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• Angie Santander

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TALLER 5. ENERGÍA EN LA INDUSTRIA QUÍMICA Docente: Ing. Msc. Yaneth Patricia Armesto Pabón CALORIMETRÍA DE PROCESOS FÍSICOS 1. Determinar la Temperatura resultante cuando se mezcla 1kg de hielo a 0º C con 9 kg de agua a 50º C. Rta: 37º C 2. Un joyero vendió un anillo que pesó 10,0 g y dijo contener 9 g de oro y 1 g de cobre. Se calienta el anillo hasta 500 °C (temperatura inferior a la temperatura de fusión del oro y del cobre). Se introduce el anillo caliente en un calorímetro que contenía 100 ml de agua y cuya temperatura inicial es 20 °C; se constata que la temperatura en el equilibrio térmico es de 22 °C. El calor específico del oro es 0,031 cal /g °C y el calor específico del cobre 0,092 cal /g °C. Calcular las masas del oro y del cobre en el anillo; ¿el joyero dijo la verdad? Suponga un sistema aislado. Rta: m Au= 8,22 g m Cu= 1,78 g 3. Se calentó una muestra de 25 g de una aleación hasta 100º C y se sumergió en un matraz con 90 g de H2O a 25,32º C. la Temperatura del agua aumentó hasta un valor final de 27,18º C. Despreciando las pérdidas de calor, calcular el calor específico de la aleación. Rta: 0,092 cal/g ºC 4. Una pieza de acero inoxidable (cp= 0,5 J/g ºC), se traslada desde un horno a 183 ºC hasta un recipiente con 125 ml de agua a 23,2 ºC, en el que se le sumerge la temperatura del agua hasta 51,5 ºC ¿Cuál es la masa del acero? 5. ¿Qué volumen de agua a 18,5 ºC hay que añadir junto con una pieza de 1,23 kg de hierro a 68,5 ºC para que la temperatura del agua del recipiente aislado permanezca constante a 25,6 ºC? Calor especifico del hierro cp=0,449 J/g ºC CALORIMETRÍA DE PROCESOS QUÍMICOS 6. Si se mezclan 100 ml de AgNO3(ac) 0,100 M y 50 ml de HCl (ac) 0,100 M en un calorímetro a presión constante, la temperatura de la mezcla aumenta de 22,30ºC a 23,11 °C. El aumento de temperatura se debe a la siguiente reacción: AgNO3 (ac) + HCl (ac) → AgCl (s) + HNO3 (ac) Calcular el calor de reacción en (kJ / mol de AgNO3) si el calor específico de la mezcla cp= 4,18 J/g-°C. Rta: – 101,57 kJ/mol de AgNO3 7. Un calorímetro de vaso de poliestireno contiene100ml de HCl 0,3M a 20,3º C. Cuando se añaden 1,82 g de Zn(s) la temperatura se eleva hasta 30,5º C. Calcular el calor de reacción por mol de Zn. Suponga cp mezcla = 4,187 J/g º C de 1g/ml y que no hay pérdida de calor. Zn(s) + 2H+ → ZnCl2 + H2(g) Rta: -289 kJ/mol Zn 8. 100 mL de una disolución 0,500 M de HCl se mezclan con 100 mL de una disolución 0,500 M de NaOH, en un calorímetro a presión constante que tiene una capacidad calorífica de 335 J/°C. La temperatura inicial de las disoluciones de HCl y NaOH fue 22,50 °C y la temperatura final de la mezcla

TALLER 5. ENERGÍA EN LA INDUSTRIA QUÍMICA Docente: Ing. Msc. Yaneth Patricia Armesto Pabón 24,90 °C. Calcula el cambio de calor por mol en esta reacción de neutralización, considerando que las densidades de las disoluciones de HCl y de NaOH y sus calores específicos son los iguales a las del agua (1,00 g/mL y 4,184 J/g-°C, respectivamente). Rta. -56,46 kJ/mol H2O 9. Una disolución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) 1,00 M, otra de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,50 M y un calorímetro de vaso de unicel se dejaron reposar hasta que los tres alcanzaron la temperatura ambiente de 25,4 °C. Posteriormente se tomó una muestra de 50 mL de NaOH 1,00 M, se colocó en el calorímetro y se le adicionaron, lo más rápidamente posible, 50 mL de H2SO4 0,50 M. La temperatura de la mezcla anterior subió a 31,9 °C. Indica cuál es el calor de neutralización de un mol de H 2SO4, considerando que las densidades de las disoluciones de NaOH y H2SO4 son 1,00 g/mL y que el calor específico de la disolución, después de la reacción, es 4,18 J/g-° C. Rta. – 108,68 kJ/mol 10. Se quema en exceso de oxígeno en una bomba calorimétrica, una muestra de 1,148 g de ácido benzoico. El calorímetro contiene 1181 g de H2O, la temperatura se eleva desde 24,96 ºC hasta 30,25 ºC. El calor de combustión del ácido benzoico es – 26,42 kJ/g. En otro experimento se quema en la misma bomba calorimétrica una muestra de carbón en polvo de 0,895 g, entonces la temperatura de agua se eleva desde 24,98ºC a 29,81ºC. a. Calcular la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica b. Calcular el calor de combustión o poder calorífico del carbón, kJ/g c. Si se queman 1 tonelada de carbón, ¿cuánta energía (kJ) se libera? d. Si para un proceso se requieren 10 m3 de vapor de agua a 120ºC a la presión atmosférica y el agua está inicialmente a 20ºC. ¿Cuántos kg de carbón deberán quemarse para calentar y evaporar este volumen de agua? Suponga que no hay pérdidas de calor. Rta. a. 792,15 J/ºC b. -30,94 kJ/g c. -3,094x107 kJ

d. 853,264 kg

11. Se quema una muestra de 0,5g de n-heptanol (PM = 116 g/mol) en un calorímetro a volumen constante produciéndose CO2(g) y H2O(l), y la temperatura se eleva 2,93 K. Si la capacidad calorífica del calorímetro y sus accesorios es de 8,17 J/K y la temperatura inicial es de 298 K calcule: el calor de combustión por mol de n-heptanol a volumen constante. Rta. –5,55 kJ/mol

C 7 H16O (l ) + 21 2 O 2 (g ) ⎯ ⎯→ 7CO 2 (g ) + 8H 2 O (l ) 12. Una bomba calorimétrica que contiene 983,5 g de agua se calibra mediante la combustión de 1,354 g de antraceno. La temperatura del calorímetro se eleva de 24,87 ºC a 35,63 ºC. Cuando se queman en la misma bomba 1,053 g de ácido cítrico pero ahora la bomba contiene 968,6 g de agua, la temperatura aumenta entonces de 25,01 ºC a 27,19 ºC. Si el calor de combustión del antraceno C14H10 (s), es de -7067 kJ/mol C14H10. a. ¿Cuál es el calor de combustión del ácido cítrico C6H8O7, expresado en kJ/mol? Rta. -1963,50 kJ/mol

TALLER 5. ENERGÍA EN LA INDUSTRIA QUÍMICA Docente: Ing. Msc. Yaneth Patricia Armesto Pabón b. Si todo el calor generado por la combustión del ácido cítrico se usa para evaporar 5 m3 de agua que se encuentra a 20 ºC ¿Cuánto ácido cítrico se debe quemar? Rta. 1271 kg 13. Una muestra de 1,620 g de naftaleno C10H8(s) se quema por completo en una bomba calorimétrica y se observa un aumento de temperatura de 8,44 ºC. Si el calor de combustión del naftaleno es -5156 kJ/mol. ¿Cuál es la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica? COMBUSTIÓN 14. Un gas de síntesis cuyo análisis es: CO2 =6,4% H2 =50,8% O2 =0,2% CO=40% y el resto es nitrógeno, se quema con un 25% de aire en exceso. Calcular la composición molar del ORSAT y del gas de chimenea húmedo. Rta: %CO2= %O2= %N2= %H2O= 15. Un gas que contiene solo metano y nitrógeno se quema con aire para producir un gas de chimenea con un análisis ORSAT de: CO2 =8,7% N2 =86,5% O2 =3,8% CO=1,0%. Calcular: a. El % de aire en exceso que se uso en la combustión. b. La composición porcentual de la mezcla metano y nitrógeno. Rta: a. 17% b. CH4=89,81% N2=10,19% 16. 30 lb de carbón (80% de carbono y 20% de hidrógeno) ignorando las cenizas, se queman con 600 lb de aire para producir un gas con un análisis ORSAT en el que la razón de CO2/CO es igual a 3/2. a. ¿Qué % de aire en exceso se utilizó? b. Determinar la composición molar del análisis ORSAT. Rta: a. 24% b. CO2 =6.09% CO=4,06 % N2 =83,4 % O2 =6,44 % 17. Se quema un coque de la siguiente composición en peso %C= 90 y % H= 10, ignorando las cenizas, produciendo un gas de chimenea cuyo análisis ORSAT reportó una relación molar de CO2/CO = 2 y N2/O2libre = 7,18. Calcular: a. El % de aire en exceso b. La composición molar ORSAT. Rta: a. 88,96% b. %CO2= 4,6 %CO= 2,3 %O2= 11,38 %N2= 81,72 18. Un gas natural que tiene la siguiente composición molar: CO2 =3,5% CO=15,4% SO2=2,8% H2=30,4% O2 =4% CH4=28% C2H6=10% N2 =5,9%, se queman con 14,4% exceso de aire seco. Con base a 100 moles de gas natural quemados totalmente, calcular: a. La composición del ORSAT del gas de chimenea. b. La composición del gas humedo de chimenea. Rta: a. CO2=11,94% O2libre=2,11% SO2=0,50% N2= 85,45% b. CO2=9,88% O2libre=1,75% SO2=0,41% N2= 70,76% H2O= 17,20%

TALLER 5. ENERGÍA EN LA INDUSTRIA QUÍMICA Docente: Ing. Msc. Yaneth Patricia Armesto Pabón ENTALPÍA Y PODER CALORÍFICO 19. Determine la variación de entalpia a 25ºC de las siguientes reacciones: a. Cl2(g) + H2O(l)

HCl(g) + O2(g)

b. Fe2O3(s) + 3CO(g)

Fe(s) + CO2(g)

c. Combustión completa del C2H5OH d. CO(g) + H2(g) e. CH4(g) + Cl2(g)

C5H12(l) + H2O(l) CCl4(g) + HCl(g)

20. La descomposición de la piedra caliza, CaCO3(s) en Cal, CaO(s) y CO2 (g) se lleva a cabo en un horno de gas. Calcular: a. El calor de reacción por mol de CaCO3 descompuesto b. Si se descomponen 1.35 x 103 kg de CaCO3, ¿cuánto calor en kJ consumiría? Rta: a. +178,4 kJ/mol CaCO3 (endotérmica) b. 2,4003x106 kJ 21. En una planta cuya finalidad es producir cal viva (CaO), se queman en un horno 3000 kg/mes de piedra caliza la cual tiene una pureza de 82% en peso de CaCO3. La reacción principal respectiva es: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2 (g)

∆HR = +178,4 kJ/mol CaCO3

Calcular: a. ¿La producción de cal viva (CaO) en kg/mes? b. Se entiende que para que la reacción anterior suceda el horno debe ser alimentado con un combustible. ¿Cuál es el consumo mensual de combustible, expresado en kilogramos, para procesar el requerimiento mensual, si el calor aprovechado en el horno es del 85%? Considerar que el combustible usado es noctadecano (C18H38) siendo ΔH comb (PCS) = -3200 kcal/mol. Rta: a. 1377,6 kg/mes b. 104,47 kg de n-octadecano 22. Calcular el volumen de butano C4H10(g) medido a 24,6ºC y 756 mmHg que se debe quemar para obtener un calor de 5,00 x 104 kJ

TALLER 5. ENERGÍA EN LA INDUSTRIA QUÍMICA Docente: Ing. Msc. Yaneth Patricia Armesto Pabón 23. La combustión de las mezclas hidrogeno – oxígeno se utiliza para obtener las temperaturas muy altas (aprox 2500º C) necesarias para ciertas operaciones de soldadura. Considere la reacción como: H2 (g) + O2 (g) → H2O (l)  H = -285,84 kJ a. Calcular el PCI del H2 en kJ/mol b. Calcular la cantidad de calor (kJ) que se desprenden cuando se queman 180 gramos de una muestra que contiene partes iguales en masa de H2 (g) y O2 (g) Rta. b. 1,4 x 103 kJ 24. Escriba la ecuación balanceada de combustión completa para los siguientes combustibles gaseosos: metano (el componente principal del gas natural), butano y acetileno. a. Calcular el poder calorífico superior PCS de cada uno de ellos y el poder calorífico inferior de cada uno de ellos PCI (según la LEY DE HESS). ¿Cuál combustible tiene mayor poder calorífico, kJ/mol? b. Cuántos litros de metano medido a 25º C y 760 mmHg se deberán quemar para que se liberen 2.8 x 107kJ de energía? Tenga en cuenta el PCI del combustible. c. ¿Qué cantidad de energía en kJ se liberará en la combustión completa de 1,65 x 104 litros de metano medidos a 18º C y 750 mmHg? Tenga en cuenta el PCI del combustible? d. Si la cantidad de calor obtenido en c) se aprovecha en un 60% para calentar y evaporar H 2O desde 15º C hasta vapor a 100º C. ¿Cuántos litros de agua podrán calentarse y evaporarse? Rta: a. H º R C4H10 (g) = -2878,58 kJ/mol (PCS) y H º R PCI = -2658,5 kJ/mol H º R C2H2 = -1299 kJ/mol (PCS) y H º R PCI = -1255,6 kJ/mol

H º R CH4 = - 890,40 kJ/mol (PCS) y H º R PCI = - 802,39 kJ/mol b. 8,088 x 105 litros de metano c. 5,772 x 105 kJ d. 132,44 litros de agua 25. Un gas natural tiene una composición de 83% de CH4, 11,2% de C2H6 y 5,8% de C3H8, en moles. Se quema a presión constante y en exceso de oxigeno una muestra de 385 L de este gas, medido a 22,6 ºC y 739 mmHg. a. Determine el Oxígeno teórico necesario para la combustión del gas b. ¿Cuánto CO2 y H2O se produce?

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c. ¿Cuánto calor en kJ se libera en la reacción de combustión, si el agua producida se encuentra en estado gaseoso? d. Determine el PCI de la mezcla de gas 26. Una muestra de 1L de gas natural, medida en condiciones estándar, se quema por completo, liberándose un calor de 43,6 kJ. Si el gas es una mezcla de CH4(g) y C2H6(g) ¿cuál es su composición porcentual en volumen?