SISTEMAS REACTIVOSM. Sc. Guillermo A. Linares Luján

La quema controlada de un combustible en el aire atmosférico es una reacción química exotérmica acompañada de un incremento sustancial en la temperatura. Como todos los procesos termodinámicos, tiene que ser eficiente. Deben ser correctos cuatro factores (entre otros) para que un proceso de combustión se lleve a cabo adecuadamente. (MATT) Una mezcla eficaz de combustible y comburente (oxidante) El aire suficiente para suministrar el oxígeno adecuado La temperatura de ignición apropiada para iniciar y mantener el

proceso de combustión El tiempo justo que permita la quema o combustión completa.

COMBUSTIÓN

TERMODINAMICA DE REACCIONES Los elementos químicos y compuestos químicos se pueden

"combinar químicamente" para dar nuevos compuestos “reacción química”. Los elementos o compuestos se combinan en una reacción química siguiendo ciertas "leyes" de combinación que denominamos “estequiometría”.

Conceptos Importantes

En el caso particular de una reacción de combustión la energía involucrada se conoce como “calor de combustión”. Si la combustión se realiza con los reactivos (combustible y comburente) en proporción estequiométrica, a 1.0 atm., con conversión 100%, iniciándose y terminando con todas las sustancias a 25ºC, la energía involucrada es el Calor Normal de Combustión ( ΔHc°)

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O ( ΔHc°)

COMBUSTIBLESLos combustibles fósiles se pueden clasificar convenientemente como:1) sólidosEl carbón (mineral) en sus diferentes clases es el combustible sólido más común.2) líquidosDerivados de hidrocarburos, con fórmula química Cx Hy.Los alcoholes, con fórmula química Cx Hy Oz.3) gaseosos.Los combustibles gaseosos son por lo general los más limpios y, probablemente resultan también los más baratos. Los gases de fabricación y subproductos se emplean tanto para calefacción como para generación de potencia.

ANALISIS DE LOS COMBUSTIBLES

El análisis másico (o gravimétrico) es el que especifica los diversos porcentajes en masa (o las fracciones de masa, fm) de los elementos de un combustible y es típico para combustibles sólidos y líquidos.Un combustible gaseoso se puede definir por un análisis gravimétrico o uno volumétrico (molar).Ejemplo:En el caso del hidrocarburo octano C8H18 que es cercano a la forma molecular promedio de la gasolina:

8 x 12 + 18 x1 = 114 kg/kgmol de octanoPor consiguiente, en 1 kgmol de octano, hay 8 x 12 = 96 kg de C y 18 kg de H2.Las fracciones gravimétricas son:fmC = 96/114 = 0.842 C, y fmH = 18/114 = 0.158 H2.

Vemos entonces que las sustancias combustibles deben ser ricas en Carbono e Hidrógeno. En cuanto al contenido de Azufre, si bien sería favorable por su gran liberación de calor, es muy inconveniente ya que el SO2

se combina con el H2O, producto de la oxidación de los Hidrógenos del combustible, dando lugar a la formación de H2SO4, que es altamente corrosivo.

COMPOSICION DEL AIRE El aire atmosférico tiene una

composición volumétrica de 20.99% de oxígeno, 78.03% de nitrógeno, algo menos que 1% de argón, y pequeñas cantidades de varios otros gases como vapor de agua, dióxido de carbono, helio, hidrógeno y neón.

Para cálculos de ingeniería se utilizan valores de composición de 21% de oxígeno y 79% de nitrógeno "atmosférico", en volumen.

Por tanto, en 100 moles de aire existen más o menos 21 moles de O2 y 79 moles de N2 o sea,

La composición gravimétrica aproximada del aire es:23.1% O2

76.9% N2

o bien, de 76.9/23.1 = 3.32 kg N2/kg 02

RELACIONES AIRE - COMBUSTIBLE Si hay exactamente las suficientes moléculas de oxidante para

lograr una reacción completa hasta formar moléculas estables de los productos, se dice que dichas proporciones son estequiométricas. En el caso de combustibles que reaccionan con O2 puro, se habla del "100 % de aire" (o bien, el 100% de 02)

En la práctica, para asegurar una reacción total del combustible (combustión completa), se proporciona un exceso de aire o de oxígeno. En este caso, por ejemplo, podemos hablar del 120% de aire, el 200% de aire, etc., o bien, del 20% ó 100% de exceso de aire, etc..

La experiencia indica los siguientes valores de exceso de aire en el caso de los hogares (u hornos) de las plantas de vapor: para carbón pulverizado del 15 al 20%; para combustóleo (fuel oil) del 5 al 20% para gas natural del 5 al 12%.

En general, sino hubiera algún exceso de combustible, la pérdida por el combustible no quemado, o sea, la combustión incompleta, sería antieconómica.

Cualquier cantidad de aire superior a la requerida prácticamente para la situación particular, hace que una mayor cantidad de energía salga del sistema como energía almacenada (molecular), en tanto la temperatura a la cual los productos de la combustión son enfriados debe ser la más baja posible económicamente.

Relación Aire - Combustible

, Relación aire – combustible (base molar)

, Relación aire – combustible (base masa)

CA=, Relación combustibe – aire

El porcentaje de aire teórico se puede calcular:

COMBUSTION CON EXCESO DE AIRE Se considera que el exceso de aire pasa por la reacción

químicamente sin cambio alguno. Suponga que se desea tener un 100 % de exceso de aire ("el 200% de aire"). En primer lugar se debe equilibrar la ecuación de combustión en el caso de aire estequiométrico, de modo que se conozca la cantidad ideal; luego se puede determinar la cantidad de aire correspondiente a un porcentaje dado de. Para el 100% de exceso de aire en la ecuación, habrían 25 moles de O2 y 94 moles de N2. La ecuación balanceada queda como:

COMBUSTION CON DEFICIENCIA DE AIRE

Con deficiencia de aire se deben admitir supuestos acerca de la composición de los productos en esta etapa. Supondremos que todo el H2 va al H20 (debido a que existe una fuerte afinidad entre el H2 y el O2), y el estado incompleto de la combustión origina la aparición de algo de CO, así como CO2 .

Como un ejemplo, supóngase que 80% del aire estequiométrico es suministrado por el octano en la ecuación anterior, entonces el O2 en los reactivos es (0.80)(12.5) = 10 moles, y el N2

correspondiente es (3.76)(10) = 37.6 moles. La ecuación química será

PODER CALORIFICO Tratándose de los combustibles, el

calor de la reacción química de combustión es conocido como poder calorífico, calor de combustión, entalpia de reacción hrp o energía interna de reacción urp.

Si el poder calorífico se mide por un calorímetro de bomba (idealmente es una cámara rígida de volumen constante), de uso normal en el caso de combustibles sólidos y líquidos, el poder calorífico obtenido es el de valor, a volumen constante qv, igual a la energía interna de la reacción, -urp .

El poder calorífico de combustibles gaseosos por lo general se halla con un calorímetro de flujo constante, sobre todo a presión invariable, dispositivo que da el poder calorífico a presión constante qp, el que numéricamente es igual a la entalpia de reacción hrp.

En cada caso para combustibles que contengan hidrógeno, existe un poder calorífico superior (p.c.s.) qvh, qph(la h es del inglés higher), cuando el H20 en los productos se ha condensado a la forma [H2O (l)], y un poder calorífico inferior (p.c.i.) qvl, qpl (la I es del inglés lower) , cuando el H2O no se ha condensado [H2O (g)]. El p.c.i. ql es igual al valor del p.c.s. menos el calor latente del vapor de agua condensado. La entalpia y la energía interna de la reacción, desde el punto de vista de la química, son negativas cuando la reacción es exotérmica. Por otra parte, los ingenieros generalmente consideran el poder calorífico como positivo; en consecuencia qp= -hrp y qv = -urp

ENTALPIA DE COMBUSTION La diferencia entre la entalpía de los productos en

un estado especificado y la entalpía de los reactivos en el mismo estado en una reacción completa se denomina entalpía de reacción hR.

En procesos de combustión, la entalpía de la reacción se le conoce como entalpía de combustión hC, que representa la cantidad de calor liberado durante el final del proceso de combustión de flujo estable cuando 1 Kmol o lbmol (1 Kg o 1lbm) de combustible se quema completamente a una temperatura y presión especificada .

ENTALPIA DE COMBUSTION

dQ = dH - V dp evidencia que el calor de un proceso p = C es ΔH si el proceso se efectúa en un sistema abierto con flujo constante, o en un sistema cerrado.En el caso de un calorímetro de flujo constante imaginemos primero que el proceso se desarrolla a una temperatura estándar (77°F, 25°C en las tablas) y a una presión estándar (de 1atm)

Esta última ecuación es una definición de la entalpia de reacción, lo cual quiere decir que la entalpia total de los reactivos en T°, p° es mayor que la entalpia de los productos en T°, p° en la cantidad: -hrp

ENTALPIA DE FORMACION La entalpía de la combustión no es útil cuando

la combustión es incompleta (casos reales). Así un planteamiento más práctico seria tener una propiedad fundamental para representar una energía química de un elemento o un compuesto en algún estado de referencia. Esta propiedad es la entalpía de formación la cual puede considerarse como la entalpía de una sustancia en un estado especificado debido a su composición química.

A todos los elementos estables como N2, O2, H2 y C2. se le asigna un valor de cero en el estado de referencia estándar 25 ºC (77 ºF) y 1 atm; es decir:

TEMPERATURA DE FLAMA ADIABATICA Al quemar un combustible se libera una cantidad considerable

de energía. En un proceso de combustión que tiene lugar adiabáticamente, sin trabajo mecánico y sin cambios involucrados en la energía cinética o potencial, a la temperatura de los productos se le refiere como “temperatura adiabática de flama o temperatura teórica de llama”

La máxima temperatura adiabática de flama se alcanza cuando se quema el combustible con la cantidad teórica necesaria de oxígeno puro.

La máxima temperatura de llama adiabática en aire será menor que la máxima temperatura de llama en oxígeno puro.

Según: PRIMERA LEY