P4.1) Calcular reacciones.
ΔHo reacción
y
ΔUo reacción
a) 4NH3(g) + 6NO(g (g)) → 5N2(g) + 6H2O(g)
a 298,15 K para las siguientes
P4.2) Calcular ΔH Calcular ΔHo reacción y ΔU y ΔUo de reacción para la oxidación total total de benceno. C6H6(l) + 15/2O2(g) → 3H2O(l) + 6CO2(g) A partir de tablas con valores de Δ de Δf Ho
P4.3) Usar los valores tabulados de la entalpía de combustión de benceno y los entalpías de formación de CO2(g) y H2O(l) para determinar Δf Ho para el benceno. 3H2O(l) + 6CO2(g) →15/2 O2(g) + C6H6(l) (C6H6,l) −∆Hcombustion
6C(s) + 6O2(g) → 6CO2(g)
6f (CO2,g)
3H2(g) + 3/2O2(g) →3H2O(l) 3∆f Ho(H2O,l) _________________________________________________________ 3H2(g) + 6C(s) →C6H6(l) -∆Hocombustion(C6H6,l) +6∆f Ho(CO2,g) + 3∆f Ho(H2O,l) ∆f Ho(C6H6, l) = 3268 kJ/mol − 6×393.5 kJ/mol −3×285.8 kJ/mol= 49.6 kJ mol
Reacciones de combustión: f H(n-butano)?
4C (grafito)+ 5H2(g) C4H10(g) difícil experimentalmente de hacer
Combinado reacciones de combustión: Ley de Hess 4C(grafito)+ 4O2(g) 4CO2(g) 5H2(g)+ 5/2O2(g) 5H2O(g)
cH298 = 4(-393.509 kJ/mol) cH298 = 5(-285.830 kJ/mol)
cH298 = (287.396 kJ/mol) 4CO2(g)+ 5H2O(l) C4H10(g) +6/2O2(g) __________________________________________________________ f H298 = (-125.790 kJ/mol) 4C(grafito)+ 5H2(g) C4H10(g)
P4.5 Se dan varias reacciones y sus entalpías de reacción estándar a 25 C:
Las entalpias estándar de combustión del grafito y del C 2H2(g) son -393.51 y -1299.58 kJmol -1, respectivamente. Calcule la entalpía estándar de formación del CaC2(s) a 25C. ∆Hreaccióno(kJ mol-1) Ca(OH)2(s) + C2H2(g) →CaC2(s) + 2H2O(l) +127.9 CaO(s) + H2O(l) →Ca(OH)2(s) – 65.2 2CO2(g) + H2O(l) →C2H2(s) + 5/2 O2(s) 1299.58 2C(s) + 2O2(g) →2CO2(g) 2 ×( –393.51) Ca(s) + 1/2O2(g) →CaO(s) – 635.1 ______________________________________________________________ ∆f Ho = –59.8 kJ mol-1 2C(s) + Ca(s) →CaC2(s)
P4.6 A partir de los siguientes datos a 25C, calcular la entalpía de formación del FeO(s) y Fe2O3(s) :
Caso FeO(s):
Caso Fe2O3(s)
P4.9 A partir de los siguientes datos a 298.15 K así como los de la tabla 4.1 , calcular la entalpía Estándar de formación del H 2S(g) y del FeS 2(s):
Caso H2S(g)
Caso FeS2(s):
P4.4) Calcular el H para el proceso en el que N2(g) inicialmente a 298,15 K y 1 bar es calentado a 650 K y 1 bar. Utilice las capacidades caloríficas dependientes de la temperatura en las tablas de datos. ¿Qué tan grande es el error relativo si se supone que capacidad calorífica molar es constante en su valor de 298.15 K en el intervalo de temperatura?
Si se asume que Cp es constante e igual al valor de 298.15K
P4.8) Calcular el ΔHo de reacción a 650 K para la reacción: 4NH3(g) + 6 NO(g) → 5N2(g) + 6H2O(g) utilizando las capacidades caloríficas dependientes de la temperatura en las tablas de datos.
Cp = a + bT + cT2 + dT3
P4.12) Calcula la entalpía estándar de formación del FeS 2(s) a 300ºC a partir de los Siguientes datos a 25 º C y a partir de la información a continuación:
Suponga que las capacidades caloríficas son independientes de la temperatura .
La entalpía de formación a 300C esta dado por: =
Como las capacidades caloríficas son independientes de la temperatura:
1-La entalpía estándar de la reacción de hidrogenación del propeno tiene un valo de -124 kJmol-1. La entalpía normal de reacción para la combustión del propano es -2220 KJ mol-1, y la entalpía normal de formación del H 2O es -286KJ/mol. Calcular la entalpía estándar de reacción del proceso de combustión del propeno. Sol. ΔHo=-2058 KJ/mol.
2-Si se queman completamente 3.0539 g de alcohol etílico líquido, C 2H5OH, a 25oC en una bomba calorimétrica, el calor desprendido es 90.44 kJ. a) calcúlese el Ho molar de combustión par el alcohol etílico a 25oC. b) si el Hf del CO2(g) y del H2O(l) son – 393.51 kJ/mol y – 285.83 kJ/mol, respectivamente, calcúlese el Hf del alcohol etílico.
3-Una muestra de sacarosa, C12H22O11, que pesa 0.1265 g se quema en una bomba calorimétrica. Acabada la reacción, se encuentra que para producir eléctricamente un incremento de temperatura igual hay que consumir 2082, 3 J. a) calcúlese el calor de combustión de la sacarosa. b) a partir del calor de combustión y los datos apropiados de la tabla A-V, calcúlese el calor de formación de la sacarosa. c) si el incremento de temperatura en el experimento es 1.743oC, ¿cuál es la capacidad calorífica del calorímetro y su contenido?
4- El poder calorífico de los alimentos puede ser determinado midiendo el calor producido al quemarse una cantidad de muestra del alimento en una bomba calorimétrica a V constante. El calor desprendido en la combustión de 1gr (3x10-3 moles) de una muestra grasa de pollo fue 10.000 cal a 37ºC. Calcúlese el poder calorífico en cal/gr a 37ºC y P constante, sabiendo que la reacción puede representarse por la ecuación: C20H32O2(s) + 27O2(g) 20CO2(g) + 16H2O(l) Sol. ΔHº =-10012, 9 cal/g
5-Cuando 1 gramo de glucosa se quema en una bomba calorimétrica (V cte), la T varía desde 25ºC a 28,7ºC. Calcular la entalpía de combustión por mol de glucosa a 25ºC, sabiendo que la capacidad calorífica del sistema calorimétrico es 4,23 KJ/K. Datos: CP(H2O, l) = 75,29 J/K mol; CP(CO2,g) = 37,11 J/K mol; M(C 6H12O6) =180 g/mol. Sol. ΔH(25ºC) = -137,1 J/mol
P4.15) A partir de los siguientes datos: CH3COOH(l) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) H2O(l)
Ho298=-871.5 kJ/mol Ho373.15= 40.65 6kJ/mol
H2O(g)
Ho391.4= 24.4 kJ/mol
CH3COOH(l) CH3COOH(g) Calcule el Ho391.4 para la siguiente reacción:
Observar que hay cambio de fase del ácido acético y el agua, a 391.4 K son gases. El de la reacción global (391.4 K), se puede relacionar con los cambios individuales:
Para obtener el
reacción(391.4),
se debe calcular las
de cada reacción a 391.4K.
Para el cambio de fase a 394.1 K: 2H2O(l)
→2H2O(g)
3731)
Para la reacción:
Ahora se puede reescribir todas los cambios a 391.4 K:
P4.13) A partir de los datos a 1000 K: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Sustancia Cp/R
N2 3.502
Ho = - 123.77 kJ/mol
H2 3.466
Calcúlese el calor de formación de NH 3 a 300 K.
NH3 4.217
Efectos caloríficos en reacciones industriales : 1-Cúal es la temperatura máxima que se puede alcanzar por la combustión de metano con 20% de exceso de aire? Tanto el metano como el aire entran al quemador a 25 C.
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) = -393.509 + 2(-241.818) – (-74.520) = - 802.625 J En este caso: la Combustión se realiza en un reactor Adiabatico (Q = 0), la energía liberada por la Reacción (Qp) no sale del reactor y en consecuencia es absorbido por los producto. 1 mol de CH 4, Moles de O2 requeridos: 2.0 Moles de O2 en exceso : 0.4 Moles de N2 (entrada) : (2.4)(79/21) = 9.03 Gases de salida del quemador: 1mol de CO 2, 2 moles de H2O(g), 0.4 moles de O 2 y 9.03 moles N 2. +
P
=
Productos a 1 bar y T2 K, 1 mol CO2, 2 moles H 2O(g), 0.4 moles O2 y 9.03 moles N 2.
=0
= 0 P Reactivos a 1 bar y 25C
+
P
=
=0
= 802.625 kJ P
= ( niCp,m
(sustancia)(T2 – 298.15)
T2 = [(802.625 kJ)/ niCp,m Cp,m
(sustancia) =
niCp,m
a + bT + cT 2 ó Cp,m
(sustancia)
T2 = 2066 K
(sustancia) ]
+ 298.15 K (sustancia) =
Valor cte (298)
1-El monóxido de carbono y vapor de agua reaccionar en cantidades estequiometricas para formar dióxido de carbono e hidrógeno. La alimentación entra a 25 ºC y los productos salen a 540 C, con una conversión de monóxido de carbono del 75%. Determine la cantidad total de calor que debe ser añadido o retirado en el reactor por 1000 kg de hidrógeno producido. Para los fines de la asumir problema: Sustancia f 298(kJ/mol) CO - 110.600 H2O - 241.980 CO2 - 393.770 H2 0
Cp (kJ/kmol – C) 30.35 36.00 45.64 29.30
Base de calculo: 1 kmol de CO.
CO(g) + H2O(l) CO2(g) + H2(g) 298 = 298 =
f
298(CO2)
+
f
298(H2)
-
f
298(CO)
-
f
298(H2O)
= -41.190 kJ/mol
(0.75) (-41.190) = - 30.893 kJ/mol Calentamiento productos: = [0.75(Cp (CO2) + Cp (H2)) + 0.25(Cp (CO) + Cp (H2O)](540 -25) = [0.75(45.64+ 29.30) + 0.25(30.35+ 36.00](515) = 37.488 kJ/mol
Qp =
= - 30.893 + 37. 488 = 6595 kJ/mol
Qp = 6595 ( 1kmol CO/0.75 kmol H 2) 500 kmol H 2 producido = 4.397x106 kJ 500 kmol H2 = 1000 kg/2 kg/kmol
Problema:
El vapor saturado a 100ºC cae en un lecho de 3000 kg de coque a 1300ºC y La Temperatura del lecho cae a una de 1000C. Los gases salen tienen 1000C y Son analizados en volumen en forma de CO 2 un 3,1%, 45,35% el CO 51,55% y H2. Todo el vapor de agua reacciona y no se producen pérdidas de calor. Determinar el vapor requerido .
3- En el reactor de una planta de HNO3 entra amoniaco gaseosos mezclado con un exceso del 25% de aire seco respecto al requerido para la conversión completa de amoniaco en óxido Nítrico y vapor de agua. Si los gases entran al reactor a 85 oC, si no existen reacciones laterales Y si el reactor opera adiabáticamente, cuál será la temperatura de los gases a la salida del Reactor? Considérese que se trata de gases ideales?
NH3 + aire (O2[21%]+N2[78%] TR = 85 C
HNO3(g) + H2O(g) TP = ¿? HNO3(g) + H2O(g)
