La combustión del hidrógeno líquido es la siguiente:
[matemáticas] 2H_ {2} + O_ {2} \ longrightarrow 2H_ {2} O [/ matemáticas]
Usando las energías de enlace de las moléculas, se puede calcular el cambio de entalpía en kJ / mol:
- ¿Se vería diferente un gran avión comercial de hidrógeno que uno normal? ¿Cómo se vería?
- ¿Qué dispositivos serían necesarios para hacer algo comestible a partir de metano (o dióxido de carbono e hidrógeno)?
- ¿Qué tan eficiente es usar hidrógeno para almacenar electricidad?
- Hipotéticamente hablando, si tuviéramos que construir plantas de energía de fusión usando el hidrógeno en el agua como combustible, ¿podríamos alimentar a un país entero (por ejemplo, Estados Unidos) usando el agua que fluye del grifo de la cocina?
- ¿Por qué no podemos usar hidrógeno como combustible para nuestros motores de combustión interna?
[matemáticas] ((2 \ veces436) +495) – (2 \ veces (2 \ veces463)) [/ matemáticas]
[matemáticas] = – 485 [/ matemáticas]
[matemáticas] = 485 [/ matemáticas] kJ / mol
Dividiendo esto por la masa molecular (1.00794 gramos) de los dos moles de hidrógeno nos da la energía liberada por gramo:
[matemáticas] \ frac {485} {2 \ veces1.00794} [/ matemáticas]
[matemáticas] = 240.5897176 [/ matemáticas] kJ / g
El hidrógeno líquido tiene una densidad de 70.8 gramos por litro:
[matemáticas] 240.58… \ veces70.8 [/ matemáticas]
[matemáticas] = 17033.75201 [/ matemáticas]
Por lo tanto, la quema de 1 litro de hidrógeno líquido libera 17033.75 kJ , o 17.03 MJ de energía.
