Considerando cada componente en su estado puro a 25 ºC y 100 kPa, y con los datos termoquímicos estándar:

>	eq1:=C+H2O=CO+H2;hgsC:=get_hgs_data("C(s)");hgsH2Oliq:=get_hgs_data("H2O(l)");hgsCO:=get_hgs_data("CO(g)");hgsH2:=get_hgs_data("H2(g)");hr_std:=h[f,CO]+h[f,H2]-h[f,C]-h[f,H2O];hr_std_:=hgsCO[1]+hgsH2[1]-hgsC[1]-hgsH2O[1]:d:=[hgs_r25(eq1)]:eqRstd,'hr'=d[1],'gr'=d[2],'sr'=d[3];gr_:=d[2]:

	(1)

i.e. la entalpía de reacción es de 175 kJ/mol (el signo positivo indica que es endotérmica), y la entropía de reacción 252 J/(mol·K), indicando el signo positivo que la entropía aumenta, como era de esperar porque un sólido más un líquido (a 25 ºC y 100 kPa) pasan a formar varios gases. El signo positivo de la función de Gibbs de reacción indica que no es una reacción espontánea (en la práctica, para que tenga lugar hay que calentar al rojo la hulla, y se le añade al agua en estado de vapor).

b) Comparar el poder calorífico del gas ciudad así obtenido, con el del carbono, indicando si es mayor o menor, y explicando este resultado.

>	eqGCcomb:=CO+H2+O2=CO2+H2O;PCS_:=PCS(eqGCcomb);MGC:=(MCO+MH2)/2;MGC_:=((0.028+0.002)/2)*kg_/mol_;PCSmas:='(PCS/2)/MGC';PCSmas_:=(PCS_/2)/MGC_;eqC:=C+O2=CO2;PCS_C:=PCS(eqC);PCS_Cmas:=%/(0.012*kg_/mol_);

	(2)

i.e.  al arder el gas natural en aire se desprenden 569 kJ en la reacción de un mol de CO más un mol de H2 (no de un mol de mezla), o lo que es lo mismo, PCS=284 kJ/mol de gas=19 MJ/kg de gas.

El PC del carbono es 394 kJ/mol=33 MJ/kg luego, por unidad de masa o de cantidad de sustancia, es menor el PCS del gas ciudad, lo que es lógico pues se ha obtenido añadiendo agua ( y algo de energía).

Nótese, sin embargo, que, por kilogramo de carbono usado, el PCS del gas ciudad sería (19 MJ/kg)*(0,030 kg/mol)/(0,012 kg/mol)=47,5 MJ/kg, superior a los 33 MJ/kg del carbono original porque en la producción del gas ciudad se han añadido los 14,5 MJ/kg de la diferencia: (175 kJ/mol)/0,012 kg/mol)=14,5 MJ/kg.

c) Indicar si conviene trabajar a alta presión o a alta temperatura.

Al ser una reacción endotérmica, conviene trabajar a alta temperatura (dxi/dT>0), según enseñaba el Principio de Le Chatelier sobre la estabilidad de los sistemas reactivos.

Al generarse más gases (a alta temperatura el agua será vapor, pero por cada mol de gas de entrada (vapor) saldrán dos moles de gas (uno de CO y otro de H2), conviene trabajajar a baja presión (dxi/dp<0).

También puede deducirse del equilibrio químico detallado para este caso particular, viendo cuando ocurre el cambio de pocos productos a muchos productos (xi^ni=1).

>	eqEQ(eq1);Teq_:=solve(1=subs(p=p0,rhs(%)),T);

	(3)

i.e. conviene trabajar a T>980 K y p pequeña.

d) Calcular la temperatura a la que se anularía la función de Gibbs de la reacción a 100 kPa.

En a) obtuvimos gr_25=100 kJ/mol, indicando el signo positivo que no es una reacción espontánea sino que hay que añadir exergía para que ocurra.

Podemos usar una aproximación lineal como gr_T=hr_25-T*sr_25 para determinar la T de trabajo conveniente (gr_T<=0), aunque como el agua entrará como vapor, hay que corregir los valores anteriores (para la entalpía sólo consideramos el cambio de fase del agua, pero no el efecto Sum(nu[i]*cp[i]*(T-T25), y para la entropía sólo el cambio de fase a su temperatura de ebullición normal) :

>	eq1;hr_25_v:=hr_25-hlvH2O;'hr_25'=d[1];hr_25_v_:=d[1]-44e3*J_/mol_;gr_25_v:=gr_25;gr_25_v_:=d[2];sr_25_v:=sr_25-hlvH2O/TbH2O;'sr_25'=d[3];sr_25_v_:=d[3]-(44e3*J_/mol_)/(373*K_);eqEQ:=gr=0;eqEQlin:=0=gr_25-sr_25*(Teq-T25);Teq:='T25+gr_25_v/sr_25_v';Teq_:=subs(dat,T25)+gr_25_v_/sr_25_v_;

	(4)

i.e. conviene trabajar a más de 1040 K. En c) hemos visto que conviene a T>980 K; lo de aquí era una aproximación lineal, que se ve que es suficientemente buena.

En la práctica se hace pasar a presión ambiente vapor de agua por carbón al rojo a unos 1000 K (se consigue mantener esta temperatura quemando algo de carbón con aire).

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