El mas completo estudio sobre balance de energía con reacción química en español

1. BALANCE DE ENERGIA CON REACCION QUIMICA

3. • El principio de conservación de la materia lo descubrió y enunció
Antoine Lavoisier ( 1785 ) en su diario trabajo cuando se encontraba
en su laboratorio evaluando ciertas reacciones químicas
• Al igual que en una reacción química existe un cambio estructural de
la materia reaccionante para dar lugar a los productos.
Simultaneamente existe un cambio entálpico el cual según el tipo de
reacción libera o absorbe calor.
• Todo balance de energía se basa en el Principio de Conservación de la
Energía, el cual indica que la energía no se crea, ni se destruye,
únicamente se transforma.
BALANCE DE ENERGIA CON REACCION QUIMICA

4. ENERGIA
LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE
CONSERVA
La energía
potencial se
transforma en
energía cinética
La pérdida de energía
potencial acelera el
deslizamiento del objeto
cae
se acelera
energía química (carbón)
energía interna (agua líquida vapor de agua)
el vapor se expande Trabajo
energía cinética
21
2mgh mv cte 
Reacción Química
Cambio de Fase
Energía = Capacidad de un sistema de realizar
un trabajo
CONCEPTOS BASICOS

5. TIPOS DE ENERGIA
• ENERGIA EMPAQUETADA
Energía magnética
Energía química
Energía eléctrica
Energía potencial
Energía cinética
Energía nuclear
• ENERGIA EN TRANSITO
Calor y Trabajo

6. CALOR Q = ∆ U + W
CALOR
El calor es una forma de energía en tránsito que se
manifiesta en las fronteras de un sistema cuando existe
una diferencia de Temperaturas entre el sistema y el
entorno ∆ T ; el sistema puede ceder calor si su
temperatura es superior a la del entorno.
( , ) 2 1( )T PQ mC T T 
la T sistema varía hasta igualar la Talrededores
Unidades : Joule
1 cal = 4.184 J

7. TEMPERATURA
T=20ºC
Estado Inicial
T=40ºC
Estado Final
La Temperatura es una medida de la energía cinética
molecular de un sistema cuando existe transferencia de
calor hacia el o del mismo hacia afuera
Q
Calor

8. • Definición: Es el reacomodo atómico molecular cuando una o mas
sustancias interactúan entre sí para dar lugar a otras sustancias
llamadas productos resultantes con propiedades totalmente
diferentes
REACCION QUIMICA

10. 10
Concepto
Es aquella parte de la química que estudia las relaciones
cuantitativas, ya sea con respecto a la masa, volumen, moles
etc, de los componentes de una reacción química. Dichas
relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser
ponderales y / o volumétricas.
La palabra estequiometría fue introducida en
1792 por Jeremías Richter para identificar la
rama de la ciencia que se ocupa de establecer
relaciones ponderales (o de masa) en las
transformaciones químicas.
Jeremias Benjamin
Richter.
Estequiometría, del griego "stoicheion” (elemento) y
"métrón” (medida)
Nota:

11. ESTEQUIOMETRIA
• Parte de la Química que estudia las relaciones cuantitativas de moles,
masa, volúmenes entre sustancias reaccionantes y sustancias
resultantes o productos
ESTEQUIOMETRIA EN UNA REACCION QUIMICA

12. • LEY DE PROUST o De las Proporciones Fijas
• LEY DE LAVOISIER o Principio de Conservación de la Materia
• LEY DE DALTON o De las Proporciones Múltiples
• LEY DE WENZEL RICHTER o de las Proporciones Recíprocas
LEYES ESTEQUIOMETRICAS

13. LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES FIJAS

14. 14
Leyes Ponderales
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como
objetivo el estudio de las masas de las sustancias, en una
reacción química, entre dos o más sustancias químicas. Por lo
tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes
como lo son:
1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
Fue planteada por el químico
frances Antoine Lavoiser (1743 –
1794) considerado el padre de la
química moderna; nos indica que en
toda reacción química completa y
balanceada la masa total de las
sustancias reactantes es igual a la
masa total de las sustancias de los
productos.
A. Lavoisier

16. 16
Ejemplo:
Se cumple:  masas (react.) masas produc.  
2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS
Fue enunciada por el químico francés
Joseph Louis Proust (1748 – 1822);
establece que en todo proceso
químico los reactantes y productos
participan manteniendo sus masas o
sus moles en proporción fija,
constante y definida; cualquier
exceso de uno de ellos permanece
sin reacción. J.L Proust
Síntesis del agua

18. 18
Ejemplo:
10,0 g Cu 5,06 g S
+
15,06 g CuS
10,0 g Cu 7,06 g S
+
15,06 g CuS 2,00 g S
+
20,0 g Cu 5,06 g S
++
15,06 g CuS 10,0 g Cu
Cu + S CuS
Observación:
 De la ecuación: 10 g de Cu se requieren para reaccionar con 5,06g
y producir 15,06 g de CuS .
 Si se combina 10 g de Cu con 7,06 g de S se observa que las masas de los
elementos no intervienen en la misma relación de Proust o relación
estequiométrica.

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Conceptos Importantes
 Reactivo Limitante (R.L.): Es aquel reactante que
interviene en menor proporción estequiométrica por lo
tanto se agota o se consume totalmente y limita la cantidad
de producto(s) formado(s).
 El reactivo en exceso (R.E.): Es aquel reactante que
interviene en mayor proporción estequiométrica, por lo
tanto sobra (exceso) al finalizar la reacción.
3. LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES
Fue enunciada por el químico Ingles
John Dalton (1766 – 1844); establece
si dos sustancias simples reaccionan
para generar dos o más sustancias
de una misma función química, se
observará que mientras que la masa
de uno de ellos es constante, la masa
del otro varía en relación de números
enteros y sencillos. J. Dalton

20. • REACCION QUIMICA: Es el reacomodo atómico molecular que
sucede cuando una o más sustancias reaccionan entre si para dar
lugar a productos con propiedades distintas a los reaccionantes
• REACCIONES EXOTERMICAS: Aquellas que liberan calor. Ejm: Las
Reacciones de Combustión
CH4 + 2 O2 -------- ► CO2 + 2 H2O
• REACCIONES ENDOTERMICAS: Aquellas que absorben calor. Ejm:
Fe + S -------- ► FeS
CONCEPTOS BASICOS

21. REACTIVO LIMITANTE

22. REACTIVO EN EXCESO

23. PORCENTAJE EN EXCESO

24. PORCENTAJE DE CONVERSION

25. RENDIMIENTO

26. CAPACIDAD CALORÍFICA.
( , , ) 2 1( )T P VQ mC T T 
2 1
lim
T T
Q q
C
T dT
 

El Q se definió como la energía trasferida
como consecuencia de una diferencia de T
Capacidad Calorífica
Capacidad calorífica de una sustancia: cantidad infinitesimal de calor
necesaria para elevar su T en una cantidad dT . [JK-1]
• Depende de la naturaleza de la propia sustancia
• Puesto que Q depende de la trayectoria del cambio de estado,
para definir C hay que definir la trayectoria
Si no hay cambio de fase, ni
reacción química
CONCEPTOS BASICOS

27. p
v
v
1 1
n n
1 1
n T n
P
P
V
q H
C
dT T
q U
C
d T
 
   
 
 
   
 
Capacidad calorífica molar a P cte
Capacidad calorífica molar a V cte
CLASES DE CAPACIDADES CALORÍFICAS
Puesto que QV = U y QP = H
en un sistema cerrado, en equilibrio o proceso reversible y sólo W(P-V) es
posible definir :
U,Hf(T,P,V)


Capacidad calorífica molar de una sustancia: cantidad de calor necesaria
para elevar la T de un mol de dicha sustancia un grado.
Calor específico de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T
de un gramo de dicha sustancia un grado. [Jg-1K-1]
 / .C J K mol
p. Intensivas
f=(T,P,V)

28. I. ENTALPÍA
H  U + PV
Relación entre H y U
H = U + (PV)
Si Presión = cte
H = U + PV
H @ U
proceso
sól/líq(PV) = PV+VP+PV = P2V2-P1V1
• Una forma de determinar U = QV
• Una forma de determinar H = QP
Q=I.V.t
H = U + W
La Entalpía es una propiedad extensiva de estado
termodinámico, que resulta cuando un sistema interactúa con
otro liberando o absorbiendo calor = transferencia de calor

32. PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA
La energía ni se crea ni se destruye,
sólo se transforma.
(1a Ley de la Termodinámica)

33. PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA
• Es una ley de equivalencia energética cuando en un
sistema ocurre un proceso termodinámico, la energía
que ingresa es equivalente a la que se acumula en el
sistema más la que sale del sistema
• Está basada en el principio de conservación de la
energía
U = Q - W

35. q = ∑ ∆H productos - ∑ ∆H reactivos + ∑ ∆H°reacción

40. TIPOS DE COMBUSTIBLES

41. • El calor estándar de combustión, ΔHo C, de una sustancia, es el calor
de la reacción de esa sustancia con oxígeno, para dar productos
específicos, cuando los reactivos y los productos están a 25° C y 1 atm
(es decir, en el estado de referencia). Los calores de combustión están
tabulados en la bibliografía citada, pero es necesario observar en
cada tabla el estado de referencia empleado y cuáles son los
productos de la reacción. Los calores de combustión se usan para
compuestos orgánicos, por lo general. El calor de una reacción que
involucra sólo sustancias combustibles y productos de combustión
CALOR DE COMBUSTION
∆H°reacción = ∑ ∆H productos - ∑ ∆H reactivos

42. DEFINICION DE TERMINOS EN REACCIONES DE
COMBUSTION

43. ESQUEMA DE UNA COMBUSTION INDUSTRIAL

44. DEFINICION DE TERMINOS EN REACCIONES DE
COMBUSTION

45. DEFINICION DE TERMINOS EN REACCIONES DE
COMBUSTION

47. • Sol. - 110,52 KJ/mol
PROBLEMAS DE APLICACION

48. SOLUCION PROB - 1

49. Sol. - 395,3 Kcal
PROBLEMAS DE APLICACION

50. • Sol 7639,09 kg/día
PROBLEMAS DE APLICACION

51. PROBLEMAS DE APLICACION

52. PROBLEMAS DE APLICACION

53. PROBLEMAS DE APLICACION