Entalpía Molar de Combustión de Combustibles o Molar Heat of Combustion Fuels Chemistry Tutorial
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Calor Molar de Combustión (entalpía molar de combustión) de algunas sustancias comunes usadas como combustibles
Los hidrocarburos, como los alcanos, y los alcoholes, como los alcanos, pueden usarse como combustibles.
Cuando un alcano sufre una combustión completa en exceso de gas oxígeno los productos de la reacción son dióxido de carbono (CO2(g)) y agua (H2O(g) que se condensará en H2O(l) a temperatura y presión ambiente).
alcano + exceso de gas oxígeno → gas dióxido de carbono + vapor de agua
El calor molar de combustión del alcano (entalpía molar de combustión del alcano) es la cantidad de energía calorífica liberada cuando 1 mol del alcano arde en exceso de gas oxígeno.
Cuando un alcano sufre una combustión completa en exceso de gas oxígeno los productos de la reacción son dióxido de carbono (CO2(g)) y agua (H2O(g) que se condensará en H2O(l) a temperatura y presión ambiente).
alkanol + exceso de oxígeno gaseoso → dióxido de carbono gaseoso + vapor de agua
El calor molar de combustión del alkanol (entalpía molar de combustión del alkanol) es la cantidad de energía calorífica liberada cuando 1 mol del alkanol arde en exceso de oxígeno gaseoso.
Para determinar el calor molar de combustión, tenemos que ser capaces de determinar cuántos moles de la sustancia se consumieron en la reacción de combustión por lo que la sustancia debe ser una sustancia pura.1
El calor molar de combustión (entalpía molar de combustión) de algunos alcanos y alcoholes comunes utilizados como combustibles se tabula a continuación en unidades de kilojulios por mol (kJ mol-1)2.
Nótese que las ecuaciones químicas que representan cada una de las reacciones de combustión están equilibradas de manera que se utiliza 1 mol de la sustancia quemada, el combustible.
La reacción de combustión se produce con un exceso de gas oxígeno, un exceso de O2(g), por lo que está muy bien utilizar fracciones de O2(g) para equilibrar la ecuación porque realmente sólo nos interesa la energía liberada por mol del combustible, no por mol de gas oxígeno.
| Sustancia (combustible) |
Calor polar de Combustión (kJ mol-1) |
Reacción de combustión | ΔReacción (kJ mol-1) |
|---|---|---|---|
| metano | 890 | CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) | ΔH = -890 |
| etano | 1560 | C2H6(g) + 7/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) | ΔH = -1560 |
| propano | 2220 | C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) | ΔH = -2220 |
| butano | 2874 | C4H10(g) + 13/2O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l) | ΔH = -2874 |
| octano | 5460 | C8H18(g) + 25/2O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(l) | ΔH = -5460 |
| metanol (alcohol metílico) |
726 | CH3OH(l) + 3/2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) | ΔH = -726 |
| etanol (alcohol etílico) |
1368 | C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) | ΔH = -1368 |
| propan-1-ol (1-propanol) |
2021 | C3H7OH(l) + 9/2O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) | ΔH = -2021 |
| butan-1-ol (1-butanol) |
2671 | C4H9OH(l) + 6O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l) | ΔH = -2671 |
De la tabla vemos que 1 mol de gas metano, CH4(g), sufre una combustión completa en exceso de gas oxígeno liberando 890 kJ de calor.
El calor molar de combustión del gas metano se da en la tabla como un valor positivo, 890 kJ mol-1.
El cambio de entalpía para la combustión del gas metano se da en la tabla como un valor negativo, ΔH = -890 kJ mol-1, porque la reacción produce energía (es una reacción exotérmica).
Podríamos escribir una ecuación química para representar la combustión de 1 mol de gas metano como:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -890 kJ mol-1
¿Pero cuánta energía se libera si 2 moles de metano sufren una combustión completa?
Cuando escribimos una ecuación química para esta reacción debemos multiplicar cada término por dos ( × 2)incluyendo el valor de ΔH:
2 × CH4(g) + 2 × 2O2(g) → 2 × CO2(g) + 2 × 2H2O(g) ΔH = 2 × -890 kJ mol-1
2CH4(g) + 4O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(g) ΔH = -.1780 kJ mol-1
2 moles de metano arderían completamente para liberar 2 × 890 = 1780 kJ de calor.
Del mismo modo, si tenemos sólo la mitad de un mol de gas metano que sufre una combustión completa debemos multiplicar cada término de la ecuación química, incluyendo el valor de ΔH, por ½ como se muestra en las ecuaciones químicas siguientes:
½ × CH4(g) + ½ × 2O2(g) → ½ × CO2(g) + ½ × 2H2O(g) ΔH = ½ × -890 kJ mol-1
½CH4(g) + O2(g) → ½CO2(g) + H2O(g) ΔH = -445 kJ mol-1
½ mol de metano ardería liberando ½ × 890 = 445 kJ de calor.
En general, la cantidad de energía térmica liberada por la combustión de n moles de combustible es igual al valor del calor molar de combustión del combustible multiplicado por los moles de combustible quemados
calor liberado (kJ) = n (mol) × entalpía molar de combustión (kJ mol-1)
(Ver el Tutorial de Cálculos de Cambio de Entropía para una Reacción Química para más ejemplos de este tipo de cálculos)
En esta sección vimos cómo utilizar las tablas de valores de la entalpía molar de combustión de las sustancias puras para calcular cuánta energía calorífica se liberaría al quemar cantidades conocidas de la sustancia en exceso de gas oxígeno.
¿Pero de dónde proceden estos valores?
Los valores de entalpía molar de combustión pueden determinarse mediante experimentos de laboratorio.
En la siguiente sección hablaremos de un experimento que podrías hacer para determinar el calor molar de combustión de un alcohol.
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