Pre-Informe: Calor de combustión

Departamento de Ingeniería Química y Ambiental Laboratorio de propiedades termodinámicas y de transporte

Andrea Vásquez (02245622) - Mayerly Serrano (02245619) Sebastián Ochoa (02245532)

1. Objetivos

Determinar el calor normal de combustión de la sacarosa y el poder calorífico de un combustible (diésel).

Determinar la capacidad calorífica del calorímetro adiabático mediante el calor normal de

combustión de una muestra patrón (Acido Benzoico).

2. Marco Teórico

Combustión

La combustión es una reacción química de oxidación sumamente exotérmica, en la cual un material reacciona con oxígeno para producir así una cantidad de energía además de una serie de subproductos dependiendo de la naturaleza del combustible. Para que se genere combustión se necesitan de tres elementos básicos: de un combustible, de oxígeno y una chispa.

La reacción general se puede expresar como:

Generalmente el oxígeno para la combustión no se alimenta puro, sino que se alimenta aire el cual tiene una composición aproximada del 79% N2 y 21 % O2. Adicionalmente el combustible puede tener impurezas o un mínimo contenido de azufre como es el caso de algunos carbones naturales

lo que nos lleva a la reacción general:

En la ecuación anterior se observa la generación de óxidos de nitrógeno, los cuales son un subproducto inherente en la combustión que utiliza aire para suministrar el oxígeno necesario en la combustión. Además se presenta la generación de óxidos de azufre, los cuales se producen si el combustible tiene contenidos de azufre. La producción de dióxido de carbono indica que se llevó a cabo una combustión completa, pero entonces es necesario mencionar que existen dos tipos de combustiones:

Combustión completa: Para que exista una combustión completa es necesario que la relación de oxigeno/combustible sea elevada es decir que es necesario alimentar al oxigeno con un exceso teórico de oxígeno para la combustión. Difícilmente se alcanza este tipo de combustión pero se llega a resultados satisfactorios manejando sistemas a alta presión, en esta práctica 25 atm. Como productos de la combustión completa se obtienen dióxido de carbono, agua y energía.

Combustión incompleta: En esta combustión se obtienen como productos monóxido de carbono, agua y energía. Esta se da si la relación oxigeno/combustible no es satisfactoria lo que lleva a que no se dé la oxidación completa del material combustible.

Combustible:

Un combustible es un material capaz de liberar energía en forma de calor cuando se oxida. La reacción de combustión de un combustible implica la transformación de la energía de enlace en energía térmica que se puede transformar en energía mecánica. Existen combustibles sólidos, líquidos y gaseosos.

Calor de combustión:

El calor estándar de combustión de una sustancia ∆Hc0, es el calor de combustión de dicha

sustancia para que se dé una combustión completa, se produzca (CO2 (g) y H2O (l)). Los reactivos y productos se encuentran a 25°C y 1 atm. Hablar del calor de combustión es análogo a hablar a la entalpia de reacción simplemente que se especifica que la reacción involucrada es una combustión completa.

Poder calorífico:

Se refiere a la cantidad de energía liberada al quemar una cantidad de combustible, este puede ser poder calorífico superior o inferior. En el momento de realizar una prueba colorimétrica, la reacción de combustión libera energía la cual se evidencia en el cambio de temperatura de un medio receptor, en este caso agua. Al quemarse un combustible la energía liberada es suficiente para evaporar el agua que el mismo combustible contiene y el agua que se produce como producto de la combustión, esto genera que la energía absorbida por el medio receptor sea inferior a toda la energía que se generada y se realice la lectura de un poder calorífico inferior (PCI) a la entalpia de reacción real. Sin embargo, si se refrigera la bomba calorimétrica y se cuantifica la cantidad de agua evaporada es posible hallar la entalpia de reacción real o valor de combustión real, dicho valor se llama poder calorífico superior (PCS) y es igual al poder calorífico inferior más la masa de agua evaporada por la entalpia de vaporización del agua. [1]

Calor específico:

Se refiere a la cantidad de calor necesaria para incrementar en 1°, bien sea C o K, la temperatura de un gramo de una sustancia especifica. Termodinámicamente se puede definir o calcular de dos formas: Capacidad calorífica a volumen constante o capacidad calorífica a presión constante.

(

) (

)

Capacidad calorífica:

Se refiere a la cantidad de energía necesaria para incrementar en un 1° la temperatura de una

masa específica de una sustancia o un objeto. Es una propiedad extensiva pues depende de la

cantidad de masa.

Se sabe que los cambios de entalpia se ven afectados en mayor medida por los cambios de

temperatura que por los de presión por lo cual si se asume un comportamiento ideal, se considera

que el trabajo realizado sobre y por el sistema es cero a partir del balance de energía se llega a:

3. Método a emplear Un calorímetro funciona, idealmente en condiciones adiabáticas, en su interior, existe una parte que se denominará reactor en la cual existe un cambio de energía que es absorbida por el calorímetro en su totalidad (si fuera adiabático), el cambio de energía dentro del calorímetro se muestra como un cambio de temperatura.

La bomba de Mahler se utiliza para realizar reacciones de combustión a volumen constante en donde uno de los reactivos es oxígeno, la bomba se coloca al efecto de un calorímetro adiabático

Figura 1. Bomba de Mahler

En la bomba se coloca una cantidad conocida de la sustancia que se va a quemar, previamente pesada y preparada en forma de pastilla. La tapa de la bomba tiene dos válvulas (E) y (F) a través de las cuales se la puede cargar con oxígeno o evacuar los gases de combustión y el exceso de oxígeno. La entrada de oxígeno (E) marcada en la bomba con una flecha se continúa por el tubo (G) hasta las proximidades del fondo. La presión de oxígeno dentro de la bomba es usualmente de unas 25 atm. El tubo (G) y

la barra (H) - eléctricamente aislada del resto de la bomba - sirven como soporte para montar el alambre que servirá para iniciar la combustión. Este alambre se conecta en forma de V a la pastilla a combustionar. La bomba es colocada dentro del calorímetro que dispone una cantidad de agua medida (2 L), un agitador (K) y un termómetro (L). La combustión se inicia mediante la ignición de un alambre delgado en contacto con la sustancia, puesto al rojo por una corriente eléctrica. En el laboratorio, el equipo dispone de un botón para iniciar la ignición. La energía desprendida por la combustión del alambre es muy pequeña comparada con la desprendida en la combustión de la sustancia. La energía liberada en el proceso produce un aumento de temperatura ∆T en el calorímetro que se mide con el termómetro. [2] Partiendo de esta elevación de temperatura y conociendo la cantidad de calor requerido para elevar en un grado la temperatura del calorímetro con su contenido, se puede calcular el calor de combustión por mol de sustancia quemada. [3]

Determinación de la constante del calorímetro Reacción de combustión del ácido benzoico (Sustancia patrón)

C6H5COOH(s) + 7.5 O2 (g) ⟶ 7 CO2 (g) + 3H2O (L) Δhcomb= -3231,5 kJ/kmol

Si sólo se quiere examinar el cambio en el calor, entonces se debe eliminar el rendimiento de

trabajo, es decir, mediante la realización de la reacción a volumen constante. A partir del balance

de energía: el calor que libera la combustión es el que absorbe el calorímetro, se obtiene que:

A presión constante la entalpía y la energía interna son diferenciadas por el volumen

∑

Como en este caso no se realiza trabajo de volumen entonces

Determinación del calor de combustión de la sustancia problema Reacción de combustión de la sacarosa

C12H22O11 (s) + 12 O2 (g) ⟶ 12 CO2 (g) + 11H2O (L)

Debido a que ya se determinó la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica, se puede

determinar el calor de combustión de una sustancia aplicando el mismo balance pero esta vez

determinando el calor de combustión:

Para obtener el calor por mol se debe multiplicar por el peso molecular.

4. Materiales y reactivos

Para esta práctica se necesitan los siguientes materiales:

Calorímetro adiabático

Balanza analítica

Prensa para hacer pastillas

Resistencia para calentar agua Se van a usar los siguientes reactivos:

Acido Benzoico (para la calibración del calorímetro)

Sacarosa

ACPM o Diesel

Cilindro con O2

5. Montaje El montaje de la práctica se muestra a continuación

Calorímetro

Resistencia

para calendar

agua.

Termómetro que

mide la temperatura

de la chaqueta

Termómetro que

mide la temperatura

de la bomba

calorimétrica

6. Procedimiento

Prender la resistencia para calentar el agua de la chaqueta

hasta 25oC

MUESTRA SOLIDA

Pesar ~ 1 g de ácido benzoico o sacarosa y hacer

una pastilla

Pesar la pastilla

MUESTRA LIQUIDA Pesar~ 1mL de

liquido Pesar sobre la

capsula Cortar y pesar un

alambre

Introducir la capsula con la muestra en la

bomba calorimétrica

Conectar el alambre desde un electrodo

a la muestra Poner 1 mL de agua

destilada en el fondo de la bomba

Cerrar la bomba calorimétrica

Purgar la bomba con O

2 a 10 atm Llevar la bomba a

25 atm con O2 Prender el flujo de

agua

Llenar la cubeta metálica del

calorímetro con 2 L de agua

Conectar los electrodos a la

bomba Meter la bomba en

el recipiente con agua

Asegurarse que la bomba quede ubicada en la

posición correcta. Sellar el calorímetro

Ajustar el termómetro

Encender el agitador

Verificar que la temperatura de la

chaqueta y el recipiente interior

estén a 25oC, revisarla cada 30 s

durante 5 min

Generar la ignición

Tomar la temperatura cada

15 s hasta alcanzar un máximo.

Leer la temperatura del baño cada 30 s

por 10 minutos Desconectar el

agitador y la fuente de corriente

Retirar el termómetro y abrir

el calorímetro

Sacar la bomba calorimétrica

Pesar los restos del alambre

7. Precauciones

A la hora de hacer la pastilla usar un solo golpe certero para evitar que esta se rompa. La

masa reportada será la masa después de formar la pastilla, no la masa inicial.

Asegurar que la temperatura de la chaqueta sea constante y mantenerla en 25oC para que

el sistema sea adiabático.

No presurizar la bomba a más de 30atm pues esta puede explotar.

Para llenar de O2 la bomba calorimétrica se debe realizar el procedimiento a continuación:

Conectar la bomba calorimétrica a la terminal del cilindro de O2, con las válvulas

de descarga y de control cerradas.

Abrir la válvula maestra totalmente o lo suficiente para que la presión sea leída en

el manómetro.

Abrir la válvula de control hasta la presión deseada en la bomba, ya sea 10 atm

para la purga o 25 atm para combustión.

Cerrar la válvula de control luego de alcanzar la presión deseada.

Cerrar la válvula maestra

Desconectar la válvula de la bomba calorimétrica.

Verificar que las conexiones queden bien hechas para evitar cortos circuitos

Si se observan burbujas intensas en la tapa de la bomba sacarla, secarla y liberar el O2 con

la válvula de descarga.

Apenas se genera la ignición se debe permanecer lejos del calorímetro 15 seg por

seguridad.

La temperatura del termómetro debe estar por debajo de 300C para no superar la escala

de este.

Si al final de la combustión se observa hollín en la capsula, implica que el oxígeno

agregado fue insuficiente para llevar a cabo una combustión completa, por lo que esa

toma no será válida.

8. Nomenclatura

PCS Poder calorífico superior PCI Poder calorífico inferior n Masa de agua evaporada ∆Hv Energía de vaporización del agua Qc Calor dado al calorímetro Cc Capacidad calorífica del calorímetro ΔT Cambio de temperatura mi Masa de i (kg) ∆hcombustión,i Calor de combustión de la sustancia i. ∆ Ur Cambio en la energía de reacción

9. Anexos

Termogramas a obtener:

Debido a que el calorímetro no es perfectamente adiabático hay que realizar correcciones en la

medición de la temperatura, si fuera completamente adiabático se debería obtener una figura

como la siguiente, en ella hay una transferencia instantánea de energía cuando ocurre la reacción:

Sin embargo esto nunca sucede esto es solo una

condición inicial, el resultado real de una reacción de

combustión en un sistema que no es completamente

adiabático, se verá afectado por la temperatura

ambiente y podrá presentar tres clases de resultados:

a. Cuando la temperatura ambiente es menor que la temperatura del calorímetro, durante

todo el experimento:

Se observa una disminución en la

temperatura donde el calorímetro libera

calor al ambiente, luego una reacción entre

ti y tf donde la energía liberada se distribuye

en el calorímetro y finalmente un descenso

en la temperatura debido al enfriamiento del

mismo. El ΔT leído es menor al de un sistema

adiabático perfecto.

b. Cuando la temperatura ambiente es mayor que la temperatura del calorímetro:

Aquí se observa como el calorímetro absorbe

energía durante todo el proceso, en este

caso el ΔT es mayor que el que debería darse

en un sistema adiabático ideal.

c. La temperatura ambiente se encuentra entre la temperatura inicial y la temperatura final

del calorímetro

La grafica muestra como el calorímetro

absorbe calor en la primera parte del

proceso y luego la libera, el valor del ΔT leído

será del orden del que se hubiera obtenido

en un experimento totalmente adiabático [2]

10. Bibliografía [1] Felder, R. Principios elementales de los procesos químicos. 3ª. Ed. Mexico. Limusa Willey.

(2004). Pag 465-466.

[2] FISICOQUIMICA CIBEX Guia de trabajos prácticos 2009 “Termoquímica: Medida del calor de combustión del naftaleno. Bomba de Mahler” Disponible: http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/fisicoquimica/tp/mahler.pdf

[3] UNAM, Laboratorio de termodinámica “Calor de combustión” Disponible: http://depa.fquim.unam.mx/fisiquim/pdf/termo/calor%20combustion.pdf