Capítulo 9: Combustión y Combustibles

Capítulo 9: Combustión y Combustibles En este capítulo se estudia una especial aplicación de interés en todas las ramas de la ingeniería ya que está directamente relacionada con el uso de los combustibles. Primero se analizan los conceptos de termodinámica en sistemas en los que ocurren reacciones químicas y luego algunos aspectos sobre combustibles naturales y comerciales. TERMODINÁMICA DE REACCIONES En cursos de química aprendimos que los elementos químicos y compuestos químicos se pueden "combinar químicamente" para dar nuevos compuestos. Este proceso de combinación lo llamamos reacción química. Los elementos o compuestos se combinan en una reacción química siguiendo ciertas "leyes" de combinación que denominamos estequiometría (stoicheion = frío + metrein = medida, del griego) El proceso de combinación llamado Reacción Química ocurre de acuerdo a proporciones estequiométricas que indican cuantas moléculas (o moles) de una sustancia se combinan con cuántas de otra para dar una cantidad determinada de productos de reacción. C 4 H 10 + O 2 CO 2 + H 2 O No está estequiometricamente balanceada! C 4 H 10 + 13/2 O 2 2C 4 H 10 + 13O 2 4CO 2 + 5H 2 O 8CO 2 + 10H 2 O Si están estequiometricamente balanceada! Algunos conceptos importantes en el estudio de Reacciones Químicos son: Reactivo Limitante, Reactivos en Exceso, Conversión, Calor de Reacción, Calor Normal de Reacción y Calor de Formación, entre otros. Veamos estos conceptos: Reactivo Limitante (RL): es el reactivo que está presente en la menor proporción estequiometría (no necesariamente el que está en menor cantidad en moles o gramos). Reactivos en Exceso: es el reactivo que está presente en mayor proporción (o cantidad) a la requerida por el reactivo limitante. fracción en exceso = [moles en exceso] / [ moles requeridos para reacción con el RL] Conversión (f): es la fracción de un reactivo (usualmente el RL) que es convertido a producto en una reacción química. Conversión de i : moles de reactivo i consumido / [moles de reactivo i iniciales Calor de Reacción ( H R ): es el calor absorbido o liberado durante el proceso de reacción química. Si se libera calor la reacción es exotérmica y H R < 0 ; si se absorbe calor la reacción es endotérmica y el H R > 0 ; si no absorbe ni se libera calor la reacción atérmica H R = 0. Calor Normal de Reacción ( H R º): Se define como la variación de entalpía que resulta de una reacción química a 1.0 atm. iniciándose y terminando con todas las sustancias a 25ºC. Existen extensas tablas de H R º. H 2 O + SO 3 H 2 SO 4 ( H R º): Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 97

En el caso particular de una reacción de combustión la energía involucrada se conoce como calor de combustión. Si la combustión se realiza con los reactivos (combustible y comburente) en proporción estequiométrica, a 1.0 atm., con conversión 100%, iniciándose y terminando con todas las sustancias a 25ºC, la energía involucrada es el Calor Normal de Combustión ( H C º) CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O ( H C º): Tabla 9.1 : Calor de combustión de sustancias varias Sustancia Formula KJ / mol Kcal / mol Kcal / kg Metano (g) CH 4 800 192 11537 Propano (g) C 3 H 8 2220 530 12050 Butano (g) C 4 H 10 2879 688 11855 Azufre (s) S 270 64.5 2015 Dióxido de Azufre (g) SO 2 98.2 23 336 Carbono (s) C 394 (a CO 2 ) 94 7842 Monóxido de Carbono CO 282 67 2405 Carbono (s) C 101 a ( a CO) 24 2010 Octano (l) C 8 H 18 5456 1303 11430 Decano C 10 H 22 6765 1617 11387 Parafina ---- ---- ---- 10300 Aserrín seco ---- ---- ---- 3800 Aserrín húmedo ---- ---- ---- 1900 Carbón vegetal ---- ---- ---- 7170 Leña seca ---- ---- ---- 4300 Leña húmeda ---- ---- ---- 2200 Madera de pino ---- ---- ---- 5000 Gasolina ---- ---- ---- 11000 Gas licuado ---- ---- ---- 12000 Ejemplo 9.1 Metano (CH 4 ) reacciona con oxígeno (O 2 ) del aire (21% O 2 y 79% N 2 ). Escriba la reacción estequiométricamente balanceada. Se escribe la reacción (reactivos y productos): CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O Se balancea el carbono ( un átomo a cada lado) Se balancea el hidrógeno ( 4 H a la izquierda y 2 H a la derecha). Se ajusta a 4 a la derecha. CH 4 + O 2 CO 2 + 2H 2 O Se termina de balancear el oxígeno (hay 4 oxígenos a la derecha y 2 a la izquierda). Se ajusta a 4 a la izquierda. CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Quedando así la reacción estequiometricamente balanceada: CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 98

BALANCE DE MATERIA EN REACCIONES DE COMBUSTIÓN El balance de materia en procesos involucran reacciones químicas debe considerar los cambios físicos y químicos que experimentan las sustancias involucradas. Para cuantificar los cambios químicos, lo primero que se debe hacer es escribir la o las reacciones químicas estequiometricamente balanceadas. Luego la relación entre la cantidad de sustancia que entra, se forma, se consume y sale del proceso se hace a través del balance de materia que se vio antes: m =m -m +m -m a e s g c Una forma simple y directa de ir cuantificando la cantidad de sustancia inicial, las que reaccionan y las que se producen es a través de una tabla del balance de materia. Esto se explica mejor con unos ejemplos. Ejemplo 9.2 Metano reacciona con O 2 puro (todos los gases a 25ºC y 1 atm.), para dar CO 2 y H 2 O según la reacción: CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Si se usa 100% de O 2 en exceso, determine la concentración de los gases quemados si el metano se convierte totalmente. Tabla de balance de materia Gas Inicial Reaccionan Se forman Salen %moles CH 4 1 1 ---- 0 0 O 2 2+2 2 ---- 2 40 CO 2 ---- ---- 1 1 20 H 2 O ---- ---- 2 2 40 Total 5 O 2 (teórico) = 2 O 2 (total) = 4 O 2 (exceso) = 2 CH 4 = 1 mol es una base de cálculo arbitraria En procesos de combustión se usa el concepto de "concentración en base seca" y esta se determina calculando la concentración final sin considerar el contenido de agua. En el cálculo anterior se tendría: O 2 (sale)=2; Total=3; CO 2 (sale)=1 %O 2 =66.6; %CO 2 =33.3 Ejemplo 9.3 En forma similar al ejemplo anterior pero la combustión es ahora con oxigeno del aire (aire que tiene 21% de O 2 y 79% de N 2 ). Metano se combustiona con aire (todos los gases a 25ºC y 1 atm.), para dar CO 2 y H 2 O según la reacción: CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Si se usa 100% de aire en exceso y la conversión es 100%, determine la concentración de los gases de combustión. Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 99

Reacción estequiometricamente balanceada: CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O La tabla del balance de materia queda entonces: Gas Inicial Reaccionan Se forman Salen %moles CH 4 1 1 ---- 0 0 O 2 2+2 2 ---- 2 9.98 N 2 15.05 ---- --- 15.05 75.05 CO 2 ---- ---- 1 1 4.99 H 2 O ---- ---- 2 2 9.98 Total = 20.05 100.0 Los moles de N2 se calculan de la relación de concentraciones N 2 /O 2, que es 79/21 O 2 (total) = 4 y n(n 2 )=(78/21)*4=15.05. Note que el N 2 no participa en la reacción química, pero si afecta el balance de materia Ejemplo 9.4 Se quema carbón con 150% de aire en exceso. Determine la concentración de los gases de combustión (gases quemados). Reacción estequiometricamente balanceada: C + O 2 CO 2 Sustancia Entra Reacciona Forma Sale % C 1 1-0 0 O 2 1+1.5 1-1.5 12.6 N 2 9.4 - - 9.4 79 CO 2 - - 1 1 8.4 Total Total 12.9 100 Los moles de nitrógeno fueron calculados como: n(n 2 )= (79/21) n(o 2 ) = (79/21) 2.5 = 9.4 mol N 2 Ejemplo 9.5 Se quema propano C 3 H 8 con 100% de exceso de aire. La combustión es completa y la conversión es de 100%. El aire y el propano ingresan a 25 C y 1 atm, y los gases quemados son enfriados con un enfriador. Cuál es la temperatura más baja a la que se pueden enfriar los gases para que no se condense agua? Se debe hacer el balance de materia para determinar la concentración de los gases quemados, donde hay agua formada durante la combustión del propano. Parte de esta agua condensará si los gases se enfrían hasta temperaturas inferiores a la temperatura de rocío. La temperatura de rocío se alcanza cuando los gases se saturan. Esto es cuando hr=100% o sea cuando la presión parcial del agua en los gases iguala a la presión de saturación del agua. La presión parcial se calcula a partir de la concentración del agua en los gases usando la Ley de Dalton: P i = x i P Reacción estequiometricamente balanceada: C 3 H 8 + 5O 2 3CO 2 + 4 H 2 O Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 100

Sustancia Entra Reacciona Forma Sale % C 3 H 8 1 1 - - - O 2 10 5-5 10,08 N 2 (79/21) x10 - - (79/21) x10 75,81 CO 2 - - 3 3 6,05 H 2 O - - 4 4 8,06 Total 49,62 100 Ley de Dalton: P i = x i P P agua = 8,06% x 1 atm = 0,081 atm P sat = 0,081 atm 0,008 MPa de las Tablas de vapor. T sat = 314,66 K = 41,51 C Los gases se pueden enfriar hasta un poco más de 42 C. A los 42ºC se satura y aparece la primera gota de (agua líquida (rocío). Ejemplo 9.6 Se quema carbón puro y se produce solo CO 2. Determine el porcentaje de aire en exceso para que la concentración de CO 2 en los gases quemados sea menor a 5%. Reacción estequiometricamente balanceada: C + O 2 CO 2 Se debe hacer el balance de material arrastrando como incógnita el aire en exceso expresado de alguna forma conveniente. En este caso, por ejemplo, se puede designar como X a los moles de oxígeno en exceso. Sustancia Entra Reacciona Forma Sale % C 1 1 - - - O 2 (1+X) 1 - X? N 2 (79/21)(1+X) - - (79/21)(1+X)? CO 2 - - 1 1 5 Total (100/21) (1+X) Del enunciado del problema, se establece la siguiente relación para la fracción molar de CO 2 : 1/[ (100/21)(1+x) ]<0.05 x>3.2 X = 3.2 corresponde a los moles de oxigeno en exceso % en exceso = moles de O 2 en exceso/moles teórico de O 2 % en exceso = (3.2)/1 = 3.2 320% en exceso. Ejemplo 9.7 Se quema carbón húmedo (20% agua) con aire húmedo estequiométrico (30 C saturado de agua). Determinar la concentración de los gases quemados. Reacción estequiometricamente balanceada: C + O 2 CO 2 Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 101

Antes de hacer la tabla del balance de materia es conveniente determinar las cantidades de agua que lleva el aire y el carbón (cantidades que deben ir en la tabla). Y como siempre tomemos como base de cálculo en el balance, 1 mol de C Água en el aire: Aire húmedo saturado a 30 C h w = 0.027 (gr H 2 O / gr aire) h w = 0.027 (gr. agua/gr. aire seco)*31.16(gr. aire/mol aire) / 18 (gr. agua/mol agua) h w = 0.046 mol H 2 O / mol aire Por cada mol de carbón se requiere 1 mol de O2 Y junto con el mol de O 2 viene (79/21) moles de N 2 Por lo tanto: moles aire = 1 + (79/21) x 1 = 4.76 mol aire moles H 2 O (en el aire)= 0.046 (mol H 2 O / mol aire) x 4.76 mol aire = 0.22 mol H 2 O Água en el carbón: Carbón húmedo 20% de agua y para una masa m de 100 gr. de carbón húmedo; m agua = 20 gr = 1.11 mol y m C = 80 gr = 6.66 mol Por lo tanto el agua que entra con el carbón por cada mol de C (puro) es moles H 2 O (en el C)= 1.11/6.66 = 0.167 mol H 2 O / mol C Ahora completamos la tabla del balance de materia: Sustancia Entra Reacciona Forma Sale % C 1 1 - - --- O 2 1 1 - - --- N 2 (79/21) x 1 - - (79/21) x 1 73.05 H 2 O 0.22 + 0.167 - - 0.387 7.51 CO 2 - - 1 1 19.44 Total 5.15 100 BALANCE DE ENERGÍA EN PROCESOS DE COMBUSTIÓN Se aplica la 1ª Ley para sistemas abiertos: H corr = Q Un caso de especial interés en combustión es el caso del proceso adiabático (Q = 0), en ese caso la primera ley queda H corr = 0 La expresión del H en función de la temperatura y propiedades de las sustancias se hace como antes (en los problemas puramente físicos) pero hay que agregar el cambio químico que ocurre en la reacción, donde hay sustancias que se consumen (desaparecen) y otras que se forma por reacción (aparecen). Esto se explica mejor con unos ejemplos. Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 102

Ejemplo 9.8 Metano reacciona con O 2 puro (todos los gases a 25ºC y 1 atm.), para dar CO 2 y H 2 O según la reacción: CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Si se usa 100% de O 2 en exceso, determine la temperatura de los gases quemados si el metano se convierte totalmente. Tabla de balance de materia (ya realizada antes en el Ejemplo 9.2) Gas Inicial Reaccionan Se forman Salen %moles CH 4 1 1 ---- 0 0 O 2 2+2 2 ---- 2 40 CO 2 ---- ---- 1 1 20 H 2 O ---- ---- 2 2 40 Total 5 Resumiendo el balance de materia queda así: 1 mol Metano 2 moles de oxigeno Cámara de combustión 1 mol de CO2 CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O 4 moles Oxigeno 2 moles de agua Separemos "convenientemente" el problema 1 mol CH 4 (25ºC) 1 mol CO 2 (25 ºC) (2) 1 mol CO 2 (T) (1) 2 mol O 2 (25ºC) 2 mol H 2 O (25ºC) (3) 2 mol H 2 O (T) 2 mol O 2 (25ºC) (4) 2 mol O 2 (T) H 1 = H comb (25ºC) = -192000 (cal/mol) y ΔH i = n i Čp i ΔT i para las etapas (2) a la (4) Queda entonces: 1* H comb (298) + 1*Č p (CO 2 )(T-298) +2*Č p (H 2 O)*(T-298) + 2*Č p (O 2 )*(T-298) = Q Despejando T, queda: T= 298 + [ H comb (298)-Q] / [Č p (CO 2 )(T-298) +2*Č p (H 2 O)*(T-298) + 2*Č p (O 2 )*(T-298)] Como no se conoce T para estimar un Cp medio (Čp), se debe suponer una temperatura (solo para efectos de obtener un Cp aproximado. Esta tabla ayuda hacer estas estimaciones. Obviamente los intervalos son aproximados ya que es distinta para distintos combustibles. Tabla 9.2: temperaturas teóricas aproximadas para procesos de combustión Cantidad Con O 2 Con aire Teórico 3000-4000K 2000-2500K 100% en exceso 2500-3500K 1200-2000K 200% en exceso 1500-2500K 800-1200K Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 103

Con C p de tablas, suponiendo T = 3700 (o sea T medio =2000K y con Q = 0 C p (CO 2 )=14.5; C p (H 2 O)=12; C p (O 2 )=9 resulta T = 3683 K ( la suposición T = 3700 fue buena!) Esta temperatura, por tratarse de un proceso adiabático, se conoce como temperatura de reacción adiabática ó temperatura teórica de llama. Note que si se pierde energía por las paredes de la cámara de combustión (Q < 0) la temperatura de los gases quemados será menor a la temperatura teórica de llama. Ejemplo 9.9 Se quema gas licuado (propano) con 100% de exceso de aire en una cámara de combustión. a. Determinar la concentración en base seca de los gases quemados b. Determinar la temperatura de salida. c. Cuánto aire en exceso debo agregar para que la concentración de CO 2 sea < 4%? a) Hay que balancear estequiometricamente la reacción: C 3 H 8 + O 2 CO 2 + H 2 O Queda: C 3 H 8 + 5O 2 3CO 2 + 4H 2 O Sustancia Entra Reacciona Forma Sale % % base seca C 3 H 8 1 1 - - - -- O 2 5 + 5 5-5 10,08 10,96 N 2 (79/21) x 10 - - (79/21) x 10 75,81 82,46 H 2 O - - 4 4 8,06 --- CO 2 - - 3 3 6,05 6,58 Total 49,62 100 100 b) Balance de energía 1 mol C 3 H 8 (25 ºC) 3 mol CO 2 25 ºC) (2) 3 mol CO 2 (T) (1) 5 mol O 2 (25 ºC) 4 mol H 2 O (25 C) (3) 4 mol H 2 O (T) - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 37,61 mol N 2 (25 ºC) 4) 1 mol N 2 (T) 5 mol O 2 (25 ºC) (5) 5 mol O 2 (T) H corr = Q H 1 = H comb (25ºC) = - 530000 (cal/mol) ΔH i = n i Cp i ΔT i para las etapas (2) a la (5) Queda entonces: 1* H comb (298) + n i Cp i ΔT i Supondremos que T 1700 K T media 1000 K, de la tabla capacidad calorífica Cp de gases a baja presión, en cal/(mol K) se obtiene los valores de Cp, y reemplazando valores, queda: Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 104

ΔH 1 = ncpδt = 3 mol x 13 (cal /mol K)*(T-298)K = 39T - 11622 ΔH 2 = ncpδt = 4 mol x 9.86 (cal /mol K)*(T-298)K = 39.44T 11753.12 ΔH 3 = ncpδt = 37.61 mol x 7.82 (cal /mol K)*(T-298)K = 294.11T 87644.84 ΔH 4 = ncpδt = 5 mol x 8.34 (cal /mol K)*(T-298)K = 41.7T 12426.6 ΔH = - 530000 + 39T-11622 + 39.44T-11753.12 + 294.11T-87644.84 +41.7T-12426.6 =0 ΔH = - 653656.56 + 414.25T = 0 T = 1578 K La primera estimación de la temperatura (1700K) para el cálculo de la temperatura resulta razonablemente buena. c) Para determinar el exceso de aire que necesito para que la concentración de CO 2 sea < 4%, es conveniente que esta variable (el exceso) aparezca en el balance de materia desde el principio. Sea "x" los moles de oxígeno en exceso. Entonces: Sustancia Entra Reacciona Forma Sale % C 3 H 8 1 1 - - - O 2 5 + X 5 - X N 2 (79/21) x (5+X) - - (79/21) x (5+X) H 2 O - - 4 4 CO 2 - - 3 3 4 Total 4,76X + 25,80 100 X + (5+X)x(79/21) + 4 + 3 = 4,76X + 25.8 0.04 = 3/(4.76X+25.8) X=10.33 X = 10.33 corresponde a los moles de oxigeno en exceso % en exceso = moles de O 2 en exceso/moles teórico de O 2 % en exceso = (10.33)/5 = 2.07 207% en exceso. Respuestas a) La concentraciones en base seca se resumen en la tabla (10.96% O2; 82.56% N2; 6.58%CO2). b) La temperatura de salida de los gases es de aproximadamente 1577 K c) Para que la conc. de CO 2 sea menor al 4 % se requiere más de un 207% de exceso de aire. Ejemplo 9.10 Un grupo de estudiantes que se autodenomina Amigos de la Termodinámica hacen su asado anual en las playas de La Serena. El amigo encargado del carbón dice que lo único que logró conseguir fue carbón húmedo (20% en peso de agua) que es quemado con 100% de aire en exceso que también está húmedo (20 C y 80% de humedad relativa). La combustión es obviamente mala y la mitad del carbón pasa a CO y la otra mitad a CO 2. a) Determine los Kgs. de oxígeno total consumido en la combustión del carbón por cada 28 kg de CO producido b) Determine los Kgs. de CO2 producidos por cada 28 kg de CO producido Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 105

Se escriben las reacciones estequiometricamente balanceadas: (R1) C + O 2 CO 2 (R2) C + (1/2)O 2 CO 28 kg de CO es un kmol de CO (masa molecular del CO es 28) Luego se completa la tabla de balance de materia en las partes necesarias, siguiendo la estequiometria de las reacciones. Consumen Forman Sustancia Entra R1 R2 R1 R2 C 1 + 1 O 2 1+0.5 CO 1 CO 2 1 a) El oxígeno consumido es 1.5 kmoles = 48 kg. b) el CO2 formado es 1 kmol = 44 kg. Tarea 9.1 P1) Metano (CH 4 ) reacciona con Oxígeno (O 2 ) del aire (21% O 2 y 79% N 2 ). Suponga que 20% del carbón inicial pasa CO cuál es la concentración de los gases ahora?. P2) Se quema propano C 3 H 8 con 100% de exceso de aire. La conversión es de 100% y 20% del carbón inicial pasa a CO. El aire y el propano ingresan a 25 C y 1 atm, y los gases quemados son enfriados con un enfriador. Cuál es la temperatura más baja a la que se pueden enfriar los gases para que no se condense agua?. P3) Se quema "gasolina" (C 8 H 18 ) con 150% aire con exceso. Determine la "temperatura teórica de llama". P4) Una mezcla de 80% butano (C4H10) y 20% propano (C3H8) se quema con aire. Determine la temperatura teórica de llama en los siguientes casos (y analice los resultados), en los siguientes casos: a) aire 100% en exceso (25ºC, H R =80%); b) aire teórico (25ºC); c) oxígeno teórico (25ºC); y d) oxígeno 100% en exceso (25%) P5) Se quema un carbón húmedo (20% de agua) con aire húmedo (30ºC saturado de agua) a) determine la concentración de los gases quemados y b) determine la temperatura teórica de llama. P6) En una pieza cerrada de dimensiones largo = 4mts; ancho = 4mts, y alto = 2.5 mts. se quema carbón en un brasero. El recinto contiene inicialmente aire a P = 1 atm., T = 5ºC y H R = 5%. Suponga que se quema todo el carbón y que la pieza está bien aislada y cerrada. Los gases de la pieza contienen 2% (molar) de monóxido (CO), cuando se ha quemado completamente 3Kg. de carbón. P7) Determine la concentración global (molar) de los gases en la pieza cuando se ha quemado todo el carbón. Cuál será la temperatura de los gases en la pieza cuando se queman los 3Kg. de carbón? Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 106

COMBUSTIBLES NATURALES Y COMERCIALES Existen dos tipos de combustibles ampliamente usados en la industria, el carbón y los derivados del petróleo. Antes de estudiar cada uno de estos, necesitamos algunas definiciones como potencia calorífica o poder calorífico. Potencia Calorífica total: calor desprendido en la combustión de un combustible a presión constante (usualmente 1 atm) y a la temperatura de 25ºC, considerando que el agua presente en el combustible está en estado liquido y aparece agua líquida en los productos de combustión. Esta se denomina también Potencia Calorífica Superior (PCS). Potencia Calorífica Neta: similar a la anterior pero el agua en los productos esta a 25ºC como vapor. Esta se denomina también Potencia Calorífica Inferior (PCI). La potencia calorífica neta es la que se usa en cálculos de combustión. La potencia calorífica se puede conocer usualmente a partir de un análisis químico de un combustible. Hay diversos tipos de análisis dependiendo del combustible de interés. Carbones El carbón o carbón mineral es una roca sedimentaria de color negro, muy rica en carbono, utilizada como combustible fósil. Se cree que la mayor parte del carbón se formó durante el período Carbonífero (hace 190 a 345 millones de años). El carbón se origina por la descomposición de vegetales terrestres, hojas, maderas, cortezas, y esporas, que se acumulan en zonas pantanosas, lagunares o marinas, de poca profundidad. Existen diferentes tipos de carbones minerales en función del grado de carbonificación que haya experimentado la materia vegetal que originó el carbón. Estos van desde la turba, que es el menos evolucionado y en que la materia vegetal muestra poca alteración, hasta la antracita que es el carbón mineral con una mayor evolución. El rango de un carbón mineral se determina en función de criterios tales como su contenido en materia volátil, contenido en carbono fijo, humedad, poder calorífico, etc. Así, a mayor rango, mayor es el contenido en carbono fijo y mayor el poder calorífico, mientras que disminuyen su humedad natural y la cantidad de materia volátil. Existen varias clasificaciones de los carbones según su rango. Una de las más utilizadas divide a los carbones de mayor a menor rango en: Antracita, Hulla, Bituminoso bajo en volátiles, Bituminoso medio en volátiles, Bituminoso alto en volátiles, Sub-bituminoso, Lignito y Turba Tabla 9.3: Poder Calorífico del Carbón y otros Combustibles Sólidos Combustible Pot. Cal. (kj/kg) Turba 21300 Lignito 28400 Hulla 30600 Antracita 34300 Aglomerados de carbón 31300 Carbón de madera 31400 Coque 29300 Coque de petróleo 34100 Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 107

Petróleo Al igual que el carbón, el petróleo es un producto de origen fósil, formado por una mezcla compleja de hidrocarburos. Es de consistencia muy viscosa, más ligero que el agua (densidad alrededor de 0,8 a 0,95 kg/dm3), de color negro o pardo muy oscuro y olor penetrante. Su formación es debida a la acumulación de detritos de organismos vivos, animales y vegetales, que vivían en mares y lagunas, y fueron cubiertos por sedimentos, produciendo una degradación que en principio fue por bacterias anaerobias y luego aerobias. A medida que los sedimentos se van acumulando, se produce un fuerte aumento de la presión (170-180 kg/cm 2 ) y temperatura (hasta 150 ºC) y el petróleo va fluyendo por las capas permeables hasta encontrar otras impermeables (margas y arcillas), alojándose en trampas geológicas, a profundidades que oscilan entre los 7.000 y los 15.000 metros. Debido a la gran cantidad de sustancias presentes en un petróleo NO es posible determinar su calidad como combustible a partir de análisis químicos. Una forma antigua pero que aun se usa es el uso de factores de caracterización, que corresponden a propiedades físicas y fisicoquímicas y de transporte de los combustibles y de las que depende es el poder calorífico. Entre estos se ha usado la densidad, la viscosidad y la temperatura de ebullición media. Tabla 9.4: Poder Calorífico de combustibles líquidos de petróleo Combustible (gr/cc) Poder Cal. /kcal/lt) Poder Cal. /kcal/kg) Petróleo Crudo 0,885 8.850 10.000 Aeronaftas 0,709 7.374 10.400 Naftas 0,735 7.607 10.350 Kerosene 0,808 8.322 10.300 Gas Oil 0,845 8.619 10.200 Diesel Oil 0,880 8.800 10.000 Fuel Oil 0,945 9.261 9.800 Tabla 9.5: Poder Calorífico de combustibles gaseosos Otros Combustibles Combustible kj/kg Combustible kj/kg Gas natural 39900 Gas ciudad 26000 Gas de hulla 46900 Propano 46350 Hidrógeno 120011 Butano 45790 Tabla 9.6: Poder Calorífico de combustibles líquidos varios Combustible kj/kg Etanol puro 26790 Metanol 19250 Alcohol comercial 23860 Alquitrán de madera 36420 Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 108

Tabla 9.7: Poder calorífico de maderas y residuos agrícolas Combustible Poder C. Medio Kj/Kg Combustible P. C. Medio Kj/Kg Bagazo húmedo 10500 Cáscara de almendras 36800 Bagazo seco 19200 Cáscara de nueces 32000 Celulosa 16500 Cáscara de arroz 15300 Madera seca 19000 Cáscara de trigo 15800 Madera verde (*) 14400 Corteza de pino 20400 Paja seca de trigo 12500 Corcho 20930 Paja seca de cebada 13400 Orujillo de aceituna 17900 Serrín húmedo 8400 Orujo de uva 19126 Viruta seca 13400 Papel 17500 Tarea 9.4 P1) Se quema carbón con oxígeno puro, 100% en exceso. Determine la concentración de gases quemados suponga que sólo se forma CO 2. P2) Se quema carbón con aire (80% N 2 y 20% O 2 ). Determine la concentración de gases quemados. El aire está 100% en exceso y suponga que sólo se forma CO 2. P3) Determine la "temperatura teórica de llama" en el problema 1 y en el problema 2. Discuta y compare (combustible y aire están a 25ºC). P4) Qué combustible proporciona mayor energía 100 Kg carbón hulla o 15 litros de una gasolina gasoil P5) Un combustible de petróleo es una mezcla de 50% en masa de aeronafta y 50% de fuel-oil. La aeronafta cuesta $200 el litro y el fuel-oil cuesta $ 160 el litro. Cuánta energía se puede obtener con $10000? P6) En un motor en que se quema gasolina (C 8 H 18 ) se produce CO 2 y CO. Dependiendo de la razón aire/combustible se formará mayor o menor cantidad de CO (que es un producto no deseado), pero la gasolina se combustiona en forma total. Determine la razón (moles aire/moles combustible) para que después de la combustión la razón (moles CO 2 /moles CO) sea 9.0 y la concentración de CO sea del 1%. P7) 1680 gr. de un aceite comestible (similar a C 12 H 24 ) ha caído accidentalmente sobre un brasero conteniendo 6 Kg. de carbón. Todo este carbón impregnado con el aceite comestible es quemado con aire. Los gases quemados, negros y de mal olor, contienen CO 2 y CO (pero no se sabe cuanto de cada uno). Determine la cantidad de O 2 teórico requerido por el carbón impregnado. Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 109