura y mezclando los vapores
HG = y[CL,AMA(tG = to) + λAMA] + (l + y)[CL,BMB(tG = to) + λBMB]
En donde λA, λB = calores latentes de evaporación de las sustancias puras en to, energía/mol.

16. 14
CL,A, CL,B = capacidades caloríficas de los líquidos puros, energía/mol °C
En la parte superior de la figura 7, que representa una mezcla binaria típica, se han graficado
las entalpías de los vapores saturados en sus puntos de formación de rocío VS Y; las entalpías
de los líquidos saturados se graficaron en sus puntos de formación de burbuja VS X. Las
distancias verticales entre las dos curvas a x = 0 y 1 representan, respectivamente, los calores
latentes molares de B y A. El calor necesario para evaporar completamente la solución C es HD
- HC energía/mol solución. Los líquidos y vapores en el equilibrio pueden unirse mediante líneas
de unión, de las cuales, la línea EF es típica. La relación entre este diagrama de fases en el
equilibrio y la curva xy se muestra en la parte inferior de la figura 7. Aquí, el punto G representa
la línea de unión EF, localizada en la curva inferior en la forma mostrada. Otras líneas de unión,
cuando se proyectan hasta la curva xy, producen la curva de distribuci6n completa en el
equilibrio (Treybal, 1980).
10.Destilación simple o diferencial.
Es la operación de hervir el líquido de un recipiente (la caldera) condensándose los vapores
que constituirán el destilado, quedando en la caldera el residuo.
Esta operación puede llevarse a cabo de forma continua, alimentando la caldera y extrayendo
el residuo continuamente, o de forma discontinua con lo que las composiciones de vapor y
líquido van cambiando con el tiempo (Fernández, 2014).
a) Ecuación de Rayleigh.
La ecuación que sigue a continuación se llama ecuación de Rayleigh.
∫
𝑑𝐿
𝐿
= 𝐼𝑛
𝐿1
𝐿2
= ∫
𝑑𝑥
𝑦 − 𝑥
𝑋1
𝑋2
𝐿1
𝐿2
La composición promedio del total de material destilado, Yprom, se obtiene por medio de un
balance de materias:
𝐿1 𝑥1 = 𝐿2 𝑥2 + (𝐿1 − 𝐿2)𝑦𝑝𝑟𝑜𝑚
b) Balances de materia.
Destilación de equilibrio o instantánea. En la figura 8 se muestra la vaporización parcial de
la mezcla binaria de los componentes A y B que fluyen en un calentador a velocidad F mol/h.
La mezcla alcanza su equilibrio y entonces se separa. La composición de F es xF fracción mol
de A. El balance total de material con respecto al componente A es el siguiente:
𝐹𝑥 𝐹 = 𝑉𝑌 + 𝐿 𝑥

17. 15
Puesto que L=F=V, la ecuación anterior se transforma en:
𝐹𝑥 𝐹 = 𝑉𝑦 + (𝐹 − 𝑉)𝑥
Figura 8. Destilación en equilibrio o instantánea (flash).
Por lo general, los valores de moles por hora de alimentación F, moles por hora de vapor V y
moles por hora de L se conocen o pueden establecer. Por consiguiente, en la ecuación anterior
hay dos incógnitas: x y y. La otra relación que se requiere para resolver la ecuación es la línea
de equilibrio. Un método conveniente consiste en graficar la ecuación en el diagrama de
equilibrio xy. La intersección de la ecuación y la línea de equilibrio da la solución deseada
(Geankoplis, 1998).
Destilación simple por lotes o diferencial. En la figura 9 se muestra un destilador simple.
La operación se inicia introduciendo en el destilador una carga de L1 moles de componentes A
y B con una composición x1 fracción mol de A. En un momento dado, habrá L moles de líquido
remanentes en el destilador con una composición x y la composición del vapor que se
desprende en equilibrio es y. Se ha vaporizado entonces una cantidad diferencial dL.
La composición del recipiente varía con el tiempo. Para determinar la ecuación de este
proceso, se supone que se vaporiza una cantidad pequeña dL. La composición del líquido varía
de x a x - dx y la cantidad de líquido de L a L - dL. Se hace un balance de materiales con
respecto a A, donde la cantidad original = cantidad remanente en el líquido + cantidad de vapor.
𝑥𝐿 = (𝑥 − 𝑑𝑥)(𝐿 − 𝑑𝐿) + 𝑦𝑑𝐿
Efectuando la multiplicación del lado derecho,
𝑥𝐿 = 𝑥𝐿 − 𝑥𝑑𝐿 − 𝐿𝑑𝑥 + 𝑑𝑥𝑑𝐿 + 𝑦𝑑𝐿
Despreciando el termino dx dL y reordenando,
𝑑𝐿
𝐿
=
𝑑𝑥
𝑦 − 𝑥

18. 16
Figura 9. Destilación simple por lotes o diferencial (Geankoplis, 1998).
Integrando,
∫
𝑑𝐿
𝐿
= 𝐼𝑛
𝐿1
𝐿2
= ∫
𝑑𝑥
𝑦 − 𝑥
𝑋1
𝑋2
𝐿1
𝐿2
Donde L1 son los moles originales cargados, L2 son los moles remanentes en el destilador, x1
es la composición original y x2 es la composición final del líquido.
La integración de la ecuación anterior se puede llevar a cabo por medios gráficos, graficando
1/(y-x) en función de x y determinando el área bajo la curva entre x1 y x2. La curva de equilibrio
proporciona la relación entre y y x. A la ecuación anterior se le llama ecuación de Rayleigh.
c) Balances de energía.
[
𝐴𝑐𝑢𝑚𝑢𝑙𝑎𝑐𝑖ó𝑛
𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎
𝑑𝑒𝑛𝑡𝑟𝑜 𝑑𝑒𝑙
𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎
] =
[
𝑇𝑟𝑎𝑛𝑠𝑓𝑒𝑟𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎
𝑎𝑙 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎
𝑎 𝑡𝑟𝑎𝑣𝑒𝑠 𝑑𝑒
𝑠𝑢 𝑓𝑟𝑜𝑛𝑡𝑒𝑟𝑎 ]
−
[
𝑇𝑟𝑎𝑛𝑠𝑓𝑒𝑟𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎
ℎ𝑎𝑐𝑖𝑎 𝑎𝑓𝑢𝑒𝑟𝑎
𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎 𝑎
𝑡𝑟𝑎𝑣é𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑢
𝑓𝑟𝑜𝑛𝑡𝑒𝑟𝑎 ]
+ [
𝐺𝑒𝑛𝑒𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛
𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎
𝑑𝑒𝑛𝑡𝑟𝑜 𝑑𝑒𝑙
𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎
] − [
𝐶𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑜
𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎
𝑑𝑒𝑛𝑡𝑟𝑜 𝑑𝑒𝑙
𝑠𝑖𝑠𝑡𝑒𝑚𝑎
]
Figura 10. Descripción esquemática del balance de materia y energía.

19. 17
En lo que respecta a la energía asociada con la masa, se divide en tres tipos: energía interna
(U), energía cinética (K) y energía potencial (P). También la energía puede transferirse por calor
(Q) y trabajo (W). La generación o consumo de energía dentro del sistema estará dada por
reacción química o causada por algún campo eléctrico o magnético externo.
El balance general de energía puede indicarse así:
O en forma más simple:
Donde:
Sr: generación neta de energía dentro del sistema.
∧: indica que es por unidad de masa.
11.Métodos para determinar la concentración de soluciones acuosas de etanol.
1. La densidad de una solución depende de la concentración de la misma, es decir, soluciones
de sal en agua, soluciones de alcohol en agua, etc. la determinación de esta propiedad tiene
mucha importancia en la industria de las bebidas alcohólicas, ya que su valor puede
emplearse para efectuar la primera comprobación de la graduación alcohólica. Para
determinar la densidad de un líquido es la utilización del densímetro, un instrumento de vidrio
con un lastre en su parte inferior que hace que se sumerja parcialmente en el líquido y un
extremo graduado directamente en unidades de densidad. Cuando el densímetro se
sumerge en el líquido cuya densidad quiere determinar el nivel del líquido, marca sobre la
escala, el valor de su densidad.
2. Se puede hacer algún experimento donde se utilice una valoración por método redox dentro
de una solución acuosa. Los alcoholes primarios como el etanol, se pueden oxidar a ácidos
carboxílicos usando un agente oxidante fuerte o débil. Para la valoración se usa un exceso
de di-cromato de potasio en ácido, la solución es tratada con yoduro de potasio, la cual se
oxida a yodo debido al di cromato. Finalmente se valora la solución con tiolsulato de sodio y
los resultados son usados para calcular la concentración inicial de etanol en la solución.
3. D. Madrid Úsugaa., et al. presentan un método experimental para la medición del índice de
refracción de soluciones acuosas de etanol y [Emim]+ [CF3SO3] − a partir de datos de índice

20. 18
de refracción para estimar la densidad y las propiedades volumétricas de los mismos a varias
temperaturas.
12.Investigar las curvas de calibración de índice de refracción vs composición en
fracción mol.
La refractrometría es una técnica analítica que consiste en la medida del índice de refracción
de un líquido con el objeto de investigar su composición, si se trata de una dilución, de su pureza
o si es un compuesto único. . El índice de refracción se mide en un refractómetro, en el se
compara el ángulo de incidencia con el ángulo de refracción de la luz a una longitud de onda
especifica.
La refracción de la luz es un fenómeno de desvió que experimenta el haz incidente al atravesar
una solución ocasionada por la diferente naturaleza de aire y la solución sobre la que incide. La
ley de Snell es una fórmula para calcular el ángulo de refracción de la luz al atravesar la
superficie de separación entre dos medios de índice de refracción distinto, dice que el producto
del índice de refracción por el seno del ángulo de incidencia es constante para cualquier rayo
de luz incidiendo sobre la superficie de separación de dos medios.
Esta relación varía dependiendo de características como concentración de las sustancias
disueltas, el tipo de solventes, entre otras. Se puede calcular la concentración de una solución
mediante su índice de refracción. El índice de refracción (Ir) de una sustancia o medio
transparente es la relación en la velocidad de la luz en el vacío y la velocidad de la luz en la
sustancia o medio transparente. Como objetivo se planteó emplear el índice de refracción como
herramienta cualitativa al identificar sustancias y cuantitativa, determinar la concentración de
sacarosa en una muestra problema. Ajuste de la curva de calibración por el método de mínimos
cuadrados.
Para construir una curva, primero se mide el índice de refracción de una disolución, por
ejemplo Amado y Martínez 2014, determinaron el índice de refracción de la fase de una solución
a la temperatura de trabajo requerida y para determinar su composición se realizó una curva de
calibración partiendo de mezclas ricas en etanol; el heptano y el EMIM-EtSO4 son miscibles en
mezclas binarias con el etanol en todo el rango de fracción molar.
En la figura 11 se muestra la curva de calibración a 308.15 K de las mezclas binarias
etanol+heptano y etanol+EMIM-EtSO4; se reportan coeficientes de correlación superiores a 0.999.

21. 19
Figura 11. Curva de calibración a 308.15 K de índice de refracción en función de fracción molar (A)
mezcla binaria etanol (1)+ heptano (2) y (B) mezcla binaria etanol(1)+EMIM-EtSO4(2)
13.Investigar el Diagrama de equilibrio de 585 mmHg.

22. 20
14.Bibliografía.
1) Amado González Eliseo y Martínez Reina Marlon Doney. Equilibrio de Fase en
Mezclas de Hidrocarburos y Líquidos Ionicos de Imidazolio. ResearchGate. Colombia.
(2014)
2) Brennan., J. G. Manual del Procesado de los alimentos. Zaragoza, España.
Acribia,S.A. (2008).
3) Castellan Gilbert W. Fisicoquímica. Editorial Addison Wesley Longman de México.
México. 2ª edición. (1998).
4) D. Madrid Úsugaa,* M. P. Urango Baqueroa A. Portacio Lamadrid. Propiedades
volumétricas de soluciones acuosas de etanol y [Emim]+ [CF3SO3] − a partir de datos
de índice de refracción. Revista Ciencia en Desarrollo, Vol. 6 No. 2 ISSN 0121-7488 –
(2015), pp. 231-240
5) Fernández German. Operación unitaria de destilación. (escrito 2014)
http://www.industriaquimica.net/destilacion.html
6) Fellows., P. Tecnología del procesado de alimentos: principios y prácticas. Zaragoza,
España. Acribia, S.A. (2007).
7) Ibarz Albert, Barbosa Cánovas Gustavo V. Operaciones unitarias en la ingeniería de
alimentos. Ediciones Mundi Prensa. México. (2005).
8) Geankoplis C.J. Procesos de transporte y operaciones unitaria. Editorial CECSA. 3ª
edición. México. (1998).
9) Nzifst. Unit Operations in Food Processing. CONTACT-EQUILIBRIUM PROCESSES -
APPLICATIONS (cont’d). (1983). Recuperado de: http://www.nzifst.org.nz/
unitoperations/conteqseparation12.htm#steam
10)Proluxa. (03. de Marzo. de 2010). El vinagre. Recuperado el 03 de Marzo de 2010., de
El vinagre.: http://proluxsa.com/spanish/elvinagre.html
11)Treybal E. Robert. Operaciones de Transferencia de Masa. Mc Graw-Hill. 2da edición.
México. (1980)
12)Vedernikov M.I., Rudoy I. V. Manutención de las instalaciones para transportar fluidos
químicos. Editorial MIR. Moscú. (1967).
Referencia virtual.
13)Destilación fraccionada. https://es.slideshare.net/ClaireStephy/destilacin-fraccionada-
por-el-mtodo-de-entalpa-concentracin
14) Destilación de bebidas alcohólicas. https://www.zonadiet.com/bebidas/destilacion.htm
15) Soluciones ideales.
http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/solucionesideales_5177.pdf
16) Ley de Raoutl. https://www.ecured.cu/Ley_de_Raoult
17) Balance de energía.
http://www.frlp.utn.edu.ar/materias/integracion3/UT3_Balance_de_materia_y_energia.p
df