Transcript Calor Estándar de Reacción

Balances de energía con
reacción química
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Contenidos
Calor de reacción
Estado Estándar
Sistemas cerrados
Calor estándar de formación
Calor estándar de combustión
Base de entalpías en sistemas reactivos
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Calor de Reacción
•Las reacciones químicas frecuentemente
asociadas a grandes cambios energéticos.
están
•Estos cambios suelen desempeñar un papel
importante en la economía de un proceso; puede
resultar que el calor que se necesita agregar tenga un
costo mayor que el de los reactivos, o que el calor que
se desprende pueda ser utilizado en otro proceso.
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Calor de Reacción
 Los cambios en la estructura molecular de la
materia que conllevan las reacciones químicas
generan cambios en la energía interna que
conducen a la liberación o absorción de energía.
 Es así, que en las reacciones exotérmicas la energía
requerida para mantener unido los productos de
una reacción es menor que la que se requiere para
mantener unidos los reactivos.
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Consideremos el siguiente proceso reactivo donde reactivos y productos están a
condiciones constante de P y T.
Reactivos
Reactor
Productos
Q
Q  H
Balance de energía:
ΔH 
n  h  n  h
i
Pr oductos
i
i
i
Reactivos
Si la reacción ocurre en cantidades estequiométricas el cambio de entalpía H
anterior se conoce como Calor de Reacción HR.
Q  HR
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Existen numerosas condiciones bajo las cuales se pueden desarrollar las reacciones
químicas, cada una de ellas acompañadas de un efecto calorífico diferente (calor de
reacción).
Es imposible tener información sobre los efectos caloríficos para todas las
condiciones en las que se puede desarrollar la reacción.
Para solucionar esto se define un estado estándar para el cual se dispondrá de los
datos de los efectos caloríficos de las reacciones.
Estado estándar:
Sustancia pura a 25 ºC y 1 bar.
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Se define Calor Estándar de Reacción como el cambio de entalpía
asociado a la reacción de los reactivos en sus proporciones estequiométricas
en el estado estándar.
Lo anterior, considera que la reacción se lleva a cabo hasta completarse, y
tanto los reactivos como los productos se encuentran a las mismas
condiciones de temperatura y presión.
A presiones bajas y moderadas HR es casi independiente de la presión. Si se
trabaja a presiones muy elevadas es preciso realizar las correcciones
correspondientes.
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Ejemplo.
Experimentalmente se puede demostrar que si a 25 ºC y 1 bar, un mol de CH4
gaseoso reacciona completamente con dos moles de O2 gaseoso, para formar
un mol de CO2 gaseoso y dos moles de H2O líquida, se liberán 890.3 kJ (Calor
Estándar de Reacción).
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Si consideramos la siguiente reacción:
CH 4 (g)  2  O 2 (g)  CO 2 (g)  2  H2O(l) :
o
HR
 890.3kJ 
Tenemos que a 25 ºC y 1 bar, un mol de CH4 gaseoso reacciona con dos moles de O2
gaseoso, para formar un mol de CO2 gaseoso y dos moles de H2O líquida,
liberándose 890.3 kJ.
Si se duplican los coeficientes estequiométricos, también se duplican los calores de
reacción.
2  CH 4 (g)  4  O 2 (g)  2  CO 2 (g)  4  H2O(l) :
o
HR
 1780.6kJ 
El calor de reacción depende de los estados de agregación (gas, líquido o sólido) de
los reactivos y productos.
CH 4 (g)  2  O 2 (g)  CO 2 (g)  2  H2O(l) :
o
HR
 890.3kJ 

CH 4 ( g )  2  O2 ( g ) EIQ_301
 CO2 (ANDREA
g)  2
 H O( g ) : H  802.3kJ
FREDES 2
9
o
R
Considerando las reacciones anteriores y con la entalpía como
una función de estado, la diferencia entre los dos calores de
reacción debe de ser el cambio de entalpía asociado con la
vaporización del H2O a 25ºC y 1 bar.
Por otra parte, al igual, que las reacciones químicas pueden
combinarse por adición, sus calores estándar pueden sumarse
para obtener el calor estándar de reacción resultante.
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Como la entalpía es una función de estado, la diferencia entre los dos calores de
reacción debe de ser el cambio de entalpía asociado con la vaporización de 1 mol de
H2O a 25ºC.
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Si la reacción en cantidades estequiométricas ocurre a volumen constante (sistema
cerrado) a la temperatura T.
B.E:
Q  ΔU  ΔU
R
De la definición de entalpía:
ΔH  ΔU  ΔP  V 
ΔUR  ΔHR  ΔP  V 
Si se puede suponer comportamiento de gas ideal y despreciable los volúmenes
específicos de los reactivos y productos sólidos y líquidos, se tendrá:
ΔUR  ΔHR  R  T  ΔnGas
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



ΔUR  ΔHR  R  T    γ i   γ i 
oductos
Re activos 
 PrGaseosos
Gaseosos 

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Calor de Formación Estándar
Por razones prácticas, no se dispone de datos de calores de reacción estándar para
todas las reacciones posibles. Cuando no se dispone de calores de reacción para
una reacción dada, es posible obtener este a partir de los calores de formación
estándar.
El Calor de Formación Estándar es la variación de entalpía para la formación de
un mol de un compuesto a partir de sus elementos constituyentes (tal como se les
encuentra en la naturaleza) en el estado estándar.
1
2
 kJ 
 H2 ( g)   Cl2 (g)  HCl(g) ΔH  92.311  
 mol
o
F
1
2
El calor de formación de los elementos en el estado estándar es cero.
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Al igual, que las reacciones químicas pueden combinarse por adición, sus
calores estándar pueden sumarse para obtener el calor estándar de reacción
resultante. Lo que es posible debido a que la entalpía es una propiedad de
estado.
“Siempre es posible combinar las ecuaciones de formación y los calores estándar de
formación para producir cualquier ecuación deseada y determinar su calor de
reacción”.
Se puede demostrar:
o
R
ΔH 
 γ ΔH
i
Pr oductos
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
o
F i
 γ ΔH
i
Re activos
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
o
F i
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Buenas recopilaciones de calores de formación estándar encontramos en:
Serie de publicaciones del Thermodynamies Research Center; Texas A&M Univ.
System, College Stations, Texas.
TRC Thermodynamic Tables Hydrocarbons.
TRC Thermodynamic Tables Non-hydrocarbons.
“The NBS Tables de Chemical Thermodynamic Properties”, J. Physical and
Chemical Reference Data, vol 11, 2, 1982.
L. Constantinou y R Gani, “Fluid Phase Equilibria”, vol 103, pp 11-22, 1995.
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Perry`s Chemical Engineers` Handbook, seventh edition, entrega en la tabla 2-220
una larga lista de calores de formación y energía libre de Gibbs.
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Ejemplo. Determine a 25 ºC, el calor estándar de reacción para la siguiente reacción
de desplazamiento de gas de agua:
CO 2 (g)  H2 (g)  CO(g)  H2O(g)
De la tabla de calores estándar de formación:
CO 2 (g) :
C(s)  O 2 (g)  CO 2 (g)
o
HF
 393509J
o
F
H 2 ( g ) : Comoel hidrógenoes un elemento H  0
CO(g) : C(s) 
1 O (g)
2 2
H2O(g) : H2 (g) 
1 O (g)
2 2
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 CO(g)
 H2O(g)
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o
HF
 110525J
o
HF
 241818J
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Se reacomodan las ecuaciones de formación anteriores para obtener la reacción
deseada:
o
CO 2 (g)  C(s)  O 2 (g)
HF  393509 J

C(s) 
1 O (g)
2 2
H2 (g) 
1O
2 2
 CO(g)
o
HF
 110525J
 H2O(g)
o
HF
 241818J
CO 2 (g)  H2 (g)  CO(g)  H2O(g)
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o
HR
 41166J
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Ejemplo. Calcule el calor estándar de reacción a 25 ºC de las siguientes reacciones
químicas:
a)
N (g)  3 H (g)  2 NH (g)
2
2
3
De la tabla de propiedades:
ΔH  (46110)J
o
f
ΔH  (2)(46110)J
o
R
ΔH  (92220)J
o
R
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b)
4 NH3 (g)  5 O2 (g)  4 NO(g) 6 H2O(g)
1)
1
2
N2 (g)  H2 (g)  NH3 (g)
2)
1
2
N2 (g)  21 O2 (g)  NO(g)
3)
H2 (g)  O2 (g)  H2O(g)
3
2
1
2
ΔH  46110J
o
f
o
f
ΔH  90250J
ΔH  241818J
o
f
HRº  (4)(90250)  (6)(241818)  (4)( 46110)
HRº  905468 J
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Calor Estándar de Combustión
Muchos de los calores estándar de formación se obtienen de los calores estándar de
combustión, medidos por calorimetría.
Se define el calor estándar de combustión de una sustancia como el calor de
reacción de dicha sustancia con oxígeno para formar ciertos productos específicos
de combustión en estado estándar.
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Productos específicos
de la combustión
C
H
S
N
Cl





CO2 ( g )
H 2O(l )
SO2 ( g )
N2 (g)
HCl(ac)
Perry`s Chemical Engineers` Handbook, seventh edition, entrega en la tabla 2-221
una larga lista de calores de combustión.
C2H5OH  3  O 2 (g)  2  CO 2 (g)  3  H2O(l) :
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o
HC
 kJ 
 1278.9

mol


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Los calores estándar de reacciones que involucran sólo sustancia
combustibles y productos de combustión se pueden calcular a partir de
calores estándar de combustión tabulados.
o
HR


o 

 i  HC  

i
Re activos

o 

 i  HC 

i
Pr oductos
En la ecuación anterior se establece como cero el calor estándar de
combustión de cualquier reactivo o producto involucrado en la reacción
que sea alguno de los productos de combustión (CO2(g), H2O(l),
SO2(g),...).
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Ejemplo. Calcular el calor estándar de reacción para la deshidrogenación del etano:
C2H6 (g)  C2H4 (g)  H2 (g)
Solución:
(1)
C2H6 (g)  72  O2 (g)  2  CO2 (g)  3  H2O(l) :
(2)
C2H4 (g)  3  O2 (g)  2  CO2 (g)  2  H2O(l) :
(3)
H2 (g)   O2 (g)  H2O(l) :
(1)
-(2)
-(3)
1
2
C2H6 (g)   O2 (g)  2  CO2 (g)  3  H2O(l) :
2  CO2 (g)  2  H2O(l)  C2H4 (g)  3  O2 (g) :
7
2
H2O(l)  H2 (g)  21  O2 (g) :
C2H6 (g)  C2H4 (g)  H2 (g)
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ΔH  1559.9kJ
o
C
ΔH  1410.99kJ
o
C
ΔH  285.84kJ
o
C
ΔH  1559.9kJ
o
C
ΔH  1410.99kJ
o
C
o
C
ΔH  285.84kJ
ΔH  136.93 kJ
o
R
25
Referencia de entalpía en
sistemas reactivos
Reactivos
B.E.:
Q  H
Reactor
Productos
Q
Existen varios enfoques para el establecimiento de balances de energía en sistemas
con reacción química, los cuales difieren en las condiciones de referencia utilizadas
para el cálculo de las entalpías.
Dos selecciones comunes de condiciones de referencia de entalpía se entregan a
continuación.
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Condición de referencia 1: Reactivos y productos a T0 en el estado de
agregación para el cual se conoce el HR, y las especies no reactivas a cualquier
temperatura conveniente.
Con estas condiciones de referencia el cambio de entalpía del proceso se
determina:
H 
o
nK  HR
K


ni  hi 
Salida

ni  hi
Entrada
estequiométrico
de las
especie
 K :: Coeficiente
Coeficient
e estequiome
trico
deK.las especieK.
nK : Moles de la especieK que reaccionano se consumen.
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Condición de referencia 2
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Condición de referencia 3: Los elementos que constituyen los reactivos y
productos a 25 ºC y las especies moleculares no reactivas a cualquier temperatura
conveniente.
Con estas condiciones de referencia se determina el cambio de entalpía del proceso:
H 

ni  hi 
Salida

ni  hi
Entrada
En este caso hi , ya sea de un reactivo o un producto, es la suma del calor de
formación de las especies a 25 ºC más cualquier calor sensible o latente requerido
para llevar las especies desde 25 ºC hasta los estados de entrada o salida.
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 Calor estándar
h  
 de formación
  Calor   Calor 
  
  

  sensible  latente 
Los efectos calóricos de la reacción química en este cálculo de la entalpía son
considerados por medio de la presencia de los calores estándares de formación.
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Ejemplo. Para la reacción donde se quema CH4:
CH 4 (g)  2  O2 (g)  CO 2 (g)  2  H2O(liq)
Según el primer enfoque el estado de referencia sería:
CH 4 (g) , O2 (g) , CO 2 (g) y H2O(liq) a 25º C.
Según el segundo enfoque el estado de referencia sería:
CH 4 (g) , O2 ( g ) , CO2 ( g ) y H2O(liq) a 400ºC.
Según el tercer enfoque el estado de referencia sería:
C(s), O2 (g) y H2 (g) a 25º C.
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Ejemplo. El calor estándar de reacción a 25 ºC y 1 atm para la oxidación del
amoníaco es:
 kJ 
4 NH3 ( g)  5 O2 ( g)  4 NO(g)  6 H2O( g) : ΔH  -904.6 
 mol
o
R
Se alimentan 100 mol/hr de NH3 y 200 mol/hr de O2 a 25 ºC a un reactor, en el cual
se consume completamente el amoníaco. La corriente producto emerge como un
gas a 300 ºC. Calcular el calor transferido desde o hacia el reactor, suponiendo que
la reacción ocurre aproximada-mente a 1 atm.
25 ºC
Reactor
300 ºC
100 mol/hr NH3
200 mol/hr O2
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Q
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B.C: Los flujos molar de alimentación dados.
25 ºC
300 ºC
Reactor
100 NO
150 H2O
75 O2
100 mol/hr NH3
Q
200 mol/hr O2
B.M.:
4  NH3 (g)  5  O2 (g)  4  NO(g)  6  H2O(g)
Sustancia
NH3
Entran
100
Consumen
100
Generan
-
Salen
0
O2
NO
200
125
-
75
-
-
100
100
H2O
-
-
150
150
EIQ_301
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34
25 ºC
300 ºC
Reactor
100 NO
150 H2O
75 O2
100 mol/hr NH3
Q
200 mol/hr O2
B.E:
Referencia de entalpía: NH3(g), O2(g), NO(g) y H2O(g) a 25 ºC.
Q  H 
o
nK  HR
Sustancia
K

n  h  n  h
i
i
Salida
i
h
entrada
0
n
salida
-
O2
NO
200
0
75
-
-
100
H2O
EIQ_301
-
i
Entrada
n
entrada
100
NH3
=0
Ref. de Entalpía
ANDREA FREDES
-
150
h
salida
35
25 ºC
300 ºC
Reactor
100 NO
150 H2O
75 O2
100 mol/hr NH3
Q
200 mol/hr O2
4  NH 3 (g)  5  O 2 (g)  4  NO(g)  6  H2O(g) :
Q  H 
o
n K  H R
K


o
HR
 kJ 
 -904.6

 mol 
ni  hi
Salida
100  (904600 )
Q
 75  h O 2  100  h NO  150  h H 2 O
4
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36
Cálculo de la entalpía del O2 a la salida.
300º C

hO2 
C P (O 2 )  dT
25º C
De la tabla de capacidades caloríficas:
CP(O2 )  29.10  1.158  10 2  T  0.676  10 5  T 2  1.311 10 9  T 3
Reemplazando e integrando:
hO2
EIQ_301
 J 
 8462 
 mol 
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37
Cálculo de la entalpía del NO a la salida.
300º C
h NO 

C P ( NO)  dT
25º C
De la tabla de capacidades caloríficas:
CP(NO)  29.50  0.8188  10 2  T  0.2925  10 5  T 2  0.3652  10 9  T 3
Reemplazando e integrando:
 J 
h NO  8453 
 mol 
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Cálculo de la entalpía del H2O a la salida.
300º C
h H 2O 

C P ( H 2 O)  dT
25º C
De la tabla de capacidades caloríficas:
CP(H2O)  33.46  0.688  10 2  T  0.7604  10 5  T 2  3.593  10 9  T 3
Reemplazando e integrando:
h H 2O
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 J 
 9570 

mol


39
Resumiendo:
Sustancia
n
entrada
100
h
entrada
0
n
salida
-
h
salida
-
O2
NO
200
0
75
8462
-
-
100
8453
H2O
-
-
150
9570
NH3
Reemplazando en el balance de energía:
 mol 
 J 
100 
  904600 

hr 
mol 


Q
4
J
 (75)(8462 )  (100)(8453)  (150)(9570 )  
 hr 
EIQ_301
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40
Luego:
J
 kJ 
Q  19699550    19700  
 hr 
 hr 
Se deben retirar 19700 kJ/hr del reactor para poder mantener la temperatura del
producto en 300 ºC.
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Reacciones químicas:
calores de formación y reacción
Reacción Exotérmica:
Eprod < Ereact
Reacción Endotérmica:
Ereact < Eprod
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42
Reacciones de formación
 El compuesto se forma a partir de los elementos y
moléculas como el O2, N2, Cl2, H2, etc… (gases
diatómicos).
 Ejemplos:
 H2 + S + 2O2 → H2SO4
 Na + ½ Cl2 → NaCl
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43
Calor de formación
 Es el calor que se debe retirar o agregar por mol
de compuesto en la reacción de formación con :
 Reactivos y productos a 25 [°C]
 Reacción 100% y
 Reactivos en cantidades estequiométricas
Ejemplo:
H2 + S + 2O2 → H2SO4
He - Hs + Qf = 0
He = 1h°f,H2 +1h°f,S + 2h°f,O2
Hs = 1h°f,H2SO4
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H2SO4
H2, S, O2
Qf (calor de formación)
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44
Base de entalpía (estado estándar)
 Tomar como base 25 [°C] y elementos y gases
diatómicos.
 Para dichos casos el h°f = 0, por lo tanto para el
ejemplo anterior:
He = 0
Hs = h°f,H2SO4
Qf = h°f,H2SO4
 Los calores de formación o entalpías de
formación se encuentran tabulados.
 Los calores de formación dependen del estado
(gas, líquido o sólido)
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45
Calores de reacción

Calores de reacción estándar



Reactivos y productos a 25 [°C]
Reacción 100%
Alimentación estequiométrica
A+B→C
25 [°C]
25 [°C]
He - Hs + Qr = 0
He = AhA + BhB
Hs = ChC
hA = h°f,A
hB = h°f,B
hC = h°f,C
 Qr = h°f,C - h°f,A - h°f,B
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Q°r (calor de reacción estándar)
En general:
Q°r = h°r =  jh°f,j
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46
Calores de reacción

Calores de reacción a temperatura T


Reacción 100%
Alimentación estequiométrica
En general:
T [°C]
T [°C]
Qr =  jhj
Qr (calor de reacción)
hj = h°f,j + 298T CpjdT (suponiendo que no hay cambio de fase)
Qr =  jhj =  j (h°f,j + 298T CpjdT) =  jh°f,j +  j 298T CpjdT
Qr = h°r +  j 298T CpjdT
EIQ_301
ANDREA FREDES
47
Calores de reacción
Qr = h°r + 298T ( j Cpj)dT = hr T
Definiendo: Cp =  j Cpj
hr T = h°r + 298T Cp dT
 hr T = h°r + Cp (T-298)
EIQ_301
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48
Ej 1.- Calores de reacción
 Calcule el calor de reacción en fase gaseosa:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
a) a 25 [°C]
b)a 500 [°C]
Datos
Compuesto h°f [cal/mol] Cp [cal/mol K]
CH4 (g)
-17889
11,5
0
7,5
CO2(g)
-94051
10,8
H2O(g)
-68317
8,5
O2(g)
EIQ_301
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49
a) A 25 [°C], se debe calcular el calor de reacción
estándar.
Q°r = h°r =  jh°f,j
h°r = h°f,CO2 + 2h°f,H2O - h°f,CH4 - 2h°f,O2
h°r = -94051+2(-57798)-1(-17889)-2(0)
h°r = -191758 [cal/mol]
b) A 500 [°C]:
Cp =  j Cpj = 1*10,8 + 2*8,5 – 1*11,5 - 2*7,5 = 1,3
hrT = -191758 + 1,3*(773-298)
hrT = -191140 [cal/mol]
EIQ_301
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50
Ej.- 2.- Se oxida óxido nítrico en un reactor adiabático continuo:
2 NO(g) +O2(g)
2 NO2(g)
Se alimenta NO y O2 en proporciones estequiométricas a 700
ºC.
a) Calcular la temperatura de salida, si la reacción se completa.
B.C.: 2 moles de NO y 1 mol de O2 en la alimentación del
reactor.
EIQ_301
ANDREA FREDES
51
EIQ_301
ANDREA FREDES
52
EIQ_301
ANDREA FREDES
53
EIQ_301
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54
EIQ_301
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55
Calor de reacción

Calor de reacción (caso real)



Conversión ≠ 100%
Una o varias reacciones
Alimentación no estequiométrica y/o presencia de inertes
T2 [°C]
T1 [°C]
T1 ≠ T2
Qr (calor de reacción)
En general:
 ne,jhe,j -  ns,jhs,j - Q = 0
EIQ_301
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56
Calores de reacción
he,j = h°f,j + 298Te CpjdT (suponiendo que no hay cambio de fase)
hs,j = h°f,j + 298Ts CpjdT
 ne,j(h°f,j + 298Te CpjdT e,j) -  ns,j(h°f,j + 298Ts CpjdT s,j ) + Q = 0
Usando Cp promedio:
Q =  ns,j(h°f,j + Cpj(Te -298))-  ne,j(h°f,j + (Cpj(Ts – 298))
EIQ_301
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57
Calor de combustión
 El calor de combustión no es más que el calor de
reacción de una reacción de combustión.
 A los calores de combustión, también se le llama
“poder calorífico”, y este puede ser:
◦ Poder calorífico superior: Considera que el H2O en el
producto de la combustión sale líquida.
◦ Poder calorífico inferior: Considera que el H2O en el
producto de la combustión sale como vapor.
 Todos los calores de combustión son negativos
siempre.
◦ ( En tablas aparece positivo).
EIQ_301
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58
Un procedimiento de elaboración de óxido de etileno mediante la
oxidación de etileno por acción del aire se basa en hacer pasar los
reactivos sobre un catalizador de plata a temperaturas que van de
200 a 320 ºC. Suponga que el reactor recibe una mezcla del 5% en
volumen de etileno y 95% de aire, a 200 ºC, y que el 50% del
etileno se convierte en óxido de etileno y 40% se quema por
completo dando dióxido de carbono. ¿Qué cantidad de calor debe
eliminarse del reactor por mol de etileno si la temperatura de
salida de los gases no sobrepasa de 260 ºC? La capacidad térmica
molar promedio del etileno se considera del orden de 12.6 cal/mol
ºC entre 25 y 200 ºC, y de 13.2 Cal/molºC entre 25 y 260 ºC. En el
caso del óxido de etileno se tiene valores similares de 14.3 y 15.0
Cal/mol°C.
EIQ_301
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59
B.C.: 100 moles de mezcla de alimentación al reactor:
200 ºC
100 [mol] de mezcla
260 ºC
Reactor
C 2H4O(g)
95 [mol] de aire
5 [mol] de C 2H4
1)
C 2H 4 (g)  21 O 2 (g)  C 2H 4 O(g)
2)
C2H4 (g)  3 O2 (g)  2 CO 2 (g)  2 H2O(g)
B.M.:
Entran
C2H4
Entran
moles
5,00
O2
19,95
N2
75,05
N2(g)
Reaccionan Reaccionan Generación Generación
rx 1
rx 2
rx 1
rx 2
2,50
2,00
1,25
6,00
Salen
moles
0,50
12,70
75,05
C2H4O
2,50
CO2
H2O
C 2H4(g)
CO2(g)
H2O(g)
O2(g)
EIQ_301
ANDREA FREDES
2,50
4,00
4,00
4,00
4,00
60
B.E.: Compuestos en estado gaseoso a 25ºC.
 n  Ho
R

K
Q  H 
 γ
K

1)

 n  Ho
R


K


 γ
K
RX 1 



ni  hi 
ni  hi

Entrada
RX 2 Salida


C 2H 4 (g)  21 O 2 (g)  C 2H 4 O(g)
2 C(s)  2 H2 (g)  C2H4 (g) :
o
Hf
 cal 
 12496

 mol 
 cal 
2 C(s)  2 H2 (g)  O 2 (g)  C2H4 O(g) :
 12190

 mol 
o
 cal 
HR  12190  12496  24686

 mol 
 cal 
5mol   0.5  ( 24686)
 n  Ho 
mol 
R

 K

 61715cal
 γ

1
K

RX 1
o
Hf
1
2
EIQ_301
ANDREA FREDES
61
2)
C2H4 (g)  3 O2 (g)  2 CO 2 (g)  2 H2O(g)
 cal 
 337150

 mol 
o
 cal 
H2O(liq )  H2O(g) : HV  10519

 mol 
C2H4 (g)  3 O 2 (g)  2 CO 2 (g)  2 H2O(liq) :
o
HR
 n  Ho
R
 K
 γ
K

o
HC
 cal 
 337150  (2)(10519)  316112

 mol 



RX 2
 cal 
5mol   0.4  ( 316112)
mol 


 632224cal
1
EIQ_301
ANDREA FREDES
62
De la tabla de Capacidades Caloríficas Media del Felder, pág 379,380
T
CP [J/mol ºC] CP [cal/mol ºC]
200ºC
30,32
7,25
O2
CP [J/mol ºC] CP [cal/mol ºC] CP [cal/mol ºC]
300ºC
260ºC
30,80
7,36
7,32
N2
29,32
7,01
29,52
7,06
7,04
CO2
40,45
9,67
42,10
10,06
9,90
H2O
34,34
8,21
34,80
8,32
8,28
Referencia de entalpía: compuestos en
estado gaseoso 25 ºC.
Interpolando
linealmente
hi  Cpi  ΔT
 0.50  13.2  12.7  7.32  75.05  7.04    cal
    260  25º C
ni  hi  
 2.50  15.0  4.00  9.90  4.00  8.28   º C 
Salida

n  h  173461.96cal
i
i
Salida
EIQ_301
ANDREA FREDES
63

 cal 
ni  hi  5.00  12.6  19.95  7.25  75.05  7.01   200  25º C
ºC
Entrada
n  h
i
i
 128404cal
Entrada
Reemplazando en el B.E.:
Q  H  61715  632224  173462  128404
Q  648881cal
Luego el calor por mol de C2H4:


 648881cal
cal
q
 129776.2

5mol 
mol
de
C
H
2 4

EIQ_301
ANDREA FREDES
64
Problema (4-38 SVN3). Un combustible gaseoso que consta de
90% molar de metano y 10% molar de nitrógeno se quema con
un exceso de aire del 20% en un calentador de agua continuo.
Tanto el combustible gaseoso como el aire entran secos a 77 ºF.
Al calentador ingresan 100 lbm/s de agua y se calienta de 60 a 180
ºF. Los gases de combustión salen del calentador a 400 ºF. Del
metano que entra, 5/9 se quema formando dióxido de carbono y
los otros 4/9 se transforman en monóxido de carbono. ¿Que
flujo, en pie3(CNPT)/hr, debe dosificarse al quemador de
combustible gaseoso? Suponga que no hay pérdidas de calor
hacia el medio.
CH 4 (g)  2  O2 (g)  CO 2 (g)  2  H2O(g)
CH 4 (g)  1.5  O2 (g)  CO(g)  2  H2O(g)
EIQ_301
ANDREA FREDES
65
90% molar CH4
180 ºF
Gases de
combustión
10% molar N2
Reacción de
combustión
Aire 20%
exceso
H2O
60 ºF
100 lbm/s
Sean x las lb-mol/hr de gas combustible que ingresa al quemador:
Sustancias
CH4
Entran
0,9·X
Reaccionan
0,9·X
Generan
-
Salen
0
N2
0,1·X+(79/21)(1,2)(1,8)·X
-
-
8,23·X
O2
(1,2)(1,8)·X
(5/9)(0,9)(2)·X+(4/9)(0,9)(1,5)·X
-
0,56·X
CO2
CO
H2O
-
-
(5/9)(0,9)·X
(4/9)(0,9)·X
(0,9)(2)·X
0,50·X
0,40·X
66
1,80·X
B.E.:
H 

o
nK  HR
reacciones
K

n  h  n  h
i
Salida
i
i
i
Entrada
Tomando como referencia de entalpía a las sustancia a 77 ºF y en estado de
agregación a la que se encuentra en la naturaleza.
De la tabla de capacidad calorífica media de Smith van Ness 3ª Ed, con estado de
referencia a 77ºF :
Sustancias
CH4
Cp (medio)
Btu/lb-mol
-
N2
7,00
O2
7,20
CO2
CO
H2O
9,70
7,05
8,20
EIQ_301
Luego:
h  Cp  T  77º F
ANDREA FREDES
67
Sustancias
CH4
Entrada
n [lb-mol] h [kJ/mol]
0,9∙X
0
n [lb-mol]
0
Salida
h [kJ/mol]
-
H [kJ]
-
N2
8,23∙X
0
8,23∙X
2261,00
18608,03∙X
O2
2,16∙X
0
0,56∙X
2325,60
1302,336∙X
-
-
0,50∙X
0,40∙X
1,80∙X
3133,10
2277,15
2648,60
1566,55∙X
910,86∙X
4767,48∙X
27155,256∙X
CO2
CO
H2O
Desde la tabla de calores estándar de combustión:
(1) CH 4 (g)  2  O 2 (g)  CO 2 (g)  2  H2O(l)
o
: HC
 cal 
 212800

 mol 
 cal 
(2) CO(g) 
 CO 2 (g)
 67637

 mol 
o
 cal 
(3) H2O(l)  H2O(g) : HC  10519

 mol 
1  O (g)
2
2
EIQ_301
o
HC
ANDREA FREDES
68
Operando (1) + (3) · 2, obtenemos:
CH 4 (g)  2  O2 (g)  CO 2 (g)  2  H2O(g)
Luego, el calor estándar de reacción es:
 cal 
 212800  (10519)(2)  191762

 mol 
 Btu 
1.8
o
lb  mol 
 cal 
 Btu 

HR  191762

 345171.6 


 mol  1.0   cal 
 lb  mol 
 mol 


o
HR
Operando (1) - (2) - (3) · 2, obtenemos:
CH 4 (g)  1.5  O2 (g)  CO(g)  2  H2O(g)
EIQ_301
ANDREA FREDES
69
Luego, el calor estándar de reacción es:
 cal 
 212800  67639  (10519)(2)  124123

 mol 
 Btu 
1.8 
o
lb  mol 
 cal 
 Btu 

HR  124123

 223421.4 


 mol  1.0   cal 
 lb  mol 
 mol 


o
HR
Reemplazando en el B.E.:
5
 Btu 
0  345171.6 
 0.9  X  lb  mol 

9
 lb  mol 
4
 Btu 
 223421.4 
 0.9  X  lb  mol 

9
 lb  mol 
 lb 
 s   Btu 
 27155.256  X  100  m   3600   1
  180  60 º F
 hr   lb m º F 
 s 
EIQ_301
ANDREA FREDES
70
0  234798.504  X  43200000
 lb  mol 
X  184

 hr 
Luego:
 
3
 pie 3 
 lb  mol  359 pie
Flujo (CNPT )  184 

 66056


 hr  1lb  mol 
 hr 
EIQ_301
ANDREA FREDES
71