Procesos de Combustión

COMBUSTION DEL CARBONO Primera reacción C + ½ O2 CO [Calor] Segunda reacción CO + O2 CO2 [Calor] Reacción total: C + O2 CO2 [Calor]

Combustión del Hidrogeno Medido a las mismas condiciones de presión y temperatura. H2 + ½ O2 H2O vapor 1 m3 0.5 m3 1m3 ΔHm = –285.8 kJ mol–1 

PRINCIPIOS DE COMBUSTION QUIMICA DE LA COMBUSTION REACCION DE COMBUSTION Combustible: Material que libera energía, cuyo principales componentes son C y H. Oxidante: El aire cuya composición es 79% N2 y 21% O2. Productos de combustión: Compuestos resultado de la reacción de combustión. La ecuación de reacción presenta el resultado inicial y final, no indica el camino real de la reacción que involucra varias etapas.

REACCION DE COMBUSTION PRINCIPIOS DE COMBUSTION QUIMICA DE LA COMBUSTION REACCION DE COMBUSTION Se aplica la “Ley de Conservación de la Materia” La ecuación de una reacción química es una expresión cualitativa y cuantitativa. En la oxidación completa se produce el máximo rendimiento energético y los productos finales no son susceptibles de nueva combustión.

PRINCIPIOS DE COMBUSTION QUIMICA DE LA COMBUSTION ESTEQUIOMETRIA DE LA COMBUSTION ESTEQUIOMETRIA: Es el estudio de la cantidad de materia proporcional en la combinación para que ocurra una reacción. La estequiometría es el punto de partida para el diseño de un equipo de combustión. Permite conocer: Cantidad de aire requerida para quemar una determinada cantidad de combustible. Cantidad y composición de los gases producto de la combustión.

ECUACION GENERAL DE COMBUSTION n = subíndice del C m = subíndice el H Ejemplo En metano: CH4 [ n = 1; m = 4] En etano: C2H6 [ n = 2; m = 6]

Ecuación general de Combustión Si estos valores resultan en fracciones de moléculas se debe multiplicar toda la ecuación.

Ejemplo Escriba la ecuación de combustión para el C4H10 (butano): n = 4 y m = 10 C4H10 + (4 + 10/4) O2 = 4 CO2 + 10/2 H2O C4H10 + (4 + 2.5) O2 = 4 CO2 + 5 H2O C4H10 + (6.5) O2 = 4 CO2 + 5 H2O (I) Para eliminar la fracción 6.5 del O2 se multiplica x 2: 2 C4H10 + 13O2 = 8 CO2 + 10 H2O (II)

Otro ejemplo Escriba la ecuación de combustión del metano (CH4), donde [ n =1 y m= 4] CH4 + (1 + 4/4) O2 CO2 + 4/2 H2O CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

PRINCIPIOS DE COMBUSTION QUIMICA DE LA COMBUSTION ESTEQUIMETRIA DE LA COMBUSTION Determinación de Oxígeno y aire teórico Cantidad mínima de Oxigeno para oxidar todo el combustible. Volumen de oxígeno: m3 (n + m/4) / vol m3de CnHm VO2= 0.21Va o Va= 4.76VO2 Cantidad de aire: (4,76)(n + m /4) / vol m3N de CnHm

Ejemplo Determine el volumen de oxigeno por m3 de CH4: Para 1m3 CH4 se requiere [n + m/4] m3 de O2 El volumen de O2 representa 0.21 del volumen de aire. VO2 = 0.21 Vaire V aire = VO2 /0.21 [n + m/4] m3 de O2 = 2 m3 de O2 VAIRE = 2 m3 de O2/ 0.21 = 9.524 m3 de aire

PRINCIPIOS DE COMBUSTION QUIMICA DE LA COMBUSTION ESTEQUIOMETRIA DE LA COMBUSTION EXCESO DE AIRE: Para obtener la combustión completa se requiere utilizar una cantidad adicional de aire a la teórica En los productos de la combustión debe estar presente el aire no requerido en la reacción de combustión Los equipos de combustión se diseñan para trabajar con exceso de aire a fin de garantizar una combustión completa

PRINCIPIOS DE COMBUSTION QUIMICA DE LA COMBUSTION ESTEQUIOMETRIA DE LA COMBUSTION EXCESO DE AIRE: La eficiencia del equipo esta relacionada directamente con los requerimientos de exceso de aire: mayor eficiencia menor exceso de aire. El exceso de aire se relaciona con: Temperatura deseada de los gases Variaciones de la carga térmica del equipo

PRINCIPIOS DE COMBUSTION QUIMICA DE LA COMBUSTION ESTEQUIOMETRIA DE LA COMBUSTION ANALISIS DE LOS PRODUCTOS DE COMBUSTION La presencia de CO y H2 en los gases de combustión causan ineficiencia en el equipo por menor energía y pérdida de combustible. Alto exceso de aire genera alto volumen de gases de combustión lo que provoca pérdidas de calor con los humos. Control del suministro de aire al proceso de combustión Determinación de la composición de los gases de combustión Análisis Orsat y Analizadores de oxígeno tipo óxido de Circonio

Combustión completa GAS LLAMA AZUL CH4 + 2 O2 + (8N2) AIRE CO2 + H2O + (8N2)

Combustión completa

Combustión completa con exceso de aire LLAMA AZUL

Combustión completa con exceso de aire

Combustión incompleta con defecto de aire

Combustión incompleta con defecto de aire

Combustión Imperfecta

Combustión Imperfecta

Causas

La llama es la combustión misma. Se inicia con la ignición y concluye al completarse la reacción. Combustión (llama) Gases de Combustión Ignición

Fases del Proceso de Combustión Inyección de combustible y comburente Calentamiento Mezcla Ignición Combustión Desplazamiento de productos de combustión

Zonas de la combustión o partes de la llama Inyección Calentamiento Mezcla Ignición Combustión Desplazamiento 1 2 4 5 6 3 Zonas de la combustión o partes de la llama

El aire de combustión En Volumen : Oxígeno : 21% Nitrógeno : 79% En Masa : Oxígeno : 23% Nitrógeno: 77%

Altura vs. presión atmosférica

APLICACION Determine la presión del aire atmosférico a 4600 m de altura (ver grafico) El gráfico nos indica que la presión del aire a esa altura es 43 cm de mercurio (Hg)

Corrección del volumen del aire con la altura Volumen requerido = Fc x volumen a CN

Aplicación Determine el volumen de aire de 10°C requerido a una altura de 4000 m sobre el nivel del mar. El volumen de aire a CN es igual a 300 m3 Ver gráfico anterior: Una vez que se ha determinado el volumen de aire a CN para un proceso de combustión. Se investiga la temperatura del aire a 4000 m. Luego se busca del grafico el factor de corrección Fc = 1.7 Luego el volumen de aire será: 300 x 1.7 = 510 m3

ESQUEMA BÁSICO DE LA COMBUSTIÓN INDUSTRIAL

Comparación de Temperaturas de llamas

C e H

O CO CO2 C CH4 H2O O2 H2

Reacción del carbono con O2 a CN C + ½ O2 CO 1 mol + ½ mol 1 mol 12 kg ½ (22.4 m3N) (22.4 m3N) CO + ½ O2 CO2 1 mol + ½ mol 1 mol 22.4 m3N ½ (22.4 m3N) 22.4 m3N C + O2 CO2 12 kg 22.4 m3N 22.4 m3N

H2 + ½ O2 H2Ovapor 1 mol ½ mol 1 mol 22.4 m3N ½ (22.4 m3N) 22.4 m3N Reacción del H2 con O2 a CN H2 + ½ O2 H2Ovapor 1 mol ½ mol 1 mol 22.4 m3N ½ (22.4 m3N) 22.4 m3N

Oxígeno para C e H

Aire para C y H

Ejemplo

Poder calorífico del gas natural ¿Cual es el poder calorífico inferior del gas natural compuesto de 90% de CH4 y 10% de C2H6? SOLUCION: Poder calorífico del CH4 Relación C/H del CH4 = 4 [Poder calorífico puro = 11971 kcal/kg] Poder calorífico del etano: Relación C/H del C2H6 = 24/6 = 4 [Poder calorífico puro = 11362 kcal/kg]

En 1 kg de gas natural (90/10) Hay 0.90 kg de metano CH4 y contribuye con un poder calorífico de: 0.90 kg x 11971 kcal/kg = 10774 kcal Hay 0.10 kg de etano (C2H6) y contribuye con un poder calorifico de. 0.10 kg x 11362 kcal/kg = 1136.2 kcal Por lo tanto, 1 kg de gas natural tiene un poder calorífico de: 10774 kcal + 1136.2 kcal = 11910 kcal/kg

¿Cual será el poder calorífico de 1 m3 de gas natural a CN? 1 kg de gas natural tiene un poder calorífico de 11910 kcal/kg (de la pregunta anterior) Gas natural tiene un Peso Molecular de = 17.4 kg/mol-kg y 22.4 m3 de volumen a CN Poder calorífico de 17.4 kg = 22.4 m3 a CN = 17.4 kg x 11910 kcal/kg = 207237.5 kcal. Luego en 1 m3 a CN habrá un poder calorífico de: 207237.5 kcal = 9251.7 kcal/m3 a CN 22.4 m3

ESTEQUEOMETRIA DE LA COMBUSTIÓN CÁLCULOS DE COMBUSTIÓN

Requerimiento de Aire Química Básica El peso molecular La mol Las Condiciones Normales Presión 1 atm Temperatura 273 K Volumen molar 22.4 L

Ecuaciones Químicas Balanceadas Las siguientes ecuaciones químicas balanceadas representan las reacciones químicas que han ocurrido durante la combustión El carbono, C, en un combustible se quema para formar dioxido de cabono, CO2 C + O2 CO2 12 kg 32 kg 44 kg 1 ATOMO C 2 ATOMOS O 1 C y 2 O

El hidrogeno cuando se quema 2 kg 16 kg 18 kg 2 atomos de H 1 atomo de O 2 atomo de H y 1 atomo de O Numero de atomos Numero de atomos Ecuación balanceada

Combustión del gas natural El gas natural puede ser considerado como metano puro y se quema formando dióxido de carbono, CO2 y vapor de agua, H2O 1 mol 2 moles 1 mol 2 moles 16 2 (32) 44 2(18) 16 64 44 36 80 80

Pesos Atomicos Todas estas reacciones son exotérmicas y utilizan el oxigeno suministrado por el aire de combustión. Los pesos atómicos de los elementos involucrados en la combustión de gas natural son: carbono (C) = 12 hidrogeno (H) = 1 oxígeno (O) = 16 nitrógeno (N) = 14

Compuestos en la combustión Dióxido de carbono (CO2) = 12 + (2 x16) = 44 Agua (H2O) = (1 x 2) + 16 = 18 Hidrogeno (H2) = (1 x 2) = 2 Oxígeno (O2) = (16 x 2) = 32 Nitrógeno (N2) = (14 x 2) = 28 Metano (CH4) = 12 + (1 x 4) = 16

Combustión y Estequeometría La estequiometria de la combustión puede ser de dos tipos: Combustión por volumen Combustión por peso

Combustión por Volumen Para este caso tenemos que revisar la teoría sobre “mezcla de gases” y conocer el significado de CONTENIDO VOLUMETRICO. Para hacer esto que recordar: La ley de Dalton sobre las presiones parciales La ley de Avogadro

La ley de Dalton La presión total de una mezcla de gases es la suma de las es la suma de las presiones parciales. %volumen = % presiones = % molar

La ley de Avogadro 1 m3 de cualquier gas a la misma presión y temperatura contiene el mismos número de moleculas. El volumen de una mol-kg de cualquier gas es el mismo a la misma presión y temperatura. 1 mol-kg de CO2 tiene un volumen de 22.4 m3 a CN 1 mol-kg de CH4 tiene un volumen de 22.4 m3 a CN. 2 mol-kg de O2 tiene un volumen de 44.8 m3 a CN.

Ejemplo El siguiente ejemplo va a ilustrar como las reglas de la química facilita a los técnicos calcular los requerimientos de aire de combustión para gas natural. Por simplicidad asumimos que todo el gas natural es puro metano.

Dada la siguiente ecuación química para la combustión de gas natural. Calcule lo siguiente: • el volumen de O2 requerido para quemar 100 m3 el volumen de aire requerido para quemar 100 m3 por hora de gas natural, con 5% de exceso de aire, para asegurar una completa combustión. La cantidad de energía entregada por hora Datos: El aire contiene 21% por volumen de oxigeno El poder calorífico del metano es 37 MJ/m3.

La ecuación nos dice que una mol de metano, CH4, requerirá 2 moles de O2 para combustión completa. Esto va a producir 1 mol de CO2 y 2 moles de H2O A las mismas condiciones de Presión y Temperatura de los gases (diferente de CN) 1 vol 2 vol 1 vol 2 vol Por la ley de Avogadro: a CN : 22.4 L 44.8 L 22.4 L 44.8 L

Cálculos Podemos hacer reaccionar volúmenes a CN en lugar de pesos de sustancias 1 mol de CH4 tiene un Volumen de 0.0224 m3 a CN. 2 moles de O2 tiene un volumen de 2 x(0,0224) = 0.0448 m3 a CN Luego 0.0224 m3 de metano requiere 0,0448 m3 de Oxigeno a CN, para una combustión completa

Resumen 1 m3 de metano requerirá 2 m3 de oxigeno y 100 m3 de metano requerirá 200 m3 de O2 1 m3 2 m3 1 m3 2 m3

Volumen de Aire Estequeométrico El aire tiene 21% de Oxigeno. Haciendo una regla de tres 21 m3 de O2 hay en 100 m3 de aire 200 m3 de O2 hay en X m3 de aire X =200 x 100 = 952.4 m3 de aire (estequeo 21 El aire estequeométrico es 952.4 m3 100 m3 de CH4 requiere 952.4 m3 de aire.

Aire con 5% de exceso El exceso de aire es: 952.4 m3 de aire x 5 = 47.62 m3 de aire 100 El aire total es: 952.4 + 47.62 = 1000 m3 [También: 952.4 x 1.05 = 1000 m3] Luego el aire necesario con 5% de exceso, para la combustión de 100 m3/h de metano es será 1000 m3/h a CN.

Calor de combustión/hora El CH4 tiene un calor de combustión de 37 MJ/m3. Se quema 100 m3 de CH4 /hora Por lo tanto la energía liberada será: 37 Mj/m3 x 100 m3 = 3700 Mj/hora. RESPUESTA: Aire requerido = 1000 m3/h a CN con 5% de exceso. Calor entregado = 3700 MJ/h

Propuesto Se utiliza metano 50 m3 a CN de CH4/hora como combustible. El aire tiene 10% de exceso. Determine: El volumen de aire requerido a CN incluyendo el exceso El calor liberado/hora en MJ/h La composición volumétrica de los gases de combustión seco.

Aire a otras condiciones En el ejemplo 1 se requiere 1000 m3 de aire a CN. Se requiere conocer el volumen a las condiciones reales para seleccionar el soplador. Las condiciones reales son: Temperatura = 30°C Presión = 1atm

Aire a CN necesario para el butano C4H10 + (6.5) O2 = 4 CO2 + 5 H2O (I) En (I) vemos que para 1 mol de C4H10 se requiere 6.5 moles de O2 Pero: % molar = % volumen =% presión 6.5 moles de O2 están en: 6.5 moles/0.21 = 30.95 moles de aire Los moles de aire para 1 mol de C4H10 es 30.95. Y en volumen: 1 mol = 0.0224 m3 de C4H10 a CN requiere: 30.95 x 0.0224m3 de aire a CN = 0.6933 m3 de aire Si quemamos 100 m3/h de butano el aire necesario será: (100/0.0224) x 30.95 = 138 169 m3N de aire

COMBUSTIÓN POR PESO El metano contiene en peso Base 1 kg de CH4 Determinamos el % en peso de cada elemento: C = 12; H = 1; CH4 = 16 % de C: 12/16 x 100 = 75% de C = 0.75 kg % de H: 4/16 x 100 = 25% de Hidrogeno = 0.25 kg

Calcule el aire estequeometrico/ kg de CH4 COMPOSICIÓN POR PESO DEL AIRE Oxigeno = 23% Nitrógeno = 77% COMPOSICIÓN POR VOLUMEN DEL AIRE Oxigeno = 21% Nitrógeno = 70%

Combustión del C C + O2 = CO2 12 32 44 Según la ecuación: 12 32 44 Según la ecuación: 12 kg de C requiere 32 kg de O2 0.75 kg de C requiere X kg de O2 X = 32 x 0.75/12 = 2 kg de O2

Combustión del Hidrógeno H2 + ½O2 = H2O 2 16 18 OXIGENO REQUERIDO: 2 kg de Hidrogeno requiere 32/2 =16 kg de O2 0.25 kg de Hidrogeno requiere X kg de O2 X = 16 x 0.25/2 = 2 kg de O2 Luego el OXIGENO TOTAL para quemar 1 kg de CH4 : O2 total = 2 + 2 = 4 kg de O2

Peso de Aire Estequeométrico Oxigeno estequeométrico = 4 kg de O2 La composición en peso del aire es: O2 = 23% y N2 = 77 % Por lo tanto el peso del aire estequeometrico es: 4 kg /0.23 = 17.4 kg de aire La relación: aire estequeometrico/ combustible es: 17.4 /1