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Reactivo limitante y en exceso (Porciento de conversión global y en un solo paso, Rendimiento y selectividad, Reacciones de combustión).
Cuando se presenta una reacción los balances quedan condicionados por la ecuación química que la representa. En toda reacción química la suma de las masas reaccionantes deberá ser igual a la suma de las masas de los productos.Así, el número de átomos entrantes a la reacción debe ser igual al número de átomos salientes de ella, pero el número de moles entrantes no es necesa-riamente el mismo que el de las moles salientes.
Sin embargo, es posible hacer los balances con reacciones químicas usando moles, siempre y cuando se observen las cantidades relativas de las mismas que intervienen en la reacción.
Reactivo Limitante
Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.
Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.
Reactivo limitante
Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.
Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.
Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.
Ejemplo 1:
Para la reacción:
¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2
Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.
La proporción requerida es de 2 : 1
Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1
Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2
Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles.
Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.
Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante
Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:
Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción.
El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.
Ejemplo 2:
Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas para construir una baratija. Si el inventario habitual es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas. ¿Cuantas baratijas se pueden producir?
La ecuación correspondiente será:
En esta reacción, 1 mol de cierres, 3 moles de arandela y 2 moles de tuercas reaccionan para dar 1 mol de baratijas.
1) Divide la cantidad de cada reactivo por el número de moles de ese reactivo que se usan en la ecuación ajustada. Así se determina la máxima cantidad de baratijas que pueden producirse por cada reactivo.
Cierres: 4,000 / 1 = 4,000
Arandelas: 12,000 / 3 = 4,000
Tuercas: 7,000 / 2 = 3,500
Por tanto, el reactivo limitante es la tuerca.
2) Determina el número de baratijas que pueden hacerse a partir del reactivo limitante. Ya que el reactivo limitante es la tuerca, el máximo número de baratijas que pueden hacerse viene determinado por el número de tuercas. Entran dos tuercas en cada baratija, de modo que el número de bsratijas que pueden producirse, de acuerdo con la estequiometría del proceso es:
7,000 / 2 = 3,500 baratijas
Ejemplo 3:
Considere la siguiente reacción:
Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?
1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:
637,2 g de NH3 son 37,5 moles
1142 g de CO2 son 26 moles
2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:
a partir de2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO
a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO
3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad:
a partir de37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO
a partir de 26 moles de CO2 se obtienen 26 moles de (NH2)2CO
4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de urea.
5) Y ahora hacemos la conversión a gramos:
18,75 moles de (NH2)2CO son 1462,5 g.
Rendimiento
Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.
La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.
Rendimiento teórico
La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.
A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad
Rendimiento de la reacción rendimiento teórico ≦
Razones de este hecho:
es posible que no todos los productos reaccionen
es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado
la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible
Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:
Ejemplo:
La reacción de 6.8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8.2 g de S. ¿Cual es el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1.008, S = 32.06, O = 16.00).
En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.
1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6.8 g de H2S.
(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g
2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.
(8,2/9,6) x 100 = 85,4%
Rendimiento con Reactivos Limitantes
Ejemplo:
La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3.00 g de antimonio y 2.00 g de cloro es de 5.05 g. ¿Cuál es el rendimiento? (Pesos Atómicos: Sb = 121.8, Cl = 35.45)
En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.
1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo: Peso Molecular del Sb4: 487.2
número de moles de Sb4 = 3/487.2 = 0,006156
Peso Molecular del Cl2: 70.9
número de moles de Cl2 = 2/70.9 = 0,0282
2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría:
0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6
de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0.0282 moles de Cl2.
3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con 2.00 g de Cl2 (el reactivo limitante).
4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.
(4,29/5,05) x 100 = 84,9%
Algunos conceptos
Reactivo limitanteEs aquel reactivo concreto de entre los que participan en una reacción cuya cantidad determina la cantidad máxima de producto que puede formarse en la reacción.
Proporción de reacciónCantidades relativas de reactivos y productos que intervienen en una reacción. Esta proporción puede expresarse en moles, milimoles o masas.
Rendimiento realCantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada. Compárese con rendimiento teórico.
Rendimiento teóricoCantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se
consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese con rendimiento.
Rendimiento porcentualRendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico.
Porcentaje de purezaEl porcentaje de un compuesto o elemento específico en una muestra impura.
Modificaciones alotrópicas (alótropos)Formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico.
Otros dos términos relacionados con las reacciones químicas tienen definiciones menos precisas: Conversión y selectividad.
La conversión es la fracción de la alimentación o de algún material clave de la alimentación que se convierte en productos. Así pues, el porcentaje de conversión es
% de conversión = moles (o masa) de alimentación (o de un compuesto de ésta) que reaccionan / moles (o masa) de alimentación (o de un compuesto de ésta) introducidos multiplicando esta división por 100.
Es preciso especificar cuál es la base de cálculo para los cálculos en la alimentación y en que productos se está convirtiendo esa base de cálculo, pues de lo contrario la confusión será absoluta. La conversión tiene que ver con el grado de conversión de una reacción, que por lo regular es el porcentaje o fracción del reactivo limitante que se convierte en productos.
La selectividad es el cociente de los moles obtenidos de un producto determinado (usualmente el deseado) entre los moles de otro producto (por lo regular indeseable o secundario) obtenido en un conjunto de reacciones.
REACCIONES DE COMBUSTIÓN.
Cualquier material que pueda quemarse para liberar energía recibe el
nombre de combustible. La mayoría de los combustibles conocidos compone
principalmente de hidrogeno y carbono. Reciben el nombre de combustible
hidrocarburos y se denotan por la formula general CnHm. Los combustibles
hidrocarburos existen en todas las fases y algunos ejemplos son el carbón, la
gasolina y gas natural.
El principal constituyentes del carbón mineral es el carbono; también
contiene cantidades variables de oxigeno, nitrógeno, azufre, humedad y ceniza.
Es difícil dar un análisis de la masa exacta del carbono mineral pues que su
composición varia de un area geográfica a otra e incluso dentro de la misma
región. La mayor parte de los combustibles hidrocarburos líquidos son una
mezcla de números hidrocarburos y se obtiene del petróleo crudo mediante la
destilación .los hidrocarburos mas volátiles se vaporizan primero formando lo
que se obtiene durante la destilación son el queroseno, el diesel y el
combustoleo .La composición de un combustible particular depende de la
fuente de petróleo crudo, así como de la refinería.
Aunque los combustibles hidrocarburos líquidos son mezclas de muchos
hidrocarburos diferentes, por conveniencia suelen considerarse como un solo
hidrocarburo.Por ejemplo, la gasolina se trata como octano, C8H18, y el diesel
como dodecano, C12H26.Otro hidrocarburo liquido común es el alcohol metilico
CH3OH, al que también se le llama metanol y se usa en algunas mezclas de
gasolina. El gas natural combustible hidrocarburo gaseoso, algunas veces se
trata metano CH4, por simplicidad.
Una reacción química durante la cual se oxida un combustible y se libera una
gran cantidad de energía recibe el nombre de combustión .El oxidante
empleado con mayor frecuencia en los procesos de combustión es el aire, por
obvias razones;: es gratis y es fácil de conseguir.EL oxigeno puro O se emplea
como oxidante solo en algunas aplicaciones especializadas como el corte y
soldadura donde no se puede utilizar aire.En consecuencia, son pertinentes
unas cuantas palabras acerca de la composición del aire.
En unas base molar o de volumen, el aire seco esta compuesto por 20.9 por
ciento de oxigeno, 78.1 por ciento de nitrógeno, 0.9 por ciento de argon y
pequeñas cantidades de o dióxido de carbono, helio, neon e hidrogeno. En el
análisis de los procesos de combustión, el argon en le aire se trata como
nitrógeno, en que los gases que existen en cantidades muy pequeñas se
descartan. De modo que el aire seco puede considérese aproxima dadamente
como 21 por ciento de oxigeno que entra en una cámara de combustión será
acompañado por 0.79/0.21 = 3.76 mol de nitrógeno. Es decir
1 kmol O2 + 3.76 kmol N2 = 4.76 kmol aire
A temperatura de combustión ordinaria el nitrógeno se comporta como un gas
inerte y no reacciona con otros elementos químicos. Pero aun en ese caso la
presencia de nitrógeno influye de manera considerable en el resultado de un
proceso de combustión, pues el nitrógeno suele entrar en una cámara de
combustión en grandes cantidades a temperaturas bajas y salir a temperaturas
considerablemente altas, absorbiendo una gran proporción de la energía
química liberada durante la combustión. En todo este capitulo se supondrá que
el nitrógeno permanecerá perfectamente inerte. Téngase en mente, sin
embargo, que a temperaturas muy altas, como las que se encuentran en las
maquinas de combustión interna, una pequeña fracción de nitrógeno reacciona
con oxigeno, formando gases peligrosos como el oxido nítrico.
El aire que entra en una cámara de combustión contiene algo de vapor
de agua (o humedad), el cual también es digno de consideración. En casi todos
los procesos de combustión, la humedad en el aire puede tratarse como gas
inerte, como nitrógeno. Sin embargo a temperaturas muy altas un poco de
vapor de agua se descompone en H2 y O2, así como en H, O y OH. Cuando los
gases de combustión se enfrían por debajo de la temperatura de punto de rocío
del vapor de agua, una parte de la humedad se condensa, es importante
predecir la temperatura de punto de rocío debido a que las gotas de agua
suelen combinarse con el dióxido de azufre que puede estar presente en los
gases de combustión, formando acido sulfúrico, el cual es muy corrosivo.
Durante un proceso de combustión los componentes que existen antes
de la reacción reciben el nombre de reactivos, y los componentes que existen
después de la reacción se denominan productos. Considere, por ejemplo, la
combustión de 1 kmol de carbón con 1 kmol de oxigeno puro, que forma
dióxido de carbono:
C + O2 CO2 (14-2)
Aquí C y O2 son los reactivos, puesto que existen antes de la combustión y CO2
es el producto, debido a que existe después de la combustión. Observe que un
reactivo no tiene que reaccionar químicamente con la cámara de combustión.
Por ejemplo, si el carbono se quema con aire en lugar de oxigeno puro, ambos
lados de la ecuación de combustión incluirán N2. Es decir, el N2 aparecerá
como un reactivo y como un producto.
Debe mencionarse que poner un combustible en estrecho contacto con
el oxigeno no es suficiente para iniciar la combustión. (Gracias a dios que es
así. de otro modo, el mundo entero estaría en llamas). El combustible debe
llevarse arriba de su temperatura de ignición para iniciar la combustión. Las
temperaturas de ignición mínimas aproximadas de varias sustancias del aire
atmosférico son 260ºC para la gasolina, 400ºC para el carbono, 580ºC para el
hidrogeno, 610ºC para el monóxido de carbono y 630ºC para el metano.
Además, las proporciones del combustible y del aire deben estar en un nivel
adecuado para que comience la combustión. Por ejemplo, el gas natural no se
quemara en el aire en concentraciones menores a 5 por ciento o mayores a 15
por ciento aproximadamente.
Como el lector recordara de sus cursos de química, las ecuaciones
químicas se balancean con base en el principio de la conservación de la
masa, el cual puede enunciarse como sigue: la masa total de cada elemento se
conserva durante una reacción química. Es decir, la masa total de cada
elemento en el lado derecho de la ecuación de la reacción(los productos) debe
ser igual a la masa total de ese elemento en el lado izquierdo (los reactivos)
aun cuando los elementos existan en compuestos químicos diferentes en los
reactivos y los productos. Además, el número total de átomos de cada
elemento se conserva durante una reacción química, ya que el número total del
electo dividida por su masa atómica.
Por ejemplo, ambos lados de la ecuación 14-2 contiene 12 kg de
carbono y 32 kg de oxigeno, aun cuando el carbono y el oxigeno existen como
elementos en los reactivos y como compuesto en el producto. Asimismo, la
masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos, siendo
cada una 44 kg. (Es una práctica común redondear las masas molares hasta el
entero más cercano si no se requiere más exactitud.)Sin embargo, advierta que
el número de moles total de los reactivos (2 kmol) no es igual al número de
moles total de los productos (1kmol). Es decir, el número total de moles no se
conserva durante una reacción química.
Una cantidad utilizada en el análisis de procesos de combustión para
cuantificar las cantidades de combustible y aire es la relación aire –
combustible AC. Suele expresar en una base de masa y se define como la
proporción entre la masa del aire y la masa de combustible en un proceso de
combustión (figura 14-6). Es decir,
Es decir,
AC = maire
mcombustible
La masa m de una sustancia se relaciona con el numero de moles N por
medio de la relación m = NM, donde M es la masa molar.
La relación aire-combustible puede expresarse también en una base
molar como la proporción entre el número de moles del aire y el número de
moles del combustible. Pero aquí se utilizara la primera definición. El reciproco
de la relación aire- combustible se conoce como relación combustible-aire.
EJEMPLO 14-1
Un kmol de octano (C8 H18 ) se quema con aire que contiene 20kmol de O2 ,
como se muestra en la figura 14-7. Suponga que los productos contienen solo
CO2, O2, H2O y N2, determine el número de moles en cada gas en los productos
y la relación aire-combustible para este proceso de combustión.
Solución la ecuación química para este proceso de combustión puede
escribirse como
C8H18 + 20(O2+3.76N2) x CO2 + y H2O + w N2 + z O2
Donde los términos en el paréntesis representan la composición del aire seco
que contiene 1 kmol de O2, y x, y, z y w representan los números de moles
desconocidos de los gases en los productos. Estas incógnitas se determinan
con la aplicación del principio de la conservación de la masa a cada uno de los
elementos, es decir, la masa o el número de moles total de cada elemento en
los reactivos debe ser igual a la de los productos:
C: 8 =x x =8
H: 18 = 2y y = 9
O: 40 = 2x + y + 2z z = 7.5
N2: (20) (3.76) = w w = 75.2
La sustitución produce
C8H18 + 20(O2 + 3.76N2) 8CO2 + 9H2O + 7.5 O2 + 75.2 N2
FIGURA 14-6
La relación aire combustible
(AC) representa la cantidad
de aire utilizada por unidad de
masa de combustible durante
un proceso de combustión
Combustible
1kg
Productos 18kg
aire
17kg
FIGURA 14-7
Dibujo esquemático para el ejemplo 14-1
C8H18 x CO2
y H2O
1 kmol z O2
W N2
Aire
Observe que el coeficiente 20 en la ecuación balanceada anterior
representa el número de moles de oxigeno, no el número de moles de aire.
Cámara de
combustión
AC = 17
Cámara de
combustión
Éste se obtiene sumando 20 x 3.76 = 75.2 moles de nitrógeno a los 20 moles
de oxigeno, lo que da un total de 95.2 moles de aire. La relación aire-
combustible (AC) se determina tomando la proporción entre la masa de aire y
la masa del combustible (ecuación 14-3):
Es decir, se emplea 24.2 Kg. de aire para quemar cada kilogramo de
combustible durante este proceso de combustión.
14-2 PROCESOS DE COMBUSTIÓN TEÓRICO Y REAL
Muchas veces es muy útil estudiar la combustión de un combustible con
la suposición de que la combustión es completa. Un proceso de combustión es
completo si todo el carbono en el combustible se transforma en el CO2, todo el
hidrógeno se transforma en H2O y todo el azufre (si lo hay) se transforma en
SO2. Todos los componentes combustibles del combustible se queman por
completo durante un proceso de combustión completa (figura 14-8). En sentido
inverso, un proceso de combustión es incompleto si los productos de
combustión contienen cualquier combustible o componentes no quemados,
como C, H2, CO u OH.
El oxigeno insuficiente es una razón obvia para la combustión
incompleta, pero no la única. La combustión incompleta sucede incluso cuando
en la cámara de combustión hay mas oxigeno del necesario para la combustión
completa. Esto puede atribuirse a la mezcla insuficiente en la cámara de
combustión durante el limitado tiempo que el oxigeno y el combustible están en
contacto. Otra causa de combustión incompleta es la disociación, la cual se
vuelve importante a elevadas temperaturas.
La cantidad mínima de aire necesaria para la combustión completa de
un combustible recibe el nombre de aire estequiométrico o aire teórico. De
manera que cuando un combustible se quema por completo con aire teórico, no
estará presente oxigeno no combinado en el producto de los gases. El aire
teórico también se conoce como cantidad de aire químicamente correcta, o aire
100 por ciento teórico. Un proceso de combustión con menos cantidad de aire
teórico está condenado a ser incompleto. El proceso de combustión ideal
durante el cual un combustible se quema por completo con aire teórico se
conoce como combustión estequiométrico o teórica de ese combustible
(figura 14-9). Por ejemplo, la combustión teórica del metano es
CH4 +2 (O2 + 3.76N2) → CO2 + 2H2O + 7.52N2
Advierta que los productos de la combustión teórica no contienen
metano no quemado ni C, H2, CO, OH u O2 libre.
En los procesos de combustión reales es una práctica común emplear
más aire que la cantidad estequiométrica, con el fin de aumentar las
oportunidades de combustión completa o para controlar la temperatura de la
cámara de combustión. La cantidad de aire en exceso de la cantidad
estequiométrica se llama exceso de aire. La cantidad de exceso de aire suele
expresarse en términos del aire estequiométrico como aire de exceso
porcentual o aire teórico porcentual. Por ejemplo, 50 por ciento de exceso
de aire es equivalente a 150 por ciento de aire teórico, y 200 por ciento de
exceso de aire equivalente a 300 por ciento de aire teórico. Desde luego, el aire
estequiométrico puede expresarse como cero por ciento de exceso de aire o
100 por ciento de aire teórico. Cantidades de aire menores que la cantidad
estequiométrica reciben el nombre de deficiencia de aire y se expresa a
menudo como deficiencia de aire porcentual. Por ejemplo, 90 por ciento de
aire teórico es equivalente a 10 por ciento de deficiencia de aire. La cantidad de
aire utilizada en procesos de combustión se expresa también en términos de la
razón de la equivalencia, la cual es la proporción entre la relación combustible-
aire real y la relación combustible-aire estequiométrica.
La predicción de la composición de los productos es relativamente fácil
cuando se supone que el proceso de combustión será completo y que se
conocen las cantidades exactas de combustible y aire utilizados. Todo lo que
se necesita hacer en este caso es aplicar el principio de conservación de la
masa cada elemento que aparece en la ecuación de la combustión, sin
necesidad de tomar otras medidas. Sin embargo, cuando una trata con
procesos de combustión reales, las cosas no son tan sencillas. Por alguna
razón, es difícil que los procesos de combustión reales siempre sean
completos, incluso en la presencia de un exceso de aire. Por tanto, es
imposible predecir la composición de los productos con base sólo en el
principio de la conservación de la masa. Por ello, la única opción es medir
directamente la cantidad de cada componente en los productos.
Para analizar la composición de los gases de combustión se emplea un
dispositivo conocido como analizador de gases Orsat. En este dispositivo se
recoge una muestra de los gases de combustión y se enfría a temperatura y
presión ambiente, en cuyo punto se mide su volumen. Después la muestra es
puesta en contacto con un compuesto químico que absorbe el CO2. Los gases
restantes se vuelven a llevar a la temperatura y presión ambiente, y se mide el
nuevo volumen que ocupan. La proporción entre la reducción de volumen y el
volumen original es la fracción de volumen del CO2, la cual es equivalente a la
fracción molar si se supone comportamiento de gas ideal (figura 14-10). Las
fracciones de volumen de los otros gases se determinan al repetir este
procedimiento. En el análisis Orsay se acopia la muestra gaseosa sobre agua y
se mantiene saturada todo el tiempo. Así, la presión de vapor del agua
permanece constante durante toda la prueba. Por esta razón se ignora le
presencia de vapor de agua en la cámara de prueba y los datos se registran en
una base seca. Sin embargo, la cantidad de H2o formada durante la
combustión se determina con facilidad balanceado la ecuación de combustión.
Ejemplo 14-2
Durante un proceso de combustión se quema etano (C2 H6) con 20 por ciento
de exceso de aire, como se muestra en la figura 14-11. suponga su
combustión completa y una presión total de 100 kpa, y determine a) la
relación de aire- combustible y b) la temperatura de punto de rocío de los
productos
.
Solución. Se especifica que el etano se quema por completo. En
consecuencia, los productos contendrán sólo CO2, H 2 O, N2 y el O2 no
utilizado. La ecuación de combustión en este caso puede escribirse como
C2 H6 +1.2at (O2 + 3.7 N2)
2CO 2H3H 2O+0.2atO2+ (1.2X3.76)a t N2
Donde at es el coeficiente estequiometrico para el aire. De manera automática
se tomo en cuenta 20 por ciento de exceso de aire utilizando el factor 1.2 a t
en lugar de para el aire. La cantidad estequiométrica de oxigeno (a t O2) se
utilizara para oxidar el combustible y la cantidad de exceso restante(0.2a tO2)
aparecerá en los productos como oxigeno no utilizado. Observe que el
coeficiente N2 de es el mismo en ambos lados de la ecuación. También
notará que hubo balanceó del C y el H2 mental al momento de escribir la
ecuación de combustión. El coeficiente at se determina del balanceo de O2:
O2 1.2a t=2+1.5+0.2at at =3.5
La sustitución produce
C2H6+4.2 (O2+3.76N2) 2CO2+3 H2O+0.7O2+15.79N2
a) la relación aire –combustible se encuentra al tomar la proporción entre la
masa del aire y la masa del combustible (ecuación 14-13):
4.2 X 4.76 Kmol) (29kmol)
AC
(2 kmol)(12kg/kmol) + (3 kmol)(2kg/kmol)
= 19.32 KG AIRE / kg COMBUSTIBLE
Es decir, se suministra 19.3kg de aire para cada kilogramo de
combustible durante este proceso de combustión.
m aire
m combustible
b) la temperatura de punto de rocío de los productos es la temperatura a la
cual el vapor de agua en los productos empieza a condensarse cuando los
productos se enfrían. Se recordara del capitulo 13 que la temperatura de
punto de roció de una mezcla gas-vapor es la temperatura de saturación del
vapor de agua correspondiente a su presión parcial. En consecuencia,
primero debe determinarse la presión parcial del vapor de agua P en los
productos. Si se supone comportamiento de gas ideal para los gases de
combustiones tiene
pv = (NV/Nprod) (Pprod)= (3kmol/21.49kmol)(100 kpa)=13.96kpa
Por tanto T pr = T sat 13.96 kpa =53.3 grados centígrados ( tabla A-5)
