Termodinamica

∆V

Q1 P1

P2

Q2

P3

T1

T2

T3

V1

V2

V3

Q3

P3 = P1 T3 > T1

Wf = PV

V3 > V1 Q3 > Q1



equivalente mecánico del calor (j)

Es la relación de la energía en forma de calor (1 Kcal) y la energía en forma de trabajo mecánico (1 kg-m) para producir el mismo cambio de temperatura en la unidad de masa del agua.   

Sistema métrico = J = 427 kg-m/cal Sistema Ingles = J = 778 lb-pie/BTU Sistema Inter. = J = 4.1868 KJ/Kcal



Gases

Es un fluido el cual permanece en estado gaseoso cuando es sometido a cambios moderados de presión o de temperatura también se caracterizan porque su volumen puede modificarse. 

Gas perfecto

Es un gas hipotético cuyo comportamiento cumple exactamente con las leyes de Boyle Mariotte y las leyes de Charles  – Gay Lussac, además de cumplir con la ley de Joule. 

Gases reales

Son los gases que existen en la naturaleza y según sea su comportamiento con relación a las leyes de los gases perfectos se aproximan más o menos al estado del gas perfecto ningún gas real obedece con exactitud estas leyes. En cálculos de termodinámica todos los gases se consideran como gases perfectos.



Primera ley de Charles-Gay Lussac

Si la presión de una determinada masa de gas permanece constante su volumen variara directamente proporcional con la variación de la temperatura absoluta

Condición: P1 = P2

Despejando tenemos:

V1 T2 = V2 T1 P V P1 = P2

V2

V1

T1

T2

V1

V2



Segunda ley de Charles Gay – Lussac

Si el volumen de una determinada masa permanece constante la presión variara directamente proporcional con la variación de la temperatura absoluta. Condición: V1 = V2

Despejando tenemos: P1 T2 = P2 T1

P V P2

P2

P1

P1

T1



T2

V1 = V2

Ley de Boyle Mariotte

Si la temperatura absoluta de una determinada masa de gas permanece constante su volumen variara inversamente proporcional con las variaciones de la presión. Condición: T 1 = T2 Ecuación característica:

P V P2

P2

P1

P1

V2

T1 = T2

EJEMPLO: 1.- Un volumen de gas ocupa inicialmente 10 m 3 cuando se encuentra a una temperatura de 24 ºc determinar el volumen que ocupa si la temperatura es abatida hasta 0ºc manteniendo constante la presión represéntese en ejes p-v y v-t los estados inicial y final del gas.

Datos: V1 = 10 m 3 T1 = 24 ºc = 297 ºK V2 =? T2 = o ºc = 273 ºk

Formula: V1 T2 = V2 T1

Despejando: V2 = V1 T2 / T1

Sustitución: V2 = 10 m 3 (273 K) / 297 K V2 = 9.19 m 3

V V2

P P1 = P2

V1

V1

V2

T1

T2

2.- dentro de un recipiente herméticamente cerrado de 10 ft 3 de un volumen se encuentra una masa de oxigeno por medio de un termómetro determinamos que se encuentra una temperatura de 60 ºF y la lectura manométrica nos indica 0.3 lb/pulg2. Si calentamos este gas hasta 100 ºF determínese: -Cuál será la presión si el recipiente se encuentra en un lugar situado al nivel del mar: - Represéntese gráficamente en eje P-T y P-V los estados inicial y fina de oxigeno. Datos: V = 10 ft 3; V1 = V 2 T1 = 60 ºF = 520 ºR Pman. = 0.3 lb/pulg 2 T2 = 100 ºF = 560 ºR P2 man = ? Patm. = 14.7 lb/pulg 2

Formula presión absoluta: Pabsoluta= Pman. + Patm. Pabsoluta = 15 lb/ft 2

Formula: P2 = P1 T2 / V1

Sustitución: P2 = (15 lb/ft 2) (560 ºR) / 520 ºR P2 = 16.15 lb/ft 2 Pman. = p – Patm. Pman. = 16.15  – 14.47 Pman. = 1.45 lb/pulg 2

P P

1.45 lb/in2

P2 = 1.45lb/in 2

P1= 0.3 lb/in2

0.3 lb/in2

60 ºF

100 ºF

V1 = V2

3.- la temperatura de una masa de aire permanece constante mientras la presión es aumentada desde 15 kg/cm2 hasta 120 kg/cm2 determine el volumen final sabiendo que el inicial es de 2.8 m 3. Datos: P1 = 15 kg/cm2 = 15 x104 kg/m2 P2 = 120 kg/cm 2 V1 = 2.8 m3 V2 = ?

Formula: P1 V1 = P2 V2

Despejando: V2 = P1 V1 / P2

Sustitución: V2 = (15 kg/cm2) (2.8 m3) / 120 kg/cm 2 V2 = o.35 m3



Constante especifica de un gas (R)

La constante R depende de la naturaleza del gas y del sistema de unidades que se emplee para cada gas hay una constante especifica (R) el valor de (R) para cada gas puede ser determinado mediante observaciones experimentales de los valores de presión, volumen especifico y temperatura absoluta de cada uno de ellos. (R) para el aire:   

Sistema métrico: 29.27 kg-m/kg-k 53.3 lb-pie/lb-R Sistema internacional : 287 J/kg-k

PU /T = mR

volumen especifico

P= presión absoluta T= temperatura absoluta M= masa (cantidad de gas) R= cte. Especifica del gas U = volumen especifico

Cuando mi incógnita es ―V‖= mRT/ T

Peso molecular: Se dice que es el peso de una sustancia es el peso medio en unidades de peso atómico de una molécula de la sustancia, cada gas tiene un valor determinado pero es el mismo para las 3 sistemas de unidades.   

Sistema métrico: kg/mol Sistema Ingles: lb/lb mol Sistema internacional: kg/Kmol

MOL: es el peso molecular de una sustancia expresada e gramos. Por ejemplo: El peso molecular del H 2 es 2 por lo tanto por lo tanto el mol del H 2 es 2 gramos H2 1 Kmol = 1000 mols. Numero de mols n=m/M Relación de la masa entre el peso molecular.   

Sistema métrico: Kmol Sistema Ingles: lbmol Sistema internacional: Kmol

Ley de Avogadro: Los volúmenes iguales de gases diferentes a las mismas condiciones de presión y temperatura todos los gases considerados como perfectos tienen el mismo número de moléculas. ―ecuación de estado en función de numero de mol‖

PU /T =nR -constante universal de los gases perfectos (Rµ) Ru= PV /T   

RU= MR  M= peso molecular  R= constante especifica

Valores de Rµ en los 3 sistemas:    

Sistema métrico: 848 lb Sistema Ingles: 1545 lb-pie/b mol R Sistema internacional: 8314 J/Kmol K = 8.314 KJ/KmolK RU = 2 Kcal/KmolK

Ejemplo: 1.- 8 kg de un gas cuyo peso molecular es de 10 se encuentra en un recipiente ocupando un determinado volumen inicial a una presión de 6.1 kg/cm 2 manométrica y una temperatura de 37 ºc este gas es expansionado hasta alcanzar  2 veces su volumen inicial y además es calentado hasta una temperatura de 170.6 ºF si la presión atmosférica del lugar es de 0.9 kg/cm 2 manométrica así como e volumen inicial y final en m 3. V1= ¿ Pman.= 6.1 kg/cm 2 T1= 37 1ºc = 310 K Patm. = 0.9 kg/cm 2

Condiciones finales:

Pabsoluta = 6.1 kg/cm 2 + 0.9 kg/cm 2

2V1 = ¿

Pabsoluta = 7 kg/cm 2

T2 = 170.6 ºF = 630.6 ºR R=¿ Pf  = 7 kg/cm2 Vf  = ?

Soluciones: Ru = MR

R= Ru/m

R = (848 kg-m/kmol-k) / (10 kg/kmol) R = 84.8 m/k

PV/T = mR

V = MRT/P

Vo = (8kg) (84.8 m/k) (31 atm.) / (7 kg/cm 2) (10 000 cm2) Vo = 3.004 m 3 V2 = 2 Vo V2 = 6.008 m 3

Calculando P2: P2 = (8kg) (84.8 m/k) (350 K) / (0.008 m 2) P2 = 39520.68 kg/m 2 P2 = 3.9250 kg/cm 2

Presion absoluta: Pabs = 3.9520 kg/cm 2 – 0.9 kg/cm2 Pman. = 3.0520 kg/cm 2

Ley de joule La energía interna de un gas perfecto dispone exclusivamente de la temperatura.



Entalpia (H) contenido de calor de una sustancia.

Es una función termodinámica definida por la expresión H = U + PV (energía interna más energía de flujo) H = U + PV  Entalpía especifica mas E.F. especifica

  

Sistema métrico: Sistema Ingles: Sistema internacional:

H

h

Kcal BTU J

Kcal/Kg BTU/lb J/Kg



Calor especifico a un volumen constante (CV)

Es la cantidad de calor que es necesario suministrar a la unidad de masa dl gas para elevar un grado su temperatura a volumen constante. Se utilizan las mismas unidades que para el (CP) Ecuaciones fundamentales de calorimetría (Q) calor suministrado



Q = m Cp (T 2 – T1) Cp =(T2 – T1) Q = m C v (T2 – T1) Q = Cv (T2 – T1)



Variación de energía interna en función del CV

  

∆U = m CV (T 2 – T1) 

Variación de energía interna en función del CP

∆U = m CP (T 2 – T1) 

Ecuación de Mayer 

Cp – Cv = R Cp = CV + R/J CV = Cp – R/J

La relación que existe entre el Cp y Cv es: Cp/ CV = K

exponente adiabático 1.4

Calor especifico a presión constante: (CP) Es la cantidad de calor que es necesario suministrar a la unidad de masa de gas para elevar un grado su temperatura a presión constante.   

Sistema métrico: Kcal/Kg 1°c ó Kcal/kg k Sistema Ingles: BTU/lb-F ó BTU/lb-R Sistema internacional: J/kg °c ó J/kg



LEY CERO DE LA TERMODINAMICA

Si un sistema ―A‖ esta en equilibrio térmico con un segundo sistema ―B‖ y este también está en equilibrio térmico con un tercer sistema ―C‖ entonces ―B‖ y ―C‖

estarán en equilibrio térmico el uno con el otro.  A este planteamiento se le conoce como ley cero de la termodinámica. Se observa que dos sistemas tienen la misma temperatura cuando están en equilibrio térmico, si no hay equilibrio térmico entre ellos la temperatura será diferente y entonces habrá intercambio de energía al ponerse en contacto a través de una pared diatérmica. 

Si T1 y T2 son las temperaturas de los sistemas A y B entonces T1 = T2 ó bien T1 ≈ T2 si tengo T1 = T2 los sistemas están en equilibrio el uno con el

otro. Para tres sistemas A, B y C con temperatura T1, T2, T3 respectivamente y si T1 = T2 entonces T1 = T3 esto constituye ley cero de la termodinámica. T1 > T2 hasta que T sea igual en los dos sistemas. PARED DIATERMICA Es aquella que permite el intercambio de energía en forma de calor entre un sistema y su entorno. 

PARED ADIABATICA Es aquella que no permite el intercambio de energía en forma de calor entre un sistema y su entorno. 

LEY CERO DE LA TERMODINAMICA Se dice que dos sistemas están en equilibrio térmico cuando al estar separados por  una pared diatérmica no existe intercambio de energía en forma de calor entre los dos sistemas. 

=0

A

Q=0

B

En el caso de tres sistemas TA = TB = TC Es la ley cero de la termodinámica.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA: La primera ley de la termodinámica expresa simplemente el principio general de la 

energía basado en el principio de Lavoisier que establece ―que la energía no se crea ni se destruye solo se transforma y transmite‖.

El principio de Lavoisier es aplicable a todas las formas de energía. Por lo que puede establecerse la primera ley de la termodinámica de la siguiente forma. “El calor puede ser transformado en trabajo mecánico y el trabajo mecánico en calor existiendo una relación constante entre la cantidad de calor  desaparecido y el trabajo producido” 

TRANSFORMACION O PROCESO  Al cambiar un sistema de estado a otro se dice que se ha experimentado una transformación o que se ha llevado a cabo un proceso. 

TRANSFORMACION ESTATICA O SIN FLUJO Cuando durante una transformación la cantidad de flujo no varía o sea que ninguna cantidad es añadida o removida ni tampoco se encuentra en movimiento al iniciar o terminar la transformación se dice que se está efectuando una transformación estática sin flujo. 

Relación de energías en una transformación estática o sin flujo Si suponemos un sistema cerrado que recibe una cantidad de calor Q, del medio exterior de acuerdo con la primera ley de la termodinámica el sistema podrá efectuar  un trabajo y la energía térmica será equivalente a la cantidad de trabajo. Por lo tanto la 1ra ley de la termodinámica aplicada a una transformación cerrada sin flujo será la siguiente: Q = L/ J q =L/j Kcal = kg / m kg m / Kcal 

Si consideramos una transformación abierta de uno a dos como se muestra en los ejes P-V, donde se recibe una cantidad de calor ―Q‖ del medio exterior, el sistema podrá suministrar el trabajo y además tendrá una variación de energía interna entre los 2 estados 1 y 2.

La expresión de la primera ley de la termodinámica aplica a una transformación abierta y sin flujo será: Q=LJ+U1+U2 q=L J (u1+u2)

Transformación con flujo uniforme o continuo. Es la transformación durante la cual uno o más fluidos circulan a través de un sistema llenándose las siguientes condiciones. 1.- El estado y velocidad de cada fluido son uniformes y permanecen constantes en cada sección donde el fluido entra o sale del sistema. 2.- El estado y velocidad de los fluidos permanece constante en cada punto dentro del sistema. 3.- Las cantidades de calor o trabajo que entran y salen al sistema así como las demás formas de energía permanecen constantes. 

RELACIONES DE ENERGIA EN UNA TRANSFORMACION CON FLUJO UNIFORME O CONTINUO. Si tenemos un dispositivo por el cual va a circular un fluido vemos que transformación sufre la energía. Z1= Carga De altura a la entrada del dispositivo 

ω1= Velocidad del fluido a la entrada

Ep1= Energía potencial a la entrada Ec1= Energía cinética a la entrada P1V1=Energía de circulación a la entrada (Flujo) U1=Energía interna a la entrada Q1=Calor a la entrada L1=Trabajo a la entrada m =Cantidad de fluido que circula por el dispositivo.

Para conocer Z1 y Z2 se toma un nivel de referencia el fluido que circula por el dispositivo para la transformación de energía recibe el nombre de medio termodinámico o agente de transformación.



Los conceptos de energía almacenada en el fluido que circula son:  A LA ENTRADA

A LA SALIDA

E. POTENCIAL

EP1= mgZ1

EP2 = mgZ2

E. CINETICA

EC1 =  

EC2 =  

E. DE CIRCULACION

P1 V1 = mP1 V1

P2 V2 = mP2 V2

E. INTERNA

U1=mµ1

U2=mµ2

 

 

Si además de las energías anteriores le entran y le sale al dispositivo, calor y trabajo efectuando un balance térmico tenemos: Ep1+Ec1+P1V1+V1+Q1+L1=Ep2+Ec2+P2V2+V2+Q2+L2 mgz1+mw122+mP1V1+mu1+Q1+L1=mgz2+mw222+ mP2V2+mu2+Q2+L2 Para 1 Kg m=1

  gz1 +  + P1V1 + U1 + Q1 + L1 = gz2 +  + P2V2 +U2 +Q2 + L2 Esta ecuación es la expresión básica de la 1ª ley de la termodinámica en una transformación con flujo uniforme continuo. En la definición de entalpia especifica vimos que h = u + pv Por lo que la ecuación queda de la siguiente forma:

  gz1 +  + h1 + U1 + Q1 + L1 = gz2 +  + h2 +U2 +Q2 + L2

TRANSFORMACIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES Si después de haber efectuado una transformación en un fluido tanto el medio que lo rodea como el propio fluido pueden volver a las condiciones iniciales en que se encontraban transformándose nuevamente todas las cantidades de energía en la forma original; se dice que se trata de una transformación reversible sino puede volverse a las condiciones se trata de una transformación irreversible. En todas las transformaciones donde hay una pérdida o ganancia de color y que no puede restituirse efectuando la transformación en sentido inverso se denomina como proceso irreversible. Todas las transformaciones reales son irreversibles. 



ENTROPIA (S)



Clasius llego a la siguiente ecuación y la definió como entropía dS=  Es una magnitud que poseen los cuerpos de cual no puede percibirse por medio de los sentidos ni puede ser medida por algún instrumento por la que solo puede determinarse por comparación. Por lo anterior la entropía es un concepto matemático que expresa el índice de calor  contenido en los cuerpos con respecto a su temperatura absoluta. 

VARIACION DE ENTROPIA ( ∆S)

Es una función de estado que depende de los estados inicial y final de una transformación. S = S2 - S 1

∆

Sistema métrico

 

Sistema ingles

    

Sistema internacional



VARIACIÓN DE ENTROPÍA DE LOS GASES PERFECTOS EN TRANSFORMACIONES REVERSIBLES SIN FLUJO







S =  + ln  + m Cv ln   

∆

  S = m C p ln  + m Cv ln 

∆

  ∆S = m C p ln 

 ln   



Transformaciones estáticas o sin flujo para gases diagrama dinámico Presión Volumen En este diagrama se representan las transformaciones teniendo como ordenada la presión y como abscisa el volumen aquí representamos el trabajo que se efectúa en cualquier transformación. 1 f (P, V) P 2 P PdV = dL

V dv 

Diagrama dinámico temperatura entropía

T

Q S

En este diagrama se representan las transformaciones teniendo como ordenada la temperatura absoluta y como abscisa la entropía absoluta, aquí representamos el calor que interviene en la transformación. Estudiaremos las siguientes transformaciones: 1. Transformación isotérmica: la temperatura permanece constante durante toda la transformación T1=T2 2. Transformación isobárica: la presión se mantiene constante durante toda la transformación P1=P2 3. Transformación isocora (isométrica): el volumen se mantiene constante durante toda la transformación V1=V2 4. Transformación adiabática o isoentrópica: S1=S2 la entropía se mantiene constante durante la transformación 5. Transformación poli trópica: esta transformación comprende todas las transformaciones anteriores y proviene de una variación de transformaciones isotérmica y adiabática. P1V1n=P2V2n n=exponente politrópico

TRANSFORMACIÓN ISOTÉRMICA Esta transformación cumple con que la temperatura se mantiene constante durante toda la transformación T1=T2 Por lo que su ecuación característica P1V1 = P2V2 



Representación grafica de esta transformación en ejes P-V y T- S

P

L V

T

T1=T2

S



trabajo desarrollado por el gas contra el medio exterior 

     

Condiciones iniciales

     

Condiciones finales

    

Condiciones iniciales

    

Condiciones finales



Variación de energía interna

U = 0 Por ser a temperatura constante

∆



Q=

Calor suministrado al gas

 + ∆U 

Pero: ∆U = 0

Por tanto: Q=

 



S=

∆

Variación de entropía

 si T es igual a k (constante) ; ∆U = 0 por lo que ∆H = 0 

Transformación isobárica Esta transformación cumple con que la presión se mantiene constante durante toda la transformación (P1=P2) por lo tanto la ecuación característica es: 

   Representación grafica de esta transformación en diagramas P-V y T-S

T

P1=P2

V1

V2

S

S1

S2

S

T



L=

Trabajo desarrollado por el gas

     

Otra ecuación para desarrollar estos problemas:



 (T -T )  2 1



Variación de energía interna

       

Calor suministrado al gas

      De acuerdo a la primera ley de la termodinámica 

Variación de entropía (∆s)

        TRANSFORMACION ISOCORA Esta transformación cumple con que el volumen se mantiene constante durante toda la transformación se ecuación característica es: P 1 T2 = P2 T1 Representación grafica de esta transformación en diagramas P-V y T-S. 





Trabajo desarrollado por el gas contra el medio exterior  L=0 variación de energía interna

 

Calor suministrado al gas

  



Variación de entropía

            

TRANSFORMACION ADIABATICA O ISOENTROPICA

Esta transformación cumple con la siguiente transformación S 1=S2 la ecuación general será:

  

esta ecuación recibe el nombre de la ley de Poisson. combinando esta ley con la ecuación de estado.

     Llegando a las siguientes ecuaciones características: 

Cuando la incógnita es la presión inicial o final:

         

Cuando la incógnita es el volumen inicial o final:

         

Cuando la incógnita es la temperatura inicial o final:

        

Trabajo desarrollado por el gas contra el medio externo



         

    Se utiliza la formula de compresión y con base al resultado ya sea

negativo o positivo se determina si es expansión o compresión como está trabajando.

Variación de energía interna



             Calor suministrado al gas



Q=0 Variación de entropía (como S1 = S2 ; ∆S = 0 )



TRANSFORMACION POLITROPICA

Esta transformación tiene la siguiente ecuación característica:

  

; Donde n= exponente poli trópico



Cuando la incógnita es la presión inicial o final

        



Cuando la incógnita es el volumen inicial o final

         

Cuando la incógnita es la temperatura inicial o final

         

Trabajo desarrollado por el gas

                 

Variación de energía interna

   

Calor suministrado al gas

      Variación de entropía Cn = calor especifico politrópico 

  

  ∆s= m Cn ln  + m CP ln   

 + m Cv ln     -   ln  ∆s= m CP ln    ∆s=

  ln 

PROBLEMAS 

Transformación isotérmica:

1.- Durante una transformación isotérmica cierta cantidad de aire que se encuentra a una temperatura de 227°C si la presión es reducida de 500 kg/m² a 100Kg/m 2 y si el volumen inicial es de 5 m³ determine:  A. El volumen final en m³. B. El trabajo desarrollado por el gas en kg – m C. La variación de energía interna en Kcal. D. El calor suministrado al gas en Kcal. E. La variación de entropía en Kcal/K        A)                 B)              kg-m   C) ΔU=0

        Kcal/K   E)       Kcal D)

2.- 7 lb. de aire se encuentran a 30 ºf y tiene un volumen inicial de 15 ft 3 y con una presión de 6 lb/in 2 se tiene un volumen final de 8 ft 3 si el gas sufre una transformación isotérmica calcular:  A. B. C. D. E.

La presión final en lb/in 2 El trabajo desarrollado por el gas en lb/ft Variación de energía interna en BTU Calor suministrado al gas en BTU Variación de entropía en BTU/R

A)  

      =     

P2 = 11.25 lb/in2

B)

     

  L= (6 lb/in ) (25920 in ) ln  = -8146.76 lb/ft 2

2

C) ∆U = 0

D) Q=

  

  = -10.47 BTU  

    = 0.02 BTU/R ∆S =   E) ∆S =



Transformación isobárica

1.- 0.5 kg de N se encuentran a una presión inicial de 1 kg/cm² y una temperatura de 0°C este gas es calentado y sometido a una expansión isobárica hasta alcanzar  una temperatura de 700°C determine:  A. El volumen inicial y final en m³. B. El trabajo desarrollado por el gas en kg – m C. La variación de energía interna en Kcal. D. El calor suministrado al gas en Kcal. E. La variación de entropía en Kcal/K ₂

      m³    ()       m 

 A)

3

     = 10610 kg-m C)         = 62.08 Kcal D)     = 89.94 Kcal   E)      .15 Kcal/K B)

2.- 1 kg de N 2 se encuentra a una presión de 2 kg/m 2 y una temperatura de 1 ºc este gas es calentado y sometido a una expansión isobárica hasta alcanzar una t= 80 ºc determine:  A. El V1 en m3 B. El trabajo desarrollado por el gas en kg*m C. Variación de energía interna en Kcal D. Calor suministrado al gas Kcal E. Variación de entropía Kcal/K

 A)

       

V1 = 4161.69 m3 V2 = (4161.69 m3) (353 K) / 274 K

V2 = 5361.59 m3

B)

  

=

2 kg/m2 (5361.59m3 – 4161.69m3)

L = 2397.3 kg*m

C)

  

= (I kg) (0.1773 Kcal/kgK) (79K)

 = 19.671Kcal D)



= (1kg) (0.249 Kcal/kgK) (79K)

Q = 19.671 Kcal E)

     

  = (1 kg) (0.249 Kcal/KgK) ln    S = 0.063 Kcal/K



Transformación isócora

1.- 5 lb de oxigeno son calentados a una temperatura de 120°F si durante una transformación isocora la presión inicial es el doble de la presión final calcular:  A. La temperatura final en °F. B. El trabajo desarrollado por el gas en lb*ft C. La variación de energía interna en BTU D. El calor suministrado al gas en BTU E. La variación de entropía en BTU/R  A)

       (580) (2)=1160 R

B) L=0 C)        BTU D) Q=ΔU= 452.4 BTU E)

       BTU/R

2.- 0.8 kg de H2S son calentados a una temperatura de 9K y una presión de 6 kg/m2 durante esta transformación isocora la temperatura final es de 209 K determínese:  A. B. C. D. E.

La presión final en kg/m2 El trabajo en kg*m Variación de energía interna en Kcal Variación de entropía Kcal/K El calor en Kcal

  A)     = (6kg/m2) (209K)/ 9K 

P2 = 139.33 kg/m2 B) L = 0

C)  = (0.8kg) (0.1799 Kcal/kgK) (200K) u = 28.78 Kcal D)

 

= (0.8kg) (0.1799Kcal/kgK) ln (209K/9K)

S = 0.45 Kcal/K E) Q=ΔU = 28.78Kcal



Transformacion adiabatica

1.- Una determinada cantidad de H2 se encuentra a las siguientes condiciones iníciales P1= 100 ata, V=3m 3, y T=47°C. Este gas es comprimido de acuerdo a una transformación adiabática hasta alcanzar una P2= 400 ata. Determinar:  A. B. C. D. E. F.

La temperatura final en ºc Volumen final m3 Trabajo de compresión en kg*m Variación de energía Kcal Variación de entropía en Kcal/K Calor en Kcal

 

 A)     = V2 = (1003329 / 4013316)1/1.41 (3m3) = V2 = 1.1223 m3



B)      = T2= (2m3/1.1223m3)1.41-1 (320k) = T2 = 478.8788k = 205.8780 ºc

C)

   

= (4509144.547)  – (300998) / (1.4-1)

L= -3644286.7 kg*m D) ∆U = L/J U = -3644286.7 kg*m / 427 kg*m/kcal = 8534.629 Kcal

∆

E) Q = 0 F) S = 0

2.- Una determinada cantidad de Helio se encuentra a las siguientes condiciones iníciales P= 5x103 kg/m2 V= 20m3 y T= 25°C. Este gas sufre una expansión de acuerdo a una transformación adiabática hasta alcanzar una presión de 10x10 3 kg/m2 donde. Determinar   A. B. C. D. E. F.

La temperatura final Volumen final Trabajo Variación de energía interna Calor  Variación de entropía

 A) T2 = (P2/P1) k-1/k (T1) = 392.25 °K B) V2 = (P1/P2)1/k (V1) = 13.17 m3 C) L = (P2V2 –P1V1 / 1-K) = -48030 Kg*m D) ∆u = (P2V2 –P1V1 / J (1-K)) = 112.48 Kcal E) ∆S = 0 F) Q= 0



Transformacion politropica

1.- 3 kg. De aire se encuentra a una presión de 0.5 kg/m 2 y a una temperatura de 70 k después de sufrir una expansión alotrópica de acuerdo a una transformación politrópica n= 1.8 su volumen final es aumentado 20%, CV= 0.17 Cn=0.082 determínese:  A. Volumen inicial y final B. La presión final C. Temperatura final D. Trabajo final E. Variación de energía interna F. Calor especifico politrópico Cn G. Calor  H. Variación de entropía

 A) V = mRT/P = (3kg) (29.15kg*m/kg*k) (70K) / (0.5 kgm 2)

V1= 12293.47 m3 V2 = V1 + 20% = 14752.08 m3 B) P2 = (V1/V2) n (P1) = (0.5 kg/m 2)(12293.4m3) / (14752.08 m 3)1.8

P2 = 0.360 Kg/m2 C) T2 = (V1/V2)n-1 (T1) = (12293.4m 3/14752.08m3)1.8-1 (70K)

T2 = 60.49 °K D) L = (mR/ 1-n) (T 2 – T1) = ((3kg) (29.27 kgm/kgK) / (1.8-1)) /(70K - 60.49K)

L= 1043.84 Kg*m E) ∆u = (P2V2 –P1V1 / J (1-K)) = (0.360kg/m 2) (14752.08m3) – (0.5 kgm2) (12293.4m3) / (427kgm/Kcal) (0.8) ∆u = -2.44 Kcal

F) Cn = Cv (K-n/1-n) = 0.1714 (1.4-1.8/1-1.8)

Cn= 0.085 Kcal/kgK G) Q= mCn (T 2-T1) = (3kg) (0.085Kcal/kg K) (-9.51K)

Q= -2.42 Kcal

H) ∆s= m Cn ln (T 2/T1) = (3kg) (0.085 Kcal/kgK) ln (60.49K/70K) ∆s = 0.21 Kcal - °K



MEZCLAS NO REACTIVAS

Para poder establecer las propiedades termodinámicas de una mezcla no reactiva analizaremos las propiedades de los diferentes componentes que forman la mezcla, es decir, una mezcla de gases se maneja como si estos fueran gases perfectos a condición que todos los componentes sean gases perfectos. Consideraremos una mezcla de dos, tres, o bien de A, B, C. 

ley de dalton

La presión total de una mezcla es igual a la suma de las presiones parciales de sus componentes. Pm =P1 + P2 + P3 +….Pn 

ley de amagat

El volumen total de una mezcla es igual a los volúmenes parciales de sus componentes Vm =V1 + V2 + V3 +….Vn 

temperatura de mezcla

Es igual para todos los gases o componentes Tm =T1 = T2 = T3…..Tn 

peso de una mezcla

El peso total de una mezcla es igual a la suma de los pesos parciales mm = m1 + m2 + m3 +….mn



constante específica de una mezcla

Rm =R1 (m1/mm) + R2 (m2/mm) + R3 (m3/mm)…….. Rn(mn/mm) 

ecuacion de estado de una mezcla

Pm Vm/Tm =Mm Rm



la densidad de una mezcla

ρm =ρ1v1/vm+ ρ2v2/vm+ρ3v3/vm…….. Ρn Las densidades ρ1, ρ2, ρ3 deben estar a las mismas condiciones de presión y

temperatura por lo que la densidad de la mezcla estará a estas condiciones. 

numero de mol`s de una mezcla

Nm= mm/Mm 

presión parcial de una mezcla en función del número de mol

Pi = Pm (n1/nm) Pi = P1 ó Pi= P2 ó Pi = P3 ni= n1 

ó ni = n2 ó ni = n3

ecuaciones de estado en función de número de moles

PV/T = n Rµ Pi Vi/Ti = ni Ri Ri= R1 ; Ri= R2 

; Ri= R3

presión parcial de una mezcla en función de sus volúmenes

Pi = PmV1/Vm Vi = V1 ; Vi = V2 ; Vi = V3 

peso molecular de una mezcla

Mm = M1V1/Vm + M2V1/Vm + M3V1/Vm …….Mn

Rm= (Rµ)/Mm



calor específico a presión presión constante de una mezcla

Cpm= Cp1m1/mm + Cp2m2/mm+ Cp3m3/mm……. Cpn 

calor específico a volumen constante de una mezcla

Cvm= Cv1m1/mm + Cv2m2/mm+ Cv3m3/mm……. Cvn



ANÁLISIS VOLUMETRICO DE UNA MEZCLA CONOCIDO COMO (BI)

Es la cantidad parcial de los componentes de una mezcla en función de su volumen Bi = Vi/Vm Bi análisis volumétrico, Vi volumen parcial de un componente, Vm volumen total de la mezcla. Nota: tanto Vi como Vm se deben medir en las mismas condiciones de presión y temperatura. De acuerdo con el análisis volumétrico la densidad de la mezcla es igual a la densidad del gas1 por V i: ρm =ρ1v1/vm+ ρ2v2/vm+ρ3v3/vm…….. ρ n



la presión parcial de una mezcla:

Pi = Pm Bi



el peso molecular de una mezcla

Mm = M1 Bi + M2 Bi + M3 Bi…….Mn



ANALISIS GRAVIMETRICO DE UNA MEZCLA (GI)

Es la cantidad parcial de los componentes de una mezcla en función de su peso. Gi = mi/mm Gi es el análisis gravimétrico, mi: masa parcial de un componente, mm: masa total de la mezcla.



Por lo que la constante especifica de una mezcla será:

Rm =R1 Gi+ R2 Gi+ R3 Gi…….. Rn



Si los calores específicos tanto Cp como Cv de la mezcla:

Cpm= Cp1 Gi + Cp2 Gi + Cp3 Gi……. Cpn Cvm= Cv1Gi + Cv2Gi+ Cv3Gi……. Cvn



El peso molecular de la mezcla en función de su análisis gravimétrico:

Mm = 1/(Gi/Mi+ Gi/M2+ Gi/M3+Gn/Mn)

Para pasar de un análisis volumétrico a un gravimétrico y viceversa: Bi Mi = Gi Mm Gi = Bi Mi/Mm Nota: El Bi y Gi se dan en porcientos o form a centesimal.

PROBLEMAS 

Análisis volumétrico

1.- Se tiene una mezcla de gases conociendo el siguiente análisis volumétrico:    

CH3Cl= 13% C2H4 = 34% CO2 =47% H2 = 6%

calcule: 1. 2. 3. 4. 5.

El peso molecular de la mezcla en kg*mol Análisis gravimétrico en forma centesimal y porciento. Cp de la mezcla en joule/kg K Cv de la mezcla en J/kgK R de la mezcla en J/kgK

Peso molecular:    

1)

CH3Cl = 50.5 kg/Kmol C2H4 = 28.052 kg/Kmol CO2 = 44.07 kg/Kmol H2 = 2.016 kg/Kmol

Mm= (50.5) (.13) + (28.052) (.37) + (44.01) (.47) + (2.016) (0.06)

 

Mm= 36.90



2)    aplicando esta fórmula para cada gas con su respectivo análisis volumétrico obtenemos:    

Gi Gi Gi Gi

CH3Cl = 0.17 C2H4 = 0.25 CO2 = 0.54 H2= 0.0032

3) Cp = (714.80) (.17) + (1476.80) (.25) + (819.40) (.54) + (14247.70) (.0032) Cp= 978.87

4)

  

Cv = (554.10) (.17) + (1182) (.25) + (630.10) (.54) + (10119.50) (.0032)

 

Cv= 762.33  5) R = Cp  –  Cv = (978.87  –  762.33)

 

R=216.53 

2.- Se tiene una mezcla de gases conociendo el siguiente análisis volumétrico: N2= 20% NO2 = 30% C2H2 =45% O2 = 5% Calcule: 1. 2. 3. 4. 5.

Peso molecular de la mezcla Análisis gravimétrico en forma centesimal Cp de la mezcla Cv de la mezcla R de la mezcla

1.- Mm= (28.016) (.20) + (46.008) (.30) + (26.036) (.45) + (32) (0.05)



Mm= 32.72 2.-

       

Gi N2 = 0.171 Gi NO2 = 0.421 Gi C2H2 = 0.35 Gi O2= 0.04

3. - Cp = (1040) (.171) + (879.10) (.421) + (1559.20) (.35) + (914.40) (.05)

 

Cp = 1099.20  4. - Cv = (742.70) (.171) + (690.1) (.421) + (1242.20) (.35) + (654.80) (.05)

 

Cv = 858.38  5. - R = Cp  – Cv = (1099.20 – 858.38)

 

R = 240.87 



1.- Se

Análisis gravimétrico

tiene una mezcla de gases conociendo el siguiente análisis gravimétrico: N2 = 40% H2S = 20% O2 = 38%

Calcule: 1. 2. 3. 4. 5.

Peso molecular de la mezcla Análisis volumétrico de la mezcla Cp de la mezcla Cv de la mezcla R de la mezcla

Peso molecular de cada gas: N2 = 28.016 kg/kmol H2S =34.086 kg/kmol O2 = 32 kg/kmol





=    = Mm       

1.- Mm=      

= 31.34 kg/kmol



2.-     aplicando esta fórmula para cada gas obtenemos los siguientes resultados:   

Bi N2 = 0.44 Bi H2S = 0.18 Bi O2 = 0.32

3. - Cp = (1040) (.40) + (997.30) (.20) + (914.40) (.38)

 

Cp= 962.93  4. - Cv = (742.70) (.40) + (753.20) (.20) + (654.80) (.38)

 

Cv = 696.54  5.- R = Cp – Cv

 

R = 266.18 

2.- Se tiene una mezcla de gases conociendo el siguiente análisis gravimétrico: N2O = 50% SO2 = 30% CO = 20% calcule:  A) Peso molecular de la mezcla B) Análisis volumétrico de la mezcla C) Cp de la mezcla D) Cv de la mezcla E) R de la mezcla

N2O = 44.016 kg/kmol SO2 = 64.0628 kg/kmol CO = 28.01 kg/kmol



1.- Mm=      

  

=



     = Mm = 43.47kg/kmol   



2.-       

Bi N2O = 0.48 Bi SO2 = 0.20 Bi CO = 0.30

3. - Cp = (892.20) (.50) + (603.30) (.30) + (1048.80) (.20)

 

Cp = 962.93  4. - Cv = (703.40) (.50) + (478.50) (.30) + (743.20) (.20)

 

Cv = 645.89  6- R = Cp  – Cv

 

R = 192.76 



COMBUSTION

La combustión es una relación química exotérmica de algunos elementos contenidos en los combustibles ya sean sólidos, líquidos o gaseosos con el aire atmosférico para poder llevar a cabo la reacción de combustión es necesario combustible, oxidante, o comburente y una flama los cuales deben cumplir con una cierta relación para poder llevar a cabo la reacción química. Los combustibles más utilizados son de origen orgánico y están constituidos por  carbono hidrogeno y pequeñas cantidades de azufre que al combinarse con el aire nos da una reacción de combustión y si esta es completa se transforman en CO2 H2O ò SO2 ahora bien todos los combustibles tienen un poder calorífico de un combustible es la cantidad de calor generado por la unidad de masa de ese combustible y se obtiene hay dos clases de poder calorífico PCS poder calorífico superior y el PCI poder calorífico inferior.



PCS

Es todo el calor generado por la unidad de masa del combustible y se obtiene cuando los productos de la combustión son llevadas nuevamente a la temperatura inicial de los reactantes.





PCI

Es el calor realmente aprovechable de un combustible y lo podemos definir_

PCI = PCS – (h`` - h`)

  

PCI = PCS – Calor necesario para evaporar el agua contenido en el combustible o formada durante la combustión H`` entalpia del vapor  H` entalpia del liquido

    

Normalmente para los cálculos en los procesos de combustión se usa el PCI Combustible Combustible comburente y/o oxidante flama oxigeno flama

Investigación complementaria de combustion: La reacción de combustión se basa en la reacción química exotérmica de una sustancia o mezcla de sustancias llamada combustible con el oxígeno. Es característica de esta reacción la formación de una llama, que es la masa gaseosa incandescente que emite luz y calor, que está en contacto con la sustancia combustible. La reacción de combustión puede llevarse a cabo directamente con el oxigeno o bien con una mezcla de sustancias que contengan oxígeno, llamada comburente, siendo el aire atmosférico el comburente más habitual. La reacción del combustible con el oxígeno origina sustancias gaseosas entre las cuales las más comunes son CO2 y H2O. Se denominan en forma genérica productos, humos o gases de combustión. Es importante destacar que el combustible solo reacciona con el oxigeno y no con el nitrógeno, el otro componente del aire. Por lo tanto el nitrógeno del aire pasará íntegramente a los productos de combustión sin reaccionar. Entre las sustancias más comunes que se pueden encontrar en los productos o humos de la reacción se encuentran: • CO2 • H2O como vapor de agua • N2 • O2 • CO • H2 • Carbono en forma de hollín

• SO2

De acuerdo a como se produzcan las reacciones de combustión, estas pueden ser  de distintos tipos: a) Combustión completa: ocurre cuando las sustancias combustibles reaccionan hasta el máximo grado posible de oxidación. En este caso no habrá presencia de sustancias combustibles en los productos o humos de la reacción. b) Combustión incompleta: se produce cuando no se alcanza el grado máximo de oxidación y hay presencia de sustancias combustibles en los gases o humos de la reacción. c) Combustión estequiométrica o teórica: Es la combustión que se lleva a cabo con la cantidad mínima de aire para que no existan sustancias combustibles en los gases de reacción. En este tipo de combustión no hay presencia de oxigeno en los humos, debido a que este se ha empleado íntegramente en la reacción. d) Combustión con exceso de aire: Es la reacción que se produce con una cantidad de aire superior al mínimo necesario. Cuando se utiliza un exceso de aire, la combustión tiende a no producir sustancias combustibles en los gases de reacción. En este tipo de combustión es típica la presencia de oxigeno en los gases de combustión. La razón por la cual se utiliza normalmente un exceso de aire es hacer reaccionar completamente el combustible disponible en el proceso. e) Combustión con defecto de aire: Es la reacción que se produce con una menor  cantidad de aire que el mínimo necesario. En este tipo de reacción es característica la presencia de sustancias combustibles en los gases o humos de reacción.

PROPIEDADES DE LOS COMBUSTIBLES Las propiedades más características de un combustible son las siguientes : 

Composición

Conocer la composición de un combustible es muy importante para poder  determinar los parámetros característicos estequiométrica de la reacción de combustión y conocer si en el existen sustancias que puedan tener importancia posterior en cuanto a la contaminación o nocividad de los productos de reacción.

La forma más común de indicar la composición de un combustible gaseoso es como porcentaje en volumen de cada uno de sus componentes en condiciones normales. Para un combustible gaseoso tipo hidrocarburo, la fórmula general es : CmHn + [( 4m + n)/4]O2 ....................... m CO2 + (n/2) H2O y sus componentes más habituales son : CO2 , CO , H2 , O2 , N2 , SO2 SH2 y H2O como vapor  Si Xi es la fracción molar, se expresara como: Kmol del componente i [ Xi ] = --------------------------------Kmol de combustible p y debe cumplirse que ∑ Xi = 1 si el gas tiene p componentes

i=1 Para un combustible líquido o sólido, la forma más común de indicar la composición es expresar la cantidad de C , H , S , N , O , H2O y cenizas en porcentaje de masa referida a un kg de combustible. Si mi es la masa del componente i se expresara como: kg del componente i [ mi ] = ----------------------------------------kg de combustible con cenizas p y deberá cumplirse que ∑ mi = 1 si hay p componentes

i=1 Esta expresión se denomina también composición en ―base húmeda‖

Para expresar la composición en base seca será: 1 mï = mi --------1 – ma

siendo ma la fracción másica del agua

Como ejemplo en la siguiente tabla se expresa la composición de un gas natural típico Composión de un Gas Natural i N2 CH4 C2H6 C3H8 I C4H10 N C4H10



X1 0.0071 0.8425 0.1477 0.0025 0.0001 0.0001

Poder Calorífico

El poder calorífico ( PC ) de un combustible es la cantidad de energía desprendida en la reacción de combustión, referida a la unidad empleada de combustible ( Kg , Kmol , m3 ) De acuerdo a como se expresa el estado del agua en los productos de reacción se puede dividir en: • Poder calorífico Superior (PCS):

Expresa la cantidad de calor que se desprende en la reacción completa de la unidad de combustible con el agua de los humos en forma líquida a 0 ºC y 1 atm. • Poder calorífico Inferior  (PCI):

Expresa la cantidad de calor que se desprende en la reacción completa de la unidad de combustible con el agua de los humos en estado de vapor. 

Viscosidad

La viscosidad tiene gran importancia en los combustibles líquidos a efectos de su almacenamiento y transporte. Su determinación es experimental y los valores típicos se encuentran tabulados para los distintos combustibles industriales líquidos.



Densidad

Generalmente se determina experimentalmente y para el caso de los combustibles gaseosos se utiliza la densidad relativa al aire. En la práctica es muy importante conocer este parámetro para saber si el gas combustible se acumula en el techo o en el suelo, en caso de una fuga en un local cerrado. La densidad absoluta del aire en condiciones normales es de 1,293 kg/m3 Para los combustibles líquidos, en forma aproximada se puede utilizar la siguiente fórmula: Densidad = 250 + 9,13 mc + mh expresada en kg / m3 a 15 ºC donde mc y mh son las masas respectivas de carbono e hidrógeno. También es muy frecuente emplear una unidad conve ncional llamada ―G‖ que se mide en ºAPI y se calcula como: 141,5 G = ---------------- - 131,5 con la densidad en kg/ m3 Densidad 

Limite de inflamabilidad

Esta propiedad es característica a los combustibles gaseosos y establece la proporción de gas y aire necesaria para que se produzca la combustión, indicando un límite superior y uno inferior. Ejemplo: PROPANO 

Limite inferior: 2,4 % Limite superior: 9,5 %

Punto de inflamación

Para que una reacción de combustión se produzca, la mezcla de combustible y comburente debe alcanzar una temperatura mínima necesaria, que recibe el nombre de punto de inflamación. El punto de inflamación depende del comburente, por lo que su valor no es el mismo si se utiliza oxígeno o aire. Una vez iniciada la reacción, el calor mantendrá la temperatura por encima de la inflamación y la reacción continuara hasta agotarse el combustible.

Otra temperatura importante es la temperatura de combustión o de llama máxima, que se alcanza en la combustión. En la bibliografía específica estos valores se encuentran tabulados: Ejemplo:

BUTANO

En aire En oxigeno

Temperatura de inflamación 420 ºc 280 ºc

Temperatura de combustión 1960ºc 2790ºc

COMBURENTES  AIRE Como ya se ha mencionado anteriormente, el comburente es el agente que aporta el oxigeno a una reacción de combustión y la fuente más usual y económica de oxígeno disponible es el aire. Si dos reactivos participan en una reacción y uno de ellos es considerablemente más costoso que el otro, es muy común que el reactivo más económico se utilice en exceso con respecto al reactivo más caro. Esto se justifica a efecto de aumentar la conversión del reactivo más caro a expensas del costo del reactivo en exceso. En consecuencia, como el reactivo más económico es el aire, que además es gratis, las reacciones de combustión se realizan invariablemente con mas aire del que se necesita, para asegurarse en proporcionar oxigeno en cantidad estequiométrica al combustible.

PROPIEDADES Y DEFINICIONES En el manejo de las ecuaciones de reacciones de combustión generalmente se emplean algunos conceptos importantes a saber:  Aire teórico o requerido: es la cantidad de aire que contiene el oxígeno teórico Oxígeno teórico: Son las moles (para un proceso intermitente) o la velocidad de flujo molar (para un proceso continuo) de oxigeno que se necesitan para efectuar  la combustión completa del combustible en el reactor, suponiendo que todo el carbono del combustible se oxida para formar CO2 y todo el H2 se oxida para formar H2O.

Exceso de aire: es la cantidad de aire en exceso con respecto al teórico o requerido para una combustión completa. Para su cálculo pueden emplearse las siguientes expresiones equivalentes :

O2 que entra al proceso - O2 requerido % de exceso de aire = ----------------------------------------------------- x 100 O2 requerido O2 de exceso % de exceso de aire = ----------------------------------------------------- x 100 O2 de entrada - O2 de exceso Para los cálculos de aire teórico y aire en exceso deben tenerse en claro los siguientes conceptos: 

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El aire teórico requerido para quemar una cierta cantidad de combustible no depende de la cantidad que realmente se quema. El combustible puede reaccionar parcialmente y puede quemarse parcialmente para formar CO y CO2 pero el aire teórico es aquel que se requeriría para reaccionar con todo el combustible para formar solo CO2 El valor del porcentaje de aire en exceso depende solo del aire teórico y de la velocidad de alimentación de aire y no de cuanto O2 se consume en el reactor o bien de que la combustión sea completa o parcial.

Composición del aire El aire atmosférico presenta la siguiente composición componente Nitrógeno Oxígeno  Argón CO2 gases varios Peso molecular

% en volumen 78,03 20,99 0,94 0,03 0,01 Kg / Kgmol

usual 79 21

% en peso 75,45 23,20 1,30 0,05 28,967

En la mayoría de los cálculos de combustión es aceptable utilizar esta composición simplificada a 79 % de N2 y 21 % de O2 en base molar.

Usual 76,8 23,2

29

 Así un Kmol de aire contiene 0,21 Kmol de oxigeno y 0,79 Kmol de nitrógeno, siendo la relación de 79/21 = 3,76 Kmol de N2 / Kmol de O2 o también puede expresarse como la cantidad de 4,76 Kmol de aire / Kmol de oxigeno que equivale a la cantidad de aire necesaria para contener 1 Kmol de oxígeno. Recordar y no confundir que estas relaciones son válidas únicamente para composiciones molares. En términos de composiciones de masa o kilogramos, estas cantidades son diferentes: 1 kg de aire contiene 0,233 kg. de oxigeno y 0,766 kg. De nitrógeno y la cantidad de aire necesaria para contener 1 kg. de oxigeno es de 4,292 kg. de aire. Composición en base seca o Análisis de Orsat: Es la composición de todos los gases que resultan del proceso de combustión sin incluir el vapor de agua. Composición en base húmeda: Es la composición de todos los gases que resultan del proceso de combustión incluyendo el vapor de agua. La composición expresada mediante el Análisis de Orsat hace referencia a un tipo de aparato de análisis de gases denominado Orsat en el que los volúmenes de los gases respectivos se miden sobre y en equilibrio con agua.

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TIPOS DE COMBUSTIÓN

COMBUSTIÓN COMPLETA Como se menciono anteriormente, en la combustión completase queman las sustancias combustibles del combustible hasta el máximo grado posible de oxidación. En este tipo de reacción no se encontraran sustancias combustibles en los humos o gases de combustión.

Las reacciones químicas que se utilizan en el estudio de las combustiones técnicas tanto si se emplea aire u oxigeno, son muy sencillas y las principales son C + O2 -----------------CO2 CO + ½ O2 ------------CO2 H2 + ½ O2 -------------H2O S + O2 -----------------SO2 SH2 + 3/2 O2 ---------SO2 + H2O

Estas reacciones corresponden a reacciones completas de sustancias que pueden pertenecer a un combustible gaseoso, líquido o sólido y se expresan para 1 mol o 1 Kmol de sustancia combustible. También es muy común realizar otros cálculos estequiométricos definiendo distintas relaciones a saber: Composición de humos secos Composición de humos húmedos Kg de aire / Kg de combustible Kmol de aire / Kmol de combustible Kg de humos secos / Kg de combustible Kg de humos húmedos / Kg de combustible Todas estas relaciones se utilizan para efectuar un balance másico completo de una reacción de combustión.

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COMBUSTIÓN INCOMPLETA

Este tipo de reacción se caracteriza por la presencia de sustancias combustibles o también llamados inquemados en los humos o gases de combustión. Estas sustancias generalmente son carbono como hollín, CO , H2 y también pueden aparecer pequeñas cantidades de los hidrocarburos que se utilizan como combustibles.

En el caso de la reacción de combustión en la que se produce únicamente CO en los gases de combustión, se conoce con el nombre de Combustión de Ostwald y la reacción que produce CO y H2 se conoce como Combustión de Kissel. Estas denominaciones derivan del uso de los diagramas de estos autores utilizados para determinar las respectivas reacciones de combustión, siendo evidente que la reacción de Ostwald es un caso particular de la reacción de Kissel. En la práctica se debe tener especial cuidado en los ambientes en que se puedan desarrollar este tipo de reacciones. Un caso práctico y muy conocido es la combustión incompleta de un motor de un automóvil, un brasero, un calefón o un calefactor domiciliario sin tiro balanceado. Dada la generación de CO o monóxido de carbono en este tipo de reacciones, que se presenta como un gas imperceptible al olfato, se debe tener especial cuidado en la ventilación de los ambientes donde ocurran, ya que el CO es un elemento nocivo para el cuerpo humano y puede producir la muerte, debido al bloqueo del transporte de oxígeno, generado por la molécula de hemoglobina, una proteína compleja presente en la sangre, donde el CO ejerce un efecto competitivo con el O2, produciendo la carboxihemoglobina e impidiendo la transferencia y el transporte de oxígeno en el cuerpo, produciéndose la muerte debido a una anoxia cerebral.

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EJEMPLO DE REACCIONES DE COMBUSTIÓN

Como ejemplo podemos considerar dos tipos de reacciones, la reacción teórica y la reacción real que se produce en un reactor de combustión. 

Reacción teórica

La reacción teórica para una combustión completa, convirtiéndose todo el C a CO2 y el H2 a H2O, utilizando aire como comburente es del tipo : C8 H18 + aire ----------------- CO2 + H2O C8 H18 + a (O2 + 3,76 N2) ---------------- b CO2 + c H2O + d N2 siendo la ecuación química estequiométrica balanceada C 8 H 18 + 12,5 (O2 + 3,76 N2 ) --------------- 8 CO2 + 9 H2O + 47 N2

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Reacción real genérica

a [ Cu Hv Ow Nx Sy ] + b [O2] + 3,76 b [N2] + c [h umedad] + d [impurezas] ----------------e [CO2] + f [H2O] + g [O2] + h [H2] + i [CO] + j [SO2] + k [NO] + l [NO2] + m [cenizas] + a [PCI] Donde: [ Cu Hv Ow Nx Sy ] es un mol de materia combustible (compuesto o mezcla) donde suele tomarse a=1 (por mol de combustible) o bien e + f + g + h + i + j + k + l = 1 (por mol de producto gaseoso) Esta reacción representa una reacción real que se produce en un reactor de combustión teniendo en cuenta todas las variables que se presentaran inclusive la humedad, impurezas y cenizas.

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APLICACIONES DE LAS REACCIONES DE COMBUSTIÓN

Las reacciones de combustión son muy útiles para la industria de procesos ya que permiten disponer de energía para otros usos y generalmente se realizan en equipos de proceso como hornos, calderas y todo tipo de cámaras de combustión. En estos equipos se utilizan distintas tecnologías y dispositivos para llevar a cabo las reacciones de combustión. Un dispositivo muy común denominado quemador, produce una llama característica para cada combustible empleado. Este dispositivo debe mezclar el combustible y un agente oxidante (el comburente) en proporciones que se encuentren dentro de los límites de inflamabilidad para el encendido y así lograr  una combustión constante. Además debe asegurar el funcionamiento continuo sin permitir una discontinuidad en el sistema de alimentación del combustible o el desplazamiento de la llama a una región de baja temperatura donde se apagaría. Los quemadores pueden clasificarse en dos tipos, de mezcla previa o pre mezcla donde el combustible y el oxidante se mezclan antes del encendido y el quemador  directo, donde el combustible y el oxidante se mezclan en el punto de ignición o encendido.