Posterior a de nuestra larga selección de información pudimos solucionar esta cuestión que suelen tener algunos los usuarios. Te ofrecemos la respuesta y deseamos que te sea de mucha apoyo.
Solución:
Solución 1:
Desafortunadamente, la pregunta como se dijo es termodinámicamente imposible. Veamos la reacción propuesta:
$$ ce CO2 (g) -> CO (g) + O (g) $$
Esta reacción es simplemente una disociación de enlaces (específicamente, se rompe un doble enlace covalente carbono-oxígeno). Podemos buscar el cambio de entalpía asociado con él. De una tabla de valores en Wikipedia, encontramos en la fila del dióxido de carbono que esta reacción tiene un cambio de entalpía de $ mathrm +532 kJ mol ^ – 1 $ a $ mathrm 298 K $. Por tanto, la reacción propuesta es muy endotérmico. Es decir, debe absorber energía. Curiosamente, es true que la fuerza extrema del enlace en el monóxido de carbono tiene un efecto medible, lo que hace que este proceso sea más favorable de lo esperado. Sin embargo, sigue siendo en general extremadamente desfavorable y, por lo tanto, requiere una gran cantidad de energía. Hago hincapié en que esto es inevitable, no importa lo elegante que sea su máquina: si el resultado final es la reacción mencionada anteriormente, entonces debe pagar el costo de la energía de alguna manera.
Sin embargo, parte del problema es que tenemos monoatómico el oxígeno como producto, que es una especie muy reactiva y de alta energía; en realidad, no existe excepto en condiciones especiales. Por lo tanto, un ajuste simple es tener molecular dioxígeno, $ ce O2 $ (del tipo de la atmósfera que respiras). La reacción entonces se convierte en:
$$ ce 2 CO2 (g) -> 2 CO (g) + O2 (g) $$
Entonces, ¿cuál es el cambio de entalpía asociado con esta reacción? Mirando hacia otra mesa, esto resulta ser $ mathrm +283 kJ mol ^ – 1 $ a $ mathrm 298 K $. Nuevamente, esta reacción es endotérmica, aunque mucho menos que la primera. Independientemente, una vez más, esta reacción es un sumidero de energía.
Si desea una confirmación más visceral de este hecho, considere lo siguiente. Es bien sabido que el monóxido de carbono puro se quema en una atmósfera de oxígeno. La reacción es autosostenida y libera un calor considerable. Si prestas mucha atención, la reacción en el video es la inversa exacta de la segunda ecuación. Por termodinámica química, si la combustión de $ ce CO $ para $ ce CO2 $ libera calor, entonces es necesariamente true esa hendidura $ ce CO2 $ formar $ ce CO $ y $ ce O2 $ consumirá energía.
Como último punto, hay están formas de hacer la producción de $ ce CO $ de $ ce CO2 $ factible, pero requiere cambiar los productos. Por ejemplo, si se utiliza gas hidrógeno como reactivo, es posible lo siguiente:
$$ ce CO2 (g) + H2 (g) -> CO (g) + H2O (g) $$
El cambio de entalpía para esta reacción es $ mathrm +41 kJ mol ^ – 1 $ a $ mathrm 298 K $ , cual es todavía endotérmico, pero acercándose al punto de equilibrio. Esto no es demasiado sorprendente, ya que el gas hidrógeno puede comportarse como un reductor y los enlaces en las moléculas de agua son fuertes, lo que empuja la reacción hacia adelante. Hagamos una última pequeña modificación:
$$ ce CO2 (g) + H2 (g) -> CO (g) + H2O color rojo (l) $$
Suponiendo que el agua producida está en estado líquido en lugar de un gas, la reacción cede un poco más de energía y la entalpía de reacción calculada se vuelve $ mathrm -3 kJ mol ^ – 1 $ a $ mathrm 298 K $. Esta reacción es muy leve exotérmico, que es para decirlo libera calor (Ciertamente, tan poco que está dentro del margen de error, y condiciones ligeramente diferentes podrían hacer que la reacción sea endotérmica en general).
Si no está decidido a tener monóxido de carbono como producto, todavía hay más opciones. Por ejemplo, aquí está la reducción completa de $ ce CO2 $ al metano$ ce CH4 $), un proceso considerablemente exotérmico con una entalpía de reacción de $ mathrm -253 kJ mol ^ – 1 $ a $ mathrm 298 K $:
$$ ce CO2 (g) + 4H2 (g) -> CH4 (g) + 2 H2O (l) $$
El metano no es un producto ideal, ya que también es un gas de efecto invernadero y es una materia prima química de bajo valor debido a su abundancia y relativa falta de química útil. Hay mucho más interés en la conversión de $ ce CO2 $ a compuestos como el metanol $ ce CH3OH $ y ácido fórmico $ ce HCOOH $. Estas dos reacciones particulares también son exotérmicas.
Hay varios problemas con el uso de reducción de hidrógeno de $ ce CO2 $ como estrategia de captura de carbono para combatir el cambio climático, pero quizás el principal sea un factor del mundo real: la mayor parte del hidrógeno que producimos actualmente se deriva de combustibles fósiles, en particular de la combustión parcial de metano fósil (gas natural) con agua a altas temperaturas. , conocido como reformado con vapor. Por lo tanto, aunque no se dispone de fuentes alternativas de hidrógeno gaseoso que utilicen energía renovable de baja intensidad de carbono, esta es una mala estrategia para eliminar los efectos antropogénicos. $ ce CO2 $ de la atmósfera.
Solucion 2:
Estás viendo energías de disociación de enlaces. Sin embargo, no dan una buena imagen. Un mejor lugar para comenzar a buscar es la entalpía estándar de formación. El artículo de Wikipedia vinculado proporciona una lista extensa de compuestos, pero solo dos importan:
- $ Displaystyle Delta_ mathrm fH ^ 0 ( ce CO) = pu -110.525 kJ / mol $
- $ Displaystyle Delta_ mathrm fH ^ 0 ( ce CO2) = pu -393.509 kJ / mol $
Lo siguiente sería invocar la ley de Hess, que se basa en el hecho de que la entalpía es una función de estado y, por lo tanto, la ruta que hace que A esté en la reacción. $ ce A-> B $ no importa, solo las entalpías de A y B. En términos matemáticos, esto generalmente se resume como:
$$ Delta H ^ 0_ text reacción = sum Delta_ mathrm f H ^ 0_ text productos – sum Delta_ mathrm f H ^ 0_ text reactants tag 1 $ PS
Taponar los valores de una reacción hipotética que va solo del dióxido de carbono al monóxido de carbono (y hasta ahora ignorar otros reactivos o productos) nos da:
$$ ce CO2 -> CO tag A $$$$ begin align Delta H ^ 0_ text (A) & = pu -110.525kJ / mol – ( pu -393.509kJ / mol) \ & = pu + 282,984 kJ / mol end align tag 2 $$
Esta es una reacción endotérmica y bastante.
‘¡Pero espera!’, Te escucho exclamar. Yo también estoy produciendo oxígeno, ¿no?
De hecho son. En términos más simples, estaría produciendo gas oxígeno ($ ce O2 $). Y esto no le ayuda, ya que la entalpía estándar de formación de elementos es, por definición, cero. (En este punto, también vemos muy bien que la reacción inversa, la combustión de monóxido de carbono para dar dióxido de carbono, es energéticamente favorable).
Eso no quiere decir que esta reacción sea imposible. Necesitaría algo más para poner: la reacción (A) tal como está no está equilibrada de todos modos. Una reacción real tendría que verse así:
$$ ce CO2 + X -> CO + Y tag B $$
Obviamente, Y tendrá que estar relacionado con X pero contener más oxígeno. Entonces, X e Y deberían equilibrarse cuidadosamente para obtener una entalpía de reacción negativa general. Un ejemplo de ello sería la creación de agua (líquida) cuya entalpía de formación es $ pu -285,8 kJ / mol $ según el mismo artículo de Wikipedia vinculado anteriormente. Como se produciría agua añadiendo gas hidrógeno a la reacción, el lado del reactivo solo gana otro cero.
Evidentemente, son posibles sistemas más complicados, las reacciones y ecuaciones se volverán cada vez más complicadas. los key La conclusión es, sin embargo, que la reacción propuesta es endotérmica y se necesita algún tipo de fuerza impulsora (algo más exotérmico) para que suceda.
Tenga en cuenta que todos mis cálculos se centran en la entalpía. Para determinar si una reacción ocurrirá realmente bajo un conjunto dado de condiciones, el valor importante a verificar es Energía libre de Gibbs. Sin embargo, las entalpías suelen proporcionar un muy buen punto de partida.
Solución 3:
Para obtener calor, debe ir por el otro lado (agregar $ O_2 $ para $ CO $). En acerías, $ CO $ es un subproducto de desecho de los altos hornos que se utiliza como combustible. Se quema en calderas y produce vapor a alta presión. El vapor hace girar turbinas y produce megavatios de electricidad. No es un gran combustible en comparación con el metano, pero el precio es inmejorable.
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