ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN (A TRAVÉS DE UN

ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
(A TRAVÉS DE UN PROGRAMA DE CÓMPUTO)
por
María Angélica Juárez Sánchez
Tesis presentada para la obtención
del título de
Licenciatura en Ingeniería en Energía
Universidad Autónoma Metropolitana
Unidad Iztapalapa
_______________________________
Asesor: Alejandro Vázquez Rodríguez
____________________________________
Coasesor: Hernando Romero Paredes Rubio
MÉXICO D. F. 30 DE NOVIEMBRE DE 2003
INDICE
RESUMEN . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1
JUSTIFICACIÓN DEL TEMA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1
OBJETIVO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1
INTRODUCCIÓN . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2
I.
TEORIA DE LA COMBUSTIÓN . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
1.
PRINCIPIOS BÁSICOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
1.1
INTRODUCCION . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
1.2
ELEMENTOS DEL PROCESO DE COMBUSTIÓN . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
1.3
COMBUSTIBLES . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
1.3.1
HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS Y AROMÁTICOS . . . . . . . . . . . . . . 4
1.3.1.1 ALCANOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
1.3.1.2 ALQUENOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
1.3.1.3 ALQUINOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
1.3.1.4 HIDROCARBUROS DEL BENCENO . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
1.3.2
FUENTES DE HIDROCARBUROS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
1.3.3
PROPIEDADES DE LOS HIDROCARBUROS . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
1.3.4
DERIVADOS OXIGENADOS DE LOS HIDROCARBUROS . . . . . . . . . . . 7
1.3.4.1 ALCOHOLES . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
2.
3.
ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONES DE COMBUSTIÓN . . . . . . . . . . . . . . . 8
2.1
REACCION TEORICA O ESTEQUIOMETRICA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
2.2
EXCESO DE AIRE . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
2.3
RELACION AIRE-COMBUSTIBLE . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10
2.4
COMBUSTION INCOMPLETA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11
2.5
AIRE HUMEDO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11
2.6
COMBUSTION COMPLETA CON EXCESO DE AIRE (AIRE HUMEDO) . . . . . . . 12
2.7
COMBUSTION INCOMPLETA CON EXCESO DE AIRE (AIRE SECO) . . . . . . . . 12
2.8
COMBUSTION INCOMPLETA CON AIRE ESTEQUIOMETRICO (AIRE HUMEDO) . 12
2.9
COMBUSTION INCOMPLETA CON EXCESO DE AIRE (AIRE HUMEDO) . . . . . . 12
2.10
ANALISIS DE ORSAT . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
2.11
TEMPERATURA DE ROCIO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
ANÁLISIS DE ENERGÍA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14
3.1
CALOR DE COMBUSTIÓN . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15
3.2
TEMPERATURA ADIABATICA DE FLAMA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15
II.
4.
ANÁLISIS DE ENTROPÍA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16
5.
ANÁLISIS TERMOQUÍMICO DE SISTEMAS A VOLUMEN CONSTANTE . . . . . . . . . . 17
6.
ANÁLISIS DE DISPONIBILIDAD . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18
DESARROLLO DEL PROGRAMA DE COMPUTO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19
ESTEQUIOMETRIA DE LA REACCION . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19
TEMPERATURA DE PUNTO DE ROCIO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19
CALOR DE COMBUSTIÓN . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20
ENTROPÍA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22
CAMBIO DE ENTROPÍA DEL SISTEMA, DE LOS ALREDEDORES Y ENTROPÍA TOTAL . . 22
TEMPERATURA ADIABATICA DE FLAMA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23
PORCENTAJE DE AIRE PARA UNA TEMPERATURA ESPECIFICA ADIABATICA DE FLAMA 23
FRACCIONES MOLARES DE LOS PRODUCTOS GASEOSOS . . . . . . . . . . . . . . . . 24
DISPONIBILIDAD . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24
ANALISIS DE ORSAT . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24
III.
RESULTADOS (PRUEBAS DEL PROGRAMA) Y SU INTERPRETACION . . . . . . . . . . . . 25
Prueba No. 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25
Prueba No. 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 34
Prueba No. 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 43
Prueba No. 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51
CONCLUSIONES . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63
REFERENCIAS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 64
APENDICES . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 65
NOMENCLATURA
n
m
l
X
RAC
maire
mcomb
na
Ma
nc
Mc
z
ϕ
ω
pv
pg
pa
P
n1
n2
n3
n4
Tsat
Trocio
hi
Ni
∆hf
νi
0
hT
h298
0
∆hf 298
cp
hfg
q
si
0
si, T
pi
R
P0
yi
uT
u298
Pf
Pi
Tf
Ti
Nf
Ni
Ψi
Ψf
número de carbonos contenidos en el combustible
número de hidrógenos contenidos en el combustible
número de oxígenos contenidos en el combustible
porcentaje de exceso de aire (%)
relación aire – combustible
masa de aire (kg)
masa de combustible (kg)
número de moles de aire (kgmol)
masa molar de aire (kg/kgmol)
número de moles del combustible (kgmol)
masa molar del combustible (kg/kgmol)
porcentaje de C que aparece como CO en los productos de la combustión (%)
humedad relativa (%)
humedad específica (kg de agua / kg de aire seco)
presión real del vapor de agua (bar)
presión de saturación a la misma temperatura (bar)
presión del aire (bar)
presión total del sistema (bar)
porcentaje de CO (dato empleado en el análisis de Orsat, en %)
porcentaje de CO2 (dato empleado en el análisis de Orsat, en %)
porcentaje de O2 (dato empleado en el análisis de Orsat, en %)
porcentaje de N2 (dato empleado en el análisis de Orsat, en %)
temperatura de saturación (K)
temperatura de rocío (K)
entalpía molar de cualquier producto o reactivo a la temperatura y presión de la reacción
número de moles de cualquier producto o reactivo
entalpía de formación de una sustancia pura
coeficiente estequiométrico para un elemento dado
estado de referencia estándar de 25 °C y 1 atmósfera
entalpía a la temperatura especificada T (kJ/kgmol)
entalpía a la temperatura de referencia de 298.15 K (kJ/kgmol)
entalpía de formación de una sustancia pura al estado de referencia de 298 K y 1atm
(kJ/kgmol)
calor específico molar a presión constante (kJ/kgmol K)
entalpía de vaporización (kJ/kgmol)
entalpía o calor de combustión liberado por (kJ/kgmol de combustible)
entropía de la i-ésima sustancia (kJ/kgmol K)
entropía estándar de la i-ésima sustancia a 1 atmósfera y una temperatura T (kJ/kgmol K)
presión parcial del gas (bar, sólo para gases ideales)
constante universal de los gases (kJ/kgmol K)
presión de referencia, generalmente a 1 atmósfera
fracción molar de los gases
energía interna (kJ/kgmol) a la temperatura especificada T
energía interna (kJ/kgmol) a la temperatura de referencia de 298.15 K
presión final (bar)
presión inicial (bar)
temperatura final (K)
temperatura inicial (K)
número total de moles producto (kgmol)
número total de moles reactivos (kgmol)
disponibilidad inicial de la corriente (kJ/kgmol)
disponibilidad final de la corriente (kJ/kgmol)
T0
I
W real
W óptimo
W
A
B
C
D
cv
E
F
G
s1
s2
s3
s4
s5
s6
Evap
temperatura de los alrededores (K)
irreversibilidad (kJ/kgmol K)
trabajo real (kJ/kgmol)
trabajo óptimo (kJ/kgmol)
número desconocido de moles de agua todavía en la fase de vapor (kgmol)
coeficiente para la ecuación del cp del combustible
coeficiente para la ecuación del cp del combustible
coeficiente para la ecuación del cp del combustible
coeficiente para la ecuación del cp del combustible
calor específico molar a volumen constante (kJ/kgmol K)
0
coeficiente para la ecuación de la entalpía de formación, ∆hf, 298 , del combustible
0
coeficiente para la ecuación de la entalpía de formación, ∆hf, 298 , del combustible
0
coeficiente para la ecuación de la entalpía de formación, ∆hf, 298 , del combustible
0
coeficiente para la ecuación de la entropía estándar, si, T , del combustible
0
coeficiente para la ecuación de la entropía estándar, si, T , del combustible
0
coeficiente para la ecuación de la entropía estándar, si, T , del combustible
0
coeficiente para la ecuación de la entropía estándar, si, T , del combustible
0
coeficiente para la ecuación de la entropía estándar, si, T , del combustible
0
coeficiente para la ecuación de la entropía estándar, si, T , del combustible
entalpía de vaporización (kJ/kgmol) calculada a la temperatura de rocío
GLOSARIO
Alcano: un hidrocarburo de cadena abierta que
sólo tiene enlaces simples.
líquido a una temperatura dada (por lo general a
su punto de ebullición normal) (kJ/mol).
Alcohílo: grupo monovalente derivado de la
eliminación de un hidrógeno de un alcano.
Calorímetro: instrumento usado para medir el
cambio calorífico que acompaña a las
reacciones químicas.
Alcohol: molécula orgánica con uno o más
grupos oxhidrilo reemplazando a átomos de
hidrógeno.
Aldehído: molécula orgánica con un enlace
doble a un átomo de oxígeno en lugar de dos
átomos de hidrógeno, al final de la cadena.
Cambio de entalpía (∆H): la variación de calor
de un proceso que se verifica a presión
constante (kJ/mol).
Cambio químico: cualquier proceso en el que
ciertas sustancias se transforman en otras.
Alqueno: hidrocarburo de cadena abierta que
contiene en su estructura un enlace doble.
Carbohidrato:
complejo.
Alquino: un hidrocarburo de cadena abierta
cuya estructura incluye un enlace triple.
Celda de combustible: tipo especial de celda
voltaica que usa un suministro continuo de
reactantes gaseosos o líquidos para la reacción
redox.
Alta Temperatura: este componente de la
combustión está presente antes del inicio de la
combustión, es decir, se usa como detonante al
proveer la atmósfera ideal para su origen y,
además, ser junto con la luz el resultado del
fenómeno del fuego.
Aromatización:
la
hidrocarburo alifático
aromático.
conversión
de
un
en un hidrocarburo
Calor: la energía asociada con las vibraciones
desordenadas y otros movimientos de las
partículas minúsculas que constituyen la
materia.
Calor específico: la cantidad de energía
requerida para cambiar la temperatura de 1 g de
sustancia en 1 °C o 1 K [J/(g K)].
Calor molar de condensación: la cantidad de
calor que se libera cuando 1 mol de vapor se
condensa a una cierta temperatura (por lo
general al punto de ebullición normal del líquido)
(kJ/mol).
Calor molar de fusión: la cantidad de calor
requerida para fundir 1 mol de un sólido a su
punto de fusión (kJ/mol).
Calor molar de vaporización: la cantidad de
calor requerida para vaporizar 1 mol de un
cualquier
azúcar
simple
o
Cero absoluto: 0 K, la temperatura más baja
posible.
Cetona: derivado de hidrocarburo en el que un
oxígeno con enlace doble reemplaza a dos
hidrógenos en una posición que no sea un
carbono terminal de la cadena.
Cicloalcanos: hidrocarburos cíclicos isómeros
de los alquenos que sólo contienen enlaces
simples.
Comburente: el fenómeno de combustión
requiere desde su origen del oxígeno (O2)
presente en la atmósfera para su crecimiento.
Esto es debido a que el proceso químico de
transformación molecular y de generación de
energía (luz y calor) precisa la oxidación de los
elementos que integran al combustible.
Combustible: se denomina de esta manera al
objeto que se quema, es decir, aquél que como
resultado del fenómeno de la combustión
transforma su estructura molecular y, por lo
tanto, sus características químicas originales.
Combustión: reacción de oxidación rápida que
se sostiene por sí misma y que desprende luz y
calor.
Concentración: la relación de la masa o el
volumen de un soluto a una masa o un volumen
específicos de un disolvente o solución (muchas
unidades).
Energía potencial: la energía que un cuerpo
posee en virtud de su posición o de su
existencia en un estado que no es el normal de
energía más baja (J).
Constante de gas ideal (R): la constante de
proporcionalidad en la ecuación de la ley de los
gases ideales (8.3144 J K-1 mol-1 o 0.82 o 57 L
atm K-1 mol-1).
Enlace covalente: el enlace que resulta de uno,
dos o tres pares de electrones de valencia
compartidos entre dos átomos.
Corrosión: el ataque químico sobre un metal de
las sustancias del medio ambiente.
Cracking: véase desintegración térmica.
Densidad: la masa de una sustancia por unidad
de volumen (g/cm3).
Desintegración térmica: la descomposición
térmica o catalítica de hidrocarburos de alto
punto de ebullición, para obtener otros de mayor
volatilidad (se le conoce normalmente como
cracking).
Ecuación química: representación de una
reacción química en la que se muestran en
orden, las fórmulas de los reactantes, una flecha
y as fórmulas de los productos, con números
iguales de átomos de cada elemento a la
izquierda y a la derecha de la flecha.
Ecuación termoquímica: ecuación química que
muestra el cambio calorífico de una reacción en
la que participan estados físicos específicos de
los reactantes y los productos.
Electrones π deslocalizados: electrones que
participan simultáneamente en más de un
enlace químico.
Elemento: sustancia constituida por átomos del
mismo número de protones en sus núcleos.
Energía: la capacidad de un cuerpo o sistema
para realizar un trabajo (J).
Energía cinética (EC): la energía que posee un
cuerpo en virtud de su movimiento (J); EC = 1⁄2
mv2.
Energía de enlace: la atracción de un átomo
por sus electrones (eV).
Energía interna (E): la energía total de un
sistema químico (kJ/mol).
Enlace de hidrógeno: fuerza de atracción
intermolecular o intramolecular relativamente
fuerte, debida a la atracción de dos átomos
fuertemente electronegativos con respecto a un
átomo de H enlazado en forma covalente a uno
de ellos.
Enlace doble: enlace covalente que consiste en
dos pares de electrones.
Enlace triple: enlace covalente formado por tres
pares de electrones.
Entalpía (H): el contenido de calor de una
sustancia (kJ/mol).
Entalpía normal de formación (∆H0f): el
cambio de la entalpía de la reacción de
formación de 1 mol de una sustancia a partir de
sus elementos en sus estados normales
(kJ/mol).
Entropía (S): el grado de desorden en una
sustancia o un sistema J/(mol K).
Entropía absoluta: la entropía de una sustancia
con respecto a su entropía como cristal perfecto
al cero absoluto kJ/(mol K).
Equilibrio: el estado de un sistema cuando se
obtiene un balance de las fuerzas o velocidades
opuestas.
Estado normal: forma física específica de una
sustancia; para un sólido o un líquido es la
sustancia pura a 1 atm; para un gas puro es el
gas ideal hipotético a 1 atm. (Se le llama
también estado patrón.)
Estequiometría: las reacciones cuantitativas
entre los reactantes y los productos de una
ecuación química balanceada.
Fenol: compuesto orgánico en el que hay un
grupo –OH unido a un benceno.
Fórmula: representación simbólica del tipo y
número de átomos químicamente combinados
en una unidad de sustancia.
Fórmula molecular: fórmula que muestra los
números reales de cada tipo de átomos en una
molécula.
Fotosíntesis: serie compleja de reacciones
redox por medio de la cual las plantas verdes
usan la luz solar para transformar el dióxido de
carbono y el agua en carbohidratos y oxígeno.
Isomería cis-trans: la isomería de moléculas o
iones debida a que dos partes de la especie
están del mismo lado (cis) o de lados contrarios
(trans) de la molécula o ion (se le llama también
isomería geométrica)
Isómero de cadena ramificada: isómero de un
hidrocarburo de cadena recta que tiene uno o
más átomos de carbono unidos lateralmente.
Isómeros: moléculas o iones de composición
idéntica pero de diferente estructura.
Fracción mol: la relación del número de moles
de un componente de una mezcla y el número
total de moles de todos los componentes de la
misma.
Ley de gas ideal: enunciado de las relaciones
entre la presión, el volumen, el número de moles
y la temperatura absoluta de un gas ideal, que
combina cuatro leyes básicas; PV = nRT.
Gas ideal: gas que obedece exactamente las
leyes de los gases.
Ley de la conservación de la energía: la
energía ni se crea ni se destruye en cualquier
transformación de materia (también se le llama
primera ley de la termodinámica).
Grasa: un éster sólido de glicerol y tres ácidos
grasos.
Hidrocarburo: compuesto formado únicamente
por C y H.
Ley de la conservación de la masa: en
cualquier transformación de la materia, ni se
crea ni se destruye la masa.
Hidrocarburo alifático: hidrocarburo que no
contiene anillos aromáticos.
Masa: propiedad que refleja la cantidad de
materia en un cuerpo (g).
Hidrocarburo aromático: un hidrocarburo que
contiene uno o más anillos con electrones π
deslocalizados.
Mezcla: combinación íntima de dos o más
sustancias que retienen sus identidades
químicas.
Hidrocarburo
bencénico
de
anillos
fusionados: hidrocarburo que contiene dos o
más anillos bencénicos que comparten átomos
de carbono adyacentes.
Mol: la cantidad de una sustancia que contiene
el mismo número de partículas que hay en 0.012
kg de carbono-12 (esto es. 6.0220 x 1023
partículas).
Hidrocarburo
de
anillos
fusionados:
hidrocarburo que contiene dos o más anillos, de
los cuales cuando menos un par comparte dos
átomos de carbono adyacentes.
Molécula: la partícula más pequeña de una
sustancia que conserva las características de
dicha sustancia.
Hidrocarburo del benceno: hidrocarburos que
contienen un anillo de benceno.
Oxidación: reacción en la que aumenta el
estado de oxidación de una sustancia.
Hidrocarburo no saturados: hidrocarburos que
contienen uno o más enlaces múltiples.
Peso molecular: la suma de los pesos atómicos
de los átomos que constituyen una molécula o la
unidad más pequeña de un compuesto.
Hidrocarburo saturados: hidrocarburos que
sólo contienen enlaces simples.
Petróleo:
mezcla
líquida
compleja
hidrocarburos naturales de origen fósil.
Isomería: la existencia de dos o más moléculas
o iones con composiciones idénticas pero
diferentes estructuras.
Presión de vapor: la presión desarrollada por
un vapor cuando está en equilibrio con la fase
líquida o sólida (atm).
de
Primera Ley de la termodinámica: la energía
puede transformarse de una forma a otra pero
no puede crearse ni destruirse (también se le
llama ley de la conservación de la energía).
Proceso endotérmico: proceso en el que se
absorbe calor en el sistema, extrayéndolo de los
alrededores.
Proceso exotérmico: proceso en el cual el
sistema libera calor a los alrededores.
Producto: sustancia que se forma en una
reacción química.
Propiedad física: una propiedad de una
sustancia que la diferencia de otras, pero que no
implica transformaciones químicas.
Propiedad química: la propiedad de una
sustancia que la hace participar en una reacción
química.
Proteína: polímero consistente en muchos
monómeros de aminoácidos.
Punto de ebullición: temperatura a la cual la
presión de vapor de un líquido es igual a la
presión externa.
Temperatura: la propiedad de un cuerpo que
determina la dirección del flujo espontáneo de
calor.
Temperatura y presión normales (TPN): 0 °C
y 1 atm.
Tercera ley de la termodinámica: un cristal
perfecto al cero absoluto tiene una entropía de
cero.
Termodinámica: el estudio de las relaciones
entre el calor y las demás formas de energía.
Termodinámica química: el estudio de las
relaciones del calor, el trabajo y otras formas de
energía de los sistemas químicos.
Termoquímica: la medición e interpretación de
los cambios caloríficos que acompañan a los
procesos químicos.
Unidades SI: las que corresponden al Sistema
Internacional.
Vapor: el estado gaseoso de una sustancia en
condiciones con las que dicha sustancia por lo
general existe principalmente como líquido o
sólido.
Punto de congelación: temperatura a la cual
las fases sólida y líquida de una sustancia están
en equilibrio (llamado también punto de fusión)
Reacción en Cadena: se llama de está manera
a la interacción de los componentes antes
descritos que da como resultado el inicio de la
combustión y el potencial origen del fuego sin
control.
Reactante: la sustancia que se consume en una
reacción química.
Refinación: la purificación o modificación de la
composición de los metales crudos, el petróleo y
otros materiales.
Segunda Ley de la termodinámica: la energía
libre de un sistema siempre disminuye en
cualquier cambio espontáneo; o, la entropía
siempre tiende al valor máximo posible permitido
por la energía de un sistema.
Nota: las unidades entre paréntesis que se
escriben después de algunas de las
definiciones, son las más comunes para
expresar dicha cantidad.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
1
RESUMEN
En este trabajo, se presenta un método a través de un programa de cómputo para realizar un análisis de los
diversos procesos de combustión para un conjunto determinado de combustibles tipo CnHmOl. El análisis
esta fundamentado en el principio de conservación de la masa y en la primera y segunda leyes de la
termodinámica. Adjunto, se muestra el algoritmo que determina los coeficientes estequiométricos de la
reacción química de combustión balanceada, el análisis volumétrico de los gases producto, la relación aire
combustible, la temperatura de rocío, el calor de reacción generado, la temperatura de flama adiabática, el
análisis de Orsat de los gases de combustión, la entropía total del proceso y su disponibilidad bajo
situaciones específicas, cuyos resultados de acuerdo con comparaciones realizadas son compatibles con la
teoría y que para propósitos de ingeniería es bastante útil.
Una de las aplicaciones prácticas sería el campo de las máquinas de calor, donde es indispensable predecir
en forma exacta los valores de los parámetros involucrados en diseño; los resultados mostrados como
ejemplo en el despliegue del programa, se pueden validar a través de las referencias [1], [2], [6] y [7]. Estos
resultados son obtenidos a través de las ecuaciones termodinámicas convenientes y de la lectura de datos
experimentales contenidos en tablas [7].
El desarrollo de este trabajo se ha dividido en tres capítulos; en el primero se analiza la estequiometría de las
reacciones para los diversos modelos de combustión y se establecen las ecuaciones elementales que sirven
como base de todo el análisis del intercambio de energía y de exergía. En el segundo capítulo se trata todo
lo referente al desarrollo del programa de cómputo y su estructura modular. Y en el tercero se estudian
diversos problemas de combustión donde se presentan los resultados y conclusiones correspondientes.
JUSTIFICACIÓN DEL TEMA
Este programa permitirá reducir considerablemente los tiempos de cálculo en la determinación de las
condiciones más adecuadas de operación de los equipos donde se llevan a cabo procesos de
combustión de tal suerte que el profesional que lleve a cabo análisis energéticos de esos sistemas
invierta menos tiempo y se optimicen los recursos económicos de mano de obra.
OBJETIVO
Desarrollar un programa computacional que permita determinar las diversas condiciones de salida de los
procesos de combustión para un conjunto determinado de combustibles tipo CnHmOl.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
2
INTRODUCCIÓN
El ritmo de vida acelerado y el constante crecimiento poblacional ha llevado a las grandes concentraciones
humanas a depender de los hidrocarburos como fuente principal de energía para satisfacer sus necesidades
de electricidad, transporte, ropa, comida, etc., y mantener así el estatus alcanzado.
Esta dependencia a un determinado grupo de combustibles está afectando al planeta entero. La destrucción
de la capa de ozono, las inversiones térmicas y el calentamiento global de la Tierra son sólo algunos de los
problemas con los que se enfrenta el mundo actual, ya que el problema principal son las guerras causadas
por la ambición de unos pueblos por la riqueza de otros y, cuya consecuencia mundial es el alza y baja de los
precios de los combustibles fósiles afectando con ello la economía de los países. Este conjunto de
carburantes, al ser no renovables, representa una fuente de energía que se extingue y que además deja
secuelas de su explotación.
Desgraciadamente, aunque existen otras fuentes de energía como la energía solar, la eólica, la geotérmica,
por mencionar algunas, la ideología de la gente no permite que éstas se desarrollen tanto como lo ha hecho
la industria de los hidrocarburos, ya que la conciencia hacia la biosfera queda en segundo plano frente a la
política de los gobiernos, debido a que la mayoría de las naciones basan su economía en la explotación del
petróleo y sus derivados, y según ellos, no es remunerable emplear fuentes de energía alternativa.
Por esto, el tema de los combustibles fósiles ha llevado a los especialistas en el tema a realizar nuevas y
exhaustivas investigaciones sobre su explotación y manufacturación. Cómo obtenerlos, procesarlos,
almacenarlos, transportarlos y emplearlos de la manera más económica y eficiente posible, es en lo que
gastan su tiempo cientos de personas, ya que, después de todo, estos no van ha dejar de usarse por un
buen tiempo y, es mejor buscar dentro de este grupo, los combustibles que satisfagan las necesidades de la
sociedad y las condiciones termodinámicas bajo las cuales sean más eficientes y menos contaminantes.
Es así como en el campo industrial y académico se vuelve común analizar procesos de combustión donde,
como fluido de trabajo se utiliza el aire y como combustible, compuestos orgánicos, mejor conocidos como
hidrocarburos.
Uno de los modos prácticos en que se analiza este tipo de procesos es a través de simuladores numéricos,
ya que con estos es posible determinar las condiciones de salida de los procesos de combustión, lo que
ahorra tiempo y dinero a las empresas.
A lo largo de la historia se han desarrollado diversos tipos de programas de cómputo dedicados al tema,
algunos son de cálculo académico (Cengel, 1994) y otros son más especializados (Weicheng, 1991). El
presente trabajo es una contribución modesta para los fines mencionados y se sustenta en modelos
matemáticos y métodos numéricos para determinar los diversos conceptos de los fenómenos de combustión
fundamentales.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
I.
3
TEORIA DE LA COMBUSTIÓN
1.
1.1
PRINCIPIOS BÁSICOS
INTRODUCCION
La ciencia de la combustión es un campo que comprende a diversas disciplinas básicas y cuya interacción
en general es muy compleja, entre ellas podemos mencionar por ejemplo a la;
•
•
•
•
•
•
Termodinámica.
Cinética Química.
Mecánica de Fluidos.
Transferencia de Calor y Masa.
Turbulencia.
Estructura y Desarrollo de Materiales.
Etc. Sin embargo, el propósito de este trabajo no va más allá de la termodinámica.
La termodinámica, en su sentido más amplio, es el estudio de las relaciones cuantitativas entre el calor y
otras formas de energía, tales como las energías asociadas con los fenómenos electromagnéticos,
superficiales, mecánicos y químicos. Los conceptos de la termodinámica son de importancia esencial
para el ingeniero, el químico y el físico. Mientras que el ingeniero puede estar interesado principalmente
en los problemas de combustión y sus implicaciones energéticas, y el físico en problemas de radiación y
electromagnéticos, el principal objetivo del químico consiste en estipular la factibilidad o espontaneidad
de un cierto cambio químico.
Más concretamente, la termodinámica química puede definirse como la rama de la química que estudia la
relación del calor, el trabajo y otras fuentes de energía, y los equilibrios de las reacciones químicas y los
cambios de estado. Ampliamente relacionada con la termodinámica química1, está la termoquímica
dedicada a la medición e interpretación de los cambios caloríficos que acompañan a las reacciones
químicas, los cambios de estado y la formación de soluciones. En la práctica, la mayor parte de las
mediciones se hacen con un calorímetro, en el que se determina con precisión el calor liberado o
absorbido por una reacción química. La variación de calor en términos de cantidades molares de
reactantes y productos se representa por medio de la ecuación termoquímica de la reacción, también
conocida como estequiometría de la reacción, cuya base es el principio de conservación de la materia.
Los otros principios que sustentan a la ciencia de la combustión, son la primera ley de la termodinámica y
la segunda ley de la termodinámica; la primera ley de la termodinámica es un enunciado de la ley de
conservación de la energía. La energía total de un sistema químico es su energía interna, que es una
función de estado. Las transferencias de calor o la realización de un trabajo causan una variación de
energía interna.
El que una reacción química pueda o no verificarse espontáneamente depende no sólo de la variación de
la entalpía, sino también de la temperatura y de la variación de entropía, ∆S, que es una medida del
cambio en el grado de desorden de un sistema. La tendencia de la entropía hacia el valor máximo
permitido por la energía del sistema constituye el fundamento de la segunda ley de la termodinámica.
Con base a estos principios básicos, que se aplican a cualquier reacción química, enfocaremos nuestra
atención sobre una clase muy importante de reacción química: la combustión.
1
De aquí en adelante, se hará referencia a la termodinámica química simplemente como termodinámica,
entendiéndose que el interés radica en los aspectos químicos de la misma.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
1.2
4
ELEMENTOS DEL PROCESO DE COMBUSTION
Sin entrar en detalles del proceso de combustión, los elementos más importantes, que intervienen en el
mismo son:
•
•
•
•
•
•
1.3
El Combustible, elemento que representa la energía potencial a aprovechar.
El Oxidante, imprescindible en las reacciones químicas de combustión.
Sistemas Auxiliares, cuya misión es poner en contacto el oxidante y el combustible.
Un Reactor, donde se desarrolla el proceso de combustión.
La Energía liberada durante el proceso de combustión, disponible inmediatamente.
Productos de combustión, contienen energía sólo disponible por recuperación.
COMBUSTIBLES
Con el nombre de combustibles se designa a todas las sustancias que combinadas con el oxígeno producen
energía en forma de calor, luz y formación de gases.
De la definición anterior se desprende que la propiedad fundamental de las sustancias combustibles es su
poder calorífico, es decir, la cantidad de energía térmica que es capaz de entregar un combustible al ser
quemado, midiéndose en unidades energéticas por unidad de masa o volumen como: kcal/kg, kJ/kg, Btu/lb,
kcal/m3, etc.
En el mercado hay infinidad de combustibles, sin embargo, debido a que el tema es muy extenso, en este
caso en particular se hablará únicamente de los combustibles fósiles o hidrocarburos, que son los que nos
competen.
1.3.1
HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS Y AROMÁTICOS
Los compuestos orgánicos constituyen toda o la mayor parte del petróleo, la hulla, proteínas, grasas,
carbohidratos, vitaminas, hormonas, celulosa, anestésicos, antisépticos, antibióticos, enzimas y muchos otros
productos útiles. Las características especiales de los compuestos orgánicos no radican en su origen, sino en
sus estructuras. Dentro de estos compuestos orgánicos se encuentran los hidrocarburos – compuestos que
contienen solamente hidrógeno y carbono –, y es con base a la estructura que estos se dividen en cuatro
series. Tres de ellas son los alcanos, los alquenos y los alquinos, a los que frecuentemente se les llama de
forma colectiva hidrocarburos alifáticos. La cuarta serie es la de los hidrocarburos del benceno, que son parte
de un grupo mayor conocido como hidrocarburos aromáticos.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
1.3.1.1
5
ALCANOS
Los átomos de los hidrocarburos alcanos están unidos entre sí por medio de enlaces simples. En la Tabla 1.
se incluyen los ocho primeros miembros de esta serie. Nótese que las moléculas de cada miembro difieren
del precedente y del siguiente en un número constante de átomos (1 de carbono y 2 de hidrógeno). A este
tipo de serie se le llama homóloga y cada miembro es uno de los homólogos de la serie. Además, se puede
sentar una fórmula general de la serie que representa a cualquiera de sus miembros. Para los alcanos, la
fórmula general es CnH2n+2, donde n es el número de átomos de carbono. Puesto que el metano, CH4, es el
primer miembro o predecesor de la serie homóloga de los alcanos, se le llama también serie del metano.
Estos gases se licuan fácilmente a presión y pueden transportarse y almacenarse sin problemas.
Isomería de los alcanos. Los compuestos que tienen la misma fórmula molecular, pero diferentes fórmulas
estructurales se definen como isómeros. En la serie de los alcanos no existen compuestos isómeros hasta
llegar a la fórmula molecular C4H10. A medida que las fórmulas moleculares se tornan más grandes, el
número de isómeros aumenta notablemente. Los compuestos isómeros difieren entre sí tanto física como
químicamente. Pueden identificarse experimentalmente sus diferencias de puntos de fusión, puntos de
ebullición, densidades, solubilidades en ciertos disolventes, actividades químicas y espectros de absorción.
La diferencia de estructura se debe a diferentes distribuciones de los átomos de carbono.
1.3.1.2
ALQUENOS
Las moléculas de la serie de hidrocarburos de los alquenos están caracterizadas por contar con dos átomos
de carbono adyacentes unidos por un enlace doble. En la Tabla 1 se muestran los primeros miembros de
esta serie. Cualquier miembro de esta serie puede representarse con la fórmula CnH2n. Puesto que el
predecesor de la serie homóloga de los alquenos es el etileno, también se le llama serie del etileno. Los
compuestos isómeros en la serie de los alquenos comienzan con la fórmula molecular C4H8.
1.3.1.3
ALQUINOS
Las moléculas de la serie de hidrocarburos de los alquinos están caracterizadas por contar con dos átomos
de carbono adyacentes unidos por un enlace triple. En la Tabla 1 se muestran los primeros miembros de esta
serie. Cualquier miembro de esta serie puede representarse con la fórmula CnH2n-2. Puesto que el predecesor
de la serie homóloga de los alquinos es el acetileno, se le llama también serie del acetileno. Los compuestos
isómeros en la serie de los alquinos comienzan con la fórmula molecular C4H6.
Tabla 1
a
Alcanos
(CnH2n+2)
CH4
Metano
C2H6
Etano
C3H8
Propano
C4H10
Butanos (2)a
C5H12
Pentanos (3)
C6H14
Hexanos (5)
C7H16
Heptanos (9)
C8H18
Octanos (18)
Alquenos
(CnH2n)
C2H4
Etileno
C3H6
Propileno
C4H8
Butenos (4)
C5H10
Pentenos (6)
C2H2
C3H4
C4H6
C5H8
Alquinos
(CnH2n-2)
Acetileno
Propino
Butinos (2)
Pentinos (3)
Las cifras entre paréntesis son los números calculados de posibles isómeros para cada una de las fórmulas
moleculares. En los casos de las moléculas de mayor tamaño, no se ha intentado aislar todos los posibles
isómeros.
Debido a la rotación restringida con respecto a los enlaces dobles, la mayoría de los alquenos manifiestan
isomería cis-trans. Además, muchos alquenos y alquinos exhiben isomería basada en la posición del enlace
múltiple y, como los alcanos, también pueden tener isomería de cadena ramificada.
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Fuentes De Gas Natural
El gas natural es una de las fuentes de energía
de mayor importancia, que constituyen el 30 %
de la demanda anual de combustibles. Por
desgracia, los niveles de consumo de este
valioso combustible son muy superiores al
descubrimiento de nuevos depósitos. Se están
considerando seriamente dos métodos para
producir un gas de composición comparable al
gas natural. Ellos son (1) la biconversión y (2)
la gasificación de hulla.
La biconversión es un proceso por medio del
cual los desperdicios sólidos se transforman
en metano y otros gases por medio de la
acción de bacterias anaeróbicas. En este
proceso, un gran recipiente sellado, llamado
digestor, se llena con todo tipo de
desperdicios orgánicos, que van desde
recortes de césped hasta aguas negras. Las
bacterias productoras de ácidos desintegran
las complejas moléculas orgánicas a especies
más
simples,
que
otras
bacterias
transformaran en metano. El rendimiento de
gas a partir de materias vegetales es unas
siete veces mayor que el de desperdicios
animales. El metano y los otros gases que se
producen se separan fácilmente de los lodos
que se sedimentan en el fondo del digestor.
Los gases se circulan a través de agua de cal,
limaduras de hierro y cloruro de calcio, para
eliminar CO2, H2S y H2O, respectivamente.
La India cuenta con más de 2500 instalaciones
de este tipo. Cada una de estas plantas,
llamada gobar (excremento de reses, en
idioma hindi) puede producir hasta 250 m3 de
metano por día.
La materia prima que se está considerando
como la fuente principal de gas combustible es
la hulla. De este modo, si se llegara a
desarrollar la conversión de hulla en gas como
un proceso comercialmente aceptable, se
dispondría por muchos siglos de una nueva
fuente de combustible muy conveniente. En la
gasificación de la hulla, se calienta ésta a
temperaturas y presiones altas, con lo cual
reacciona con vapor de agua para producir una
mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno.
El monóxido de carbono reacciona con el agua
para generar más hidrógeno y el propio
hidrógeno y el monóxido de carbono
reaccionan en presencia de un catalizador para
formar metano. Se supone que este proceso se
basa en las siguientes ecuaciones:
hulla → CH 4 + C
C + H 2 O → CO + H 2
C + 2H 2 → CH 4
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
CO + 3H 2 → CH 4 + H 2 O
El principal problema al que se enfrenta la
producción a gran escala es de tipo económico,
pues el gas de petróleo todavía es más barato.
Una planta típica de gasificación de hulla
requiere una inversión de más de mil millones
de dólares. En la actualidad, pocas compañías o
bancos están dispuestos a considerar este
tipo de inversión. A medida que comiencen a
escasear las reservas de petróleo y el costo
de la extracción de gas natural siga
aumentando, se espera que se comiencen a
construir plantas comerciales de gasificación
de hulla. Mientras tanto, algunos gobiernos
están subsidiando algunas plantas piloto para
ayudar a la industria a comprobar los diseños
de mejoramiento de la eficiencia de la
producción de gas de hulla.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
1.3.1.4
6
HIDROCARBUROS DE BENCENO
Los hidrocarburos aromáticos son estructuras anulares que tienen sistemas de electrones π deslocalizados.
Los compuestos más importantes de esta clase son los de un solo anillo o hidrocarburos del benceno y su
fórmula general es CnH2n-6. Los bencenos disustituídos existen en forma de tres posibles isómeros: orto, meta
y para. La mayoría de los bencenos de mayor grado de sustitución también existen como isómeros. Hay
también hidrocarburos de anillos fusionados; si los anillos en cuestión son de tipo bencénico, el compuesto
es un hidrocarburo bencenoide de anillos fusionados. Existen también hidrocarburos cíclicos saturados;
estos ciclo alcanos constituyen una serie homóloga que es isomérica con los alquenos. Los compuestos
isómeros para esta serie comienzan con la fórmula molecular C4H10.
1.3.2
FUENTES DE HIDROCARBUROS
Algunos de los hidrocarburos alcanos de la naturaleza son producto de los procesos vitales. Por ejemplo, el
metano se forma de la descomposición anaeróbica de materia vegetal. El gas y el petróleo contienen
grandes cantidades de hidrocarburos alcanos. El petróleo es una mezcla compleja de hidrocarburos
gaseosos, líquido y sólidos que se formaron como productos finales de la descomposición de materia animal
y vegetal enterrada en la corteza terrestre durante muchos años. También contiene pequeñas cantidades de
compuestos de nitrógeno y azufre.
Otra fuente de hidrocarburos y otros compuestos orgánicos es la hulla, sustancia sólida amorfa que es una
mezcla de moléculas muy complejas; algunas de las más típicas son hidrocarburos bencenoides de anillos
fusionados con grupos –OH y –CO2H. Una fuente de grandes cantidades de hidrocarburos sin explotar es el
esquisto de petróleo, roca porosa que tiene petróleo dispersado en su estructura.
1.3.3
PROPIEDADES DE LOS HIDROCARBUROS
Los alcanos, los alquenos y los alquinos, así como los hidrocarburos del benceno, son muy similares
físicamente. Todos ellos son compuestos incoloros, insolubles o muy poco solubles en agua, pero muy
solubles en disolventes no polares. Los hidrocarburos con pesos moleculares bajos, de C1 a C5, son gases;
los de pesos intermedios son líquidos; y los de pesos moleculares altos son sólidos (véase la Tabla 2.) Los
puntos de fusión y ebullición reales varían para moléculas con el mismo número de átomos de carbono,
dependiendo de la presencia o ausencia de enlaces dobles o triples y del número y tipo de cadenas
ramificadas.
Tabla 2. Fracciones obtenidas de hidrocarburos del petróleo
Rango de
tamaño de las
moléculas
Rango de
punto de
ebullición ° C
Gas
C1 – C5
–164 – 30
Éter de petróleo (ligroína)
C5 – C7
30 – 90
Gasolina (directa)
Querosina
Gasóleo, aceite
combustible
y aceite diesel
Aceites lubricantes,
grasas, jalea de petróleo
C5 – C12
C12 – C16
30 – 200
175 – 275
C15 – C18
250 – 400
Combustible de hornos, combustible para motores
diesel; desintegración térmica
C16 y más
350 y más
Lubricación
C20 y más
funde a 52 – 57
Fracción
Parafina (cera)
Pez y alquitrán
Coque de petróleo
residuo
residuo
Usos
Combustible gaseoso
Producción de negro de humo, hidrógeno o gasolina (por
polimerización) disolvente; limpieza en seco
Combustible para motores
Iluminante, combustible
Velas, telas a prueba de agua; fósforos; conservas
caseras
Asfalto sintético
Combustible; electrodos
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
1.3.4
7
DERIVADOS OXIGENADOS DE LOS HIDROCARBUROS
Los hidrocarburos constituyen la base para la clasificación de todos los compuestos orgánicos. Un
compuesto que no es un hidrocarburo se considera como un derivado del hidrocarburo que contiene la
misma cadena o anillo de carbonos. Nuestro estudio se limitará a los derivados simples que resultan de la
sustitución de uno, dos o tres átomos de hidrógeno en las moléculas de hidrocarburo, por átomos de oxígeno
o grupos oxidrilo. La presencia de estos átomos o grupos de átomos determina en alto grado las propiedades
físicas y químicas de las moléculas. Los átomos o grupos de átomos que dictan en gran proporción las
propiedades de las sustancias se llaman grupos funcionales.
1.3.4.1
Alcoholes
Los derivados de los hidrocarburos cuyas moléculas contienen uno o más grupos oxhídrilo (–OH) en lugar de
átomos de hidrógeno reciben el nombre de alcoholes. Los alcoholes más simples son los que se derivan de
los alcanos y contienen un solo grupo oxhídrilo por molécula. Su fórmula molecular general es ROH, donde R
es un grupo alcohílo de composición CnH2n+1.
Clases de alcoholes. Los alcoholes, excepto el metanol, se clasifican como primarios, secundarios y
terciarios, dependiendo del número de carbonos enlazados al átomo de carbono con el grupo –OH. Si hay un
solo carbono enlazado a este carbono, el alcohol es primario; si son dos los carbonos enlazados, es
secundario; si son tres los átomos de carbono, es terciario.
Propiedades físicas. Los alcoholes hierven a temperaturas considerablemente mayores que sus
hidrocarburos predecesores. Esto se atribuye a la asociación de las moléculas por medio de enlaces de
hidrógeno.
Además, a diferencia de sus hidrocarburos predecesores, los alcoholes de bajo peso molecular son muy
solubles en agua. Esto también se explica sobre la base de los enlaces de hidrógeno entre el grupo oxidrilo
del alcohol y las moléculas de agua.
Propiedades químicas. Los alcoholes participan en varios tipos de reacciones basadas en el grupo
oxhídrilo. Dos de ellas son (1) deshidratación para formar alquenos o éteres, y (2) oxidación controlada para
producir aldehídos y cetonas.
•
Deshidratación. A las reacciones que implican la pérdida de H y OH para formar H2O se les llaman
reacciones de deshidratación. Con ácido sulfúrico como agente hidratante, y dependiendo de las condiciones
de reacción, los alcoholes pueden formar alquenos o éteres. Los compuestos que contienen dos grupos
hidrocarburo, R y R’, unidos a un átomo de oxígeno, se llaman éteres.
•
Oxidación controlada. La oxidación controlada moderada y controlada de los alcoholes primarios
produce aldehídos. Los derivados de los hidrocarburos que tienen moléculas con un enlace doble con un
oxígeno en lugar de dos átomos de hidrógeno en un extremo de la cadena se llaman aldehídos.
La oxidación moderada y controlada de los alcoholes secundarios produce acetonas. Los derivados de los
hidrocarburos que tienen moléculas con un enlace doble al oxígeno en lugar de dos átomos de hidrógeno en
una posición que no sea el extremo de la cadena de carbono reciben el nombre de cetonas.
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Una Economía De Combustibles Basada En El Metanol
Un candidato como combustible potencial del
futuro es el metanol, que también constituye
una alternativa muy atractiva de la gasolina.
Se ha dicho que el metanol es superior al
hidrógeno en muchos aspectos. Puede
producirse a partir de muchos otros
combustibles como la hulla, esquisto de
petróleo, gas natural, petróleo, madera y
desperdicios agrícolas y municipales. El
metanol se almacena sin dificultad en tanques
convencionales; no sólo puede transportarse
en carros cisterna, camiones tanque y
tanqueros marítimos, sino que también puede
distribuirse por medio de oleoductos y
tuberías para productos químicos.
Uno de los hechos de más importancia es que
se puede añadir hasta 15 % de metanol a la
gasolina comercial en los automóviles actuales
sin que sea necesario modificar el motor. Esta
mezcla de metanol y gasolina resulta en una
mayor economía, menores emisiones por el
escape y mejor ejercicio, en comparación con
la gasolina sin mezclar. Se estima que los
motores actuales pueden convertirse al uso de
metanol puro a un costo aproximado de 100 dl
por unidad. En comparación con la gasolina, el
uso de metanol en un motor de prueba normal,
produce una vigésima parte de combustible no
oxidado, una décima parte de la cantidad de
monóxido de carbono y casi la misma cantidad
de óxidos de nitrógeno.
El metanol produce una combustión limpia para
la mayor parte de nuestras otras necesidades
energéticas. Cuando se maneja en forma
apropiada, es un combustible limpio y seguro
para calefacción de ambientes y también
puede usarse en las plantas de energía
eléctrica con muy poca contaminación
atmosférica. Además, el metanol es uno de los
pocos combustibles que se conocen, adecuado
para las celdas de combustible.
Por desgracia, la principal desventaja para
cualquier uso inmediato de metanol puro como
sustituto de la gasolina o para otras
aplicaciones combustibles es que no es
suficientemente abundante. Sin embargo, se
espera que las indagaciones conducirán a
métodos eficientes para producir metanol a
partir de materias primas que no sean de
origen petrolífero. El uso potencial futuro del
metanol requeriría un volumen miles de veces
mayor que el que se fabrica actualmente.
Estos usos incluyen al metanol como fuente de
gas de síntesis o hidrógeno (principalmente H2
y CO) y como materia prima de origen no fósil
para la fabricación de amoniaco. Una compañía
petrolera ha reportado el empleo de una
conversión catalítica de una etapa del metanol
en hidrocarburos de la gasolina. El método de
refinación se basa en catalizadores de zeolitas
con tamaños de poros muy precisos que
permiten controlar el tamaño de las moléculas
de hidrocarburos. Este proceso de conversión
podría resultar parcamente competitivo en la
próxima década. No hay duda de que nuestras
provisiones de combustibles fósiles son
limitadas. Al complementar nuestras reservas
actuales con metanol, podríamos, por lo menos,
prolongar la duración de los combustibles
fósiles. Un incentivo adicional es que de la
misma manera estaríamos ayudando a tener un
medio ambiente más limpio.
Referencia: Resumido en parte de F. B. Reed y
R. M. Lerner, Science, 182 1299 (1973),
Copyright 1973 de la American Association
for the Advancement of Science. Reproducido
con permiso de los editores.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
2.
8
ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONES DE COMBUSTIÓN
El procedimiento para suministrar la energía térmica necesaria en hornos y calderas consiste en transformar
la energía potencial contenida en los combustibles en energía térmica mediante su combustión. En general,
una reacción de combustión es aquélla que incluye un combustible, un oxidante y liberación de energía. El
oxidante puede ser oxígeno o aire, y como productos se formarán el dióxido de carbono (CO2), monóxido de
carbono (CO) y el agua (H2O), principalmente, junto con otros productos como dióxido de azufre, que
proceden de los componentes menores del combustible. La combustión completa requiere la presencia del
oxígeno suficiente para que todo el carbono y el hidrógeno del combustible se conviertan en dióxido de
carbono y agua. Durante una combustión incompleta aparecerán otros productos; el más importante será el
monóxido de carbono. La reacción general es:
COMBUSTIBLE + OXIDANTE → PRODUCTOS + ENERGIA
donde;
En la industria, la quema de combustibles por lo general se lleva a cabo empleando aire como oxidante, ya
que este es una mezcla de gases no reactivos que bajo condiciones normales (T = 25°C y P = 1 atm) se
comportan como un gas ideal. Los componentes principales de este se listan en la Tabla 3, sin embargo,
para fines prácticos se supone que el aire esta compuesto de 21 % de oxígeno, 79% de nitrógeno, en
volumen. La masa molecular promedio del aire es de 28.97 kg/kmol.
Tabla 3
Gas
Porcentaje en moles o volumen
N2
O2
Ar
CO2
Ne
He
Kr
H2
Xe
O3
78.09 %
20.93 %
0.93 %
0.03 %
1.8 x 10-3 %
5.0 x 10-4 %
1.0 x 10-4 %
5.0 x 10-5 %
8.0 x 10-6 %
5.0 x 10-5 %
Datos tomados de J. J. Ambriz García y H. R. Paredes
Rubio, Administración y Ahorro de Energía, 1a. edición,
México, UAM, 1993. Pág. 271.
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Etanol
enzima que producen las células de las
levaduras. La fermentación debe efectuarse
en soluciones acuosas diluidas, pues las células
de las levaduras no pueden subsistir y
multiplicarse en soluciones concentradas de
azúcares o alcoholes. Las soluciones diluidas
de alcohol que se obtienen de esta manera
contienen 12 15 % de etanol. Si se desea una
solución alcohílica más concentrada, la solución
original debe destilarse. El alcohol producido a
partir de almidones se usa, principalmente, en
bebidas. Las reacciones son:
El etanol (alcohol etílico, alcohol de grano) es
el ingrediente fisiológicamente activo de la
cerveza, del vino y de todas las variedades de
bebidas alcohólicas. Se ha producido durante
siglos por medio de la fermentación, los
compuestos orgánicos se descomponen en
sustancias más simples por la acción de las
enzimas. La producción de alcohol etílico a
partir de almidones (maíz, patatas, centeno,
etc.) implica como primera etapa la conversión
enzimática del almidón en azúcares (glucosa).
El azúcar se convierte entonces en etanol y
dióxido de carbono por la acción de la zimasa,
(C 6H10 O 5 )x + xH 2 O → xC 6 H12 O 6
glucosa
almidón
C 6 H12 O 6 → 2 C 2 H 5 OH + 2CO 2
glucosa
El alcohol etílico industrial se prepara por
medio de dos métodos: (1) fermentación de
melazas residuales de caña de azúcar y (2)
adición indirecta de agua al etileno en
presencia de un catalizador ácido. Aunque la
mayor parte del metanol se produce por
fermentación, se fabrican anualmente 1.4
millones de toneladas usando el segundo
método. El etanol industrial se vende a un
precio aproximado de 0.40 dl/L.
etanol
El alcohol desnaturalizado es etanol que
contiene un ingrediente que lo hace
inadecuado para ingerirlo. Para este propósito
se suelen usar metanol o benceno. El etanol es
el agente terapéutico que se usa para el
envenenamiento con metanol, siempre y cuando
el paciente no padezca acidosis. Sin embargo,
el etanol también puede ser tóxico cuando se
ingiere en cantidades excesivas. El etanol
actúa como hipnótico; esto es, tiende a
producir sueño por ser un depresor de la
actividad del cerebro superior.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
9
2.1 REACCIÓN TEÓRICA O ESTEQUIOMÉTRICA
Una de las consideraciones básicas en el análisis de los procesos de combustión es la reacción teórica o
estequiométrica para un combustible dado. Por definición, ocurre una reacción teórica o estequiométrica
cuando la reacción es completa y en los productos de la combustión no hay oxígeno excedente. Para que
la combustión sea perfecta y completa, se requiere la presencia de oxígeno suficiente para que todo el
carbono y el hidrógeno del combustible se conviertan en CO2 y H2O.
Por ejemplo, partiendo de un mol de combustible, la ecuación estequiométrica para la combustión de un
combustible CnHmOl con el aire es 2:
m l
m l
m
m l



Cn Hm O l +  n + -  O2 + 3.76 n + -  N2 → nCO2 + H2 O + 3.76 n + -  N2 (1)
4 2
4 2
2
4 2



donde n representa el número de carbonos, m el número de hidrógenos y l el número de oxígenos en el
combustible.
Resumiendo, una ecuación química expresa el principio de conservación de la masa en términos de la
conservación de los átomos de las diversas especies que en ella se consideran. En la realidad, los
procesos de combustión requieren más aire que el indicado por la reacción teórica, porque aún cuando
se tienen condiciones estequiométricas, la combustión completa no tiene lugar.
2.2 EXCESO DE AIRE
Si de las condiciones teóricas se pasa a las reales, se observa que para conseguir una buena
combustión hay que introducir una cantidad mayor de oxígeno para asegurar una buena mezcla entre el
combustible y oxígeno que permita una combustión completa y sin inquemados.
Cuando se suministra el aire en cantidades superiores a las demandadas por la combustión teórica,
entonces a ese aire extra se le denomina exceso de aire.
Un exceso de oxígeno (o de aire) significa que se ha empleado un valor superior al 100 % teórico. En tal
caso necesariamente “aparecerá oxígeno” como uno de los gases productos.
En el caso de un quemador que recibe X % de exceso de aire, la ecuación para la reacción química de
combustión de un mol de combustible CnHmOl, se escribe ahora como:
m l
m l


Cn Hm O l + (1 + 0.01X) n + -  O2 + 3.76(1 + 0.01X) n + -  N2 →
4 2
4 2


→ nCO2 +
m
m l
m l


H2 O + 3.76(1 + 0.01X) n + -  N2 + 0.01X n + -  O2
2
4 2
4 2


(2)
Esta reacción es para una combustión completa. En la práctica, es probable que se presenten otros
productos en pequeñas cantidades.
2
El procedimiento a través del cual se llegó a todas las ecuaciones que se presentan de aquí en adelante, se
encuentra en el apéndice A1 de este mismo documento.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
10
2.3 RELACION AIRE-COMBUSTIBLE
La relación existente entre la masa de aire y la masa de combustible suministrada al proceso de
combustión recibe el nombre de relación de aire-combustible, y se expresa por:
RAC ≡ maire
mcomb
Existe una relación bien definida entre la relación de aire y combustible y el porcentaje teórico o el
porcentaje de exceso de aire.
Considérese la reacción estequiométrica general para un combustible CnHmOl, escrita como
m l
m l


Cn Hm O l +  n + -  O2 + 3.76 n + -  N2 → productos completos
4 2
4 2


donde (n+m/4–l/2) es el número teórico de moles de O2 requerido por mol de combustible. Para una
reacción de combustibles en general
RACst =
ma = na Ma
mc nc Mc
m l

4.76 n + - (28.97)
4 2
%teorico

RACst =
(1)(12n + m + 16l)
100
∴ RACst = 0.345
(4n + m - 2l)
(%teorico)
(12n + m + 16l)
(3)
donde para una reacción estequiométrica, % teórico = 100.
Para una reacción real con exceso de aire, se tiene:
∴ RACreal = 0.345
(4n + m - 2l)
(100 + %exceso)
(12n + m + 16l)
(4)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
11
2.4 COMBUSTIÓN INCOMPLETA
En la combustión incompleta del carbono de un combustible, el carbono reacciona según la ecuación C +
1⁄2 O2 → CO. Como el oxígeno tiene una mayor afinidad para combinarse con el hidrógeno que con el
carbono, normalmente todo el hidrógeno de un combustible se convierte en agua. Si la cantidad de
oxígeno no es la suficiente para garantizar una combustión completa, es siempre el carbono el que no
reacciona completamente. En la práctica, se encuentra CO entre los productos a pesar de que se haya
suministrado un exceso de oxígeno. Esto se puede atribuir ya sea a una mezcla incompleta durante el
proceso, o a un tiempo insuficiente para la combustión completa.
La ecuación estequiométrica para combustión incompleta de un mol de combustible CnHmOl, se escribe
como:
m l
m l


Cn Hm O l +  n + -  O2 + 3.76 n + -  N2 →
4 2
4 2


m
m l
 (0.01z)n 

→ (0.01z)n CO + n(1 - 0.01z)CO 2 + 
O 2 + H2 O + 3.76 n + -  N2
2
2
4 2



(5)
donde z, es el porcentaje de C que aparece como CO en los productos de la combustión.
2.5 AIRE HÚMEDO
Como se sabe, el aire atmosférico está constituido en su mayoría de oxígeno y nitrógeno, sin embargo,
en ocasiones cuenta con cantidades variables de humedad (H2O) que es preciso tener en cuenta en
muchas aplicaciones.
Para mezclas de aire, vapor y agua insaturada, se requiere poder indicar la cantidad de vapor de agua
presente en un estado dado de la mezcla. Por convención, esto se logra de dos formas: mediante la
humedad relativa ϕ y mediante la humedad específica ω ( relación de humedad.) La relación entre ellas
es 3:
=
pv
pa
=
p g 0.622p g
(6)
donde, pv es la presión real del vapor de agua, pg representa la presión de saturación a la misma
temperatura, pa = P – pg es la presión del aire y 0.622 es el cociente de las masas molares para el agua y
el aire seco. Por lo tanto, la ecuación teórica para la combustión completa de un mol de combustible
CnHmOl con aire húmedo es:
pg 
l
m l  18 

H 2 O →
 N2 + 4.76 n + -  
2
4 2  29  P − p g 

m
p g 
m l  18 

 H2 O + 3.76 n + m - l  N2
→ nCO 2 +  + 4.76 n + -  

4 2  29  P − p g 
4 2


 2
m l
m


Cn Hm O l +  n + -  O2 + 3.76 n + 4 2
4


3
Refiérase al apéndice A1, para verificar el procedimiento por el cual se llegan a éstas ecuaciones.
(7)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
12
Los casos de combustión hasta ahora expuestos, sólo manejan un problema en específico, sin embargo,
en la realidad puede darse la combinación de estos e inclusive en el caso extremo, registrarse todas las
complicaciones a la vez. A continuación se listan los casos que pueden ocurrir durante una reacción de
combustión, para un combustible general CnHmOl con su respectiva ecuación de reacción.
2.6 COMBUSTIÓN COMPLETA CON EXCESO DE AIRE (AIRE HÚMEDO)

pg 
m l 

 18 
 → nCO +

O
+
(1
+
0.01X)
n
+
+
3.76
4.76
+
H
O




Cn Hm l
O2
N2
2
2




4
2
29
P
p
−

 

g 


m
p g 
m l
m l 


 18 
  H2 O 
→ 0.01X n + − O 2 + (1 + 0.01X) n + −  3.76 N2 +  + 4.76 

4 2
4 2 


 29  P − p g  
 2


(8)
2.7 COMBUSTIÓN INCOMPLETA CON EXCESO DE AIRE (AIRE SECO)
m l

Cn Hm O l + (1 + 0.01X) n + - (O2 + 3.76 N2 ) → (0.01z)nCO + n(1 - 0.01z)CO 2 +
4 2

 (0.01z)n
m l 
m
m l


+
+ 0.01X n + −  O 2 + H 2 O + 3.76(1 + 0.01X) n + − N 2
2
4 2 
2
4 2



(9)
2.8 COMBUSTIÓN INCOMPLETA CON AIRE ESTEQUIOMÉTRICO (AIRE HÚMEDO)
m

Cn Hm O l +  n + 4


pg 
l 
 18 
H 2 O → (0.01z)nCO +
 O2 + 3.76 N2 + 4.76 
2  
 29  P − p g 

+ n(1 - 0.01z)CO2 +
m
pg 
m l  18 
(0.01z)n

H2O + 3.76 n + m − l N2
O2 +  + 4.76 n + -  

4 2
4 2  29  P − pg 
2


 2
(10)
2.9 COMBUSTIÓN INCOMPLETA CON EXCESO DE AIRE (AIRE HÚMEDO)

pg 
m l 

 18 
H 2 O  → (0.01z)nCO +
Cn Hm O l + (1 + 0.01X) n + -  O2 + 3.76 N2 + 4.76 

4 2 

 29  P − p g 


m l
m l  (0.01z)n 


O 2 + 3.76(1 + 0.01X) n + − N 2 +
+ n(1 - 0.01z)CO 2 + 0.01X n + -  +

4 2
2
4 2




m
p g 
m l  18 

H2O
+  + 4.76(1 + 0.01X) n + −  


−
2
4
2
29
P
p




g 


(11)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
13
2.10 ANÁLISIS DE ORSAT
En los casos anteriores se han hecho suposiciones sobre los productos de la combustión, sin embargo, lo
más recomendable es utilizar un analizador de gases y extraer con él la información necesaria acerca del
proceso de combustión total.
Es posible utilizar muchos métodos experimentales para determinar la concentración de diversos
componentes en los productos gaseosos reales de la combustión. El análisis de los gases de combustión
comúnmente se reporta con base en un criterio “seco” o uno “húmedo”. Según el criterio seco, no se
reporta el porcentaje que hay de vapor de agua en la corriente gaseosa. El ya bien establecido analizador
de Orsat es un equipo que hace el reporte del análisis total según el criterio seco.
La reacción real está representada por la siguiente ecuación química:
m  n1 + n2 
 n1 + n2 
 n4 

 Cn Hm O l + 
 O2 + n4 N2 → n1 CO + n2 CO2 + n3 O2 + n4 N2 + 
 H2 O
2 n 
 n 
 3.76 
(12)
donde n1, n2, n3 y n4 se conocen del análisis de Orsat fundamentándose en la composición en volumen
de los productos secos.
Si se divide todo entre (n1 + n2)/n, la ecuación se puede poner con base en un mol de combustible. Con
base a la ecuación estequiométrica se tiene que el porcentaje teórico de aire empleado en el proceso de
combustión real es:
1 

 n1 + n2 
1 +
 n4 

3.76 
n 


% Teorico =
x 100
m l

4.76 n + - 
4 2

(13)
por lo tanto, el % de Exceso de Aire = % Teórico – 100.
2.11 TEMPERATURA DE ROCIO
Al tratar con mezclas de gases siempre hay la posibilidad de que uno o más de los gases pueda existir en
un estado cercano a la saturación para el componente dado. Como se sabe, cada gas ejerce una presión
que es igual a su presión parcial. Pero la presión parcial nunca puede ser mayor que la presión de
saturación para ese componente a la temperatura de la mezcla.
Cualquier intento de aumentar la presión parcial más allá de la presión de saturación dará por resultado
una condensación parcial del vapor. Es un hecho que a cada presión corresponde una temperatura de
saturación y es por definición, que la temperatura de rocío es la temperatura de saturación del agua que
corresponde a la presión parcial de vapor de agua que en realidad está presente en el aire atmosférico. A
modo de ecuación:
Tsat = Trocio
(14)
Su importancia radica en el hecho de que al haber gotas de agua líquida en los gases de combustión
pueden surgir problemas de corrosión, por ejemplo. Por esto es útil poder predecir la temperatura de
rocío de un gas producto dado.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
3.
14
ANÁLISIS DE ENERGÍA
Un proceso de combustión es un sistema reactivo, cuyos elementos atómicos se conservan durante las
reacciones químicas. Para un sistema químicamente reactivo se tiene que,
H = Hprod − Hreac = ∑ (N ih i )prod − ∑ (Ni h i )reac
(15)
i
i
donde hi es la entalpía molar de cualquier producto o reactivo a la temperatura y presión de la reacción, y
Ni es el número de moles de cualquier producto o reactivo.
La evaluación de las cantidades hi en la ecuación (15) introduce una dificultad única de los sistemas
reactivos, debido a que los valores de h en esas tablas dependen del estado de referencia elegido. Por
ejemplo, los datos para gases ideales, se basan arbitrariamente en el valor cero de la entalpía a la
temperatura del cero absoluto y los datos para el vapor, se basan en el valor de referencia cero para el
líquido saturado en el estado triple.
En la literatura se pueden hallar tablas de las mismas sustancias con estados de referencia distintos a los
antes mencionados, debido a que se trata de una elección arbitraria del autor de cada tabla. La
consecuencia de esto es que al emplear la ecuación (15) se obtendrán resultados diferentes para ∆H. Es
así que para evitar esta dificultad se introduce el concepto de entalpía de formación ∆hf de una sustancia
pura:
La entalpía de formación se define como el cambio de entalpía que ocurre cuando un compuesto químico
se forma isotérmicamente a partir de sus elementos estables a presión constante.
Con base en la ecuación (15), este proceso de formación se denota simbólicamente por
h f = h compuesto − ∑i(ν i h i ) elementos
(16)
estables
donde νi representa el coeficiente estequiométrico para el elemento dado. La entalpía de formación ∆Hf
se determina mediante mediciones de laboratorio o bien a través de los métodos de la termodinámica
estadística, los cuales emplean datos espectroscópicos de las especies de interés. Estos datos son para
un estado de 25°C (298.15 K) o 77°F (536.7°R) y presión unitaria de 1 atmósfera, que es simbolizada por
el superíndice “0”. Esta elección de temperatura y presión es un estado de referencia estándar para los
cálculos termodinámicos. Es a este mismo estado de referencia que, por convención, se asigna el valor
cero a la entalpía de todos los elementos estables. Con base a la discusión anterior, la ecuación (16) se
puede escribir ahora como:
0
0
hcompuesto (a 25°C y 1atm) = ∆Hf, 298 = ∆Hf, 537
(17)
El paso final consiste en evaluar la entalpía de una sustancia pura a una temperatura y una presión
especificadas, diferentes del estado de referencia estándar. Para lograr esto, hay que agregar el valor del
cambio de la entalpía entre el estado de referencia estándar de 25°C y 1 atm. y el estado señalado, a la
ecuación (17), es decir
h i,T,P = h 0f,298,i + (h T,P − h 298K,1atm )i
(18)
esta última contribución es la que se halla en las tablas convencionales. Considerando que las mezclas
reactivas son sólo gases ideales, entonces la entalpía de cada gas es independiente de la presión. En tal
caso, la entalpía hi, T de un gas ideal a la temperatura T está dada por
h i,T = h 0f,298,i + (h T − h 298 ) i
(19)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
15
donde hT es la entalpía a la temperatura especificada T y h298 es la entalpía a la temperatura de
referencia de 298.15 K (537°R). Si no se dispone de datos tabulados para evaluar el último término en la
ecuación (19), el cambio de entalpía (hT – h298)i para un gas ideal se deberá calcular a partir de la
integración de cpdT.
Por otro lado, la diferencia entre la entalpía de formación de la fase gaseosa y la fase líquida puede
aproximarse muy bien por la entalpía de vaporización hfg a esa temperatura. Por tanto, para convertir
datos tenemos:
0
0
∆hf (fase gaseosa) = ∆hf (fase líquida) + hfg
(20)
3.1 CALOR DE COMBUSTION
En el caso de un reactor en estado y flujo estable o estacionario para procesos que incluyen reacciones
químicas, el balance de energía, despreciando los cambios de las energías cinética y potencial así como
el trabajo mecánico y los cambios de presión, es:
q=
∑N (
i
prod
)
h 0f,298 + h T − h298 i − ∑ N i
reac
(
h 0f,298 + h T − h298
)
i
(21)
La cantidad q recibe el nombre de entalpía de combustión o calor de combustión liberado por mol de
combustible requerido para que el reactor opere en las condiciones de referencia normalizada, el cual es
igual a la diferencia neta entre la entalpía de los productos que salen del reactor y la entalpía de los
reactivos que entran.
El valor de q, por supuesto, puede ser positivo o negativo. Las reacciones químicas que liberan energía
en forma de calor reciben el nombre de exotérmicas, mientras que las que absorben energía son
endotérmicas.
3.2 TEMPERATURA ADIABATICA DE FLAMA
En ausencia de efectos de trabajo y de cualquier cambio apreciable de la energía cinética de la corriente
de flujo, la energía liberada por una reacción química en un reactor de flujo estacionario aparece en dos
formas: pérdida de calor hacia los alrededores y aumento de temperatura de los productos.
Cuánto menor sea la pérdida de calor, mayor será la elevación de la temperatura de los productos. En el
límite de operación adiabática del reactor, ocurrirá el máximo ascenso de temperatura. Esta temperatura
máxima se conoce como temperatura de flama adiabática o de combustión adiabática de la mezcla
reactiva. En resumen, ésta se obtiene cuando q = 0. 4 A modo de ecuación:
∑N (
prod
4
i
h 0f,298 + h T − h298
) = ∑N (
i
reac
i
h 0f,298 + h T − h298
)
i
Los cálculos aritméticos para obtener la temperatura de flama adiabática se encuentran en el apéndice A1.
(22)
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Aspectos Económicos Del Hidrógeno
Puesto que la creciente demanda de energía
está
agotando
nuestras
reservas
de
combustibles fósiles a una velocidad alarmante
(Fig. 1), las miras científicas se enfocan hacia
la sustitución futura de la hulla y el petróleo.
Desde un punto de vista mundial, las reservas
de combustibles fósiles probablemente son
suficientes para mantener los niveles de vida
actuales hasta mediados del siglo XXI. Sin
embargo, al examinar los datos de distribución
de petróleo de la Tabla 1, se ve que algunos
países pueden tener la necesidad de
desarrollar la tecnología de un nuevo sistema
de energía antes de lo que era de esperarse.
La fisión nuclear, y quizá la fusión nuclear,
pueden llegar a convertirse en la principal
fuente de energía del futuro. Casi todos los
planes para el uso de la energía nuclear se
basan en su conversión en más electricidad, a
pesar de que la energía eléctrica constituye,
solamente un 20 % del consumo total de
energía, tanto presente como anticipado. El 80
% restante se consume en forma de calor. El
gran problema consiste en cómo transformar
la energía nuclear en energía química para
poder almacenarla y transportarla. Una de las
soluciones propuestas se basa en un sistema
de combustibles a base de hidrógeno.
Figura 1. Ciclo de combustibles fósiles. La proporción de consumo mundial de la actualidad es muy
superior a la de renovación. Referencia: Adaptado con permiso de Chem. Eng. News, 50 (26), 14
(1972)
La electricidad producida por los reactores
nucleares podría usarse para convertir
nuestro compuesto más abundante, el agua, en
hidrógeno y oxígeno. A diferencia de los
combustibles fósiles, el tiempo requerido para
la
regeneración
del
hidrógeno
es
relativamente corto (Fig. 2). Una de las
grandes ventajas del hidrógeno como
combustible es su combustión libre de
contaminantes por formación de agua. Los
motores normales para gasolina pueden
modificarse para consumir hidrógeno como
combustible. Además del vapor de agua, los
únicos otros productos importantes de la
combustión son la pequeña cantidad de óxidos
de nitrógeno que se originan del aire usado en
la combustión. Los motores de hidrógeno
puede ser uno de los modelos que cumpla con
los estándares federales de emisión del
futuro.
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Las celdas de combustible a base de hidrógeno
son otra de las posibilidades para la impulsión
de vehículos de motor. Estas combinaciones de
celda-batería y motores eléctricos podrían ser
la fuerza motriz de camiones, automóviles,
naves y trenes. El hidrógeno líquido se podría
usar en aviones. El mineral de hierro podría
reducirse económicamente con hidrógeno
directamente a hierro elemental:
calor
Fe 3 O 4 + 4H 2 
→ 3Fe + 4H 2 O
Puede suponerse que los gases producidos por
la reducción del mineral de hierro con
hidrógeno emitirán menos contaminación
atmosférica que la actual reducción con coque.
Figura 2. Ciclo del hidrógeno como combustible. No sólo se cuenta con una abundante materia prima
para este ciclo, sino que se puede renovar con gran rapidez. El subproducto más común de la
electrólisis es el oxígeno; si se produjera más oxígeno del que se pudiera consumir, se podría liberar a
la atmósfera. Referencia: Adaptado con permiso de Chem. Eng. News, 50 (26), 14 (1972)
El inicio de la era del hidrógeno no pediría
grandes desarrollos científicos o técnicos. La
economía futura a base de hidrógeno podría
lograrse resolviendo diversos problemas de
ingeniería cuyo planteamiento es bien
conocido. El advenimiento del hidrógeno en
nuestros actuales sistemas de combustibles no
sería muy difícil. El hidrógeno se usa ya en
cantidades considerables con gas natural y
otros combustibles. Las tuberías de gas
natural pueden adaptarse para el transporte
de hidrógeno. Una de las desventajas del
transporte de grandes cantidades de
hidrógeno por medio de ductos, es que el
hidrógeno es más ligero y tiene un valor
calorífico más bajo que el gas natural. Se debe
bombear un volumen de hidrógeno tres veces
mayor para obtener el mismo contenido de
energía del gas natural (considerando que el
gas natural es prácticamente metano, CH4), tal
como lo muestran las siguientes ecuaciones:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O( l )
22.4 L
(1mol)
(se liberan unos 286 kJ)
H 2 (g) +
22.4 L
(1mol)
1
2
O 2 (g) → H 2 O( l )
(se liberan unos 890 kJ)
No obstante, y puesto que el hidrógeno fluye
unas tres veces más rápidamente, las bombas
de un gasoducto que se usaran para hidrógeno
serían tres veces más eficientes. El hidrógeno
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
tiene ciertas ventajas sobre el gas natural
para propósitos de calefacción, debido a que
su flama es más caliente. Esto significaría
aparatos más pequeños y sistemas de
ventilación más simples.
Tabla 1 Reservas mundiales probadas
de petróleo
Área geográfica
%
Oriente medio
México
África
U.R.S.S. y otros
Países comunistas
E.U.A.
Canadá
Europa
Indonesia
Venezuela; Caribe y
otros países de
Sudamérica
46
16
13
12
4
2
2
2
3
Referencia: Datos tomados con permiso
del editor, de F.J. Gardner, Oil and Gas
Journal, 70 (52), 79 (1972), aunque se
han recalculado para incluir los últimos
descubrimientos en México.
Para los combustibles de aviones y motores de
automóviles, el requerimiento de la producción
de hidrógeno en forma refrigerada a
temperaturas baja puede presentar algunos
problemas de almacenamiento. Sin embargo, el
hidrógeno líquido se transporta ya en camiones
y barcos y la tecnología del manejo de
materiales refrigerados a temperaturas muy
bajas está bien establecida, en especial en la
industria aeroespacial.
Una de las principales desventajas del
hidrógeno como combustible se refiere a su
seguridad de manejo. Por desgracia, el
hidrógeno tiene una gran facilidad para
fugarse por los orificios más minúsculos e
incluso a través de ciertos materiales. Hace
algunos años se usaba hidrógeno par inflar
globos y dirigibles, pero esta costumbre fue
descontinuada cuando muchas personas
perdieron la vida en el incendio de la
primavera de 1937 que se produjo cuando el
dirigible Hindenburg, lleno de hidrógeno, se
aproximaba a su mástil de amarre en
Lakehurst, New Jersey, en ruta desde
Alemania. Este temor al poder explosivo de las
mezclas de hidrógeno-oxígeno, que se
magnifica en las mentes de los escépticos, se
ha dado en llamar síndrome de Hindenburg .
Ciertas mezcla hidrógeno-aire son explosivas,
pero también lo son algunas mezclas metanoaire.
El hidrógeno se usa en cantidades importantes
con gas natural y otros combustibles. Los
antiguos sistemas llamados gas de ciudad
contenían 50 % de hidrógeno. El poblado de
Basilea, Italia, distribuye entre sus habitantes
un combustible que contiene 80 % de
hidrógeno, hasta ahora sin accidentes. La
dilución del hidrógeno gaseoso es muy efectiva
para reducir sus límites de flamabilidad. Uno
de los posibles métodos para aumentar la
seguridad del manejo del hidrógeno sería
diluirlo con otro gas en el punto de
distribución. Idealmente, el gas diluyente
incrementaría el poder calorífico del
combustible y no produciría materiales tóxicos
durante la combustión.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
4.
16
ANÁLISIS DE ENTROPÍA
Como en el caso de los sistemas de composición fija, la segunda ley es especialmente valiosa en el
estudio de las reacciones químicas, en particular en lo que se refiere al equilibrio químico. En general,
para una reacción química el cambio de entropía está dado por
S = ∑ (Ni s i )prod − ∑ (Ni s i )reac
(23)
i
i
donde si, es algún valor de entropía adecuado a la i-ésima sustancia. Al igual que en el cálculo de la
entalpía, existe el problema del estado de referencia en la evaluación del cambio de entropía de una
reacción química, sin embargo, en este caso, se dispone de un enfoque más fundamental para
establecer valores de entropía consistentes para las sustancias puras, basado en lo que se conoce como
la tercera ley de la termodinámica.
La Tercera Ley de la Termodinámica dice que la entropía de una sustancia cristalina pura puede tomarse
como cero en el cero absoluto de la temperatura termodinámica, es decir, a 0 K o a 0°R.
Para evaluar los cambios de entropía de las mezclas reactivas, a presiones distintas de las usadas en las
tablas de referencia se cita a la regla de Gibbs y Dalton que dicta que cada uno de los constituyentes de
una mezcla de gases ideales ejerce una presión igual a su presión de componente o parcial pi. La
entropía de un gas ideal puro a una presión distinta de la que se halla en una tabla se determina
empleando una ecuación básica, a saber,
ds = c P
dT
dP
−R
T
P
(24)
Esta ecuación se integra a temperatura constante desde un estado de referencia en el que el gas es puro
y a una presión de referencia P0 hasta un estado de mezcla en el que su presión es igual a su presión
parcial pi:
s i,T,P − s i,0T = −Rln
pi
P0
(25)
Como la presión de referencia estándar es usualmente 1 atmósfera, la expresión para la entropía
absoluta de un gas ideal a cualquiera otra presión y la temperatura dada es,
s i,T,P = s 0i,T − Rlnpi
(26)
donde pi debe medirse en atmósferas. Sustituyendo la ecuación (23) en la ecuación (26), el cambio de
entropía de una reacción química que incluye gases ideales se convierte en
S=
∑ N (s
i
prod
S=
∑ N (s
prod
i
0
i,T
0
i,T
donde pi = yiP es sólo para gases ideales.
)
(
− R Ulnpi − ∑ N i s 0i,T − R Ulnpi
)
reac
(
)
− R Ulny i P − ∑ Ni s i,0T − R U lny i P
reac
(27)
)
(27a)
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Dióxido De Carbono.
El dióxido de carbono es el producto más
común de la combustión de combustibles tales
como la hulla, petróleo y madera. Es también
un componente del aliento emitido por los
animales, pues es el producto de la oxidación
de las sustancias alimenticias en el organismo.
Presente en la atmósfera en proporción de
0.03 %, su concentración puede elevarse hasta
el 1 % en una habitación llena de gente.
El dióxido de carbono no es tóxico, pero si su
concentración en el aire es muy elevada (de 10
a 20 %), es nocivo, pues disminuye la
concentración de oxígeno y tiene efectos
fisiológicos (desmayos, mal funcionamiento de
los músculos respiratorios y variaciones en el
pH de la sangre). También puede suceder que
el sistema de una persona contenga muy poco
dióxido de carbono.
Hay géiseres y manantiales mineralizados que
contienen considerables cantidades de este
gas. La atmósfera de una cueva o de un valle
en la cual el dióxido de carbono se filtra a
través de las ranuras o grietas del suelo,
puede revestir bastante peligro. Puesto que el
gas tiene una densidad muy alta (44 g/22.4 L,
comparado con 29 g/22.4 L de aire), tiende a
mantenerse cerca del suelo. Puede verterse de
un recipiente a otro como si fuera un líquido;
llega incluso a permanecer en un envase
abierto durante unos minutos, antes de
diluirse en el aire.
Integrándose a la atmósfera en forma
constante por diversos medios, el dióxido de
carbono se elimina continuamente en el
proceso de fotosíntesis de las plantas, en la
formación de rocas de carbonatos, y en la
formación de conchas de animales marinos. En
la actualidad, la concentración de dióxido de
carbono atmosférico va en aumento debido a
la intensidad de nuestras actividades
industriales y agrícolas. El consumo de
combustibles produce 2 X 109 ton anuales de
este gas; la destrucción de los bosques para
contar con más áreas agrícolas ha disminuido
la capacidad de la biosfera para usar el
dióxido de carbono en aproximadamente 2 X
109 ton anuales, pues las tierras cultivadas son
menos eficientes para la fotosíntesis que las
áreas forestales.
Las enormes cantidades de CO2 producidas
por las prácticas humanas, son suficientes
para desplazar los equilibrios involucrados en
los procesos naturales que mantienen un
balance aproximado entre la Tierra y su
atmósfera. El aumento gradual de la cantidad
de CO2 en la atmósfera nos puede amenazar
con un efecto de invernadero, pues las
moléculas de CO2 pueden absorber la radiación
infrarroja de la superficie terrestre, que de
otra manera saldría al espacio sideral. Si la
concentración de CO2 continúa aumentando, se
teme que la atmósfera resulte tan caliente
que se muestren modificaciones climatológicas
serias. Se podría fundir suficiente hielo polar
para elevar el nivel de los océanos e inundar
las ciudades costeras de muchas partes del
mundo.
No se sabe con certeza si el uso continuado y
progresivo de combustibles fósiles creará
realmente un efecto de invernadero serio. Las
partículas de humo producidas por los fuegos
ocultan la superficie terrestre y reflejan la
luz solar de regreso al especio exterior. Esto
tiende a enfriar la Tierra. Se están haciendo
grandes
esfuerzos
para
evitar
la
contaminación de humo y hasta ahora es muy
difícil predecir los efectos totales de la
combustión sobre el clima.
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Por debajo de una presión de 5.3 atm, el
dióxido de carbono no existe como líquido. 5El
dióxido de carbono sólido, que sublima a 78.5
°C a una presión de 1 atm, se llama hielo seco,
pues se vaporiza sin fundir. Es un refrigerante
limpio y conveniente, especialmente cuando se
requieren temperaturas bajo cero. El dióxido
de carbono sólido triturado en un matraz de
Dewar de alcohol o acetona, constituye un
baño frío excelente para algunos trabajos de
laboratorio.
El dióxido de carbono se usa en extintores de
incendios que son cilindros a una presión de 60
atm. Al abrir la válvula, parte del CO2 líquido
escapa a la presión de la atmósfera. El líquido
se evapora con gran rapidez y el gas formado
se expande. Estos dos cambios endotérmicos
ocurren con tal rapidez que parte de CO2
pierde suficiente calor para congelarse
(cambio exotérmico). Esto forma los pequeños
cristales de CO2 visibles temporalmente como
la muy conocida niebla blanca o nieve que
sale de los extintores.
5
Este comportamiento puede compararse con el del
agua, que no existe como líquido si la presión es
inferior a 4.6 mm. Si se introdujera algo de H2O
líquida en una cámara al vacío en la que se
mantuviera una presión de 4 mm, parte del líquido se
evaporaría instantáneamente, con lo que se enfriaría
y el resto del líquido se convertiría en hielo. Entonces,
el hielo se sublimaría a 0 °C. En un sentido estricto,
esto sería el hielo seco.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
17
5. ANÁLISIS TERMOQUÍMICO DE SISTEMAS A VOLUMEN CONSTANTE
Hasta el momento sólo se han analizado los procesos de combustión para el sistema abierto, pero en la
práctica también existe lo que se conoce como sistema cerrado.
En un sistema abierto es posible que tanto masa como energía crucen las fronteras seleccionadas; en un
sistema cerrado no hay flujo de masa, sin embargo si hay flujo de energía a través de las fronteras, a
pesar de que la cantidad de materia se mantiene fija, de hecho también es posible que cambie la
composición química de la materia dentro de las fronteras. A un sistema abierto se le conoce también
como volumen de control, y a su frontera se le llama superficie de control. A un sistema cerrado se le
conoce también como masa de control.
El principio de conservación de la energía para el proceso a volumen constante se puede escribir en las
dos formas siguientes:6
q=
∑N (
prod
i
q=
)
h 0f,298 + h T − h 298 i − ∑ N i
∑N (
prod
i
reac
)
(
)
h 0f,298 + h T − h 298 i − ∑ Ni RT + ∑ NiRT
h 0f,298 + u T − u 298 i − ∑ Ni
reac
(
prod
(28)
reac
)
h 0f,298 + u T − u 298 i − NRT298
(29)
donde ∆N representa los moles de los productos gaseosos menos los moles de los reactivos gaseosos.
En general, ∆N puede ser positivo, negativo o cero.
Cuando ocurren reacciones químicas en condiciones de volumen constante, usualmente resultan no sólo
temperaturas elevadas sino también presiones más altas. Para un sistema abierto, la presión de entrada
es igual a la presión de salida. En cambio, en un sistema cerrado se conoce la presión de entrada, pero
no hay modo de saber cuál es la presión después de haberse llevado a cabo la reacción.
En la práctica, es de gran interés estimar las presiones máximas que podrían llegar a presentarse; esto
se logra con un medidor de presión conectado directamente a la cámara de combustión. En teoría; se
supone que los gases con los que se está trabajando se comportan en forma ideal. Si se aplica la
relación de los gases ideales a las condiciones antes y después de que se efectúe la reacción, resulta lo
siguiente:
Pf =
Pi N f Tf
N i Ti
(30)
donde los subíndices “f” e “i” indican las condiciones final e inicial, respectivamente.
En el caso de la entropía, la ecuación (27a) es válida tanto para una masa unitaria que pase a través de
un sistema abierto de flujo estacionario, como para un sistema cerrado.
La única diferencia en la obtención de la entropía de la reacción radica en que para un sistema cerrado
se utiliza la presión de salida de los productos.
6
Para un análisis más detallado con respecto a la procedencia de éstas ecuaciones, refiérase al apéndice A1.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
6.
18
ANÁLISIS DE DISPONIBILIDAD
La termodinámica, a través de la segunda ley, proporciona un medio para medir la calidad de la energía,
así como su cantidad. Considérese, por ejemplo, una máquina o motor térmico. La energía química
liberada por una reacción de combustión se usa para calentar un gas a una temperatura muy elevada.
Así pues, este gas a alta temperatura constituye una fuente de energía calorífica para la máquina
térmica. El rendimiento de la máquina térmica se caracteriza por su eficiencia térmica, que es el cociente
del trabajo neto de salida al calor de entrada. Rara vez la eficiencia térmica real excede el 40%. Sin
embargo, hay una pregunta más fundamental. Independientemente del sistema empleado para producir
trabajo, ¿cuál es el máximo trabajo de salida asociado con una reacción química dada para estados
inicial y final especificados de la reacción?.
Si nos restringimos a los procesos de estado y flujo estacionario, el trabajo óptimo asociado con una
reacción química está dado por el cambio de la disponibilidad de la corriente para los estados extremos
especificados y el estado de los alrededores (o ambiente). En ausencia de cambios significativos de las
energías cinética y potencial.
W ópt,eje =
f
−
i
= H f − Hi − T0 (S f − S i )
(31)
donde i y f representan los estados inicial y final, respectivamente. En una mezcla de gases ideales, esto
se convierte en
W ópt,eje =
=
∑ N [(
prod
i
)
(
∑ N (h
prod
i
i
− T0 s i ) −
∑ N (h
react
)] ∑ N [(
h 0f,298 + h T − h 298 i − T0 s 0i,T − Rlnpi −
react
i
i
i
− T0 s i )
(32)
)
(
h 0f,298 + h T − h 298 i − T0 s i,0T − Rlnpi
)]
(33)
Al usar unidades del USCS hay que sustituir los valores a 298 K por los valores a 537 °R.
La irreversibilidad de un proceso sigue estando definida, mediante las dos relaciones
Ι = Wreal − W ópt = T0 S tot
(34)
donde ∆S es el cambio total de entropía de todos los subsistemas incluidos en el proceso. Con base en la
primera ley para un sistema reactivo, la ecuación (34) se puede escribir también en la forma
Ι = T0 S reacción − q sist
(35)
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Refinación del Petróleo
La refinación del petróleo se basa en la
separación de los compuestos orgánicos tal
como existen en la naturaleza y la conversión
de algunos de ellos a otros compuestos
orgánicos. La primera etapa consiste en
separar el petróleo crudo por destilación
fraccionada en lotes con diferentes intervalos
de ebullición (véase la tabla 2).
El petróleo crudo se bombea en forma
continua a través de un horno donde se
calienta. El líquido caliente pasa a una cámara
de evaporación donde se disminuye la presión,
lo que causa la evaporación de los componentes
de baja ebullición. Los vapores pasan a una
torre de burbujeo (véase la Figura 1). En esta
torre, los componentes de alto punto de
ebullición se condensan en la parte inferior al
fluir hacia debajo de plato a plato. Los vapores
ascendentes burbujean a través de los líquidos
que se han condensado en los platos; por lo
tanto, los componentes más volátiles se
recogen en la parte alta de la torre. Estos
hidrocarburos constituyen el éter de petróleo,
la gasolina y la querosén, y en su mayor parte
pertenecen a la serie del metano. Los
componentes de ebullición más alta de la
porción inferior de la torre constituyen el
aceite para calefacción y los aceites
lubricantes. Estos hidrocarburos, así como los
del residuo, que son los hidrocarburos no
volátiles, están constituidos principalmente
por alcanos y cicloalcanos de alto peso
molecular. Los hidrocarburos separados
pueden usarse como tales, o bien, pueden
convertirse en otros más útiles.
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Procesamiento de la hulla. La hulla ha sido
por mucho tiempo una fuente indirecta de
diversos compuestos aromáticos. Al llevar a
cabo la destilación seca de la hulla para
producir coque, parte de dicha hulla se
transforma en un líquido negro viscoso llamado
alquitrán de hulla. Este líquido de consistencia
resinosa se separa en sus componentes puros
por destilación fraccionada en combinación con
un proceso de cristalización, centrifugación y
extracción con disolvente. Una tonelada de
hulla produce unos 70 kg de alquitrán, junto
con 750 kg de coque, 310 m3 de gas de hulla
(hidrógeno y metano en su mayor parte) y
aproximadamente 13 kg de sales de amonio. A
su vez, los 70 kg de alquitrán producen entre
4 y 7 kg de fenol y cresoles, 6 a 8 kg de
naftaleno, 0.5 kg de benceno, 1.5 de tolueno y
xilenos y pequeñas cantidades de otros
compuestos aromáticos, así como 35 kg de
pez.
Conversiones de hidrocarburos. A la gasolina
producida por la destilación fraccionada de
petróleo se le llama gasolina directa. Si
tuviéramos que depender exclusivamente de
esta fuente de gasolina, la escasez de este
combustible se habría presentado hace ya
muchos años. Afortunadamente existen otras
fuentes de obtención. Estas fuentes implican
la transformación de un hidrocarburo en otro
con procesos que se denominan cracking y
aromatización.
• Desintegración térmica. La pirólisis
de los alcanos a temperaturas del orden de
500 a 700 °C y presiones hasta de 250 lb/plg2
(17 atm), provoca la descomposición en
alquenos, hidrógeno y alcanos de peso
molecular más bajo. En su aplicación a la
industria del petróleo, este proceso se conoce
como cracking o desintegración térmica. Las
refinerías de petróleo desintegran el petróleo
crudo que hierve a temperaturas más elevadas
que el intervalo de la gasolina, para obtener
hidrocarburos que hiervan a los niveles
deseados. Para ilustrar esto con un ejemplo
simple (uno que no produce hidrocarburos en
el intervalo de la gasolina), la desintegración
térmica del propano produce algo de metano y
eteno, además de propeno e hidrógeno:
500 − 700° C
2CH 3 CH 2 CH3 

→ CH 3 CH = CH 2 + H 2 + CH 4 + CH 2 = CH 2
Los principales productos del cracking térmico
de los hidrocarburos de alto peso molecular
son hidrocarburos de cadena no ramificada.
También se usan procesos de desintegración
catalítica. Uno de los procesos más comunes se
basa en hacer pasar os vapores de los
hidrocarburos sobre un catalizador sólido de
SiO2 y Al2O3 a temperaturas de 450 500 °C.
Se usan presiones un poco superiores a la
atmosférica (50 lb/plg2 o menos). Los alquenos
y alcanos que se forman en los procesos de
desintegración catalítica tienden a ser en su
mayor parte de tipo de cadena ramificada.
• Aromatización. Cuando los alcanos y
los cicloalcanos se calientan a temperaturas
elevadas (aproximadamente 500 °C) y altas
presiones (unas 300 700 lb/plg2), se puede
desprender hidrógeno y se llegan a formar
compuestos del tipo del benceno. A este tipo
de cambio químico se le llama aromatización.
Los hidrocarburos hexano, ciclohexano y
metilciclopentano reaccionan para producir
benceno. Usando hexano, la ecuación es
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Los hidrocarburos C7 heptano, metilciclohexano, 1,2-dimetilciclopentano, reaccionan para
producir tolueno.
Dependiendo de los hidrocarburos reaccionantes, la reacción de aromatización puede incluir
etapas de ciclización, isomerización y deshidrogenación. En la industria del petróleo, a la
aromatización se le llama reformado. Cuando
el catalizador es platino, se le da el nombre de
platformado.
El benceno también puede producirse a partir
de tolueno por medio de un método llamado
hidrodealcohilación.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
II.
19
DESARROLLO DEL PROGRAMA DE CÓMPUTO
La estructura del programa de cómputo que determina las condiciones de salida de los procesos de
combustión para un conjunto definido de combustibles tipo CnHmOl, está basada en los algoritmos que se
muestran en el apéndice A2, así como en las ecuaciones termodinámicas pertinentes. Este programa está
estructurado de forma modular, con un programa principal constituido a partir de subrutinas, que a su vez
llaman a otras subrutinas y dependiendo de los cálculos requeridos por el mismo programa, algunas de
éstas últimas llaman a funciones. Este no sólo hace el uso de ecuaciones matemáticas, sino también de
lectura de tablas contenidas en el apéndice A3, ya que de ellas obtiene información, tanto para realizar
cálculos, como para su uso de forma directa. Dicho programa está codificado en lenguaje Fortran 77,
cuyo ejecutable se incluye en un disco de 31⁄2” al final del documento.
Los detalles son los siguientes:
ESTEQUIOMETRIA DE LA REACCIÓN:
Con base a la información presentada con anterioridad se tiene que, el caso más extremo que se puede
presentar en una reacción de combustión es la combustión incompleta con exceso de aire húmedo, cuya
ecuación para un hidrocarburo general CnHmOl es la ecuación (11).
Como puede verse en ésta ecuación, si X, z o ϕ son cero, entonces ésta se reduce a casos más simples;
inclusive, si n, m o l son cero, dicha ecuación se ajusta a otros combustibles.
Otro hecho que hay que hacer notar, es que la ecuación para la reacción, es independiente de sí el
sistema termodinámico es abierto o cerrado, por lo que se puede emplear indistintamente.
TEMPERATURA DE PUNTO DE ROCÍO:
Hasta el momento se ha considerado que en la reacción de combustión sólo intervienen gases, pero la
realidad es que dependiendo de las condiciones de temperatura y presión, puede haber agua líquida en
los productos de la combustión. Para saber si es así, se recurre a la temperatura de punto de rocío, es
decir, si la temperatura de punto de rocío es mayor que la temperatura de los productos, entonces parte
del agua de los productos se condensará y afectará al sistema ocurriendo lo siguiente:
•
•
•
Disminución del calor de combustión, por la presencia de agua líquida.
Disminución de la entropía total, ya que se ordena el sistema.
Problemas de corrosión, por la presencia de agua líquida.
Para determinar la cantidad de agua líquida presente en los productos de la combustión, se considera
que a la temperatura de los productos, la mezcla gaseosa estará saturada de agua, y que la presión
parcial del agua será la presión de saturación a esa temperatura, es decir, Psat. Por otro lado, se calcula
el número de moles de productos secos y se representa por W el número desconocido de moles de agua
todavía en la fase de vapor, de este modo,
Psat =
W(Pprod )
moles secos + W
donde Pprod = Ptot para sistema abierto y Pprod = Psal para sistema cerrado.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Despejando W,
W=
20
moles secos (Psat )
Pprod - Psat
En la ecuación de la reacción de combustión, se designó por alpha(i) las cantidades desconocidas de
moles de las sustancias químicas participantes, donde a la cantidad de agua presente en los productos le
corresponde el valor de alpha (6).
Originalmente se considera que toda ésta agua se encuentra en la fase de vapor, pero al condensarse
parte de ella, se agrega alpha(9) para indicar los moles de agua líquida y alpha(6) toma el valor de W,
que es el número de moles de agua vapor, a modo de ecuación:
alpha(9) = alpha(6) – W
Ahora, sabiendo si hay condensación o no, se pueden realizar los cálculos ulteriores.
Aclaración: Para el sistema cerrado primero se calcula la presión de salida, considerando que todos los
productos son gaseosos. Con ésta presión de salida se calcula la presión parcial del agua y con ésta
última, la temperatura de punto de rocío. Así, en caso de haber moles de agua condensada, alpha(6)
tomará un nuevo valor, por supuesto menor que el original, ya que se excluyen los moles de agua líquida
y con ello se calculará de nuevo la presión de salida, ahora real, en la que sólo pueden intervenir gases.
Con ésta nueva presión de salida se realiza los cálculos consiguientes. En el sistema cerrado, a la
temperatura de rocío se le llama temperatura de condensación.
Nota: Cuando en la reacción no interviene el H2, es decir, el combustible carece de él, y además el aire
con que se quema dicho combustible es aire seco, no es posible calcular la temperatura de rocío. Esto se
indica con la salida en pantalla de un mensaje.
CALOR DE COMBUSTIÓN:
Para obtener el calor de combustión es necesario distinguir entre un sistema abierto y uno cerrado.
La ecuación de energía para flujo estacionario o sistema abierto es la ecuación (21) y la ecuación de
energía para un proceso a volumen constante o sistema cerrado es la ecuación (29).
Donde hT y uT son la entalpía y la energía interna respectivamente, a la temperatura especificada T y h298
y u298 son respectivamente la entalpía y la energía interna a la temperatura de referencia de 298 K
(537°R).
En el caso de los gases ideales, para obtener hT y uT se hace la lectura directa de las Tablas A6M –
A10M, respectivamente contenidas en el apéndice A3. Los valores de h298 y u298 también se obtienen de
estas tablas, pero para fines prácticos, se incluyen como dato dentro de la subrutina correspondiente.
Para el combustible, no se dispone de datos tabulados para evaluar el cambio de entalpía (hT – h298) por
lo que este se calcula a partir de la integración de cpdT, es decir,
h=
∫
T
T298
c p dT
donde cp es el calor específico del combustible a la temperatura T que es en general una función de T, y
se modela como un polinomio dado por
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
21
c p = A + BT + CT 2 + DT 3
de este modo,
BT 2 CT 3 DT 4
= ∫ c p dT = AT +
+
+
T298
2
3
4
T
h = h T − h 298
T
T298
donde A, B, C y D son los coeficientes para la ecuación, y se leen de la Tabla A1M contenida también en
el apéndice A3. Para evaluar el cambio de energía interna (uT – u298) del combustible, tampoco se dispone
de datos tabulados, por lo que se calcula a partir de la integración de cvdT, es decir,
u=
∫
T
T298
c v dT
considerando que se trata de gases ideales, se puede emplear la relación cv = cp – R, así
u=
∫
T
T298
(c p - R)dT =
∫
T
T298
T
c p dT − R ∫ dT
T298
Como puede verse, el primer término de la ecuación de la derecha es el cambio de entalpía (hT – h298),
que se calcula para el sistema abierto, por lo que para sistema cerrado se emplea esta misma expresión
y se hace la respectiva corrección, agregando el término – R(T – T298).
0
Para calcular el ∆hf,298 de los combustibles, también se utiliza un polinomio, que al igual que el anterior,
es función de la temperatura y cuyos coeficientes se encuentran en la Tabla A1M. La ecuación del
0
polinomio para evaluar el ∆hf, 298 es:
(
h 0f,298 = 1000.0 E + F * 298.0 + G * (298.0) 2
)
0
donde E, F y G son los coeficientes para la ecuación. En el caso de los gases ideales, el valor de ∆hf, 298
para cada uno de ellos se obtuvo de la Tabla A24M de la referencia [1], y para fines prácticos, se incluye
como dato dentro de la subrutina correspondiente.
De este modo, a través de las ecuaciones (21) y (29) es como se calcula el calor de combustión para los
sistemas abierto y cerrado respectivamente. Las unidades del calor de combustión son, kJ/kgmol de
combustible.
Aclaración: En caso de hallarse agua líquida en los productos, se hará una pequeña corrección a las
ecuaciones (21) y (29) agregándoles un factor que es la entalpía de vaporización hfg a esa temperatura.
Por tanto, para convertir datos en ambos sistemas, se tiene que partir de la ecuación (20),
0
0
∆hf (fase líquida) = ∆hf (fase gaseosa) – hfg = Evap
0
El ∆hf, 298 para el agua es un valor fijo calculado a la temperatura de 298.0 K, por lo que la entalpía de
0
vaporización será también un valor fijo a la misma temperatura siendo precisamente el ∆hf, 298 pero para
7
la fase líquida. Este factor , más la entalpía del agua a la temperatura de los productos, más la entalpía a
298.0 K, se multiplican por alpha(9) y se agrega a los productos.
7
La entalpía de vaporización para el agua líquida a la temperatura de 298.0 K es –285830.0 kJ/kgmol
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
22
ENTROPÍA:
Para calcular la entropía se utiliza la ecuación (27a). Ésta ecuación es válida tanto para sistema abierto
como para sistema cerrado, lo único que cambia es la presión de los productos, ya que como se indicó
anteriormente, para sistema abierto Pprod = Ptot y para sistema cerrado Pprod = Psal. La presión de salida de
los productos se calcula a partir de la ecuación (30).
0
Para evaluar el si, T de los combustibles, no se cuenta con datos tabulados, por lo que se calcula a partir
de:
T
c pR
T0
T
s i,0T = s 6 R + ∫
dT
donde cp es el calor específico del combustible a la temperatura T que es en general una función de T, R
es la constante universal de los gases ideales en kJ/kgmol K, s6 es la entropía estándar a 298.0 K y,
c p = s1 + s 2 T + s 3 T 2 + s 4 T 3 + s 5 T 4
de este modo,
s
0
i,T

s3T 2 s 4T 3 s 5T 4

= s 6 R + s 1ln(T) + s 2 (T) +
+
+
2
3
4



R

T0 
T
donde s1, s2, s3, s4, s5 y s6 son los coeficientes para la ecuación, y se leen de la Tabla A1M contenida
también en el apéndice A3.
Nuevamente, si se llegara a presentar agua líquida en los productos, se hará una pequeña corrección a
la ecuación (27a) agregando el término:
 18.02 * E vap
− α 9 
Tr





donde Evap es la entalpía de vaporización calculada a la temperatura de punto de rocío, Tr. Este factor se
agrega a los productos.
CAMBIO DE ENTROPÍA DEL SISTEMA, DE LOS ALREDEDORES Y ENTROPÍA TOTAL:
Al irse desarrollando una reacción de los reactivos a los productos, puede suscitarse una interacción
térmica entre el sistema y sus alrededores para así conservar el equilibrio. A modo de ecuación:
dS sist + dS alr ≥ 0
Si la temperatura de los alrededores tiene un valor fijo Talr, entonces dSalr = δQalr/Talr. Sustituyendo esta
relación en la ecuación anterior se llega a,
dS reacción +
δQ alr
≥0
Talr
donde δQalr = -δQsist, que es el calor de combustión calculado con las ecuaciones (21) o (29) y la
entropía de la reacción, dSreacción, se calcula con la ecuación (27a). Así la entropía total del sistema se
calcula con la ecuación anterior y como lo indica el signo, no debe ser menor que cero; de lo contrario se
estaría violando la Segunda Ley de la Termodinámica, dicho en otras palabras, se estaría destruyendo el
Universo.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
23
TEMPERATURA ADIABÁTICA DE FLAMA:
La temperatura adiabática de flama se calcula igualando a cero las ecuaciones (21) y (29). Los procesos
aritméticos para su obtención se presentan en el apéndice A1.
Aclaración: Cuando el usuario pide como objetivo que se calcule la temperatura adiabática de flama,
primero se calcula ésta, luego la temperatura de punto de rocío y al final la entropía; esto se debe a que
la temperatura de flama viene a ser en este caso, la temperatura de los productos que requieren los
demás procedimientos.
Nota: La temperatura adiabática de flama es mucho mayor que la temperatura de punto de rocío, por lo
que no hay moles de agua condensados y por lo tanto no hay datos que corregir.
PORCENTAJE DE AIRE PARA UNA TEMPERATURA ESPECÍFICA ADIABÁTICA DE FLAMA:
En la práctica siempre es útil poder determinar las condiciones de operación bajo las cuales deben
trabajar los equipos para obtener una mayor eficiencia. Por ejemplo, determinar la cantidad de aire que
se debe suministrar al sistema, para obtener una temperatura específica adiabática de flama.
Se sabe que para calcular la temperatura adiabática de flama se igualan a cero las ecuaciones de calor,
es decir, las ecuaciones (21) y (29).
Como puede observarse, es posible calcular los cambios totales de entalpía y de energía interna, ya que
se conocen tanto la temperatura de entrada8 como la temperatura de salida, que es precisamente la
temperatura adiabática de flama proporcionada por el usuario. Para obtener el cambio total de entalpía o
de energía interna del combustible, según sea el caso, no hay problema, ya que éstas cantidades se
calculan en otra subrutina a la temperatura correspondiente, y el dato se pasa como valor. Las únicas
incógnitas son entonces, los Ni, número de moles de cualquier producto o reactivo. Estos se calculan a
partir de la ecuación general de la reacción, la ecuación (11).
En la ecuación (11) se conoce todo, menos el valor de X, que es precisamente la cantidad de exceso de
aire que debe suministrarse al sistema para alcanzar la temperatura adiabática de flama deseada. Los
detalles para éste cálculo se encuentran en el apéndice A1.
Aclaraciones:
•
Debido a que la temperatura de flama es mucho mayor que la temperatura de rocío, no hay
condensación, por lo que no es necesario hacer correcciones por éste detalle.
•
Si el usuario llegara a teclear una temperatura de flama igual a la temperatura de entrada, el
programa pedirá que se ingrese de nuevo este dato, el cual debe ser mayor que la temperatura de
entrada pero menor que la temperatura adiabática de flama.
•
Si el usuario ingresa una temperatura de flama cercana a la temperatura de entrada, es posible
que la presión parcial del agua se encuentre fuera de rango, por lo que en vez de solicitar al usuario
que teclee una nueva temperatura, se le pedirá una nueva presión para así corregir la presión parcial y
con ella realizar los cálculos consiguientes. La consecuencia de ingresar una temperatura de flama
cercana a la temperatura de entrada, es que la cantidad de aire en exceso resulta ser demasiado
grande, esto es compatible con la teoría.
8
Taire para sistema abierto o Treact para sistema cerrado
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
24
FRACCIONES MOLARES DE LOS PRODUCTOS GASEOSOS:
Para obtener las fracciones molares de los productos gaseosos, se suman todos los moles gaseosos de
los productos. Luego, se toman los moles de cada componente y se dividen entre los moles totales.
Como su nombre lo indica, en este cálculo sólo intervienen los gases, el agua líquida, si es que llegara a
presentarse, queda excluida de la suma.
DISPONIBILIDAD, ψ :
La cantidad de energía disponible se calcula a partir de la ecuación (35). Como puede verse, las partes
de las que se compone ésta ecuación, se calculan en otros incisos, por lo que éstas se mandan a llamar
como valor y se efectúa la operación.
ANÁLISIS DE ORSAT:
Para llevar a cabo un Análisis de Orsat refiérase al apéndice A1. Dicho análisis es independiente de la
reacción, es decir, en vez de llamar a la subrutina Reacción para calcular las alphas (coeficientes de la
reacción química), se llama a subrutina Calcula_Orsat. Una vez que se obtienen las alphas, se realizan
los cálculos consiguientes.
ACLARACIÓN GENERAL
Al inicio del Programa, se pide al usuario que elija un sistema de unidades y una escala de temperatura.
Aparentemente, al continuar con dicho diagrama, no importa con qué unidades y en qué sistema se
trabaja, pero no es así; lo que sucede es que en cada subrutina donde se solicita al usuario que ingrese
un dato de temperatura o presión, inmediatamente después de la lectura de este, se llama a la subrutina
correspondiente de conversión de datos, obligando al programa a que trabaje en Sistema Internacional,
SI, y temperatura en K. Luego, al final del programa, al desplegar resultados, se recupera la información
que originalmente había proporcionado el usuario, efectuándose nuevamente la conversión de datos,
solicitando a la misma subrutina que se llamó con anterioridad a que realice esto.
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
Combustión
Todos los hidrocarburos son combustibles y
arden en el aire o en oxígeno para formar
dióxido de carbono y agua. Por ejemplo,
repentinamente hasta ser el cuádruplo de la
original. Esto causa golpeteo, disminuye la
potencia y aumenta el desgaste de la máquina.
C 8 H18 + 12 12 O 2 → 8CO 2 + 9H 2 O
Los motores de alta compresión, en los cuales
hay menos espacio en la parte alta del cilindro,
para que el émbolo ejerza una mayor presión
sobre la mezcla combustible, proporcionan
mayor potencia y una recuperación más
eficiente. Sin embargo, infortunadamente, a
medida que la relación de compresión aumenta,
la tendencia del golpeteo se incrementa
también. De aquí que se tuvieron que usar
durante mucho tiempo los motores de baja
compresión, hasta que se desarrollaron
gasolinas con buenas propiedades
de
antigolpeteo.
un octano
La combustión de hidrocarburos en un motor
de gasolina o de diesel, en un horno de
petróleo o en una estufa de gas, no es tan
completa como lo indica la ecuación anterior.
Debido a una reacción incompleta, algo de
monóxido de carbono, carbono (hollín) e
incluso algunos hidrocarburos, pueden formar
una apreciable fracción de los productos de la
combustión, dependiendo de la forma en que
ésta se lleve a cabo.
Los hidrocarburos de la gasolina tienen puntos
de ebullición suficientemente bajos como para
que la gasolina se transforme en vapor en el
motor. En la operación de un motor de
gasolina, la carrera descendente del pistón
introduce una mezcla de vapor de gasolina y
aire del cilindro. Esta mezcla se comprime a un
volumen pequeño en la parte superior del
cilindro por la acción de la carrera ascendente
del pisón. Cuando el pistón se aproxima al final
de su carrera ascendente, un sistema de
regulación de la ignición produce una chispa
por medio de una bujía que incendia la gasolina.
Los gases calientes en expansión empujan el
pistón hacia abajo, haciendo girar el cigüeñal.
Para que el motor funcione uniformemente, la
combustión debe iniciarse en el instante
apropiado en la zona de la bujía, y debe
desplazarse a través de la mezcla gaseosa a
una velocidad rápida, pero uniforme. Para
gasolina directa, la velocidad de combustión
tiende
a
ser
uniforme
hasta
que
probablemente se han consumido tres cuartos
de gasolina; la velocidad se acelera entonces
Índice de octano. Un gran porcentaje de las
moléculas de la gasolina directa o normal son
del tipo sin ramificar, que es la clase de
hidrocarburos que produce golpeteo. Los
hidrocarburos cuyas moléculas son del tipo
ramificado,
tienen
características
de
antigolpeteo. Para medir las propiedades de
golpeteo de la gasolina, se seleccionaron dos
hidrocarburos puros como patrones de
comparación. Uno de ellos, el heptano, es de
tipo sin ramificar; el otro, el 2, 2, 4trimetilpentano (isooctano), es ramificado.
Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial : Tema especial
A estos hidrocarburos se les asignaron índices
de octano de 0 y 100, respectivamente.
Cuando se está clasificando una gasolina, en un
motor de pruebas se ensayan diversas mezclas
de los dos hidrocarburos patrón, hasta
determinar cuál es la que produce el mismo
golpeteo que la gasolina que se está probando.
El porcentaje de isooctano en la mezcla tipo
se toma entonces como el índice de octano de
dicha gasolina. Por ejemplo, una gasolina de 70
octanos da el mismo golpeteo en los motores
de prueba que una mezcla de 30 % de heptano
y 70 % de isooctano. Nótese que no se
determina si la gasolina contiene en realidad
cualquier heptano e isooctano .
Al añadir tetraetilo de plomo, Pb(C2H5)4, a la
gasolina, en concentraciones hasta de 0.01 %,
se inhibe el golpeteo. Aunque en muchos países
ya casi ha desaparecido la gasolina con
tetraetilo de plomo, en otros todavía se sigue
usando en grandes cantidades. Puesto que los
compuestos de plomo contribuyen a la
contaminación del aire, su uso en gasolinas es
cada día más limitado.
Las gasolinas producidas a partir de alcanos
con métodos químicos de cracking y
aromatización están constituidas en su mayor
parte de hidrocarburos de cadena ramificada
o aromáticos. Son gasolinas de alto octanaje.
Al mezclarlas con gasolinas directas se logran
obtener combustibles sin plomo con octanajes
desde 84 hasta 90 y más.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
III.
25
RESULTADOS (PRUEBAS DEL PROGRAMA) Y SU INTERPRETACIÓN
Para validar el programa “Combustión” primero se analizará un combustible y a partir de éste se hará la
comparación con los demás carburantes presentados en el programa de cómputo. Estos por supuesto
presentan la misma tendencia, ubicándose unos sobre otros, dependiendo del número de carbonos que
presentan en su estructura molecular.
Prueba No. 1
Descripción del Problema: Durante un proceso isotérmico de combustión se quema metano gaseoso
con aire a una presión de 1 bar y 298 K. Suponga las siguientes condiciones:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
Combustión completa con aire seco estequiométrico
Combustión completa con exceso de aire seco (X = 50%)
Combustión incompleta (z = 50%) con aire seco estequiométrico
Combustión completa con aire húmedo (ϕ = 50%) estequiométrico
Combustión incompleta con exceso de aire seco (z = X = 50%)
Combustión completa con exceso de aire húmedo (X = ϕ = 50%)
Combustión incompleta con aire húmedo (z = ϕ = 50%) estequiométrico, y
Combustión incompleta con exceso de aire húmedo (z = X = ϕ = 50%)
Y determine para cada uno de los casos anteriores:
i)
ii)
iii)
iv)
v)
vi)
vii)
viii)
ix)
Los moles de H2O condensada por mol de combustible quemado
La relación aire-combustible en kgmol de aire/kgmol de CH4
La temperatura de rocío de la mezcla de los gases producto en K
La cantidad de calor transferida en kJ/kgmol de CH4
El cambio en la entropía de la reacción en kJ/kgmol de CH4 K
El cambio en la entropía de los alrededores en kJ/kgmol de CH4 K
El cambio de entropía total del proceso en kJ/kgmol de CH4 K
La irreversibilidad de la reacción en kJ/kgmol de CH4, y
El trabajo óptimo en kJ/kgmol de CH4
Tanto para sistema abierto como para sistema cerrado. En el caso del sistema cerrado, considere que la
temperatura de los reactivos es de 298 K.
Ejecución de la prueba:
Resultados: A continuación se muestran las reacciones de combustión balanceadas presentadas por el
programa para cada uno de los procesos indicados en los incisos a) hasta h);
Reacciones de combustión para el sistema abierto:
a)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 → 1.00CO 2 + 0.28H 2 O (g) + 7.52N 2 + 1.72H 2 O (l)
b)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 → 1.00O 2 + 1.00CO 2 + 0.43H 2 O (g) + 11.28N 2 + 1.57H 2 O (l)
c)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 →
→ 0.50CO + 0.50CO 2 + 0.25O 2 + 0.28H 2 O (g) + 7.52N 2 + 1.72H 2 O (l)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
26
d)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 + 9.43X10 −2 H 2 O →
→ 1.00CO 2 + 0.28H 2 O (g) + 7.52N 2 + 1.82H 2 O (l)
e)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 →
→ 1.25O 2 + 0.50CO + 0.50CO 2 + 0.44H 2 O (g) + 11.28N 2 + 1.56H 2 O (l)
f)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 + 1.41X10 −1 H2 O →
→ 1.00O 2 + 1.00CO 2 + 0.43H 2 O (g) + 11.28N 2 + 1.71H 2 O (l)
g)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 + 9.43X10 −2 H 2 O →
→ 0.50CO + 0.50CO 2 + 0.25O 2 + 0.28H 2 O (g) + 7.52N 2 + 1.81H 2 O (l)
h)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 + 1.41X10 −1H 2 O →
→ 1.25O2 + 0.50CO + 0.50CO2 + 0.44H2O(g) + 11.28N2 + 1.70H2O(l)
Los resultados de los incisos en romano (i) hasta (ix) para cada uno de los procesos anteriores se
presentan a continuación de forma tabular, y el análisis de los mismos se muestra posteriormente.
Sistema Abierto
Datos
Inciso (a)
Todo gas
Inciso (a)
Inciso (b)
Inciso (c)
Inciso (d)
Inciso (e)
Inciso (f)
Inciso (g)
Inciso (h)
X
0
0
50
0
0
50
50
0
50
Z
0
0
0
50
0
50
0
50
50
ϕ
0
0
0
0
50
0
50
50
50
Resultados
Moles de agua
condensados
Relación:
Aire-combustible
Temperatura
de rocío
Calor
Transferido
Entropía de la
Reacción
Entropía de los
Alrededores
Cambio de
entropía total
-802344.25 -878203.06 -871408.75 -736351.19 -882352.88 -729556.94 -877633.56 -740501.00 -735781.69
Trabajo óptimo
-800816.88 -704282.44 -714548.88 -580546.56 -698433.56 -589607.19 -705572.44 -574685.44 -580618.44
Irreversibilidad
800816.88
0.000
1.724
1.569
1.716
1.818
1.561
1.711
1.810
1.703
9.52
9.52
14.28
9.52
9.61
14.28
14.42
9.61
14.42
332.04
332.04
324.23
331.51
332.90
323.92
325.40
332.36
325.08
-5.13
-583.63
-526.38
-522.83
-617.18
-469.63
-577.39
-556.43
-520.68
2692.43
2946.99
2924.19
2470.98
2960.92
2448.18
2945.08
2484.90
2469.07
2687.30
2363.36
2397.81
1948.14
2343.74
1978.55
2367.69
1928.47
1948.38
704282.44
714548.88
580546.56
698433.56
589607.19
705572.44
574685.44
580618.44
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
27
ANÁLISIS DE RESULTADOS (sistema abierto):
Frecuentemente en los libros de texto, se hace la consideración de que a 298 K, todos los productos de
combustión son gases ideales. La realidad es que a esa temperatura, que es menor que la temperatura
de rocío, existen moles de agua condensada en los productos de la combustión. Es con esta última
consideración, que se cotejan los resultados vertidos por el programa de cómputo.
La diferencia entre obtener agua líquida o gaseosa en los productos de la combustión, se puede apreciar
observando el calor obtenido a través de la quema del combustible, esto es, cuando se supone que toda
el agua formada es vapor, ésta debió absorber 44010 kJ por cada mol de agua formada de la energía
generada por la reacción para alcanzar dicha fase, es decir, estos 44010 kJ es la energía que se
consume para contrarrestar las fuerzas de atracción de tal manera que las moléculas de agua puedan
separarse como moléculas de gas. A ésta energía, como se había mencionado anteriormente, se le
conoce como calor de vaporización y al calor total producido por la reacción, se le llama poder calorífico
inferior del combustible.
Por otro lado, cuando se halla agua líquida en los productos de la combustión, se liberan 44010 kJ a los
alrededores, por cada mol de agua condensada. Esta energía se conoce como calor de condensación,
que como se nota, es idéntica a la anterior, pero en vez de absorberse, se desprende. Al calor total así
concebido se le conoce simplemente como calor de combustión y disminuirá su valor conforme lo haga el
número de moles de agua condensada, o dicho de otro modo, el hecho de que haya menos agua líquida
en los productos de la combustión, significa que se tomó más calor del generado por la reacción para
evaporar dichos moles, por lo que el valor del calor de combustión, se ve disminuido.
De acuerdo a la convención de signos, se tiene que la entrega de calor hacia el sistema se considera
positiva, en este caso, en que el sistema es la reacción de combustión, el signo negativo en el calor de
combustión, se refiere a lo contrario, es decir, la reacción es la que cede energía en forma de calor hacia
los alrededores.
Nota: Generalmente, el calor de vaporización o entalpía de vaporización del agua, toma como referencia
su punto de ebullición, que es de 100 °C9; en este caso el valor de 44010 kJ corresponde al estado de
referencia de 25 °C y 1 atm.
Otra consecuencia de tener agua condensada en los productos, es la variación de la entropía. Como se
sabe, la entropía es el grado de desorden que experimentan los átomos, por los cambios de energía del
sistema con respecto a las fuerzas de atracción entre las partículas. Centrándose en esto, se puede
deducir que el agua en forma de gas a 298 K tiene mayor entropía que el agua líquida a la misma
temperatura, esto debido a que las moléculas en el gas se encuentran más separadas y desordenadas
que en el estado líquido. Como desenlace de lo antepuesto, habrá una disminución del cambio en la
entropía total de la reacción, siendo ésta cada vez más negativa, conforme más ordenado se encuentre
el sistema, esto a temperaturas menores de la temperatura de rocío.
Nota: El cambio negativo de la entropía de la reacción no constituye una violación de la segunda ley, ya
que ésta no representa a la entropía total generada la cual incluye también a la entropía producida por los
alrededores.
Pero el número de moles de agua condensados no es la única variable de la cual dependen el calor y la
variación en la entropía de la reacción; estos también están en función de otras cantidades, tales como al
exceso de aire y la incompletes de la reacción por mencionar algunas de ellas. Si la tabla de resultados
se ordenara en función del número de moles de agua líquida, se apreciaría que conforme disminuyen
estos, disminuye la temperatura de rocío, T r, véase el Gráfico 1, ya que la fracción de vapor de agua es
menor y por consiguiente lo es también la presión parcial. No así el calor de combustión y la variación en
la entropía de la reacción.
9
A 100 °C el valor del calor de vaporización es de 4066 kJ por cada mol de agua evaporada. Como puede ver, la
diferencia entre un estado de referencia y otro es apreciable en cierta medida.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
ϕ
z, ϕ
2.0
ideal
X, ϕ
z
28
X, z, ϕ
X, z
1.561
1.569
1.703
1.711
1.716
1.724
1.5
1.81
1.818
X
moles
condensados
332.36
0.1287830
325.4
0.1308901
331.51
0.1366460
0.1901141
332.04
0.1388612
332.9
0.1857010
0.0
0.1927685
0.5
0.1973088
1.0
325.08
324.23
Pv
323.92
Tr (K)
Gráfico 1: Variación de la Pv y de la Tr en función del número de moles de agua condensada
-450
-650
-522.83
z, ϕ
-556.43
X, ϕ
-526.38
ideal
-577.39
ϕ
-583.63
-550
-600
z
X
X, z, ϕ
-520.68
-500
-469.63
X, z
-617.18
sreac (kJ/kgmol de CH4 K)
-400
variables
que
intervienen
en el
proceso
de
com bustión
-882353 -878203 -877634 -871409 -740501 -736351 -735782 -729557
q (kJ/kgmol de CH4)
Gráfico 2: Variación de la entropía de la reacción en función del calor de combustión
En el Gráfico 2, puede observarse que el máximo calor obtenido pertenece al de menor entropía de la
reacción, para el caso de la reacción completa con aire húmedo teórico, es decir, al haber condensación
de vapor de agua, el agua cede calor a los alrededores, aumentando con ello el calor de combustión. Le
sigue el caso ideal, inciso (a), la reacción con exceso de aire húmedo, inciso (f), y la reacción con exceso
de aire seco, inciso (b). Aunque el exceso de aire es un factor importante en la pérdida de calor, no lo es
tanto como el porcentaje de C que aparece como CO en los productos, en la combustión incompleta,
inciso (c), ya que aunque ésta pérdida puede ser abatida por la humedad relativa, inciso (g), su
combinación con el exceso de aire, inciso (e), ocasiona un aumento considerable en el valor de la
entropía y por consiguiente una disminución del calor de combustión. Por supuesto, ésta pérdida de calor
puede ser abatida nuevamente, introduciendo agua en el sistema, inciso (h).
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
29
2924.19
z, ϕ
2484.9
2500
2250
2000
z
X, z, ϕ
X, z
2448.18
X
2469.07
X, ϕ
2470.98
ideal
2945.08
2750
ϕ
2946.99
salred (kJ/kgmol de CH4 K)
3000
2960.92
Como puede verse en la tabla de resultados, dependiendo de los factores que actúen en el proceso,
parece ser que el que más impera aumentando la entropía de la reacción es z, es decir, el porcentaje de
carbón que aparece como CO en los productos de la combustión, después le sigue X, el porcentaje de
exceso de aire. Por el contrario, el agua contenida en el aire húmedo, caracterizada por la humedad
relativa ϕ, disminuirá la variación en la entropía de la reacción elevando el calor de combustión, tanto
como se lo permitan las otras dos variables.
variables
que
intervienen
en el
proceso
de
com bustión
-882353 -878203 -877634 -871409 -740501 -736351 -735782 -729557
q (KJ/kgmol de CH4)
Gráfico 3: Variación del cambio en la entropía de los alrededores en función del calor de combustión
Ya que la variación de entropía de los alrededores es directamente proporcional al calor de combustión,
pero con signo opuesto, y dividida entre la temperatura de los alrededores, aumentará o caerá acorde lo
haga el calor de combustión si la temperatura ambiente se mantiene constante.
X
2397.81
X, ϕ
2367.69
ideal
2363.36
2350
2343.74
1600
X, z, ϕ
X, z
1978.55
z
1948.38
1850
z, ϕ
1948.14
2100
1928.47
stot (kJ/kgmol de CH4 K)
ϕ
variables
que
intervienen
en el
proceso
de
com bustión
-882353 -878203 -877634 -871409 -740501 -736351 -735782 -729557
q (KJ/kgmol de CH4)
Gráfico 4: Variación del cambio en la entropía total en función del calor de combustión
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
30
-690000
-740000
ϕ
ideal
X, ϕ
-580618.4
-589607.2
-580546.6
-574685.4
-640000
z
X, z, ϕ
X, z
-714548.9
z, ϕ
-705572.4
-590000
-704282.4
-540000
-698433.6
W ópt (kJ/kgmol de CH4)
Del mismo modo, la variación en la entropía total, está en función tanto de la variación en la entropía de
los alrededores como en la entropía de la reacción, y variará según predomine una u otra.
variables
que
intervienen
en el
proceso
de
com bustión
X
-882353 -878203 -877634 -871409 -740501 -736351 -735782 -729557
q (KJ/kgmol de CH4)
Gráfico 5: Variación del trabajo óptimo en función del calor de combustión
El trabajo óptimo es el negativo de la variación en la entropía total multiplicada por la temperatura de los
alrededores, por lo que el Gráfico 5 es el reflejo del Gráfico 4, ampliado claro está, por la temperatura de
los alrededores.
500000
714548.88
X, z
589607.19
X, z, ϕ
580618.44
z, ϕ
z
580546.56
550000
X
574685.44
600000
X, ϕ
705572.44
650000
ideal
704282.44
700000
698433.56
Irrev (kJ/kgmol de CH4)
ϕ
variables
que
intervienen
en el
proceso
de
com bustión
-882353 -878203 -877634 -871409 -740501 -736351 -735782 -729557
q (KJ/kgmol de CH4)
Gráfico 6: Variación de la irreversibilidad de la reacción en función del calor de combustión
Al mismo tiempo, la irreversibilidad de la reacción es el negativo del trabajo óptimo, en consecuencia, el
Gráfico 6 es el reflejo del Gráfico 5.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
31
Reacciones de combustión para Sistema Cerrado:
a)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 → 1.00CO 2 + 0.28H 2 O (g) + 7.52N 2 + 1.72H 2 O (l)
b)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 → 1.00O 2 + 1.00CO 2 + 0.43H 2 O (g) + 11.28N 2 + 1.57H 2 O (l)
c)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 →
→ 0.50CO + 0.50CO 2 + 0.25O 2 + 0.28H 2 O (g) + 7.52N 2 + 1.72H 2 O (l)
d)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 + 9.43X10 −2 H 2 O →
→ 1.00CO 2 + 0.28H 2 O (g) + 7.52N 2 + 1.82H 2 O (l)
e)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 →
→ 1.25O 2 + 0.50CO + 0.50CO 2 + 0.43H 2 O (g) + 11.28N 2 + 1.57H 2 O (l)
f)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 + 1.41X10 −1 H2 O →
→ 1.00O 2 + 1.00CO 2 + 0.43H 2 O (g) + 11.28N 2 + 1.71H 2 O (l)
g)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 + 9.43X10 −2 H 2 O →
→ 0.50CO + 0.50CO 2 + 0.25O 2 + 0.28H 2 O (g) + 7.52N 2 + 1.82H 2 O (l)
h)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 + 1.41X10 −1H 2 O →
→ 1.25O 2 + 0.50CO + 0.50CO 2 + 0.43H 2 O (g) + 11.28N 2 + 1.71H 2 O (l)
ANÁLISIS DE RESULTADOS (sistema cerrado):
Se esperaría que las reacciones de combustión fueran las mismas tanto para sistema abierto, como para
sistema cerrado10 bajo las mismas condiciones de operación. Sin embargo, ésta afirmación es auténtica
sólo cuando la temperatura de los productos de combustión es superior a la temperatura de rocío.
Matemáticamente puede comprobarse que en este caso en que la presión de entrada es de 1 bar y el
proceso se lleva a cabo de forma isotérmica, la presión de salida sólo depende del número de moles de
los productos de combustión y de los reactivos por lo que al llevarse a cabo la reacción de forma
incompleta el número de moles de los productos de combustión es superior al de los reactantes
aumentando en consecuencia la presión de salida.
Recuerde que originalmente la presión de salida se calcula considerando que todos los productos de la
combustión son gases ideales; por otro lado la presión parcial del vapor de agua también es un poco
mayor debido precisamente a que la presión de los productos es mayor que la de los reactivos. Con ésta
presión se calcula la temperatura de rocío que debe ser ligeramente superior que para el sistema abierto.
Otra consecuencia del aumento de presión, se debe a la compresión de los gases de combustión, que al
realizarse el proceso a volumen constante, provoca que aumente la condensación del vapor de agua. No
Para apreciar ésta diferencia es necesario considerar por lo menos tres cifras decimales, pero no es posible
añadirlas por falta de espacio.
10
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
32
obstante, esta no es la presión real de los productos de combustión, ya que en ella sólo deben intervenir
gases. Al ser ésta calculada nuevamente, excluyendo los moles de agua condensada, resulta ser menor
que la de los reactivos, teniendo como resultado una disminución de la variación en la entropía.
Tomando nuevamente como base el número de moles de agua condensada, se halla que la tendencia de
los valores en el número de moles es la misma que para el sistema abierto, es decir, conforme disminuye
la variación en la entropía de la reacción, aumenta el calor de combustión; del mismo modo, las demás
variables de salida, por supuesto, están en función de estos dos parámetros variando de acuerdo a como
lo hagan ellos. Vea la tabla de resultados correspondiente al sistema cerrado.
Sistema Cerrado
Datos
Inciso (a)
Todo gas
Inciso (a)
Inciso (b)
Inciso (c)
Inciso (d)
Inciso (e)
Inciso (f)
Inciso (g)
Inciso (h)
X
0
0
50
0
0
50
50
0
50
Z
0
0
0
50
0
50
0
50
50
ϕ
0
0
0
0
50
0
50
50
50
Resultados
Moles de agua
condensados
Relación:
Aire-combustible
Temperatura de
condensación
Presión de los
Productos
Calor transferido
Entropía de la
Reacción
Entropía de los
Alrededores
Cambio de
entropía total
0
1.724
1.569
1.722
1.818
1.568
1.711
1.817
1.710
9.52
9.52
14.28
9.52
9.61
14.28
14.42
9.61
14.42
332.04
332.04
324.23
332.04
332.90
324.23
325.40
332.90
325.40
1.00
0.84
0.90
0.86
0.83
0.91
0.89
0.85
0.91
-802344.25 -873932.50 -867520.69 -733003.06 -877848.69 -726611.13 -873395.06 -736916.81 -732482.69
-5.13
-589.50
-534.00
-531.88
-623.32
-479.27
-585.62
-565.80
-530.98
2692.43
2932.66
2911.14
2459.74
2945.80
2438.29
2930.86
2472.88
2458.00
2687.30
2343.16
2377.14
1927.87
2322.49
1959.02
2345.24
1907.08
1927.02
Trabajo óptimo
-800816.88 -698262.50 -708389.06 -574503.88 -692100.63 -583787.56 -698880.06 -568308.44 -574251.75
Irreversibilidad
800816.88
698262.50
708389.06
574503.88
692100.63
583787.56
698880.06
568308.44
Para percibir mejor la diferencia entre el sistema abierto y el sistema cerrado vea el gráfico siguiente.
574251.75
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
33
-878203 -871409
-520.68
z, ϕ
-530.98
-565.80
X, ϕ
entropía de la
reacción
(sistema abierto)
X, z, ϕ
ϕ
-736351 -882353
-556.43
-585.62
-479.27
-469.63
-531.88
-623.32
X, z
-577.39
ideal
z
-617.18
X
-522.83
-526.38
-583.63
-589.50
-534.00
entropía de la
reacción
(sistema cerrado)
-729557
-877634 -740501
-735782
q (kJ/kgmol de CH4)
Gráfico 7: Comparación de la variación en la entropía de la reacción en función del calor de combustión
entre el sistema abierto y el sistema cerrado
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
34
Prueba No. 2
Descripción del Problema: Repita la Prueba No. 1 suponiendo que la temperatura de los productos de
combustión es de 500 K.
Ejecución de la prueba:
Resultados: Los resultados para esta prueba se presentan del mismo modo que para la Prueba No. 1.
Reacciones de combustión:
a)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 → 1.00CO 2 + 2.00H 2 O (g) + 7.52N 2 + 0.00H 2 O (l)
b)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 → 1.00O 2 + 1.00CO 2 + 2.00H 2 O (g) + 11.28N 2 + 0.00H 2 O (l)
c)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 →
→ 0.50CO + 0.50CO 2 + 0.25O 2 + 2.00H 2 O (g) + 7.52N 2 + 0.00H 2 O (l)
d)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 + 9.43X10 −2 H 2 O →
→ 1.00CO 2 + 2.09H 2 O (g) + 7.52N 2 + 0.00H 2 O (l)
e)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 →
→ 1.25O 2 + 0.50CO + 0.50CO 2 + 2.00H 2 O (g) + 11.28N 2 + 0.00H 2 O (l)
f)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 + 1.41X10 −1 H2 O →
→ 1.00O 2 + 1.00CO 2 + 2.14H 2 O (g) + 11.28N 2 + 0.00H 2 O (l)
g)
CH 4 + 2O 2 + 7.52N 2 + 9.43X10 −2 H 2 O →
→ 0.50CO + 0.50CO 2 + 0.25O 2 + 2.09H 2 O (g) + 7.52N 2 + 0.00H 2 O (l)
h)
CH 4 + 3O 2 + 11.28N 2 + 1.41X10 −1H 2 O →
→ 1.25O 2 + 0.50CO + 0.50CO 2 + 2.14H 2 O (g) + 11.28N 2 + 0.00H 2 O (l)
ANÁLISIS DE RESULTADOS (sistema abierto, prueba a Tprod = 500 K)
Como se esperaba, debido a que la temperatura de los productos es mayor que la temperatura de rocío,
ya no hay agua condensada, y en los casos en que se suministra un porcentaje de humedad relativa al
sistema, ésta agua pasa tal cual a los productos en forma de vapor siendo idénticas las reacciones de
combustión para sistema abierto y para sistema cerrado.
A continuación se muestran los resultados de los incisos (i) hasta (ix) tanto para sistema abierto como
para sistema cerrado, donde se excluyen de la tabla las filas de moles de agua condensada, por obvias
razones; la de relación aire combustible y la de temperatura de punto de rocío ya que estas son idénticas
a las de la Prueba No. 1 para el sistema abierto.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
35
Sistema Abierto
(prueba para Tprod = 500 K)
Datos
Inciso (a)
Inciso (b)
Inciso (c)
Inciso (d)
Inciso (e)
Inciso (f)
Inciso (g)
Inciso (h)
X
0
50
0
0
50
50
0
50
Z
0
0
50
0
50
0
50
50
ϕ
0
0
0
50
0
50
50
50
Resultados
Calor
Transferido
Entropía de la
Reacción
Entropía de los
Alrededores
Cambio de
entropía total
-735724.00 -707406.88 -593898.50 -735071.13 -565581.38 -706427.56 -593245.63 -564602.06
Trabajo óptimo
-784989.38 -782939.50 -660915.88 -783831.00 -657595.19 -781415.19 -659812.94 -656076.56
Irreversibilidad
784989.38
165.15
253.47
224.89
163.62
308.77
251.64
223.38
306.96
2468.87
2373.85
1992.95
2466.68
1897.92
2370.56
1990.76
1894.64
2634.02
2627.31
2217.84
2630.31
2206.70
2622.20
2214.14
2201.66
782939.50
660915.88
783831.00
657595.19
781415.19
659812.94
656076.56
Para poder apreciar las diferencias entre una temperatura y otra, se presenta la siguiente tabla, en la que
están contenidos el calor de combustión y la variación en la entropía de la reacción.
Tprod = 298 K
Calor
Transferido
Entropía de la
Reacción
Tprod = 500 K
Calor
Transferido
Entropía de la
Reacción
Inciso (d)
Inciso (a)
Inciso (f)
Inciso (b)
Inciso (g)
Inciso (c)
Inciso (h)
Inciso (e)
-882352.88 -878203.06 -877633.56 -871408.75 -740501.00 -736351.19 -735781.69 -729556.94
-617.18
-583.63
-577.39
-526.38
-556.43
-522.83
-520.68
-469.63
Inciso (a)
Inciso (d)
Inciso (b)
Inciso (f)
Inciso (c)
Inciso (g)
Inciso (e)
Inciso (h)
-735724.00 -735071.13 -707406.88 -706427.56 -593898.50 -593245.63 -565581.38 -564602.06
165.15
163.62
253.47
251.64
227.89
223.38
308.77
306.96
Como se puede observar en las tablas de resultados de ambos casos, al no haber agua condensada en
los productos, la variación en la entropía de la reacción pasa de negativa a positiva. Por otro lado, el calor
de combustión invierte el tamaño de su valor con respecto a los valores presentados en la Prueba No. 1,
es decir, el calor de combustión en el inciso (d) ahora es menor que el del inciso (a), el inciso (f) con el
inciso (b), el inciso (g) con el inciso (c), y el inciso (h) con el inciso (e); ya que ahora todos los moles de
agua en los productos de la combustión, deben ser llevados a la fase vapor, y para ello tomarán parte de
la energía generada por la reacción para alcanzar dicha fase, disminuyendo así el calor de combustión.
En la Prueba No. 1, se explicó que al disminuir la variación en la entropía de la reacción se elevaba el
calor de combustión, en este caso, al aumentar la variación en la entropía de la reacción aumenta el calor
de combustión.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
36
En la tabla anterior, a 500 K, puede notar que la variación en la entropía de la reacción parece no tener
un orden específico, sin embargo, si ésta se organizara ascendentemente, se encontraría que conforme
aumenta la temperatura de los productos, X afecta más que z y el inciso (c) comienza a intercambiarse
con el inciso (b) y, al seguir aumentado la temperatura, el inciso (g) empieza a intercambiarse con el
inciso (f) y de nuevo, al seguir aumentando dicha temperatura, el inciso (f) empieza a intercambiarse con
el inciso (c). Es decir, conforme aumenta la temperatura de los productos de combustión, el factor
predominante en la variación de la entropía es X, aminorada por ϕ. Vea los Gráficos 8 y 9. En el gráfico 9
sólo se incluyen X, z y sus combinaciones con ϕ, ya que son las variaciones más notorias.
200
sreac (kJ/kgmol de CH4 K)
50
298
-100
308
318
328
338
348
-250
ideal
z
X
-400
ϕ
-550
X, z
X, jϕ
X,
z, jϕ
z,
-700
Tprod (K)
Gráfico 8: Variación en la entropía de la reacción para dos temperaturas de salida de los productos de
combustión, (para sistema abierto)
200
z
X
sreac (kJ/kgmol de CH4 K)
50
298
-100
308
318
X, ϕ
328
z, ϕ
338
348
-250
X
-400
z
-550
-700
X, ϕ
z, ϕ
Tprod (K)
Gráfico 9: Variación en la entropía de la reacción para dos temperaturas de salida de los productos de
combustión, (para sistema abierto)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
37
Sistema Cerrado
(prueba para Tprod = 500 K)
Datos
Inciso (a)
Inciso (b)
Inciso (c)
Inciso (d)
Inciso (e)
Inciso (f)
Inciso (g)
Inciso (h)
X
0
50
0
0
50
50
0
50
Z
0
0
50
0
50
0
50
50
ϕ
0
0
0
50
0
50
50
50
Resultados
Temperatura de
Condensación
Presión de los
Productos
Calor
Transferido
Entropía de la
Reacción
Entropía de los
Alrededores
Cambio de
entropía total
343.63
335.14
343.63
344.45
335.14
336.45
344.45
336.45
1.68
1.68
1.72
1.68
1.71
1.68
1.72
1.71
-753384.13 -733057.00 -612597.25 -752889.38 -592270.13 -732315.00 -612102.50 -591529.13
211.35
326.41
285.03
210.70
392.57
326.18
284.43
392.41
2528.13
2459.92
2050.70
2526.47
1987.48
2457.43
2054.04
1984.99
2739.49
2786.33
2340.73
2737.17
2380.06
2783.61
2338.47
2377.40
Trabajo óptimo
-816367.5
-830327.31 -697537.31 -815677.19 -709257.38 -829516.19 -696862.75 -708466.13
Irreversibilidad
816367.5
830327.31
697537.31
815677.19
709257.38
829516.19
696862.75
708466.13
ANÁLISIS DE RESULTADOS (sistema cerrado, prueba a Tprod = 500 K)
Con respecto a la Prueba No.1 y con base a la ecuación (30), se puede advertir que ahora la presión de
salida, no sólo es función del número de moles de los productos de la combustión y de los reactivos, sino
también de la temperatura de los productos, ya que este no es un proceso isotérmico. Calculadamente se
ve que ésta aumenta y como consecuencia también lo hace la presión parcial y la temperatura de
condensación. Simultáneamente, el desarrollo del calor de combustión, y de la variación en la entropía de
la reacción, es semejante al del sistema abierto. Claro esta que, los valores para el sistema cerrado son
un poco mayores que los del anterior, a causa del aumento de presión a la salida. Si tiene dudas al
respecto vea la tabla siguiente, donde se resumen el calor de combustión y la variación en la entropía de
la reacción para cada uno de los incisos presentados, a las dos diferentes temperaturas.
Tprod = 298 K
Calor
Transferido
Entropía de la
Reacción
Tprod = 500 K
Calor
Transferido
Entropía de la
Reacción
Inciso (d)
Inciso (a)
Inciso (f)
Inciso (b)
Inciso (g)
Inciso (c)
Inciso (h)
Inciso (e)
-877848.69 -873932.50 -873395.06 -867520.69 -736916.81 -733003.06 -732482.69 -726611.13
-623.32
-589.50
-585.62
-534.00
-565.80
-531.88
-530.98
-479.27
Inciso (a)
Inciso (d)
Inciso (b)
Inciso (f)
Inciso (c)
Inciso (g)
Inciso (e)
Inciso (h)
-753384.13 -752889.38 -733057.00 -732315.00 -612597.25 -612102.50 -592270.13 -591529.13
211.35
210.70
326.41
326.18
285.03
284.43
392.57
392.41
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
38
Tal vez se pregunte, ¿qué pasa si la temperatura de los productos sigue aumentando sin límite?. De
hecho la temperatura no puede ir más allá de la temperatura de flama, debido a que ésta es la máxima
temperatura que se alcanza en la reacción. No obstante, teóricamente, con base a la segunda ley de la
termodinámica, esta temperatura puede seguir aumentando hasta que la variación en la entropía total se
haga cero, lo cual nunca sucederá realmente ya que estas reacciones de combustión son totalmente
irreversibles.
En los siguientes Gráficos puede observar las variaciones de las que se habló con anterioridad; también
podrá advertir que éstas se siguen dando, quedando en ocasiones unas curvas sobre otras, tal como se
muestra a continuación.
500000
X, ϕ
X, z, ϕ
250000
X
z, ϕ
z
ϕ
q (kJ/kgmol de CH4)
ideal
0
298
798
1298
1798
2298
2798
-250000
X, z
-500000
-750000
-1000000
Tprod (K)
Gráfico 10: Variación del calor de combustión en función de la temperatura de los productos de combustión
(para sistema abierto)
Nota: Debido a que los casos en los que interviene la humedad relativa ϕ tienen un comportamiento
aparentemente paralelo a otros casos donde están involucrados otros factores como exceso de aire X y
combustión incompleta z, es decir, la curva en donde interviene ϕ es “paralela” al caso de la reacción
ideal; la curva en donde intervienen los factores (X, z, ϕ) es “paralela” a (X, z); la de los factores (X, ϕ) es
“paralela” a (X); y la de (z, ϕ) es “paralela” a (z); de aquí en adelante las curvas en donde interviene la
humedad relativa ϕ se excluirán de los gráficos que se estudiaran posteriormente.
Como se esperaba, al aumentar la temperatura de los productos de combustión, disminuye el calor de
combustión, debido justamente a que para calentar los productos a esa temperatura, se tomó la cantidad
de energía equivalente al calor que falta. Gráficamente pareciera que sucede lo contrario, pero recuerde
que el calor va acompañado del signo que indica si éste calor proviene del sistema o es recibido por él.
En éste gráfico se puede apreciar también que la temperatura en la cual el calor de combustión se hace
cero, es justamente la temperatura adiabática de flama, para cada uno de los incisos presentados en
ambas pruebas, que la máxima temperatura adiabática de flama corresponde al caso ideal seguido de la
combustión completa con aire teórico húmedo y que ésta va disminuyendo conforme se toman en cuenta
más factores que alteran el sistema.
Nota: La combinación de la humedad relativa con las otras perturbaciones, (X y z), no afecta en gran
medida a la contribución de estos factores, ya que como puede apreciar a través del gráfico anterior,
éstas curvas no son muy diferentes de los casos sin humedad.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
39
X, z
X
sreac (kJ/kgmol de CH4 K)
900
z
ideal
500
100
298
798
1298
1798
2298
2798
-300
-700
Tprod (K)
Gráfico 11: Variación de la entropía de la reacción en función de la temperatura de los productos de
combustión, (para sistema abierto)
Observe que al aumentar la temperatura de los productos de combustión, aumenta la variación en la
entropía de la reacción, ya que como se indicó anteriormente, a altas temperaturas la energía de enlace
entre átomos es menor y por lo tanto hay más desorden.
3100
salred (kJ/kgmol de CH4 K)
2550
2000
1450
900
ideal
350
-200298
798
1298
1798
2298
2798
-750
z
X, z
-1300
X
Tprod (K)
Gráfico 12: Variación de la entropía de los alrededores en función de la temperatura de los productos de
combustión (para sistema abierto)
Como puede observar, debido a que la variación en la entropía de los alrededores es directamente
proporcional al calor, pero con signo negativo y dividido por la temperatura de los alrededores, el Gráfico
12 es el reflejo del Gráfico 10. En el Gráfico 12 también puede apreciarse la temperatura de flama.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
stot (kJ/kgmol de CH4 K)
2700
40
X
ideal
2000
z
X, z
1300
600
ideal
X
X, z
-100
298
798
1298
1798
2298
z
2798
Tprod (K)
Gráfico 13: Variación de la entropía total en función de la temperatura de los productos de combustión
(para sistema abierto)
Como puede ver, la variación en la entropía total alcanza un máximo y luego comienza a descender, esto
ocurre en la temperatura de rocío, para cada uno de los casos. Debido a lo grande de la escala esto no
puede apreciarse con claridad, por lo que a continuación se presenta un gráfico más detallado de ésta
región.
2900
Tr = 324.23
stot (kJ/kgmol de CH4 K)
2700
2500
2300
2100
Tr = 332.04
X
Tr = 323.92
ideal
Tr = 331.51
X, z
1900
1700
298
z
308
318
328
338
348
Tprod (K)
Gráfico 14: Variación de la entropía total en función de la temperatura de los productos de combustión
(para sistema abierto)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
41
Por arriba de la temperatura de rocío no coexiste agua condensada en los productos de combustión, por
lo que el calor de combustión empieza a disminuir ya que debe tomar parte de la energía generada por la
reacción para llevar a la fase gaseosa todos los moles de agua liquida involucrados en ella. De la misma
forma la variación en la entropía de la reacción cambia de negativa a positiva en valor y aunque ésta
sigue aumentando conforme lo hace la temperatura de los productos de la combustión, es en éste punto
exactamente donde se alcanza el valor máximo de la suma de ambos factores.
X, z
z
X
z
ideal
W ópt (kJ/kgmol de CH4)
-50000
-250000
-450000
X, z
z
-650000
ideal
X
-850000
298
798
1298
1798
2298
2798
Tprod (K)
Gráfico 15: Variación del trabajo óptimo en función de la temperatura de los productos de combustión
(para sistema abierto)
Como se mencionó con anterioridad, el trabajo óptimo es el negativo de la variación en la entropía total,
multiplicada por la temperatura de los alrededores11, por lo que, el Gráfico 15 es un reflejo del Gráfico 13,
es decir, que al aumentar la temperatura de los productos de la combustión, el trabajo útil disponible,
también disminuye, ya que parte de la energía generada por la reacción, es tomada para llevar a los
productos hasta esa temperatura.
Nota: El Gráfico de la Irreversibilidad de la reacción en función de la temperatura de los productos de
combustión es simplemente el reflejo del Gráfico 15, por lo que se considera innecesario incluirlo.
Del mismo modo, para el sistema cerrado, las comprobaciones son semejantes a las del sistema abierto,
por lo que tampoco se incluyen los gráficos para la situación planteada.
Nota: En los Gráficos 10 - 13 y 15, la temperatura de los productos para la cual las curvas llegan a su fin,
corresponde a la temperatura en la que la entropía total es cero, es decir, cuando el proceso se vuelve
reversible o imposible, ya que todas las reacciones de combustión son irreversibles.
11
W ópt = q − Talr s reac = −Talr s alr − Talr s reac = −Talr (s alr + s reac ) = −Talr s tot
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
42
¿Qué pasa si además de aumentar la temperatura de los productos, varían los porcentajes de X, exceso
de aire, z, porcentaje de carbón que aparece como CO en los productos de la combustión, y ϕ, humedad
relativa, para un determinado combustible?.
600000
X=100%
400000
X=50%
X=10%
z=50%
q (kJ/kgmol de CH4)
200000
0
298
-200000
798
1298
1798
2298
2798
z=100%
-400000
ideal
ideal
z=50
X=10
X=100
-600000
-800000
ϕ =100%
ϕ=50
-1000000
z=10
z=100
X=50
ϕ=10
ϕ=100
Tprod (K)
Gráfico 16: Variación del calor de combustión en función de la temperatura de los productos
a diversos porcentajes de X, z y ϕ, (para sistema abierto)
Como puede ver, al aumentar el porcentaje de exceso de aire, se alcanza más aprisa la temperatura de
flama, y la temperatura para la cual la entropía total es cero, extinguiéndose con esto la reacción. Le
siguen z al 100 %, X al 50 %, z al 50 %, X al 10 %, z al 10 %, ϕ al 100 %, ϕ al 50 %, ϕ al 10 %, y el caso
ideal. Lo mismo ocurre con la variación en la entropía de la reacción, por lo que se espera que suceda
igual con las demás variables.
1700
sreac (kJ/kgmol de CH4 K)
X=100%
1200
X=50%
X=10%
z=100%
700
ideal
ϕ =100%
200
298
-300
798
1298
1798
2298
ideal
z=50
X=10
X=100
ϕ=50
-800
z=10
2798
z=100
X=50
ϕ=10
ϕ=100
Tprod (K)
Gráfico 17: Variación en la entropía de la reacción en función de la temperatura de los productos
a diversos porcentajes de X, z y ϕ, (para sistema abierto)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
43
Prueba No. 3
Descripción del Problema: Durante un proceso adiabático de combustión se quema metano gaseoso
con aire a una presión de 1 bar y 298 K. Suponga las siguientes condiciones:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
Combustión completa con aire seco estequiométrico
Combustión completa con exceso de aire seco (X = 50%)
Combustión incompleta (z = 50%) con aire seco estequiométrico
Combustión completa con aire húmedo (ϕ = 50%) estequiométrico
Combustión incompleta con exceso de aire seco (z = X = 50%)
Combustión completa con exceso de aire húmedo (X = ϕ = 50%)
Combustión incompleta con aire húmedo (z = ϕ = 50%) estequiométrico, y
Combustión incompleta con exceso de aire húmedo (z = X = ϕ = 50%)
Determine para cada uno de los incisos:
i)
ii)
iii)
iv)
v)
vi)
La temperatura adiabática de flama
La entropía de la reacción en kJ/K
La entropía de los alrededores en kJ/K
El cambio de entropía total en kJ/K
La irreversibilidad en kJ/kgmol de CH4, y
El trabajo óptimo en kJ/kgmol de CH4
Tanto para sistema abierto como para sistema cerrado. En el caso del sistema cerrado, considere que la
temperatura de los reactivos es de 298 K.
Ejecución de la prueba:
Resultados: Las reacciones de combustión balanceadas, la relación aire-combustible y la temperatura
de rocío son las mismas que para la Prueba No. 2, por lo que su escritura se suprimirá de ésta prueba.
La temperatura de flama supera por mucho a la temperatura de rocío o condensación, por lo que no hay
moles de agua condensada. Ya que se trata de un proceso adiabático, el calor transferido, es cero, y en
consecuencia la entropía de los alrededores también lo es, por lo que también se excluirá de la tabla de
resultados. Así, las únicas cantidades que son dependientes de la temperatura de flama se presentan
enseguida, de forma tabular.
Sistema Abierto
Datos
Inciso (a)
Inciso (b)
Inciso (c)
Inciso (d)
Inciso (e)
Inciso (f)
Inciso (g)
Inciso (h)
X
0
50
0
0
50
50
0
50
z
0
0
50
0
50
0
50
50
ϕ
0
0
0
50
0
50
50
50
Resultados
Temperatura
Adiabática
Entropía de la
Reacción
Cambio de
entropía total
2327.660
1789.098
2010.202
2308.670
1552.342
1774.573
1994.362
1540.184
763.12
936.59
756.48
764.17
906.09
937.28
757.05
905.80
763.12
936.59
756.48
764.17
906.09
937.28
757.05
905.80
Trabajo óptimo
-227408.58 -279103.94 -225431.59 -227724.23 -270013.41 -279310.16 -225601.53 -269929.50
Irreversibilidad
227408.58
279103.94
225431.59
227724.23
270013.41
279310.16
225601.53
269929.50
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
44
ANÁLISIS DE RESULTADOS (sistema abierto)
X, ϕ
1200
1000
ideal
ϕ
1540.184
X
1400
1552.342
z, ϕ
1774.573
z
1789.098
1600
1994.362
1800
2010.202
Tf (K)
2000
2308.67
2200
2327.66
2400
X, z
X, z, ϕ
Gráfico 18: Temperatura adiabática de flama en función de los factores (X, z, ϕ)
Como se esperaba, la máxima temperatura adiabática de flama se logra para el caso ideal, ya que éste
no presenta alteraciones en el sistema. Le siguen la combustión completa con aire teórico húmedo, etc.
Como puede ver, conforme el sistema se hace más complejo, la temperatura de flama va disminuyendo.
X, z, ϕ
905.8
z, ϕ
X, z
906.09
z
937.28
ϕ
X, ϕ
757.05
700
ideal
756.48
800
764.17
900
936.59
X
763.12
sreac (kJ/gmol de CH4 K)
1000
600
500
400
2327.660 2308.670 2010.202 1994.362 1789.098 1774.573 1552.342 1540.184
Tf (K)
Gráfico 19: Entropía de la reacción en función de la temperatura adiabática de flama
En la Prueba No. 2 se señaló que a altas temperaturas, X, exceso de aire ocasiona más desorden que z,
porcentaje de C que aparece como CO en los productos. En este caso, en que el proceso es adiabático,
ocurre lo mismo, y es precisamente a causa de este desorden que aumenta la variación en la entropía de
la reacción y en conclusión la temperatura de flama se ve abatida. Por otra parte, ahora la humedad
relativa ϕ, aumentará ligeramente ésta variación, ya que toda el agua presente debe ser llevada a la fase
vapor.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
45
-279310.2
-270013.4
-269929.5
ϕ
-279103.9
ideal
-225601.5
-100000
-225431.6
W ópt (kJ/gmol de CH4)
-50000
-227724.2
0
-227408.6
Debido a que la entropía de los alrededores es cero, por tratarse de un proceso adiabático, la variación
en la entropía total es simplemente la variación en la entropía de la reacción, por lo que se excluye éste
gráfico; del mismo modo, la irreversibilidad del sistema es el negativo del trabajo óptimo, así que también
se considera innecesario incluir el gráfico correspondiente.
X
X, ϕ
X, z
X, z, ϕ
variables
que
intervienen
en el
proceso
de
com bus tión
-150000
-200000
-250000
z, ϕ
z
-300000
-350000
2327.660 2308.670 2010.202 1994.362 1789.098 1774.573 1552.342 1540.184
Tf (K)
Gráfico 20: Trabajo óptimo en función de la temperatura adiabática de flama
Como se mencionó con anterioridad, el trabajo óptimo es el negativo de la variación en la entropía total
multiplicada por la entropía de los alrededores, y como en este caso, la variación en la entropía total es la
variación en la entropía de la reacción, se puede decir que el gráfico 20 es prácticamente el reflejo del
gráfico 19.
ANÁLISIS DE RESULTADOS (sistema cerrado)
Sistema Cerrado
Datos
Inciso (a)
Inciso (b)
Inciso (c)
Inciso (d)
Inciso (e)
Inciso (f)
Inciso (g)
Inciso (h)
X
0
50
0
0
50
50
0
50
Z
0
0
50
0
50
0
50
50
ϕ
0
0
0
50
0
50
50
50
Resultados
Presión de los
Productos
Temperatura de
Condensación
Temperatura de
Flama
Entropía de la
Reacción
Cambio total
de entropía
9.47
7.33
8.43
9.39
6.49
7.27
8.36
6.44
389.82
371.54
385.55
390.76
367.83
373.01
386.38
369.16
2823.045
2184.923
2454.044
2798.460
1903.667
2165.780
2433.213
1887.505
1426.66
1738.91
1466.17
1433.55
1679.65
1748.35
1470.80
1686.78
1426.66
1738.91
1466.17
1433.55
1679.65
1748.35
1470.80
1686.78
Trabajo óptimo
-425143.81 -518196.19 -436917.78 -427197.09 -500536.31 -521009.31 -438298.78 -502661.69
Irreversibilidad
425143.81
518196.19
436917.78
427197.09
500536.31
521009.31
438298.78
502661.69
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
ϕ
z, ϕ
X
X, z
6.49
7.27
7.33
7
X, ϕ
6
X, z, ϕ
6.44
8.43
Pprod (bar)
8
z
8.36
9.39
9
ideal
9.47
10
46
5
4
2823.045
2798.46
2454.044 2433.213 2184.923
2165.78
1903.667 1887.505
Tf (K)
Gráfico 21: Presión máxima de los productos en función de la temperatura adiabática de flama
En el sistema cerrado, se ve que la presión de los productos aumentó considerablemente, con respecto a
la Prueba No. 2; esto porque en un proceso adiabático, la presión obtenida a la salida, es la máxima que
puede soportar el sistema, es decir, ésta corresponde a la temperatura adiabática de flama. Así,
conforme aumente ésta temperatura aumentará la presión de los productos. Gráfico 21.
440
z, ϕ
X, z, ϕ
369.16
X, z
367.83
340
X, ϕ
373.01
X
371.54
z
386.38
360
ϕ
385.55
380
ideal
389.82
Tcond (K)
400
390.76
420
320
300
280
260
2823.045
2798.46
2454.044 2433.213 2184.923
2165.78
1903.667 1887.505
Tf (K)
Gráfico 22: Temperatura de condensación en función de la temperatura adiabática de flama
Análogamente, la temperatura de condensación crecerá acorde lo haga la temperatura de flama, siendo
ligeramente mayor en los casos en los que interviene ϕ, ya que la presión parcial del vapor de agua
aumenta por la inclusión de humedad relativa en el sistema. Gráfico 22.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
1100
X, z, ϕ
1686.78
z, ϕ
X, z
1679.65
z
1470.8
ϕ
1466.18
1300
ideal
1433.55
1500
X, ϕ
1748.35
1700
1738.91
X
1426.66
sreac (kJ/gmol de CH4 K)
1900
47
900
700
2823.045
2798.46
2454.044 2433.213 2184.923
2165.78
1903.667 1887.505
Tf (K)
Gráfico 23: Entropía de la reacción en función de la temperatura adiabática de flama
-490000
-520000
-550000
X
2823.045
2798.46
2454.044 2433.213 2184.923
X, z
-502661.7
z, ϕ
-500536.3
-460000
z
-521009.3
ϕ
-518196.2
ideal
-438298.8
-430000
-436917.8
-400000
-427197.1
W ópt (kJ/gmol de CH4)
-370000
-425143.8
Nuevamente, la variación en la entropía de la reacción es mayor para las reacciones en las que
interviene el exceso de aire. Por otro lado, si compara los gráficos 23 y 19, podrá apreciar que ésta es un
poco más del doble de un sistema a otro y que ahora z y su combinación con ϕ, provocan que aumente
ésta debido otra vez al aumento de presión a la salida. Como puede ver, mientras más complejo es el
sistema, más aumenta la variación en la entropía y disminuye la temperatura de flama.
X, z, ϕ
X, ϕ
2165.78
1903.667 1887.505
Tf (K)
Gráfico 24: Trabajo óptimo en función de la temperatura adiabática de flama
Del mismo modo que para el sistema abierto, el trabajo óptimo depende de la variación en la entropía
total y de la temperatura de los alrededores, siendo el gráfico 24 un reflejo del gráfico 23.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
48
Ahora la pregunta es, ¿qué tanto se afecta la temperatura de flama al variar los porcentajes de X, exceso
de aire, z, porcentaje de C que aparece como CO en los productos y ϕ, humedad relativa?, y además, en
un proceso adiabático, ¿qué pasa con los otros parámetros al modificar éstas variables?.
2400
ϕ
2200
Tf (K)
2000
z, ϕ
1800
z
1600
X
X, ϕ
1400
1200
X, z
X, z, ϕ
1000
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
%
100
Gráfico 25 Temperatura adiabática de flama en función del porcentaje de los factores (X, z, ϕ)
(para sistema abierto)
Como puede ver en el gráfico 25, al ir aumentado el desorden del sistema, la temperatura adiabática de
flama disminuye con más rapidez. El caso ideal es un punto ubicado en el origen de los otros procesos.
336
ϕ
333
z
Tr (K)
330
z, ϕ
327
X, z, ϕ
X, ϕ
324
321
318
X
X, z
315
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
Gráfico 26: Temperatura de rocío en función del porcentaje de los factores (X, z, ϕ)
(para sistema abierto)
%
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
49
En el gráfico 26, se vislumbra que para ϕ y su combinación con z, al aumentar dichos factores aumenta la
temperatura de rocío; en cambio, para z, ésta temperatura disminuye ligeramente conforme aumenta el
porcentaje de carbón que aparece como CO en los productos. Igualmente, al aumentar los porcentajes
de X y su combinación con z y ϕ, disminuye la temperatura de rocío, pero ahora lo hace más aprisa.
Nota: Debido a la variación tan grande de entropía entre un caso y otro, ésta se separa en dos gráficos,
para su mejor apreciación.
1100
X, ϕ
1050
sreac (kJ/kgmol de CH4 K)
X
1000
X, z, ϕ
950
900
X, z
850
800
750
700
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
%
Gráfico 27: Variación en la entropía de la reacción en función del porcentaje de los factores (X, z, ϕ)
(para sistema abierto)
770
sreac (kJ/kgmol de CH4 K)
765
ϕ
760
755
z, ϕ
750
745
740
735
730
z
725
720
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
%
Gráfico 28: Variación en la entropía de la reacción en función del porcentaje de los factores (X, z, ϕ)
(para sistema abierto)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
50
En los gráficos 27 y 28 se ve que la variación en la entropía de la reacción no se comporta del mismo
modo para todos los procesos, por ejemplo para z y su combinación con ϕ, ésta aumenta hasta alcanzar
un máximo y luego comienza a disminuir. No obstante, para ϕ este valor aumenta casi linealmente.
Asimismo, (X, z) y su combinación con ϕ aumentan lentamente llegando a un máximo, pero ya no
descienden. Al mismo tiempo, X y su combinación con ϕ, se comportan como ϕ, pero, esta última
combinación aumenta mucho más rápido.
Repetidamente se ha señalado que el trabajo óptimo es función de la variación en la entropía total y esto
se comprueba una vez más, inclusive para un proceso adiabático. Para la entropía de la reacción se
emplearon dos gráficos, sin embargo en este caso se utilizará sólo uno para confirmar lo que se anotó
con anterioridad.
-180000
-200000
W opt (kJ/kgmol de CH4)
z
-220000
z, ϕ
ϕ
-240000
-260000
X, z, ϕ
-280000
X, z
-300000
X
-320000
X, ϕ
-340000
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
%
Gráfico 29: Trabajo óptimo en función del porcentaje de los factores (X, z, ϕ)
(para sistema abierto)
Recuerde que durante un proceso adiabático el calor de combustión es cero, por consiguiente la
variación en la entropía de los alrededores también lo es y en consecuencia la variación en la entropía
total es simplemente la variación en la entropía de la reacción; por otro lado la irreversibilidad es el
negativo del trabajo óptimo, y es con base a todas estas consideraciones que se excluyen los gráficos de
la variación en la entropía total y de irreversibilidad de la reacción.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
51
Prueba No. 4
Descripción del Problema: Durante un proceso de combustión se quema metano gaseoso con aire a
una presión de 1 bar y 298 K. Calcule el porcentaje de exceso de aire, si la temperatura de flama es de
1990 K. Suponga las siguientes condiciones:
a)
b)
c)
d)
Combustión completa con aire seco estequiométrico
Combustión incompleta (z = 50%) con aire seco estequiométrico
Combustión completa con aire húmedo (ϕ = 50%) estequiométrico
Combustión incompleta con aire húmedo (z = ϕ = 50%) estequiométrico
Determine para cada uno de los casos anteriores:
i) Los moles de H2O condensada por mol de combustible quemado
ii) La relación aire-combustible en kgmol de aire/kgmol de CH4
iii) La temperatura de rocío de la mezcla de los gases producto en K
iv) La cantidad de calor transferida en kJ/kgmol de CH4
v) La entropía de la reacción en kJ/K
vi) La entropía de los alrededores en kJ/K
vii) El cambio de entropía total en kJ/K
viii) La irreversibilidad en kJ/kgmol de CH4
ix) El trabajo óptimo en kJ/kgmol de CH4
Tanto para sistema abierto como para sistema cerrado. En el caso del sistema cerrado, considere que la
temperatura de los reactivos es de 298 K.
Ejecución de la prueba:
Resultados: A continuación se muestran las reacciones de combustión balanceadas presentadas por el
programa; los resultados para cada uno de los procesos, considerando los incisos en romano, se dan de
forma tabular.
Reacciones de combustión para el sistema abierto:
a)
CH 4 + 2.55O 2 + 9.59N 2 → 0.55O 2 + 1.00CO 2 + 2.00H 2 O (g) + 9.59N 2
b)
CH 4 + 2.03O 2 + 7.64N 2 → 0.28O 2 + 0.50CO + 0.50CO 2 + 2.00H 2 O (g) + 7.64N 2
c)
CH 4 + 2.52O 2 + 9.47N 2 + 9.43X10 -2 H 2 O →
→ 0.52O 2 + 1.00CO 2 + 2.09H 2 O (g) + 9.47N 2
d)
CH 4 + 2.01O 2 + 7.55N 2 + 9.45X10 −2 H 2 O →
→ 0.26O 2 + 0.50CO + 0.50CO 2 + 2.09H 2 O (g) + 7.55N 2
Puesto que la temperatura de los productos supera por mucho a la temperatura de rocío, no hay moles
de agua condensados, sin embargo, las reacciones de combustión para sistema abierto y para sistema
cerrado no son las mismas. Como en ocasiones anteriores, los resultados de los incisos (i) hasta (ix) para
ambos casos, y el análisis de los mismos se presenta de forma tabular.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
52
Sistema Abierto
Datos
Inciso (a)
Inciso (b)
Inciso (c)
Inciso (d)
Z
0
50
0
50
ϕ
0
0
50
50
Resultados
Relación:
Aire-combustible
Temperatura
de rocío
12.14
9.67
12.08
9.65
327.36
331.20
328.45
332.29
Exceso de aire
27.49
1.62
25.4
0.35
Entropía de la
Reacción
Cambio de
entropía total
865.21
762.12
859.47
758.25
865.21
762.12
859.47
758.25
Trabajo óptimo
-257832.45 -227113.22 -256123.03 -225961.42
Irreversibilidad
257832.45
227113.22
256123.03
225961.42
ANÁLISIS DE RESULTADOS (sistema abierto):
El objetivo en esta prueba es el de calcular la cantidad de aire que debe suministrarse al sistema para
alcanzar una temperatura de flama específica, esto es, se trata de un proceso adiabático y por lo tanto,
no hay moles de agua condensada y tanto el calor de combustión, como la variación en la entropía de los
alrededores son cero, de esta forma la variación en la entropía total es igual a la variación en la entropía
de la reacción, y en ausencia de trabajo externo, la irreversibilidad es simplemente el trabajo óptimo.
27.49
25.40
Exceso de
Aire (%)
Relación
A/C
12.14
ideal
1.62
12.08
ϕ
0.35
9.67
9.65
z
z, ϕ
Gráfico 30: Porcentaje de exceso de aire y relación aire-combustible en función de las variables
de entrada al sistema
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
53
En la Prueba No. 3 se determinó que mientras haya menos desorden en el sistema, la temperatura de
flama será mayor. En este caso en que la temperatura de flama es determinada por el usuario el orden
de las reacciones es el mismo que para la prueba anterior, ya que ambos procesos son adiabáticos.
En el Gráfico 30 puede observarse que el mayor porcentaje de exceso de aire que debe suministrarse al
sistema corresponde al caso ideal, y que este va decreciendo acorde el sistema se hace más complejo,
del mismo modo, varía la relación aire-combustible.
Exceso de
Aire (%)
27.49
25.40
1.62
865.21
758.25
762.12
859.47
328.45
327.36
0.35
331.2
s reac
(kJ/gmol de CH4 K)
332.29
Tr (K)
ϕ
ideal
z, ϕ
z
Gráfico 31: Variación en la entropía de la reacción y temperatura de rocío en función del exceso de aire
La temperatura de rocío, por el contrario, crecerá conforme disminuya el porcentaje de exceso de aire ya
que el número de moles de los productos disminuye y en consecuencia, la fracción de agua aumenta.
-227113.22
-256123.03
-220000
-257832.45
W ópt (kJ/kgmol de CH4)
-210000
-225961.42
Semejante a la relación aire-combustible, la variación en la entropía de la reacción disminuye al menguar
el porcentaje de exceso de aire, puesto que hay menos desorden en el sistema.
variables que
intervienen
en el
proceso
de
com bustión
z, ϕ
z
-230000
ideal
-240000
ϕ
-250000
Exceso de
aire (%)
-260000
27.49
25.40
1.62
0.35
Gráfico 32: Variación del trabajo óptimo en función del exceso de aire
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
54
Reacciones de combustión para el sistema cerrado:
a)
CH 4 + 3.47O 2 + 13.03N 2 → 1.47O 2 + 1.00CO 2 + 2.00H 2 O (g) + 13.03N 2
b)
CH 4 + 2.79O 2 + 10.50N 2 → 1.04O 2 + 0.50CO + 0.50CO 2 + 2.00H 2 O (g) + 10.50N 2
c)
CH 4 + 3.42O 2 + 12.86N 2 + 9.47X10 -2 H 2 O →
→ 1.42O 2 + 1.00CO 2 + 2.09H 2 O (g) + 12.86N 2
d)
CH 4 + 2.75O 2 + 10.36N 2 + 9.50X10 −2 H 2 O →
→ 1.00O 2 + 0.50CO + 0.50CO 2 + 2.09H 2 O (g) + 10.36N 2
Tal vez esperaba que las reacciones de combustión para ambos sistemas fueran las mismas, puesto que
la temperatura de los productos es mucho mayor que la temperatura de rocío, sin embargo, no es así.
Recuerde que para encontrar el porcentaje de aire que debe suministrarse al sistema para conseguir una
temperatura de flama en específico, se obliga al sistema a que sea adiabático, es decir, que el calor sea
cero. Así, en el sistema abierto, es la entalpía de los productos y la de los reactivos, a las temperaturas
respectivas, lo que determina éste porcentaje de aire. En el sistema cerrado, son la energía interna de los
productos, la energía interna de los reactivos y la presión de los productos, las variables de las cuales
depende ésta medición.
Sistema Cerrado
Datos
Inciso (a)
Inciso (b)
Inciso (c)
Inciso (d)
Z
0
50
0
50
ϕ
0
0
50
50
Resultados
Relación:
Aire-combustible
Temperatura
de condensación
Presión de los
productos
16.50
13.29
16.37
13.20
365.29
370.80
366.75
372.29
6.68
6.79
6.68
6.80
Exceso de aire
73.33
39.58
71.00
37.71
Entropía de la
Reacción
Cambio de
entropía total
1832.56
1641.96
1824.34
1636.76
1832.56
1641.96
1824.34
1636.76
Trabajo óptimo
-546102.88 -489303.50 -543652.94 -487753.75
Irreversibilidad
546102.88
489303.50
543652.94
487753.75
Con el porcentaje de aire encontrado, se rescriben las ecuaciones de las reacciones y con base a éstas,
se hacen todos los cálculos posteriores. De este modo, los moles de cada uno de los constituyentes de la
reacción para el sistema cerrado, son mayores que para el sistema abierto, por consiguiente la presión
de salida también lo es, en consecuencia, todas las demás variables aumentarán proporcionalmente.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
55
Del mismo modo que para el sistema abierto, el porcentaje de exceso de aire, desciende de acuerdo el
sistema se hace más complejo, de igual forma, lo hace la relación aire-combustible.
73.33
71.00
Exceso de
Aire (%)
39.58
Relación
A/C
16.5
16.37
13.20
13.29
ϕ
ideal
37.71
z, ϕ
z
Gráfico 33: Porcentaje de exceso de aire y relación aire-combustible en función de las
variables de entrada al sistema
Exceso de
Aire (%)
73.33
71.00
365.29
ideal
366.75
ϕ
1636.76
37.71
1641.96
1824.34
1832.56
39.58
370.8
372.29
z
z, ϕ
s reac
(kJ/gmol de CH4 K)
Tc (K)
Gráfico 34: Variación en la entropía de la reacción y temperatura de rocío en función del exceso de aire
La temperatura de condensación, al igual que la temperatura de rocío, aumenta tenuemente, al decrecer
el porcentaje de exceso de aire, a la par, la variación en la entropía de la reacción, hace lo contrario.
El trabajo óptimo, por su parte, sigue el comportamiento de la temperatura de flama, es decir, mientras el
desorden sea menor, se dispondrá de más trabajo útil.
Nuevamente, los valores tanto de la variación en la entropía de la reacción como del trabajo óptimo, son
un poco más del doble del sistema abierto al sistema cerrado.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
ϕ
z, ϕ
-489303.5
-487753.8
z
-543652.9
-546102.9
ideal
56
W ópt
(kJ/kgmol de CH4)
Exceso de
aire (%)
73.33
71.00
39.58
37.71
Gráfico 35: Trabajo óptimo en función del exceso de aire
Ahora la cuestión es, ¿cómo varía el porcentaje de exceso de aire que debe suministrarse al sistema, al
variar la temperatura de flama, de un caso a otro?.
1400
ideal
Exceso de aire (%)
1200
z
1000
800
ϕ
600
400
200
0
500
z, ϕ
700
900
1100
1300
1500
1700
1900
2100
2300
Tf (K)
Gráfico 36: Porcentaje de exceso de aire en función de la temperatura de flama
(para sistema abierto)
La temperatura adiabática que se da como dato en la Prueba No. 4, es en realidad, la temperatura que
deben alcanzar los productos, así, ésta temperatura puede variar desde la temperatura de rocío, que es a
partir de la cual no hay agua condensada en los productos de la combustión y la temperatura de flama.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
57
Haciendo que la temperatura de los productos varíe entre estos límites, se halla que al ir aumentando
ésta, el porcentaje de exceso de aire decrece exponencialmente, hasta llegar a cero, que es justamente
en la temperatura de flama.
150
ideal
130
z
A/C
110
90
70
ϕ
50
z, ϕ
30
10
500
700
900
1100
1300
1500
1700
1900
2300 Tf (K)
2100
Gráfico 37: Relación aire-combustible en función de la temperatura de flama
(para sistema abierto)
El comportamiento que sigue la relación aire-combustible, con respecto al aumento de la temperatura de
flama, es similar al del porcentaje de exceso de aire. Si estos dos últimos gráficos se representaran en
forma de columnas, se encontraría que son similares a los Gráficos 30 y 33. Al contrario, al aumentar la
temperatura de flama, la temperatura de rocío, crecerá por la razón ya antes expuesta.
340
z
z, ϕ
330
ϕ
ideal
Tr (K)
320
310
300
290
280
500
700
900
1100
1300
1500
1700
1900
2100
Gráfico 38: Temperatura de rocío en función de la temperatura de flama
(para sistema abierto)
2300
Tf (K)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
58
2280
sreac (kJ/kgmol de CH4 K)
2080
1880
ϕ
ideal
z
1680
1480
z, ϕ
1280
1080
880
680
500
700
900
1100
1300
1500
1700
1900
2100
2300
Tf (K)
Gráfico 39: Variación en la entropía de la reacción en función de la temperatura de flama
(para sistema abierto)
La variación en la entropía de la reacción sigue un comportamiento similar al del porcentaje de exceso de
aire y al de la relación aire-combustible, disminuyendo al aumentar la temperatura de los productos. En la
Prueba No. 2. la temperatura para la cual encuentra su fin cada una de las curvas corresponde a la
temperatura en la que la entropía total es cero, es decir, con base a la segunda ley de la termodinámica,
ya no es posible que se lleve a cabo la reacción. En este caso en que el proceso es adiabático, es decir,
que el calor es cero, la máxima temperatura que se puede alcanzar en la reacción es la temperatura de
flama, que es precisamente donde terminan las curvas en los Gráficos 36-40. Después de ésta, ya no es
posible que se lleve a cabo la reacción.
-200000
W ópt (kJ/kgmol de CH4)
-300000
-400000
z
z, ϕ
-500000
-600000
ϕ
-700000
500
ideal
700
900
1100
1300
1500
1700
1900
2100
Gráfico 40: Trabajo óptimo en función de la temperatura de flama
(para sistema abierto)
2300
Tf (K)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
59
Ahora, ya se puede hacer la comparación de lo que sucede con los otros combustibles. Al inicio de la
sección de Resultados, se indicó que la tendencia de todos los hidrocarburos CnHmOl presentados en el
programa era la misma, y que dependiendo de la complejidad de su estructura molecular, estos se
ubicarían unos sobre otros.
A continuación se muestran los Gráficos que sostienen dicha afirmación.
Si observa los Gráficos 10-13 y 15, podrá comprobar que el comportamiento de los distintos carburantes
es semejante al del metano, que estos se colocan siguiendo un orden, es decir, en orden descendente,
se ubican un alcano, un alqueno y un alquino con el mismo número de carbonos, y que conforme crece la
temperatura de los productos de combustión, se intercambia la distribución de estos, colocándose
primero el alquino, luego el alqueno y finalmente, el alcano.
Los alcoholes, por otro lado son prácticamente paralelos a su prescrito correspondiente, por ejemplo, el
metanol se sitúa sobre el metano y el acetileno sobre el etileno y al ir aumentando la temperatura de los
productos, sólo el acetileno se permuta con el etileno, los otros dos permanecen igual. El resto, esto es el
CO y el H2, se disponen como se listan disponiéndose debajo de todos los anteriores y al aumentar la
temperatura de los productos, permanecen sin cambio.
Como puede ver, mientras mayor sea el número de carbonos en la estructura molecular del combustible,
la energía calorífica obtenida de ellos será mayor, esto para bajas temperaturas; claro está, que al ir
aumentando la temperatura de los productos de combustión, la disponibilidad de este calor se verá
disminuida. Bajo el mismo estatuto, la variación en la entropía de la reacción crecerá al aumentar la
temperatura de los productos.
Equivalentemente, la variación en la entropía de los alrededores, la variación en la entropía total, el
trabajo óptimo y la irreversibilidad de todos y cada uno de los combustibles, se conducirán tal como lo
hizo el metano, ciertamente, ubicándose un combustible sobre otro, en función del número de carbonos.
Los gráficos presentados corresponden únicamente al caso ideal ya que si para éste, los carburantes
tienen un comportamiento similar al del metano, se presume que su postura bajo condiciones específicas
de porcentajes de los factores de entrada (X, z, y ϕ), y sus combinaciones, sea equivalente.
En los Gráficos 41 y 43-46 puede apreciarse la temperatura de flama de cada uno de los combustibles.
Recuerde que esto ocurre en el cero del eje coordenado, es decir, cuando la entalpía de los productos es
igual a la entalpía de los reactivos. Como puede ver en estos gráficos, la menor temperatura de flama le
corresponde al metano, CH4, y la máxima al acetileno, C2H2. Del mismo modo, en los Gráficos 44 y 46, el
máximo que alcanza cada una de las curvas pertenece a la temperatura de rocío para ese combustible,
en condiciones ideales. Lo que en el Gráfico 45, compete al mínimo.
Gráficamente puede apreciarse que la temperatura de rocío disminuye sutilmente conforme aumenta el
número de carbonos en el combustible, esto para los alcanos y los alcoholes. Lo contrario pasa con los
alquinos y los hidrocarburos del benceno. Por otro lado, para los alquenos la temperatura de rocío es
exactamente la misma para todos ellos12. En este gráfico también puede deducirse que el combustible
con mayor temperatura de rocío es el H2 ya que como producto de la combustión de este se obtiene
agua, aumentando así la presión parcial de esta. Al contrario, precisamente por falta de hidrógeno, para
el CO no es posible calcular esta propiedad.
La relación aire-combustible, por su parte, es completamente función de la masa molecular, es decir, del
número de carbonos y de hidrógenos y aumenta conforme esta es mayor, ya que el análisis está hecho
con base a un mol de combustible.
El hecho de que la temperatura de rocío de los alquenos sea la misma se debe a que el número de moles de agua
y el número de moles de los productos aumenta proporcionalmente, es decir, que la fracción de agua es siempre la
misma.
12
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
CH4
C7H16
C6H12
C4H6
CO
C2H6
C8H18
C7H14
C6H6
H2
C3H8
C2H4
C8H16
C7H8
C4H10
C3H6
C9H18
C8H10
60
C5H12
C4H8
C2H2
CH3OH
C6H14
C5H10
C3H4
C2H5OH
1700000
700000
q ( KJ/Kgmol de combustible )
298
-300000
CH4
798
1298
1798
2298
-1300000
-2300000
-3300000
-4300000
alquino
alqueno
alcano
-5300000
-6300000
Tprod (K)
Gráfico 41: Variación del calor de combustión de un combustible a otro
(para sistema abierto, caso ideal)
2798
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
61
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
C5H12
C6H14
C7H16
C8H18
C2H4
C3H6
C4H8
C5H10
C6H12
C7H14
C8H16
C9H18
C2H2
C3H4
C4H6
C6H6
C7H8
C8H10
CH3OH
C2H5OH
CO
H2
7000
6000
5000
sreac ( KJ/Kgmol de combustible K )
4000
3000
2000
1000
0
298
798
1298
1798
2298
2798
CH4
-1000
-2000
Tprod (K)
Gráfico 42: Variación en la entropía de la reacción de un combustible a otro
(para sistema abierto, caso ideal)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
62
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
C5H12
C6H14
C7H16
C8H18
C2H4
C3H6
C4H8
C5H10
C6H12
C7H14
C8H16
C9H18
C2H2
C3H4
C4H6
C6H6
C7H8
C8H10
CH3OH
C2H5OH
CO
H2
22000
Salred ( KJ/kgmol de combustible K )
17000
12000
7000
2000
298
-3000
798
1298
1798
2298
2798
CH4
-8000
Tprod (K)
Gráfico 43: Variación en la entropía de los alrededores de un combustible a otro
(para sistema abierto, caso ideal)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
63
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
C5H12
C6H14
C7H16
C8H18
C2H4
C3H6
C4H8
C5H10
C6H12
C7H14
C8H16
C9H18
C2H2
C3H4
C4H6
C6H6
C7H8
C8H10
CH3OH
C2H5OH
CO
H2
20000
18000
CH4
16000
Stotal ( KJ/kgmol de combustible K )
14000
12000
10000
8000
6000
4000
2000
0
298
798
1298
1798
2298
2798
Tprod (K)
Gráfico 44: Variación en la entropía total de un combustible a otro
(para sistema abierto, caso ideal)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
0
298
64
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
C5H12
C6H14
C7H16
C8H18
C2H4
C3H6
C4H8
C5H10
C6H12
C7H14
C8H16
C9H18
C2H2
C3H4
C4H6
C6H6
C7H8
C8H10
CH3OH
C2H5OH
CO
H2
798
1298
1798
2298
2798
-1000000
Wópt ( KJ/kgmol de combustible )
-2000000
CH4
-3000000
-4000000
-5000000
-6000000
Tprod (K)
Gráfico 45: Variación del trabajo óptimo de un combustible a otro
(para sistema abierto, caso ideal)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
65
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
C5H12
C6H14
C7H16
C8H18
C2H4
C3H6
C4H8
C5H10
C6H12
C7H14
C8H16
C9H18
C2H2
C3H4
C4H6
C6H6
C7H8
C8H10
CH3OH
C2H5OH
CO
H2
5800000
CH4
Irreversibilidad ( KJ/kgmol de combustible )
4800000
3800000
2800000
1800000
800000
-200000
298
798
1298
1798
2298
2798
Tprod (K)
Gráfico 46: Variación en la irreversibilidad de la reacción de un combustible a otro
(para sistema abierto, caso ideal)
66
2.38
14.28
2.38
7.14
49.98
26.18
35.70
42.84
19.04
64.26
11.90
42.84
49.98
57.12
28.56
35.70
21.42
59.50
52.36
14.28
16.66
23.80
9.52
A/C
30.94
38.08
45.22
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Gráfico 47: Relación aire-combustible de todos los combustibles presentados en el programa
(para sistema abierto, caso ideal)
345.54
331.34
320.41
314.69
316.63
318.00
336.3
318.85
314.69
324.23
324.23
324.23
324.23
324.23
326.46
326.11
325.85
325.66
324.23
324.23
324.23
350
329.06
400
327.77
326.97
450
332.04
500
300
Tr (K) 250
200
150
100
50
0
Gráfico 48: Temperatura de rocío de todos los combustibles presentados en el programa
(para sistema abierto, caso ideal)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
67
Por otro lado, cuando se trata de un proceso adiabático, la temperatura de flama aumenta al aumentar el
número de carbonos, esto para los alcanos y los alcoholes; del mismo modo aumenta la variación en la
entropía de la reacción. Lo contrario se verifica para los alquenos, los alquinos, y los hidrocarburos del
benceno, que al acrecentarse el número de carbonos en el combustible disminuye la temperatura de
flama pero aumenta la variación en la entropía de la reacción. Lo mismo sucede para el CO y el H2.
Gráficamente puede verificarse que la variación en la entropía de la reacción, se comporta igual que la
relación aire-combustible, es decir, que al incrementarse el número de carbonos y de hidrógenos en el
combustible, o dicho de otro modo, que conforme la masa molecular del carburante sea superior, la
variación en la entropía de la reacción también lo será.
Igual que en las Pruebas No. 3 y 4 en que el proceso fue adiabático, la variación en la entropía de los
alrededores es cero y consecuentemente, la variación en la entropía total es simplemente la variación en
la entropía de la reacción, por lo que se considera innecesario incluir los gráficos correspondientes.
Asimismo, la irreversibilidad de la reacción es el negativo del trabajo óptimo, que a su vez es el negativo
de la variación en la entropía total, o bien en este caso, la variación en la entropía de la reacción, por la
temperatura de los alrededores; por lo tanto nuevamente, el gráfico del trabajo óptimo parece ser un
reflejo del gráfico de la variación en la entropía de la reacción.
Como puede ver, el máximo valor de trabajo útil obtenido le corresponde al nonano, C9H18, que es el que
tiene mayor peso molecular, a este combustible también le corresponde el máximo valor de variación en
la entropía de la reacción, y desafortunadamente, el máximo valor de irreversibilidad de la reacción, esto
en ausencia de cualquier trabajo externo. A este combustible también le corresponde el menor valor de
temperatura adiabática de flama, entre el grupo de los alquenos.
En el caso anterior, en que el proceso no es adiabático, el máximo valor de calor de combustión también
le pertenece a este carburante y el de menor valía al CO.
Otro de los cálculos que incluye el programa es el análisis de Orsat de los gases de combustión. Este, al
ser un análisis real, arroja como resultados el porcentaje de exceso aire y el porcentaje de carbón que
aparece como CO en los productos de la combustión. Como puede advertir, estos resultados son
comparables con los de la reacción con exceso de aire, la reacción con combustión incompleta y sus
combinaciones, claro está, en base seca, ya que en dicha prueba no se incluye humedad relativa. Por
esto se considera prolijo incluir dicho análisis.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
H2
2525.634
CO
2354.291
CH3OH
2331.670
C8H10
2492.229
C7H8
2504.107
C6H6
2528.984
C4H6
2622.754
C3H4
2698.954
2908.675
C9H18
2449.684
C8H16
2453.213
C7H14
2457.771
C6H12
2463.852
C5H10
2472.427
C4H8
2485.340
2506.612
C3H6
C2H4
2566.601
C8H18
2409.868
C7H16
2408.344
C6H14
2406.305
C5H12
2403.598
C4H10
2399.322
C3H8
2394.359
C2H6
2381.167
CH4
2327.66
3000
2500
2000
Tf (K)
3500
Gráfico 49: Variación de la temperatura adiabática de flama de un combustible a otro
(para sistema abierto, caso ideal)
2663.800
C2H5OH
C2H2
68
1500
1000
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
69
2525.634
161.58
2663.800
148.27
2354.291
1329.31
2331.670
2492.229
4109.19
3600.83
2504.107
2528.984
2938.28
2622.754
2208.75
2698.954
1572.06
925.58
2908.675
Tf (K)
2449.684
5701.35
2453.213
5012.77
2457.771
4366.87
2463.852
3720.92
2472.427
3100.31
2485.340
2432.06
2506.612
1789.27
1158.19
2566.601
2409.868
5276.39
2408.344
4629.38
2406.305
3983.70
2403.598
3337.29
2399.322
2691.87
2394.359
2049.96
2381.167
1407.49
2327.660
7000
Gráfico 50: Variación en la entropía de la reacción en función de la temperatura adiabática
de flama de un combustible a otro (para sistema abierto, caso ideal)
696.78
763.12
6000
5000
4000
3000
2000
sreac ( kJ/kgmol de combustible K )
1000
0
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
-48150.610
2663.800
-44185.180
2354.291
-396133.060
-207640.160
2331.670
2492.229
-1224538.880
2504.107
-1073048.750
-875608.000
2528.984
2622.754
-658208.750
-468474.880
2698.954
2908.675
-275822.220
2449.684
-1699002.880
Tf (K)
2453.213
-1493804.500
2457.771
-1301327.880
2463.852
-1108835.000
2472.427
-923893.560
2485.340
-724754.000
2506.612
-533201.440
-345141.000
2566.601
2409.868
-1572363.130
2408.344
-1379554.250
-1187142.630
2406.305
2403.598
-994511.000
2399.322
-802176.56
2394.359
-610888.19
2381.167
-419431.59
2327.660
-227408.58
-200000
-700000
-1200000
Wópt ( kJ/kgmol de combustible )
-1700000
-2200000
Gráfico 51: Trabajo óptimo en función de la temperatura adiabática de flama de un combustible a otro
(para sistema abierto, caso ideal)
2525.634
70
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
71
CONCLUSIONES
Con la realización de este trabajo se concluye que el objetivo planteado al inicio, se cumplió ampliamente
y que el programa tiene las siguientes características:
- El programa es de aplicación general:
El desarrollo se realizó de tal manera que el programa puede ser empleado para resolver problemas de
combustión fundamentales de diversos textos sobre termodinámica. Esto se logró incluyendo en el
programa alrededor de 26 combustibles y por consiguiente diferentes propiedades termofísicas. Una
aportación importante que se hizo a este programa fue agregar la posibilidad de la combustión con aire
húmedo y realizar un análisis de entropía del proceso de combustión.
- El programa es mas completo:
Para reproducir con mayor exactitud los resultados que se obtienen en un proceso de combustión se
considera la variación de las propiedades termodinámicas en función de la temperatura. Para las
propiedades termodinámicas de los combustibles se utilizaron ecuaciones de estado y para el aire y
productos de la combustión se usan datos experimentales contenidos en tablas.
- El programa es confiable:
Los resultados obtenidos de las pruebas y comparaciones hechas al programa indican que éste no solo
tiene un comportamiento similar que otros programas desarrollados anteriormente, sino que puede
reproducir con una buena aproximación los procesos básicos de combustión.
- El programa es rápido:
Los resultados que arroja el programa se obtienen de forma rápida, lo que ahorra tiempo de cálculo.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
REFERENCIAS
[1] KENNETH WARK, JR. Termodinámica, Quinta Edición, 1991, Editorial McGraw-Hill.
[2] KEENAN–KLEINFELTER–WODD. Química General Universitaria, Tercera Edición, 1985, Editorial
CECSA.
[3] MÁRQUEZ MARTÍNEZ MANUEL. Combustión y Quemadores, 1989, Editorial Marcombo.
[4] FAN WEICHENG. Computer Modelling Of Combustion Processes (GM80). IAP, Pergamon Press,
1991.
[5] CENGEL Y. A. AND BOLES M. A., Termodinámica, Segunda Edición, 1994, McGraw-Hill.
[6] L. R. WILHELM, Trans. ASAE, volumen 19. 318 – 325 (1976) (escrito por Keith Reinhardt)
[7] Tablas JANAF
72
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Deducción de las Ecuaciones de la
Estequiometría de Reacción
y las relacionadas con las salidas de los
Procesos de Combustión
En ésta sección se presentan los procedimientos aritméticos esenciales
para los cálculos de las reacciones de combustión y de los diversos
parámetros que se obtienen con base a la teoría de la combustión. Estos
incluyen los métodos de resolución y las respuestas expresadas en
ecuaciones.
Como podrá observar en ésta sección, la numeración de las ecuaciones,
no corresponde con la de las ecuaciones en el texto del análisis principal,
esto es para que cada uno tenga cierta independencia, es decir, el
APÉNDICE es para aquéllas personas que no tienen los conocimientos
suficientes sobre los procesos de combustión y requieren de un análisis
más detallado de los procedimientos aritméticos. Por otro lado, a las
demás personas que sí cuentan con esta práctica, se les pide que asuman
que las ecuaciones empleadas son las correctas o bien pueden cotejarlas
haciendo el álgebra correspondiente.
1.
Reacción teórica o estequiométrica
2. Reacción con exceso de aire seco
3. Reacción teórica con combustión incompleta
4. Reacción teórica con aire húmedo
5. Combustión completa con exceso de aire húmedo
6. Combustión incompleta con exceso de aire seco
7. Combustión incompleta con aire húmedo estequiométrico
8. Combustión incompleta con exceso de aire húmedo
9. Análisis de Orsat
10. Cálculo de la temperatura de rocío
11. Cálculo de la temperatura de flama adiabática
12. Determinación del calor de combustión para Sistema Cerrado
13. Cálculo del % aire para una temperatura de flama específica
73
A1
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
74
REACCIÓN TEÓRICA O ESTEQUIOMÉTRICA
Una reacción teórica es aquélla que se lleva a cabo de forma completa y en los productos no hay oxígeno
sobrante. Por ejemplo, considérese la combustión de un mol de hidrocarburo general CnHmOl con una
cantidad desconocida de moles de aire seco, la reacción de combustión se escribe:
Cn Hm O l +
1
O2 +
2
N2 →
Bajo cantidades teóricas de combustible y oxidante, los
reacción.
3
i
CO2 +
4
H2 O +
5
N2
son los coeficientes estequiométricos para esta
Realizando un balance de átomos en ambos lados de la ecuación se obtiene:
Balance para el C:
n=
Balance para el H:
m=2
4
=2
3
Balance para el O:
l+2
1
Balance para el N:
2
3
=2
+
4
5
y resolviendo el sistema de ecuaciones se encuentra que:
1
=n+
2
donde aún están por determinarse
m l
4 2
=
2
3
5
y
4
=n
=
m
2
5.
En la combustión con aire, el nitrógeno y el oxígeno del aire están en relación volumétrica o molar de:
2
=
1
79
= 3.76
21
tal como se encuentran en la atmósfera. Entonces los valores de
2
=
5
= 3.76
1
2
y
5
son:
m l

= 3.76 n + - 
4 2

Por lo tanto, la ecuación teórica o estequiométrica con combustión completa para cualquier hidrocarburo
general CnHmOl queda como:
m l
m l
m
m l



Cn Hm +  n + -  O2 + 3.76 n + -  N2 → nCO2 + H2 O + 3.76 n + -  N2
4 2
4 2
2
4 2



ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
75
REACCIÓN CON EXCESO DE AIRE SECO
Como se indicó en la parte teórica, para conseguir una buena combustión y no obtener productos sin
quemar, en ocasiones es necesario suministrar una cantidad extra de aire. A esta cantidad excedente se
le denomina exceso de aire y se denota por la letra X. Puesto que X es el oxígeno excedente y este se
encuentra contenido en el aire, sólo se afectarán los factores relacionados con él, es decir, el oxígeno y el
nitrógeno; así, la reacción de combustión se escribe:
Cn Hm O l + (1 + 0.01X ) 1 O2 + (1 + 0.01X ) 2 N2 →
donde nuevamente, los
i
3
CO2 +
4
H2 O +
5
N2 +
6
O2
son los coeficientes estequiométricos para esta reacción.
Se sabe que cuando se suministra un tanto de exceso de aire a una reacción, necesariamente surgirá
oxígeno en los productos. Así, aplicando el principio de conservación de la masa a las sustancias
químicas presentes se obtiene:
Balance para el C:
n=
Balance para el H:
m=2
Balance para el O:
3
4
l + 2 1(1 + 0.01X) = 2
Balance para el N:
2(1
Relación Nitrógeno-Oxígeno:
+ 0.01X) = 2
2
Relación Oxígeno-Aire:
3
6
= 3.76
= 0.01X
+
4+
2
6
5
1
1
La relación Oxígeno-Aire se refiere al porcentaje de oxígeno que forma parte del aire en exceso y que no
logra combinarse. El nitrógeno pasa tal como se presenta, es decir, no se integra con otros compuestos.
Resolviendo el sistema de ecuaciones se encuentra que:
m l
4 2
m l

- 
2 = 3.76 n +
4 2

1
=n+
3
=n
3
4
5
=
m
2
m l

= 3.76(1 + 0.01X ) n + - 
4 2

m l

- 
6 = 0.01X n +
4 2

Por lo tanto, la ecuación para la combustión con exceso de aire seco de cualquier hidrocarburo CnHmOl
queda como:
m l
m l


Cn Hm O l + (1 + 0.01X) n + -  O2 + 3.76(1 + 0.01X) n + -  N2 →
4 2
4 2


→ nCO2 +
m
m l
m l


H2 O + 3.76(1 + 0.01X) n + -  N2 + 0.01X n + -  O2
2
4 2
4 2


Como puede verse, la reacción sólo se modifica en los términos relacionados con el aire, por lo que al
llevar a cabo el balance de átomos, sólo se verán afectados estos. En caso de que X se hiciera cero, la
ecuación anterior se reduce al proceso teórico.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
76
REACCIÓN TEÓRICA CON COMBUSTIÓN INCOMPLETA
En ocasiones, debido a que no se cuenta con la cantidad necesaria de oxígeno, o el tiempo para que se
realice la reacción no es el suficiente, la reacción no se lleva a cabo completamente, y parte del carbono
que forma parte del combustible aparece como CO en los productos. Por otro lado, también aparece
oxígeno, como otra consecuencia de la combustión incompleta. Asimismo, la reacción para el proceso, se
escribe como sigue:
Cn Hm O l +
1
O2 +
2
N2 →
3
CO +
4
CO2 +
5
O2 +
6
H2 O +
7
N2
Siguiendo el procedimiento ya antes planteado, se obtiene:
Balance para el C:
n=
Balance para el H:
Balance para el O:
3
+
m=2
l+2
1
=
3
Balance para el N:
+2
4
6
+2
4
=2
2
2
= 3.76
Relación CO-CO2:
3
= 0.01zn
3
=2
+
6
7
Relación Nitrógeno-Oxígeno:
Relación CO-O2:
5
1
5
En este caso, aparecen dos nuevas relaciones, la del CO con el CO2 y la del CO con el O2. La primera
indica la proporción de carbono del combustible que no se alcanza a quemar y que se convierte en CO, a
su vez, el carbono formado se reparte entre el CO y el CO2, estando de este modo relacionados. La
segunda se refiere a la relación volumétrica molar existente entre el oxígeno del CO y el O2. Finalmente,
resolviendo el sistema de ecuaciones se encuentra que:
m l
4 2
m l

- 
2 = 3.76 n +
4 2

1
=n+
3
4
= (0.01z)n
(0.01z)n
2
m
6=
2
m l

- 
7 = 3.76 n +
4 2

5
=
= n(1 - 0.01z)
Por lo tanto, la ecuación teórica para la combustión incompleta de cualquier hidrocarburo CnHmOl queda
como:
m l
m l


Cn Hm O l +  n + -  O2 + 3.76 n + -  N2 →
4 2
4 2


m
m l
 (0.01z)n 

→ (0.01z)n CO + n(1 - 0.01z)CO 2 + 
O 2 + H2 O + 3.76 n + -  N2
2
2
4 2



Observe que si z se hace cero, la ecuación anterior se reduce al caso estequiométrico.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
77
REACCIÓN TEÓRICA CON AIRE HÚMEDO
La humedad relativa ϕ se define como el cociente de la presión parcial del vapor en una mezcla entre la
presión de saturación a la misma temperatura de bulbo seco de la mezcla. Si pv representa la presión real
del vapor y pg representa la presión de saturación a la misma temperatura, entonces
=
pv
pg
(1)
Las presiones empleadas para definir la humedad relativa se muestran en el diagrama Ts de la Figura 1.
El estado 1 es el estado inicial del vapor de agua en la mezcla, y su presión de vapor en este estado es
p1. Si este mismo vapor estuviese presente en aire saturado a la misma temperatura, su presión sería
necesariamente la dada en el estado 3, que es la presión de saturación pg para esa temperatura. En
términos de las cantidades que aparecen en la Figura, ϕ = p1/p3. La humedad relativa es siempre menor
que o igual a la unidad. Como la humedad relativa se define exclusivamente en términos del vapor de la
mezcla, es independiente del estado del aire en la mezcla. Ya que tanto el aire seco como el vapor de
agua en la mezcla se comportan como gases ideales, la ecuación para la humedad relativa se puede
expresar en términos de volúmenes específicos (densidades) lo mismo que en términos de presiones
parciales, debido a que las temperaturas y las constantes del gas son iguales en el cociente, es decir,
=
p v RTv /υ v υ v
=
=
=
p g RTg /υ g υ g
v
(2)
g
La relación de humedad (o humedad específica) ω describe la cantidad de vapor de agua en una mezcla
con respecto a la cantidad de aire seco presente. Se define formalmente como la masa de vapor de agua
presente mv dividida entre la masa de aire seco ma. La relación de humedad no es una medida de la
fracción de masa del vapor de agua en la mezcla, como se debe observar con cuidado. En forma de
ecuación, la relación de humedad es
=
m v R u T/(p a MM a ) MM v p v
=
=
m a R u T/(p v MM v ) MM a p a
(3)
El cociente de las masas molares para el agua y el aire seco es 0.622, y pa = P – pv; entonces
= 0.622
pv
pv
= 0.622
pa
P - pv
(4)
Finalmente, la relación de humedad específica
con la humedad relativa de una mezcla uniendo
las ecuaciones (1) y (4) es:
=
Figura 1
pv
pa
=
p g 0.622p g
(5)
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
78
El análisis para este tipo de reacción es similar que para el caso de la reacción teórica, sólo que ahora se
incluye agua en los reactivos. Nuevamente se toma como base un mol de combustible general CnHmOl
en una cantidad desconocida de moles de aire, ahora húmedo, la reacción es:
Cn Hm O l +
1
O2 +
2
N2 +
3
H2 O →
4
CO2 +
5
H2 O +
6
N2
Realizando el balance de átomo en ambos lados de la ecuación, se obtiene:
Balance para el C:
n=
Balance para el H:
m+2
Balance para el O:
l+2
1
+
Balance para el N:
Relación Nitrógeno-Oxígeno:
2
3
Relación Agua-Aire:
1
+
2
3
3
2
4
=2
=2
=2
5
4
+
5
6
= 3.76
1
 18  p g 0.01
=  
 29  P − p g 0.01




La relación Agua-Aire se refiere a la relación volumétrica molar existente entre el aire seco y el agua, en
términos de la humedad específica. Resolviendo el sistema de ecuaciones:
1
2
3
=n+
m l
4 2
4
m l

= 3.76 n + - 
4 2

m l  18  p g 0.01

= 4.76 n + -  
4 2  29  P − p g 0.01

5




=
=n
m
m l  18  p g 0.01

+ 4.76 n + −  
2
4 2  29  P − p g 0.01

6
=
2




m l

= 3.76 n + - 
4 2

Por lo tanto, la ecuación teórica con aire húmedo para la combustión de cualquier hidrocarburo CnHmOl
queda como:
m l
m l
m l  18  p g 0.01



Cn Hm O l +  n + -  O2 + 3.76 n + -  N2 + 4.76 n + -  
4 2
4 2
4 2  29  P − p g 0.01



m
m l  18  p g 0.01

→ nCO 2 +  + 4.76 n + -  
4 2  29  P − p g 0.01

 2

H 2 O →



  H2 O + 3.76 n + m - l  N2

4 2


Observe que, en caso de que ϕ fuera cero, la ecuación anterior se reduce a la ecuación para la reacción
teórica.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
79
COMBUSTIÓN COMPLETA CON EXCESO DE AIRE HÚMEDO
Para obtener ésta situación se combinan el proceso de exceso de aire con el proceso de aire húmedo,
como se indica a continuación.
Cn Hm O l +
1
(1 + 0.01X )O2 + 2 (1 + 0.01X )N2 +
3
H2 O →
4
CO2 +
5
H2 O +
6
N2 +
7
O2
Adoptando los razonamientos anteriores se hace un balance de átomos en ambos lados de la ecuación,
observando que el balance para el carbono y el hidrógeno son los mismos que para la reacción teórica
con humedad y que el balance para el nitrógeno y la relación Oxígeno-Aire son los mismos que para la
reacción con exceso de aire, por lo que sólo quedan por determinar el balance para el oxígeno y otra
relación, para que el número de ecuaciones sea igual al número de incógnitas. Así. 13
Balance para el O:
l + 2 1(1 + 0.01X) +
3
=2
4
+
5+
2
7
 18  p g 0.01
=  
 29  P − p g 0.01
1 +
2 )(1 + 0.01X)
3
Relación Agua-Aire:




Advierta que la relación Agua-Aire es idéntica a la mostrada en la reacción con aire húmedo, salvo que
ahora hay aire en exceso. Esto se indica agregando dicho factor al término conveniente. Resolviendo el
sistema de ecuaciones se encuentra que:
1
3
5
=
=n+
m l
4 2
m l  18  p g 0.01

= 4.76(1+ 0.01X) n + -  
4 2  29  P − p g 0.01

2




m
m l  18  p g 0.01

+ 4.76(1+ 0.01X) n + −  
2
4 2  29  P − p g 0.01

7
m l

= 0.01X n + - 
4 2

m l

= 3.76 n + - 
4 2

4




6
=n
m l

= 3.76(1 + 0.01X) n + - 
4 2

Por lo tanto, la ecuación completa con exceso de aire húmedo para la quema de cualquier hidrocarburo
CnHmOl es:
m l
m l


Cn Hm O l + (1 + 0.01X) n + -  O2 + 3.76(1 + 0.01X) n + -  N2 +
4 2
4 2


pg 
m l  18 

H 2 O → nCO 2 + 0.01X n + m − l O 2 +
+ 4.76(1 + 0.01X) n + −  

4 2  29  P − p g 
4 2


m
p g 
m l
m l  18 


  H2 O
+ 3.76(1 + 0.01X) n + −  N2 +  + 4.76(1 + 0.01X) n + −  


−
4 2
2
4
2
29
P
p





g 


De nuevo; si X o ϕ, o ambas son cero, la ecuación anterior se reduce a la reacción con aire húmedo, a la
reacción con exceso de aire o bien, a la reacción estequiométrica respectivamente.
La relación Nitrógeno-Oxigeno es la misma en todos los casos por lo que de aquí en adelante, no se hará mención
de ella.
13
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
80
COMBUSTIÓN INCOMPLETA CON EXCESO DE AIRE SECO
Como en el argumento anterior, se combinan dos situaciones a saber, el proceso de exceso de aire seco
y la combustión incompleta.
Cn Hm O l +
1
(1 + 0.01X) O2 + 2 (1 + 0.01X )N2 →
3
CO +
4
CO2 +
5
O2 +
6
H2 O +
7
N2
Al aplicar el principio de conservación de masa a las sustancias químicas presentes en ambos lados de
la ecuación se encuentra que el balance para el carbono, el balance para el hidrógeno y la relación COCO2, son idénticos que para la reacción teórica con combustión incompleta, y el balance para el
nitrógeno es la equivalente para la reacción con exceso de aire, por lo que sólo queda por determinar el
balance para el oxígeno y la relación CO-CO2. De este modo,
Balance para el O:
l + 2 1(1 + 0.01X) =
3
+2
3
Relación CO-O2:
(
5
− 0.01X
1
)
4
+2
5+
6
=2
La relación CO-CO2 es nuevamente la relación volumétrica molar entre el CO y CO2, pero ahora es una
combinación de la combustión incompleta y del exceso de aire. Como puede verse, en ambas
situaciones aparece O2 en los productos, por lo que el total de este es precisamente el obtenido a través
del proceso de combustión incompleta, menos el relacionado con el exceso de aire, es decir, es cierto
que la reacción es incompleta, pero al haber una cierta cantidad de exceso de aire, entonces se logrará
quemar otra porción de combustible y la reacción no será tan incompleta como en el caso aislado. De
este modo, resolviendo el sistema de ecuaciones:
1
2
=n+
m l
4 2
5
=
m l

= 3.76 n + - 
4 2

3
4
= (0.01z)n
(0.01z)n
m l

+ 0.01X n + − 
2
4 2

6
7
=
m
2
m l

= 3.76(1 + 0.01X) n + - 
4 2

= n(1 - 0.01z)
Luego, la ecuación para la combustión incompleta con exceso de aire seco de cualquier hidrocarburo
CnHmOl queda como:
m l
m l


Cn Hm O l + (1 + 0.01X) n + -  O2 + 3.76(1 + 0.01X) n + -  N2 → (0.01z)nCO +
4 2
4 2


 (0.01z)n
m l 
m
m l


+ n(1 - 0.01z)CO 2 + 
+ 0.01X n + −  O 2 + H 2 O + 3.76(1 + 0.01X) n + − N 2
2
4 2 
2
4 2



De nuevo, observe que cuando X o z, o ambas son nulas, el caso anterior se reduce a la reacción teórica
con combustión incompleta, a la reacción con exceso de aire o a la reacción teórica estequiométrica
respectivamente.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
81
COMBUSTIÓN INCOMPLETA CON AIRE HÚMEDO ESTEQUIOMÉTRICO
De nuevo, se combinan dos formas, la reacción para la combustión incompleta y la reacción con aire
húmedo. El análisis, como en casos anteriores, se hace para un mol de combustible general CnHmOl en
una cantidad desconocida de moles de aire, escribiéndose:
Cn Hm O l +
1
O2 +
2
N2 +
3
H2O →
4
CO +
5
CO2 +
6
O2 +
7
H2 O +
8
N2
Al efectuar el balance de átomos de las sustancias químicas presentes en ambos lados de la ecuación
se encuentra que el balance para el carbono, la relación CO-O2 y la relación CO-CO2 son idénticos que
para la reacción teórica con combustión incompleta, y el balance para el hidrógeno, para el nitrógeno y la
relación Agua-Aire, son los mismos que para la reacción con aire húmedo, por lo que sólo queda por
determinar el balance para el oxígeno. De este modo:
Balance para el O:
l+2
1
+
3
=
4
+2
5+
2 6+
7
Resolviendo el sistema de ecuaciones se encuentra que:
m l
4 2
m l  18  p g 0.01

-  
3 = 4.76 n +
4 2  29  P − p g 0.01

1
5
7
=
=n+
2




4
= n(1 - 0.01z)
m
m l  18  p g 0.01

+ 4.76 n + −  
2
4 2  29  P − p g 0.01

m l

= 3.76 n + - 
4 2

(0.01z)n
2
m l

- 
8 = 3.76 n +
4 2

6




= (0.01z)n
=
Por lo tanto, la ecuación para la combustión incompleta con aire teórico y húmedo, de cualquier
hidrocarburo CnHmOl queda como:
m l
m l
m l  18  p g 0.01



Cn Hm O l +  n + -  O2 + 3.76 n + -  N2 + 4.76 n + -  
4 2
4 2
4 2  29  P − p g 0.01



→ (0.01z)nCO + n(1 − 0.01z)CO 2 +
m l

+ 3.76 n + − N 2
4 2


H 2 O →


m
pg
m l  18 
(0.01z)n

O 2 +  + 4.76 n + -  
4 2  29  P − p g
2

 2

H 2 O +


Como en casos anteriores, si z o ϕ son cero, o ambas, entonces la ecuación anterior se reduce a la
combustión teórica con aire húmedo, a la reacción teórica con combustión incompleta o al caso ideal
respectivamente.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
82
COMBUSTIÓN INCOMPLETA CON EXCESO DE AIRE HÚMEDO
Ahora se mezclan las tres situaciones que pueden ocurrir durante una reacción de combustión, es decir,
combustión incompleta, exceso de aire y aire húmedo. Como en casos anteriores se toma como base un
mol de combustible general CnHmOl en una cantidad desconocida de moles de aire, se puede escribir:
Cn Hm O l + (1 + 0.01X ) 1 O2 + (1 + 0.01X ) 2 N2 +
H2 O →
→ 4 CO +
3
5
CO2 +
6
O2 +
7
H2 O +
8
N2
Nuevamente, se hace el balance en ambos lados de la ecuación encontrando que el balance para el
carbono y la relación CO-CO2, son los mismos que para la reacción teórica con combustión incompleta;
el balance para el hidrógeno es igual que el de la reacción teórica con aire húmedo; el balance para el
oxígeno es el mismo que para la reacción incompleta con exceso de aire, el balance para el nitrógeno es
el calculado para la reacción con exceso de aire, la relación CO-O2 es la misma que para la reacción
incompleta con exceso de aire seco, la relación Agua-Aire es la misma que para la combustión completa
con exceso de aire húmedo, por lo que sólo queda por solucionar el sistema de ecuaciones,
encontrando:
1
3
=n+
m l
4 2
m l  18  p g 0.01

= 4.76(1+ 0.01X) n + -  
4 2  29  P − p g 0.01

2




4
5 = n(1 - 0.01z)
7
=
m
m l  18  p g 0.01

+ 4.76(1+ 0.01X) n + −  
2
4 2  29  P − p g 0.01

m l

= 3.76 n + - 
4 2

6




= ( 0.01z)n
m l  (0.01z)n

= 0.01X n + -  +
4 2
2

8
m l

= 3.76(1 + 0.01X) n + - 
4 2

Luego, la ecuación para la combustión incompleta con exceso de aire húmedo de cualquier hidrocarburo
general CnHmOl queda como:
m l
m l


Cn Hm O l + (1 + 0.01X)  n + -  O2 + 3.76(1 + 0.01X) n + -  N2 +
4 2
4 2



m l  18  p g 0.01

H 2 O → (0.01z)nCO + n(1 − 0.01z)CO 2 +
4.76(1 + 0.01X) n + -  
4 2  29  P − p g 0.01 

m
 (0.01z)n
m l 
m l  18  p g 0.01


+
+ 0.01X n + - O 2 +  + 4.76(1 + 0.01X) n + -  
2
4 2 
4 2  29  P − p g 0.01



 2
m l

+ 3.76(1 + 0.01X) n + − N 2
4 2


H 2 O +


Si X, z o ϕ, dos de ellas cualesquiera o las tres al mismo tiempo son cero, usted podrá comprobar que la
ecuación anterior se reduce a los casos expuestos previamente.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
83
ANÁLISIS DE ORSAT
Los cálculos basados en un análisis “seco” típico son los siguientes: Se asume que la combustión es
incompleta y que el analizador de gases proporciona los porcentajes de CO, CO2 y O2 simbolizados por
n1, n2 y n3 respectivamente. El número de moles de combustible es desconocido y se denota por Y, luego
se toman como base 100 moles de productos secos en fase gaseosa. El número de moles de N2 en los
productos secos debe ser de:
n4 = 100 - n1 - n2 - n3
Así pues, una ecuación para la reacción química podría ser:
Y Cn Hm O l + a O2 + 3.76a N2 → n1 CO + n2 CO2 + n3 O2 + n4 N2 + b H2 O
Un balance de masa para cada uno de los elementos permitirá evaluar los coeficientes desconocidos.
Balance para el C:
Balance para el H:
Balance para el N:
por lo tanto,
Y=
n1 + n2
n
Yn = n1 + n2
Ym = 2b
3.76a = n4
a=
n4
3.76
b=
m
(n1 + n2 )
2n
El balance para el oxígeno sirve para comprobar:
Balance para el O:
Yl + 2a = n1 + 2n2 + 2n3 + b
Por tanto, la reacción real está representada por la ecuación química:
m  n1 + n2 
 n1 + n2 
 n4 

 Cn Hm O l + 
 O2 + n4 N2 → n1 CO + n2 CO2 + n3 O2 + n4 N2 + 
 H2 O
2 n 
 n 
 3.76 
Si se divide todo entre (n1 + n2)/n, la ecuación se puede poner con base en un mol de combustible. Ya se
ha mostrado que la ecuación estequiométrica para el hidrocarburo general es:
m l
m l
m
m l



Cn Hm O l +  n + -  O2 + 3.76 n + -  N2 → nCO2 + H2 O + 3.76 n + -  N2
4 2
4 2
2
4 2



Por ende, el porcentaje teórico de aire empleado en el proceso de combustión real fue:
1 

 n1 + n2 
1 +
 n4 

3.76 
n 


% Teorico =
x 100
m l

4.76 n + - 
4 2

∴ % de Exceso de Aire = % Teórico – 100
y el
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN

n
84

1
 * 100
% de Carbono en el combustible que aparece como CO = 
+
n
 1 n2 
CALCULO DE LA TEMPERATURA DE ROCIO
Para su cálculo se requiere del conocimiento de la presión parcial del vapor de agua en un gas, que a su
vez es función de la fracción molar del vapor de agua.
La ecuación para la combustión de un hidrocarburo general CnHmOl, en el caso de combustión
incompleta con z % de CO, con X % Exceso de aire y ϕ cantidad de humedad relativa, será;
m l
m l


Cn Hm O l + (1 + 0.01X)  n + -  O2 + 3.76(1 + 0.01X) n + -  N2 +
4 2
4 2



m l  18  p g 0.01

H 2 O → (0.01z)nCO + n(1 − 0.01z)CO 2 +
4.76(1 + 0.01X) n + -  
4 2  29  P − p g 0.01 

m
 (0.01z)n
m l 
m l  18  p g 0.01


+
+ 0.01X n + - O 2 +  + 4.76(1 + 0.01X) n + -  
2
4 2 
4 2  29  P − p g 0.01



 2
m l

+ 3.76(1 + 0.01X) n + − N 2
4 2

donde el número total de moles de los productos es;
nT = n +
m 0.01zn
m l
m l


+
+ 0.01X  n + -  + 3.76(1 + 0.01X)  n + -  +
2
2
4 2
4 2


m l  18  p g 0.01 

+ 4.76(1 + 0.01X) n + -  
4 2  29  P − p g 0.01 

así, el análisis molar de los productos viene siendo simplemente;
x CO =
x CO2 =
0.01zn
nT
n(1 - 0.01z)
nT
m l  0.01zn

0.01X n + -  +
4 2
2

xO2 =
nT
xH 2O =
m
m l  18  p g 0.01

+ 4.76(1 + 0.01X) n + -  
2
4 2  29  P − p g 0.01

nT





H 2 O +


ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
85
m l

3.76(1 + 0.01X) n + - 
4 2

xN2 =
nT
la presión parcial de los gases producidos es de;
pH2O = xH2O P
en tablas o gráficos de propiedades del vapor de agua se busca la temperatura de saturación que
corresponde a esta presión que también es la temperatura de rocío,
Tsat = Trocio
si la temperatura cae por debajo de este punto se producirá una precipitación de agua, el número de
moles de los productos secos es;
ns = n +
m 0.01zn
m l
m l


+
+ 0.01X  n + -  + 3.76(1 + 0.01X)  n + - 
2
2
4 2
4 2


representando el número de moles desconocido de agua todavía en la fase vapor por nv y la presión de
saturación correspondiente a la temperatura T < Trocío por pv, se tiene
pv =
nv P
ns + nv
∴ nv = ns
pv
P - pv
como se han formado:
m
m l  18  p g 0.01

+ 4.76(1 + 0.01X) n + -  
2
4 2  29  P − p g 0.01


 moles de agua,


el porcentaje de vapor de agua que se condensa será;
% Condensado =
m l  18  p g 0.01

m + 9.52(1+ 0.01X) n + -  
4 2  29  P − p g 0.01


 - 2 nv


(100)
m l  18  p g 0.01 

m + 9.52(1+ 0.01X) n + -  
4 2  29  P − p g 0.01 

ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
86
CALCULO DE LA TEMPERATURA DE FLAMA ADIABATICA
Con base en las ecuaciones del calor de combustión, el balance de energía para una mezcla reactiva en
flujo estacionario y un proceso a volumen constante es, respectivamente;
q=
∑N (
prod
q=
∑N (
prod
i
i
)
h 0f,298 + h T − h298 i − ∑ N i
h 0f,298 + u T − u 298
reac
) − ∑N (
i
reac
i
(
h 0f,298 + h T − h298
)
i
)
h 0f,298 + u T − u 298 i − ∆NRT298
(21)
(29)
Cuando ambas ecuaciones se igualan a cero, es decir, q = 0, indica un proceso adiabático.
Como la temperatura y la composición iniciales de los reactivos normalmente se conocen, el lado
derecho de la ecuación se puede evaluar en forma directa.
Los valores Ni de los productos también se conocen a partir de la química de la reacción o de un análisis
de los gases. Además, los valores de h0f y h298 para cada uno de los productos se pueden obtener de
las tablas de datos termodinámicos.
En esta forma, las únicas incógnitas en la ecuación son los valores de hT para cada uno de los productos
a la temperatura de combustión adiabática desconocida.
Dado que los valores de hT aparecen tabulados contra la temperatura, la solución de la ecuación se halla
por iteración. Esto quiere decir que se debe suponer una temperatura, y luego se hallan los valores de
entalpía de los productos a esa temperatura a partir de las tablas respectivas. Si la temperatura supuesta
es correcta, entonces los valores numéricos de los lados izquierdo y derecho de la ecuación deben ser
iguales.
El valor calculado de la máxima temperatura de combustión, será a menudo varios cientos de grados
mayor que el valor medido.
En primer lugar, la combustión rara vez es completa. En segundo lugar, las pérdidas de calor pueden
reducirse a un mínimo, pero no pueden ser eliminadas por completo. Por último, algunos de los
productos de combustión se disociarán en otras sustancias como resultado de las altas temperaturas
presentes.
Estas reacciones de disociación generalmente son endotérmicas y consumen algo de la energía liberada
por la reacción total.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
87
DETERMINACIÓN DEL CALOR DE COMBUSTIÓN PARA SISTEMA CERRADO
Si una reacción química ocurre en un sistema cerrado que se mantiene a volumen constante, entonces
el balance de energía básico es
Q = U = Uprod − Ureac = ∑ (Ni u i )prod − ∑ (Niu i )reac
(1)
i
i
Donde la energía interna específica u está relacionada con su entalpía específica h mediante u=h–Pv,
por definición. Empleando esta definición y la ecuación de entalpía, se halla que,
u i,T = h i,T - (Pυ )i,T =
[
h 0f,298 + h T − h 298 − (Pυ ) T
]
(2)
i
Además el cambio de entalpía sensible dado por hT – h298 se puede sustituir por la definición que
relaciona h con u. Esto lleva a un segundo formato de ui, el cual es
u i,T =
[
] [
h 0f,298 + u T + (Pυ )T − u 298 − (Pυ )298 − (Pυ )T i =
h 0f,298 + u T − u 298 − (Pυ )298
]
i
(3)
La sustitución de las ecuaciones (2) y (3) en la ecuación (1) lleva a dos ecuaciones posibles para la
transferencia de calor en condiciones de volumen constante:
Q=
∑N (
i
prod
Q=
∑N (
i
prod
h 0f,298 + h T − h 298 − (Pυ ) T
) − ∑N (
h 0f,298 + h T − h 298 − (Pυ ) T
h 0f,298 + u T − u 298 − (Pυ ) 298
) − ∑N (
h 0f,298 + u T − u 298 − (Pυ ) 298
i
reac
i
reac
i
i
)
(4)
i
)
i
(5)
Si se supone que todos los componentes gaseosos son gases ideales, entonces Pv se puede sustituir
por RT. En consecuencia, el principio de conservación de la energía para el proceso a volumen
constante se puede escribir en las dos formas siguientes:
Q=
∑N (
prod
i
Q=
h 0f,298 + h T − h 298
∑N (
prod
i
) − ∑N (
i
i
reac
h 0f,298 + u T − u 298
) ∑ N RT + ∑ N RT
h 0f,298 + h T − h 298 i −
) − ∑N (
i
reac
i
i
prod
)
i
(6)
reac
h 0f,298 + u T − u 298 i − ∆NRT298
(7)
donde ∆N representa los moles de los productos gaseosos menos los moles de los reactivos gaseosos.
En general, ∆N puede ser positivo, negativo o cero.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
88
CÁLCULO DEL % AIRE PARA UNA TEMPERATURA DE FLAMA ESPECÍFICA
Las condiciones que se deben cumplir para el calculo de la temperatura de flama adiabática es que el
proceso de combustión se lleve a cabo de forma adiabática y debido a que esta temperatura es mucho
mayor que la temperatura de rocío, no hay moles de agua condensada en los productos. Como se había
mencionado con anterioridad, para obtener la temperatura de flama se igualan a cero las ecuaciones de
calor, es decir las ecuaciones (21) y (29).
En este caso, se dan como dato tanto la temperatura de entrada14 como la temperatura de salida, que es
precisamente la temperatura de flama específica proporcionada por el usuario. Con estos valores, es
posible calcular los cambios totales de entalpía y de energía interna para cada uno de los componentes
de la reacción. Para obtener el cambio total de entalpía o de energía interna del combustible, según sea
el caso, no hay problema, ya que éstas cantidades se calculan en otra subrutina a la temperatura
correspondiente, y el dato se pasa como valor. Las únicas incógnitas entonces, son los Ni, número de
moles de cualquier producto o reactivo. Estos se calculan a partir de la ecuación general de la reacción,
la ecuación (11).
En la ecuación (11) se conoce todo, menos el valor de X, que es precisamente la cantidad de exceso de
aire que debe suministrarse al sistema para alcanzar la temperatura de flama específica deseada. Los
detalles aritméticos para el cálculo del porcentaje de aire para una temperatura de flama específica son
los siguientes:
Para sistema abierto, se prescriben los valores de:
A =n+
m l
−
4 2
 18  0.01 .0
B =  
 29  P − 0.01 .0



Con base a la nueva asignación, se rescribe la ecuación (11) del modo siguiente:
h comb + A (1 + 0.01X )O 2 + 3.76A (1 + 0.01X )N 2 + 4.76AB(1 + 0.01X )H 2 O →
→
7
CO +
8
 0.01zn

m

+ A(0.01X) O 2 +  + 4.76AB(1 + 0.01X )H 2 O + 3.76A(1 + 0.01X)N2
CO 2 + 
 2

2

Realizando las operaciones de multiplicación se tiene que:
h comb + AO 2 + A(0.01X)O 2 + 3.76AN 2 + 3.76A(0.01X)N2 + 4.76ABH 2 O + 4.76AB(0.01X)H2 O →
0.01zn
m
O 2 + A(0.01X)O 2 + H 2 O + 4.76ABH 2 O + 4.76AB(0.01X)H2 O +
→ 7 CO + 8 CO 2 +
2
2
+ 3.76AN 2 + 3.76A(0.01X)N2
14
Taire para sistema abierto o Treact para sistema abierto
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
89
Nota: α7 y α8 no están en función de X, por lo que se toman tal cual son calculadas en la subrutina
Reacción.
Con los datos de temperatura de entrada y la de salida, se calculan la entalpía o la energía interna de los
productos y de los reactivos, asignando cada valor de entalpía o energía interna total a un vector, es
decir,
React(i) = h 0298 + hr(i) − h 298 (i)
i = 1, 3 (O2, N2 y H2O)
Prod(i) = h 0298 + hp(i) − h 298 (i)
i = 1, 5 (O2, N2, H2O, CO y CO2)
de este modo se hace otra asignación:
C = h comb + A * React(1) + 3.76 * A * React(2) + 4.76 * A * B * React(3)
D = 0.01X[A * React(1) + 3.76 * A * React(2) + 4.76 * A * B * React(3)]
0.01zn
m
E = 7 * Prod(4) + 8 * Prod(5) +
* Prod(1) + * Prod(3) + 4.76 * A * B * Prod(3) +
2
2
3.76 * A * Prod(2)
F = 0.01X[A * Prod(1) + 4.76 * A * B * Prod(3) + 3.76 * A * Prod(2)]
G = (molprod − molreact) * R * 298.0
De esta manera, la ecuación de la reacción se escribe con base a éstas nuevas asignaciones:
Para sistema abierto:
C + D(0.01X) = E + F(0.01X)
despejando X (exceso de aire),
C −E
X=
 * 100
F−D
Para sistema cerrado:
C + D(0.01X) = E + F(0.01X) + G
despejando X (exceso de aire)
C −E − G
X=
 * 100
 F−D 
Esta cantidad de aire excedente, es la que se debe proporcionar para obtener la temperatura de flama
específica proporcionada por el usuario.
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
90
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Diagramas de Flujo
En éste apartado se presenta el diagrama de flujo del programa principal
y de las subrutinas que lo conforman.
90
A2
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Diagrama De Flujo Del Programa Principal
91
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
92
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
93
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
94
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutinas que conforman el Programa Principal
Subrutina: Conversion_Temp
95
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutina: Energia_Combustible
96
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutina: Conversion_Pres
Subrutina: Presion_Saturacion
97
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutina: Reaccion
Subrutina: Caculos
Subrutina: Calcula_Orsat
98
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutina: Tpunto_Rocio
99
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutina: Calor_Gases
100
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutina: Entalpias
101
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutina: Entropia
102
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutina: TFlama
103
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
104
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutina: P_Aire_Para_T
105
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Subrutina: P_Salida
Subrutina: Conversion_Unidades
106
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
107
Subrutina: Conversion_Unidades1
Funciones que asisten a algunas de las subrutinas que conforman el Programa Principal
Función: prop_cal
Función: prop_cal1
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Tablas de Datos
En éste apartado se presentan las tablas de datos empleadas por el
programa de cómputo, así como la tabla de constantes físicas y factores
de conversión empleadas por el mismo.
También se anexa al final un disco de 3 1⁄2 que incluye el ejecutable en
FORTRAN 77 y las tablas que emplea el programa de procesos de
combustión con el que se llevan a cabo todos los cálculos.
108
A3
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Constantes físicas
Constante universal de los gases
Ru = 8.314 kJ/ (kgmol K)
Factores de conversión
Masa
1 kg = 2.205 lbm
1 kgmol = 2.205 lb
Presión
1 bar = 0.9869 atm
= 100 kPa
= 14.5 psia
Energía
1 kJ = 0.948 Btu
1 kJ/kg = 0.431 Btu/lb
Capacidad térmica específica
1 kJ/(kg K) = 0.2388 Btu/(lbm R)
Temperatura
T(K) = (5/9) [ T(°F) + 459.67 ]
= T(°C) + 273.15
= T(R)/1.8
109
1.61E-01
3.10E-01
3.87E-01
4.85E-01
5.82E-01
6.77E-01
7.77E-01
1.56E-01
2.26E-01
3.58E-01
4.33E-02
5.31E-01
6.29E-01
7.23E-01
8.18E-02
1.28E-02
1.86E-02
2.94E-02
5.23E-01
6.04E-01
7.07E-01
0.070845
0.023151
-1.3E-02
8.181394
-5.33794
-1.77924
-3.41067
-4.73838
-5.61911
-7.47680
3.797733
5.08356
-4.01956
-0.14224
-1.75732
-3.31929
-4.12994
-5.0321
15.8118
14.6925
9.178447
-43.7813
-43.6474
-43.0868
21.1367
6.29566
30.8424
C
2.6E-05
0.000118
56
2.79E-05
-4.8E-04
-4.0E-04
-3.8E-04
-1.9E-04
-1.2E-04
-1.3E-04
-4.6E-04
-4.0E-04
-3.5E-04
-2.9E-04
-2.3E-04
-2.1E-04
-9.9E-05
-8.4E-05
-4.3E-04
-3.6E-04
-3.1E-04
-2.5E-04
-1.9E-04
-1.7E-04
-4.0E-05
7.13E-05
D
-1.3E-08
2.22E-08
-2.9E-08
1.30E-07
1.04E-07
1.07E-07
5.10E-08
3.22E-08
5.06E-08
9.76E-08
8.68E-08
7.61E-08
6.06E-08
4.68E-08
4.81E-08
1.33E-08
1.76E-08
9.18E-08
7.41E-08
6.29E-08
4.87E-08
3.48E-08
3.47E-08
-6.9E-09
-4.1E-08
-112.189
-216.961
-188.188
58.09902
74.3204
101.4034
178.8409
193.4724
227.2163
-56.53
-41.0015
-25.4090
-9.81064
5.866
21.82207
37.33425
63.05288
-160.339
-144.670
-129.114
-113.399
-98.1859
-80.6968
E
63.42526
-66.7348
F
8.12E-03
-0.06957
-0.04982
-0.11128
-9.6E-02
-7.2E-02
-5.2E-02
-2.9E-02
-3.6E-04
-1.1E-01
0.125047
2
-0.14518
0.165288
99
-1.9E-01
-8.6E-02
-6.5E-02
-0.17027
0.190250
7
-4.1E-02
-0.15014
-0.13000
-0.10974
-9.1E-02
-6.9E-02
-4.3E-02
G
-8.0E-06
3.17E-05
2.08E-05
5.32E-05
4.70E-05
3.29E-05
2.14E-05
1.02E-05
-3.9E-06
9.15E-05
8.08E-05
7.03E-05
5.97E-05
4.92E-05
3.89E-05
2.81E-05
1.66E-05
9.45E-05
8.41E-05
7.35E-05
6.29E-05
5.23E-05
4.21E-05
3.04E-05
1.72E-05
Mw
28.0104
46.069
32.042
106.167
92.14
78.113
54.0914
40.0646
26.0378
126.2412
112.214
98.188
84.161
70.134
56.107
42.08
28.054
114.23
100.203
86.177
72.15
58.123
44.096
30.069
16.043
s1
3.02508
6.776244
4.03906
15.26840
12.94003
12.91074
8.038707
6.321808
4.43677
19.76825
20.83134
17.38902
18.66364
10.90584
2.053584
8.70726
3.52842
23.51389
16.31775
22.80478
11.45727
10.5265
7.534137
4.82594
1.68348
s2
0.001443
0.015204
0.009376
0.034433
0.026691
0.017232
0.016361
0.011755
0.005376
0.051133
0.038945
0.037038
0.029714
0.027208
0.034350
0.015987
0.012485
0.049657
0.042532
0.020979
0.031626
0.026273
0.018872
0.014043
0.010237
s3
-5.6E-07
-5.4E-06
-3.1E-06
-1.4E-05
-9.7E-06
-5.0E-06
-5.2E-06
-4.7E-06
-1.9E-06
-1.9E-05
-1.2E-05
-1.0E-05
3.10818
E-06
-1.4E-05
-1.6E-05
-5.4E-06
-4.4E-06
-1.3E-05
-1.1E-05
3.53067
E-06
-1.6E-05
-7.9E-06
-6.3E-06
-4.6E-06
-3.8E-06
s4
1.02E-10
8.62E-10
4.36E-10
2.12E-06
1.57E-09
5.89E-10
8.73E-10
8.57E-10
3.29E-10
3.34E-09
1.80E-09
1.80E-09
6.86516
E-10
2.54E-09
3.31E-09
7.94E-10
7.84E-10
1.96E-09
2.08E-09
5.46625
E-10
2.82E-09
1.15E-09
9.15E-10
6.73E-10
6.79E-10
s5
-6.9E-15
-5.1E-14
-2.2E-14
-1.2E-13
-9.5E-14
-1.9E-14
-5.8E-14
-5.9E-14
-2.2E-14
-2.2E-13
-9.4E-14
-1.7E-13
1.60E-13
-1.2E-13
-2.5E-13
-4.2E-14
-5.3E-14
-1.1E-13
-1.9E-13
1.5E-13
-1.4E-13
-6.0E-14
-4.8E-14
9.918623
-4.5E-14
Nota: Los coeficientes de A a D se emplean para calcular el Cp del combustible, con la ecuación que se muestra arriba.
Los coeficientes de E a G se emplean para calcular la entalpía de formación del combustible, con la siguiente ecuación:
Dhfcomb = 1000.0*[E + F*298.0 + G*298.0^2]
Los coeficientes de s1 a s6 se emplean para calcular la entropía de formación del combustible, con la siguiente ecuación:
Scomb = [s1*log(T) + s2*T + (s3/2)*T^2 + (s4/3)*T^3 + (s5/4)*T^4 + s6]*R
como se indica arriba, R = 8.314 kJ/(kgmol K)
B
1.69E-02
A
25.35964
TABLA A-1M Coeficientes para calcular el Cp de los combustibles
Cp = A+B*T+C*T^2+D*T^3
Tmin = 298 K
Tmax = 1000 K
(ya están multiplicados por R), R = 8.314 kJ/(kgmol K)
s6
6.1081
-9.0473
2.978
-59.5296
-46.7288
-46.0727
-16.7721
-11.4058
-2.6813
-71.8171
-74.0576
-58.4504
-68.6027
-30.9989
15.6943
-22.0580
2.7870
-92.5432
53.8171
-89.5209
-32.2389
-30.1487
15.8923
-3.9784
-3.6E-14
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
110
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
111
TABLA A-6M Formato (5/,1x,f5.0,2(1x,f7.0),1x,f8.3)
Propiedades del N2 como gas ideal
T, K; h,u, kJ/kgmol; so, kJ/(kgmol K)
T
0
220
230
240
250
260
270
280
290
298
300
310
320
330
340
350
360
370
380
390
400
410
420
430
440
450
460
470
480
490
500
510
520
530
540
550
560
570
580
590
600
610
620
630
640
650
660
670
680
690
700
710
h
0
6391
6683
6975
7266
7558
7849
8141
8432
8669
8723
9014
9306
9597
9888
10180
10471
10763
11055
11347
11640
11932
12225
12518
12811
13105
13399
13693
13988
14285
14581
14876
15172
15469
15766
16064
16363
16662
16962
17262
17563
17864
18166
18468
18772
19075
19380
19685
19991
20297
20604
20912
u
0
4562
4770
4979
5188
5396
5604
5813
6021
6190
6229
6437
6645
6853
7061
7270
7478
7687
7895
8104
8314
8523
8733
8943
9153
9363
9574
9786
9997
10210
10423
10635
10848
11062
11277
11492
11707
11923
12139
12356
12574
12792
13011
13230
13450
13671
13892
14114
14337
14560
14784
15008
so
0
182.64
183.94
185.18
186.37
187.51
188.61
189.67
190.7
191.5
191.68
192.64
193.56
194.46
195.33
196.17
197
197.79
198.57
199.33
200.07
200.79
201.5
202.19
202.86
203.52
204.17
204.8
205.42
206.03
206.63
207.22
207.79
208.36
208.91
209.46
210
210.53
211.05
211.56
212.07
212.56
213.06
213.54
214.02
214.49
214.95
215.41
215.87
216.31
216.76
217.19
T
720
730
740
750
760
770
780
790
800
810
820
830
840
850
860
870
880
890
900
910
920
930
940
950
960
970
980
990
1000
1020
1040
1060
1080
1100
1120
1140
1160
1180
1200
1220
1240
1260
1280
1300
1320
1340
1360
1380
1400
1420
1440
1460
h
21220
21529
21839
22149
22460
22772
23085
23398
23714
24027
24342
24658
24974
25292
25610
25928
26248
26568
26890
27210
27532
27854
28178
28501
28826
29151
29476
29803
30129
30784
31442
32101
32762
33426
34092
34760
35430
36104
36777
37452
38129
38807
39488
40170
40853
41539
42227
42915
43605
44295
44988
45682
u
15234
15460
15686
15913
16141
16370
16599
16830
17061
17292
17524
17757
17990
18224
18459
18695
18931
19168
19407
19644
19883
20122
20362
20603
20844
21086
21328
21571
21815
22304
22795
23288
23782
24280
24780
25282
25786
26291
26799
27308
27819
28331
28845
29361
29878
30398
30919
31441
31964
32489
33014
33543
so
217.62
218.06
218.47
218.89
219.3
219.71
220.11
220.51
220.91
221.3
221.68
222.07
222.45
222.82
223.19
223.56
223.93
224.29
224.65
225
225.35
225.7
226.05
226.39
226.73
227.06
227.4
227.73
228.06
228.71
229.34
229.97
230.59
231.2
231.8
232.39
232.97
233.55
234.12
234.67
235.22
235.77
236.3
236.83
237.35
237.87
238.38
238.88
239.38
239.87
240.35
240.83
T
1480
1500
1520
1540
1560
1580
1600
1620
1640
1660
1680
1700
1720
1740
1760
1780
1800
1820
1840
1860
1880
1900
1920
1940
1960
1980
2000
2050
2100
2150
2200
2250
2300
2350
2400
2450
2500
2550
2600
2650
2700
2750
2800
2850
2900
2950
3000
3050
3100
3150
3200
3250
Fuente: basado en los datos de las JANAF Thermochemical Tables, NSRDS-NBS-37,1971
h
46377
47073
47771
48470
49168
49869
50571
51275
51980
52686
53393
54099
54807
55516
56227
56938
57651
58363
59075
59790
60504
61220
61936
62654
63381
64090
64810
66612
68417
70226
72040
73856
75676
77496
79320
81149
82981
84814
86650
88488
90328
92171
94014
95859
97705
99556
101407
103260
105115
106972
108830
110690
u
34071
34601
35133
35665
36197
36732
37268
37806
38344
38884
39424
39965
40507
41049
41594
42139
42685
43231
43777
44324
44873
45423
45973
46524
47075
47627
48181
49567
50957
52351
53749
55149
56553
57958
59366
60779
62195
63613
65033
66455
67880
69306
70734
72163
73593
75028
76464
77902
79341
80782
82224
83668
so
241.3
241.77
242.23
242.69
243.14
243.59
244.03
244.46
244.9
245.32
245.75
246.17
246.58
246.99
247.4
247.8
248.2
248.59
248.98
249.37
249.75
250.13
250.5
250.87
251.24
251.61
251.97
252.86
253.73
254.58
255.41
256.23
257.03
257.81
258.58
259.33
260.07
260.8
261.51
262.21
262.9
263.58
264.24
264.9
265.54
266.17
266.79
267.4
268.01
268.6
269.19
269.76
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
112
TABLA A-7M Formato (5/,1x,f5.0,2(1x,f7.0),1x,f8.3)
Propiedades del O2 como gas ideal
T, K; h,u, kJ/kgmol; so, kJ/(kgmol K)
T
0
220
230
240
250
260
270
280
290
298
300
310
320
330
340
350
360
370
380
390
400
410
420
430
440
450
460
470
480
490
500
510
520
530
540
550
560
570
580
590
600
610
620
630
640
650
660
670
680
690
700
710
h
0
6404
6694
6984
7275
7566
7858
8150
8443
8682
8736
9030
9325
9620
9916
10213
10511
10809
11109
11409
11711
12012
12314
12618
12923
13228
13535
13842
14151
14460
14770
15082
15395
15708
16022
16338
16654
16971
17290
17609
17929
18250
18572
18895
19219
19544
19870
20197
20524
20854
21184
21514
u
0
4575
4782
4989
5197
5405
5613
5822
6032
6203
6242
6453
6664
6877
7090
7303
7518
7733
7949
8166
8384
8603
8822
9043
9264
9487
9710
9935
10160
10386
10614
10842
11071
11301
11533
11765
11998
12232
12467
12703
12940
13178
13417
13657
13898
14140
14383
14626
14871
15116
15364
15611
so
0
196.17
197.46
198.7
199.89
201.03
202.13
203.19
204.22
205.03
205.21
206.18
207.11
208.02
208.9
209.77
210.6
211.42
212.22
213
213.77
214.51
215.24
215.96
216.66
217.34
218.02
218.68
219.33
219.96
220.59
221.21
221.81
222.41
223
223.58
224.15
224.71
225.26
225.81
226.35
226.88
227.4
227.92
228.43
228.93
229.43
229.92
230.41
230.89
231.36
231.83
T
720
730
740
750
760
770
780
790
800
810
820
830
840
850
860
870
880
890
900
910
920
930
940
950
960
970
980
990
1000
1020
1040
1060
1080
1100
1120
1140
1160
1180
1200
1220
1240
1260
1280
1300
1320
1340
1360
1380
1400
1420
1440
1460
h
21845
22177
22510
22844
23178
23513
23850
24186
24523
24861
25199
25537
25877
26218
26559
26899
27242
27584
27928
28272
28616
28960
29306
29652
29999
30345
30692
31041
31389
32088
32789
33490
34194
34899
35606
36314
37023
37734
38447
39162
39877
40594
41312
42033
42753
43475
44198
44923
45648
46374
47102
47831
u
15859
16107
16357
16607
16859
17111
17364
17618
17872
18126
18382
18637
18893
19150
19408
19666
19925
20185
20445
20706
20967
21228
21491
21754
22017
22280
22544
22809
23075
23607
24142
24677
25214
25753
26294
26836
27379
27923
28469
29018
29568
30118
30670
31224
31778
32334
32891
33449
34008
34567
35129
35692
so
232.29
232.75
233.2
233.65
234.09
234.53
234.96
235.39
235.81
236.23
236.64
237.06
237.46
237.86
238.26
238.66
239.05
239.44
239.82
240.2
240.58
240.95
241.32
241.69
242.05
242.41
242.77
243.12
243.47
244.16
244.84
245.51
246.17
246.82
247.45
248.08
248.7
249.31
249.91
250.5
251.08
251.65
252.22
252.78
253.33
253.87
254.4
254.93
255.45
255.97
256.48
256.98
T
1480
1500
1520
1540
1560
1580
1600
1620
1640
1660
1680
1700
1720
1740
1760
1780
1800
1820
1840
1860
1880
1900
1920
1940
1960
1980
2000
2050
2100
2150
2200
2250
2300
2350
2400
2450
2500
2550
2600
2650
2700
2750
2800
2850
2900
2950
3000
3050
3100
3150
3200
3250
Fuente: basado en los datos de las JANAF Thermochemical Tables, NSRDS-NBS-37,1971
h
48561
49292
50024
50756
51490
52224
52961
53696
54434
55172
55912
56652
57394
58136
58890
59624
60371
61118
61866
62616
63365
64116
64868
65620
66374
67127
67881
69772
71668
73573
75484
77397
79316
81243
83174
85112
87057
89004
90956
92916
94881
96852
98826
100808
102793
104785
106780
108778
110784
112795
114809
116827
u
36256
36821
37387
37952
38520
39088
39658
40227
40799
41370
41944
42517
43093
43669
44247
44825
45405
45986
46568
47151
47734
48319
48904
49490
50078
50665
51253
52727
54208
55697
57192
58690
60193
61704
63219
64742
66271
67802
69339
70883
72433
73987
75546
77112
78682
80258
81837
83419
85009
86601
88203
89804
so
257.47
257.97
258.45
258.93
259.4
259.87
260.33
260.79
261.24
261.69
262.13
262.57
263.01
263.44
263.86
264.28
264.7
265.11
265.52
265.93
266.33
266.72
267.12
267.51
267.89
268.28
268.66
269.59
270.5
271.4
272.28
273.14
273.98
274.81
275.63
276.42
277.21
277.98
278.74
279.49
280.22
280.94
281.65
282.36
283.05
283.73
284.4
285.06
285.71
286.36
286.99
287.61
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
113
TABLA A-8M Formato (5/,1x,f5.0,2(1x,f7.0),1x,f8.3)
Propiedades del CO como gas ideal
T, K; h,u, kJ/kgmol; so, kJ/(kgmol K)
T
0
220
230
240
250
260
270
280
290
298
300
310
320
330
340
350
360
370
380
390
400
410
420
430
440
450
460
470
480
490
500
510
520
530
540
550
560
570
580
590
600
610
620
630
640
650
660
670
680
690
700
710
h
0
6391
6683
6975
7266
7558
7849
8140
8432
8669
8723
9014
9306
9597
9889
10181
10473
10765
11058
11351
11644
11938
12232
12526
12821
13116
13412
13708
14005
14302
14600
14898
15197
15497
15797
16097
16399
16701
17003
17307
17611
17915
18221
18527
18833
19141
19449
19758
20068
20378
20690
21002
u
0
4562
4771
4979
5188
5396
5604
5812
6020
6190
6229
6437
6645
6854
7062
7271
7480
7689
7899
8108
8319
8529
8740
8951
9163
9375
9587
9800
10014
10228
10443
10658
10874
11090
11307
11524
11743
11961
12181
12401
12622
12843
13066
13289
13512
13736
13962
14187
14414
14641
14870
15099
so
0
188.68
189.98
191.22
192.41
193.55
194.65
195.17
196.74
197.54
197.72
198.68
199.6
200.5
201.37
202.22
203.04
203.84
204.62
205.38
206.13
206.85
207.55
208.25
208.93
209.59
210.24
210.88
211.5
212.12
212.72
213.31
213.89
214.46
215.02
215.57
216.12
216.65
217.18
217.69
218.2
218.71
219.21
219.7
220.18
220.66
221.13
221.59
222.05
222.51
222.95
223.4
T
720
730
740
750
760
770
780
790
800
810
820
830
840
850
860
870
880
890
900
910
920
930
940
950
960
970
980
990
1000
1020
1040
1060
1080
1100
1120
1140
1160
1180
1200
1220
1240
1260
1280
1300
1320
1340
1360
1380
1400
1420
1440
1460
h
21315
21628
21943
22258
22573
22890
23208
23526
23844
24164
24483
24803
25124
25446
25768
26091
26415
26740
27066
27392
27719
28046
28375
28703
29033
29362
29693
30024
30355
31020
31688
32357
33029
33702
34377
35054
35733
36406
37095
37780
38466
39154
39884
40534
41266
41919
42613
43309
44007
44707
45408
46110
u
15328
15558
15789
16022
16255
16488
16723
16957
17193
17429
17665
17902
18140
18379
18617
18858
19099
19341
19583
19826
20070
20314
20559
20805
21051
21298
21545
21793
22041
22540
23041
23544
24049
24557
25065
25575
26088
26602
27118
27637
28426
28678
29201
29725
30251
30778
31306
31836
32367
32900
33434
33971
so
223.83
224.27
224.69
225.12
225.53
225.95
226.36
226.76
227.16
227.56
227.95
228.34
228.72
229.11
229.48
229.86
230.23
230.59
230.96
231.32
231.67
232.03
232.38
232.73
233.07
233.41
233.75
234.09
234.42
235.08
235.73
236.36
236.99
237.61
238.22
238.82
239.41
239.99
240.66
241.13
241.69
242.24
242.78
243.32
243.84
244.37
244.88
245.39
245.89
246.39
246.88
247.36
T
1480
1500
1520
1540
1560
1580
1600
1620
1640
1660
1680
1700
1720
1740
1760
1780
1800
1820
1840
1860
1880
1900
1920
1940
1960
1980
2000
2050
2100
2150
2200
2250
2300
2350
2400
2450
2500
2550
2600
2650
2700
2750
2800
2850
2900
2950
3000
3050
3100
3150
3200
3250
Fuente: basado en los datos de las JANAF Thermochemical Tables, NSRDS-NBS-37,1971
h
46813
47517
48222
48928
49635
50344
51053
51763
52472
53184
53895
54609
55323
56039
56756
57473
58191
58910
59629
60351
61072
61794
62516
63238
63961
64684
65408
67224
69044
70864
72688
74516
76345
78178
80015
81852
83692
85537
87383
89230
91077
92930
94784
96639
98495
100352
102210
104073
105939
107802
109667
111534
u
34508
35046
35584
36124
36665
37207
37750
38293
38837
39382
39927
40474
41023
41572
42123
42673
43225
43778
44331
44886
45441
45997
46552
47108
47665
48221
48780
50179
51584
52988
54396
55809
57222
58640
60060
61482
62906
64335
65766
67197
68628
70066
71504
72945
74383
75825
77267
78715
80164
81612
83061
84513
so
247.84
248.31
248.78
249.24
249.7
250.15
250.59
251.03
251.47
251.9
252.33
252.75
253.17
253.58
253.99
254.4
254.8
255.19
255.59
255.98
256.36
256.74
257.12
257.5
257.87
258.24
258.6
259.49
260.37
261.23
262.07
262.89
263.69
264.48
265.25
266.01
266.76
267.49
268.2
268.91
269.6
270.29
270.94
271.6
272.25
272.88
273.51
274.12
274.73
275.33
275.91
276.49
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
114
TABLA A-9M Formato (5/,1x,f5.0,2(1x,f7.0),1x,f8.3)
Propiedades del CO2 como gas ideal
T, K; h,u, kJ/kgmol; so, kJ/(kgmol K)
T
0
220
230
240
250
260
270
280
290
298
300
310
320
330
340
350
360
370
380
390
400
410
420
430
440
450
460
470
480
490
500
510
520
530
540
550
560
570
580
590
600
610
620
630
640
650
660
670
680
690
700
710
h
0
6601
6938
7280
7627
7979
8335
8697
9063
9364
9431
9807
10186
10570
10959
11351
11748
12148
12552
12960
13372
13787
14206
14628
15054
15483
15916
16351
16791
17232
17678
18126
18576
19029
19485
19945
20407
20870
21337
21807
22280
22754
23231
23709
24190
24674
25160
25648
26138
26631
27125
27622
u
0
4772
5026
5285
5548
5817
6091
6369
6651
6885
6939
7230
7526
7826
8131
8439
8752
9068
9392
9718
10046
10370
10714
11053
11393
11742
12091
12444
12800
13158
13521
13885
14253
14622
14996
15372
15751
16131
16515
16902
17291
17683
18076
18471
18869
19270
19672
20078
20484
20894
21305
21719
so
0
202.97
204.46
205.92
207.34
208.72
210.06
211.38
212.66
213.69
213.92
215.15
216.35
217.53
218.69
219.83
220.95
222.04
223.12
224.18
225.23
226.25
227.26
228.25
229.23
230.19
231.14
232.08
233
233.92
234.81
235.7
236.58
237.44
238.29
239.14
239.96
240.79
241.6
242.41
243.2
243.98
244.76
245.52
246.28
247.03
247.77
248.51
249.23
249.95
250.66
251.37
T
720
730
740
750
760
770
780
790
800
810
820
830
840
850
860
870
880
890
900
910
920
930
940
950
960
970
980
990
1000
1020
1040
1060
1080
1100
1120
1140
1160
1180
1200
1220
1240
1260
1280
1300
1320
1340
1360
1380
1400
1420
1440
1460
h
28121
28622
29124
29629
30135
30644
31154
31665
32179
32694
33212
33730
34251
34773
35296
35821
36347
36876
37405
37935
38467
39000
39535
40070
40607
41145
41685
42226
42769
43859
44953
46051
47153
48258
49369
50484
51602
52724
53848
54977
56108
57244
58381
59522
60666
61813
62963
64116
65271
66427
67586
68748
u
22134
22552
22972
23393
23817
24242
24669
25097
25527
25959
26394
26829
27267
27706
28125
28588
29031
29476
29922
30369
30818
31268
31719
32171
32625
33081
33537
33995
34455
35378
36306
37238
38174
39112
40057
41006
41957
42913
43871
44834
45799
46768
47739
48713
49691
50672
51656
52643
53631
54621
55614
56609
so
252.07
252.76
253.44
254.12
254.79
255.45
256.11
256.76
257.41
258.05
258.68
259.31
259.93
260.55
261.16
261.77
262.37
263.97
263.56
264.15
264.73
265.3
265.88
266.44
267.01
267.57
268.12
268.67
269.22
270.29
271.35
272.4
273.43
274.45
275.44
276.43
277.4
278.36
279.31
280.24
281.16
282.07
282.96
283.85
284.72
285.59
286.44
287.28
288.11
288.93
289.74
290.54
T
1480
1500
1520
1540
1560
1580
1600
1620
1640
1660
1680
1700
1720
1740
1760
1780
1800
1820
1840
1860
1880
1900
1920
1940
1960
1980
2000
2050
2100
2150
2200
2250
2300
2350
2400
2450
2500
2550
2600
2650
2700
2750
2800
2850
2900
2950
3000
3050
3100
3150
3200
3250
Fuente: basado en los datos de las JANAF Thermochemical Tables, NSRDS-NBS-37,1971
h
69911
71078
72246
73417
74590
76767
76944
78123
79313
80486
81670
82856
84043
85231
86420
87612
88806
90000
91196
92394
93593
94793
95995
97197
98401
99606
100804
103835
106864
109898
112939
115984
119035
122091
125152
128219
131290
134368
137449
140533
143620
146713
149808
152908
156009
159117
162226
165341
168456
171576
174695
177822
u
57606
58606
59609
60613
61620
62630
63741
64653
65668
66592
67702
68721
69742
70764
71787
72812
73840
74868
75897
76929
77962
78996
80031
81067
82105
83144
84185
86791
89404
92023
94648
97277
99912
102552
105197
107849
110504
113166
115832
118500
121172
123849
126528
129212
131898
134589
137283
139982
142681
145385
148089
150801
so
291.33
292.11
292.89
292.65
294.41
295.16
295.9
296.63
297.36
298.07
298.78
299.48
300.18
300.86
301.54
302.27
302.88
303.54
304.2
304.85
305.49
306.12
306.75
307.37
307.99
308.6
309.21
310.7
312.16
313.59
314.99
316.36
317.7
319.01
320.3
321.57
322.81
324.03
325.22
326.4
327.55
328.68
329.8
330.9
331.98
333.04
334.08
335.11
336.13
337.12
338.11
339.07
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
115
TABLA A-10M Formato (5/,1x,f5.0,2(1x,f7.0),1x,f8.3)
Propiedades del H2O como gas ideal
T, K; h,u, kJ/kgmol; so, kJ/(kgmol K)
T
0
220
230
240
250
260
270
280
290
298
300
310
320
330
340
350
360
370
380
390
400
410
420
430
440
450
460
470
480
490
500
510
520
530
540
550
560
570
580
590
600
610
620
630
640
650
660
670
680
690
700
710
h
0
7295
7628
7961
8294
8627
8961
9296
9631
9904
9966
10302
10639
10976
11314
11652
11992
12331
12672
13014
13356
13699
14043
14388
14374
15080
15428
15777
16126
16477
16828
17181
17534
17889
18245
18601
18959
19318
19678
20039
20402
20765
21130
21495
21862
22230
22600
22970
23342
23714
24088
24464
u
0
5466
5715
5965
6215
6466
6716
6968
7219
7425
7472
7725
7978
8232
8487
8742
8998
9255
9513
9771
10030
10290
10551
10813
11075
11339
11603
11869
12135
12403
12671
12940
13211
13482
13755
14028
14303
14579
14856
15134
15413
15693
15975
16257
16541
16826
17112
17399
17688
17978
18268
18561
so
0
178.58
180.05
181.47
182.83
184.14
185.4
186.62
187.79
188.72
188.93
190.03
191.1
192.14
193.14
194.13
195.08
196.01
196.92
197.81
198.67
199.52
200.35
201.16
201.96
202.73
203.5
204.25
204.98
205.71
206.41
207.11
207.8
208.48
209.14
209.8
210.44
211.08
211.7
212.32
212.92
213.53
214.12
214.71
215.29
215.86
216.42
216.98
217.53
218.07
218.61
219.14
T
720
730
740
750
760
770
780
790
800
810
820
830
840
850
860
870
880
890
900
910
920
930
940
950
960
970
980
990
1000
1020
1040
1060
1080
1100
1120
1140
1160
1180
1200
1220
1240
1260
1280
1300
1320
1340
1360
1380
1400
1420
1440
1460
h
24840
25218
25597
25977
26358
26741
27125
27510
27896
28284
28672
29062
29454
29846
30240
30635
31032
31429
31828
32228
32629
33032
33436
33841
34247
34653
35061
35472
35882
36709
37542
38380
39223
40071
40923
41780
42642
43509
44380
45256
46137
47022
47912
48807
49707
50612
51521
52434
53351
54273
55198
56128
u
18854
19148
19444
19741
20039
20339
20639
20941
21245
21549
21855
22162
22470
22779
23090
23402
23715
24029
24345
24662
24980
25300
25621
25943
26265
26588
26913
27240
27568
28228
28895
29567
30243
30925
31611
32301
32997
33698
34403
35112
35827
36546
37270
38000
38732
39470
40213
40960
41711
42466
43226
43989
so
219.67
220.19
220.71
221.22
221.72
222.22
222.72
223.21
223.69
224.17
224.65
225.12
225.59
226.06
226.52
226.97
227.43
227.88
228.32
228.76
229.2
229.64
230.07
230.5
230.92
231.35
231.77
232.18
232.6
233.42
234.22
235.02
235.81
236.58
237.35
238.11
238.86
239.6
240.33
241.06
241.77
242.48
243.18
243.88
244.56
245.24
245.92
246.58
247.24
247.9
248.54
249.19
T
1480
1500
1520
1540
1560
1580
1600
1620
1640
1660
1680
1700
1720
1740
1760
1780
1800
1820
1840
1860
1880
1900
1920
1940
1960
1980
2000
2050
2100
2150
2200
2250
2300
2350
2400
2450
2500
2550
2600
2650
2700
2750
2800
2850
2900
2950
3000
3050
3100
3150
3200
3250
Fuente: basado en los datos de las JANAF Thermochemical Tables, NSRDS-NBS-37,1971
h
57062
57999
58942
59888
60838
61792
62748
63709
64675
65643
66614
67589
68567
69550
70535
71523
72513
73507
74506
75506
76511
77517
78527
79540
80555
81573
82593
85156
87735
90330
92940
95562
98199
100846
103508
106183
108868
111565
114273
116991
119717
122453
125198
127952
130717
133486
136264
139051
141846
144648
147457
150272
u
44756
45528
46304
47084
47868
48655
49445
50240
51039
51841
52646
53455
54267
55083
55902
56723
57547
58375
59207
60042
60880
61720
62564
63411
64259
65111
65965
68111
70275
72454
74649
76855
79076
81308
83553
85811
88082
90364
92656
94958
97269
99588
101917
104256
106605
108959
111321
113692
116072
118458
120851
123250
so
249.82
250.45
251.07
251.69
252.31
252.91
253.51
254.11
254.7
255.29
255.87
256.45
257.02
257.59
258.15
258.71
259.26
259.81
260.36
260.9
261.44
261.97
262.5
263.02
263.54
264.06
264.57
265.84
267.08
268.3
269.5
270.68
271.84
272.98
274.1
275.2
276.29
277.35
278.41
279.44
280.46
281.46
282.45
283.43
284.39
285.34
286.27
287.19
288.1
289
289.88
290.76
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
TABLA A-11M Formato (5/,1x,f5.0,2(1x,f7.0),1x,f8.3)
Propiedades del H2 como gas ideal
T, K; h, u, kJ/kgmol; so, kJ/(kgmol K)
T
0
260
270
280
290
298
300
320
340
360
380
400
420
440
460
480
500
520
560
600
640
680
720
760
800
840
880
920
960
1000
1040
1080
1120
1160
1200
1240
1280
1320
1360
1400
h
0
7370
7657
7945
8233
8468
8522
9100
9680
10262
10843
11426
12010
12594
13179
13764
14350
14935
16107
17280
18453
19630
20807
21988
23171
24359
25551
26747
27948
29154
30364
31580
32802
34028
35262
36502
37749
39002
40263
41530
u
0
5209
5412
5617
5822
5989
6027
6440
6853
7268
7684
8100
8518
8936
9355
9773
10193
10611
11451
12291
13133
13976
14821
15669
16520
17375
18235
19098
19996
20839
21717
22601
23490
24384
25284
26192
27106
28097
28955
29889
so
0
126.64
127.72
128.77
129.78
130.57
130.75
132.62
134.38
136.04
137.61
139.11
140.53
141.89
143.19
144.43
145.63
146.78
148.95
150.97
152.86
154.65
156.33
157.92
159.44
160.89
162.28
163.61
164.88
166.11
167.3
168.45
169.56
170.64
171.68
172.7
173.69
174.65
175.59
176.51
T
1440
1480
1520
1560
1600
1640
1680
1720
1760
1800
1840
1880
1920
1960
2000
2050
2100
2150
2200
2250
2300
2350
2400
2450
2500
2550
2600
2650
2700
2750
2800
2850
2900
2950
3000
3050
3100
3150
3200
3250
h
42808
44091
45384
46683
47990
49303
50662
51947
53279
54618
55962
57311
58668
60031
61400
63119
64847
66584
68328
70080
71839
73608
75383
77168
78960
80755
82558
84386
86186
88008
89838
91671
93512
95358
97211
99065
100926
102793
104667
106545
u
30835
31786
32746
33713
34687
35668
36654
37646
38645
39652
40663
41680
42705
43735
44771
46074
47386
48708
50037
51373
52716
54069
55429
56798
58175
59554
60941
62335
63737
65144
66558
67976
69401
70831
72268
73707
75152
76604
78061
79523
so
177.41
178.29
179.15
180
180.82
181.63
182.43
183.21
183.97
184.72
185.46
186.19
186.9
187.61
188.3
189.15
189.98
190.8
191.6
192.39
193.16
193.92
194.67
195.4
196.13
196.84
197.54
198.23
198.91
199.58
200.23
200.89
201.53
202.16
202.78
203.39
204
204.59
205.18
205.77
Fuente: basado en los datos de las JANAF Thermochemical Tables, NSRDS-NBS-37,1971
116
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
117
TABLA A-12M Formato (10/,f7.2,1x,f10.5,1x,f7.4,1x,f12.4,2(1x,f8.1,1x,f7.1),1x,f7.1,2(1x,f7.4))
Propiedades del agua saturada: tabla de temperatura
v, cm^3/g; u, kJ/kg; h,kJ/kg; s, kJ/(kg K); 1 bar = 0.1 Mpa
Temp
C
T
0.00
4.00
5.00
6.00
8.00
10.00
11.00
12.00
13.00
14.00
15.00
16.00
17.00
18.00
19.00
20.00
21.00
22.00
23.00
24.00
25.00
26.00
27.00
28.00
29.00
30.00
31.00
32.00
33.00
34.00
35.00
36.00
38.00
40.00
45.00
50.00
55.00
60.00
65.00
70.00
75.00
80.00
85.00
90.00
95.00
100.00
110.00
120.00
130.00
140.00
150.00
160.00
170.00
180.00
Presion
bares
P
0.00611
0.00813
0.00872
0.00935
0.01072
0.01228
0.01312
0.01402
0.01497
0.01598
0.01705
0.01818
0.01938
0.02064
0.02198
0.02339
0.02487
0.02645
0.02810
0.02985
0.03169
0.03363
0.03567
0.03782
0.04008
0.04246
0.04496
0.04759
0.05034
0.05324
0.05628
0.05947
0.06632
0.07384
0.09593
0.12350
0.15760
0.19940
0.25030
0.31190
0.38580
0.47390
0.57830
0.70140
0.84550
1.01400
1.43300
1.98500
2.70100
3.61300
4.75800
6.17800
7.91700
10.02000
Volumen Específico
Liquido
Vapor
sat.
sat.
vf
vg
1.0002
206278
1.0001
157232
1.0001
147120
1.0001
137734
1.0002
120917
1.0004
106379
1.0004
99857
1.0005
93784
1.0007
88124
1.0008
82848
1.0009
77926
1.0011
73333
1.0012
69044
1.0014
65038
1.0016
61293
1.0018
57791
1.0020
54514
1.0022
51447
1.0024
48574
1.0027
45883
1.0029
43360
1.0032
40994
1.0035
38774
1.0037
36690
1.0040
34733
1.0043
32894
1.0046
31165
1.0050
29540
1.0053
28011
1.0056
26571
1.0060
25216
1.0063
23940
1.0071
21602
1.0078
19523
1.0099
15258
1.0121
12032
1.0146
9568
1.0172
7671
1.0199
6197
1.0228
5042
1.0259
4131
1.0291
3407
1.0325
2828
1.0360
2361
1.0397
1982
1.0435
1673
1.0516
1210
1.0603
891.9
1.0697
668.5
1.0797
508.9
1.0905
392.8
1.1020
307.1
1.1143
242.8
1.1274
194.1
Energia Interna
Liquido
Vapor
sat.
sat.
uf
ug
-0.03
2375.4
16.77
2380.9
20.97
2382.3
25.19
2383.6
33.59
2386.4
42.00
2389.2
46.20
2390.5
50.41
2391.9
54.60
2393.3
58.79
2394.7
62.99
2396.1
67.18
2397.4
71.38
2398.8
75.57
2400.2
79.76
2401.6
83.95
2402.9
88.14
2404.3
92.32
2405.7
96.51
2407.0
100.70
2408.4
104.88
2409.8
109.06
2411.1
113.25
2412.5
117.42
2413.9
121.60
2415.2
125.78
2416.6
129.96
2418.0
134.14
2419.3
138.32
2420.7
142.50
2422.0
146.67
2423.4
150.85
2424.7
159.20
2427.4
167.56
2430.1
188.44
2436.8
209.32
2443.5
230.21
2450.1
251.11
2456.6
272.02
2463.1
292.95
2469.6
313.90
2475.9
334.86
2482.2
355.84
2488.4
376.85
2494.5
397.88
2500.6
418.94
2506.5
461.14
2518.1
503.50
2529.3
546.02
2539.9
588.74
2550.0
631.68
2559.5
674.86
2568.4
718.33
2576.5
762.09
2583.7
Liquido
sat.
hf
-0.02
16.78
20.98
25.20
33.60
42.01
46.20
50.41
54.60
58.80
62.99
67.19
71.38
75.58
79.77
83.96
88.14
92.33
96.52
100.70
104.89
109.07
113.25
117.43
121.61
125.79
129.97
134.15
138.33
142.50
146.68
150.86
159.21
167.57
188.45
209.33
230.23
251.13
272.06
292.98
313.93
334.91
355.90
376.92
397.96
419.04
461.30
503.71
546.31
589.13
632.20
675.55
719.21
763.22
Entalpía
Evap.
hfg
2501.4
2491.9
2489.6
2487.2
2482.5
2477.7
2475.4
2473.0
2470.7
2468.3
2465.9
2463.6
2461.2
2458.8
2456.5
2454.1
2451.8
2449.4
2447.0
2444.7
2442.3
2439.9
2437.6
2435.2
2432.8
2430.5
2428.1
2425.7
2423.4
2421.0
2418.6
2416.2
2411.5
2406.7
2394.8
2382.7
2370.7
2358.5
2346.2
2333.8
2321.4
2308.8
2296.0
2283.2
2270.2
2257.0
2230.2
2202.6
2174.2
2144.7
2114.3
2082.6
2049.5
2015.0
Vapor
sat.
hg
2501.3
2508.7
2510.6
2512.4
2516.1
2519.8
2521.6
2523.4
2525.3
2527.1
2528.9
2530.8
2532.6
2534.4
2536.2
2538.1
2539.9
2541.7
2543.5
2545.4
2547.2
2549.0
2550.8
2552.6
2554.5
2556.3
2558.1
2559.9
2561.7
2563.5
2565.3
2567.1
2570.7
2574.3
2583.2
2592.1
2600.9
2609.6
2618.3
2626.8
2635.3
2643.7
2651.9
2660.1
2668.1
2676.1
2691.5
2706.3
2720.5
2733.9
2746.5
2758.1
2768.7
2778.2
Entropía
Liquido
Vapor
sat.
sat.
sf
sg
0.0001
9.1565
0.0610
9.0514
0.0761
9.0257
0.0912
9.0003
0.1212
8.9501
0.1510
8.9008
0.1658
8.8765
0.1806
8.8524
0.1953
8.8285
0.2099
8.8048
0.2245
8.7814
0.2390
8.7582
0.2535
8.7351
0.2679
8.7123
0.2823
8.6897
0.2966
8.6672
0.3109
8.6450
0.3251
8.6229
0.3393
8.6011
0.3534
8.5794
0.3674
8.5580
0.3814
8.5367
0.3954
8.5156
0.4093
8.4946
0.4231
8.4739
0.4369
8.4533
0.4507
8.4329
0.4644
8.4127
0.4781
8.3927
0.4917
8.3728
0.5053
8.3531
0.5188
8.3336
0.5458
8.2950
0.5725
8.2570
0.6387
8.1648
0.7038
8.0763
0.7679
7.9913
0.8312
7.9096
0.8935
7.8310
0.9549
7.7553
1.0155
7.6824
1.0753
7.6122
1.1343
7.5445
1.1925
7.4791
1.2500
7.4159
1.3069
7.3549
1.4185
7.2387
1.5276
7.1296
1.6344
7.0269
1.7391
6.9299
1.8418
6.8379
1.9427
6.7502
2.0419
6.6663
2.1396
6.5857
ANÁLISIS DE PROCESOS DE COMBUSTIÓN
190.00
200.00
210.00
220.00
230.00
240.00
250.00
260.00
270.00
280.00
290.00
300.00
320.00
340.00
360.00
374.14
12.54000
15.54000
19.06000
23.18000
27.95000
33.44000
39.73000
46.88000
54.99000
64.12000
74.36000
85.81000
112.7000
145.9000
186.5000
220.9000
1.1414
1.1565
1.1726
1.1900
1.2088
1.2291
1.2512
1.2755
1.3023
1.3321
1.3656
1.4036
1.4988
1.6379
1.8925
3.1550
156.5
127.4
104.4
86.19
71.58
59.76
50.13
42.21
35.64
30.17
25.57
21.67
15.49
10.80
6.945
3.155
806.19
850.65
895.53
940.87
986.74
1033.20
1080.40
1128.40
1177.40
1227.50
1278.90
1332.00
1444.60
1570.30
1725.20
2029.60
2590.0
2595.3
2599.5
2602.4
2603.9
2604.0
2602.4
2599.0
2593.7
2586.1
2576.0
2563.0
2525.5
2464.6
2351.5
2029.6
807.62
852.45
897.76
943.62
990.12
1033.3
1085.4
1134.4
1184.5
1236.0
1289.1
1344.0
1461.5
1594.2
1760.5
2099.3
1978.8
1940.7
1900.7
1858.5
1813.8
1766.5
1716.2
1662.5
1605.2
1543.6
1477.1
1404.9
1238.6
1027.9
720.5
0.0
118
2786.4
2793.2
2798.5
2802.1
2804.0
2803.8
2801.5
2796.6
2789.7
2779.6
2766.2
2749.0
2700.1
2622.0
2481.0
2099.3
2.2359
2.3309
2.4248
2.5178
2.6099
2.7015
2.7927
2.8838
2.9751
3.0668
3.1594
3.2534
3.4480
3.6594
3.9147
4.4298
6.5079
6.4323
6.3585
6.2861
6.2146
6.1437
6.0730
6.0019
5.9301
5.8571
5.7821
5.7045
5.5362
5.3357
5.0526
4.4298
¡ ATENCIÓN !
Si a usted le interesa emplear el programa de cómputo
para un combustible que no esté incluido en él, solicite el
listado del mismo al Prof. Alejando Vázquez Rodríguez,
cuya oficina se encuentra en el T260-B de esta misma
unidad. El programa en realidad no tiene límite de
combustibles, sólo tiene que agregar los coeficientes
correspondientes en la Tabla_A1M y corregir la
Subrutina Pantalla_1, declarando los valores de n, m y l
del carburante que añade así como la cadena con su
nombre.
No se olvide de modificar también la Subrutina
Energia_Combustible, ya que está perturbando la
Tabla_A1M. Finalmente, revise todo el listado verificando
que los valores de n, m y l son los mismos para todo el
código.
Nota: Si analiza detenidamente los cálculos realizados
en el apéndice A1, podrá darse cuenta de que estos se
pueden extender a combustibles del tipo CnHmOlNxSy. Así,
sólo tiene que corregir algunos cálculos y las Subrutinas
correspondientes.
DESCARGAR PROGRAMA