Procesos de Combustión

Presentación del tema: "Procesos de Combustión"— Transcripción de la presentación:

1 Procesos de Combustión

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

3 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 

4 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.

5 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.

6 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.

7 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]

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

9 Ejemplo Escriba la ecuación de combustión para el C4H10 (butano): n = 4 y m = 10 C4H10 + (4 + 10/4) O2 = 4 CO /2 H2O C4H10 + ( ) O2 = 4 CO H2O C4H10 + (6.5) O2 = 4 CO H2O (I) Para eliminar la fracción 6.5 del O2 se multiplica x 2: 2 C4H O2 = 8 CO H2O (II)

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

11 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= VO2 Cantidad de aire: (4,76)(n + m /4) / vol m3N de CnHm

12 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 = Vaire V aire = VO2 /0.21 [n + m/4] m3 de O2 = 2 m3 de O2 VAIRE = 2 m3 de O2/ 0.21 = m3 de aire

13 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

14 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

15 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

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

17 Combustión completa

18 Combustión completa con exceso de aire
LLAMA AZUL

19 Combustión completa con exceso de aire

20 Combustión incompleta con defecto de aire

21 Combustión incompleta con defecto de aire

22 Combustión Imperfecta

23 Combustión Imperfecta

24 Causas

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

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

27 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

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

30 Altura vs. presión atmosférica

31 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)

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

33 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

34 ESQUEMA BÁSICO DE LA COMBUSTIÓN INDUSTRIAL

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36 Comparación de Temperaturas de llamas

37 C e H

38 O CO CO2 C CH4 H2O O2 H2

39 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

40 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

41 Oxígeno para C e H

42 Aire para C y H

43 Ejemplo

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46 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 = kcal/kg] Poder calorífico del etano: Relación C/H del C2H6 = 24/6 = 4 [Poder calorífico puro = kcal/kg]

47 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 kcal/kg = kcal Hay 0.10 kg de etano (C2H6) y contribuye con un poder calorifico de. 0.10 kg x kcal/kg = kcal Por lo tanto, 1 kg de gas natural tiene un poder calorífico de: 10774 kcal kcal = kcal/kg

48 ¿Cual será el poder calorífico de 1 m3 de gas natural a CN?
1 kg de gas natural tiene un poder calorífico de 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 kcal/kg = kcal. Luego en 1 m3 a CN habrá un poder calorífico de: kcal = kcal/m3 a CN 22.4 m3

49 ESTEQUEOMETRIA DE LA COMBUSTIÓN
CÁLCULOS DE COMBUSTIÓN

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

51 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 O CO2 12 kg kg kg 1 ATOMO C ATOMOS O C y 2 O

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

53 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 moles mol moles (32) (18)

54 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

55 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

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

57 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

58 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

59 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.

60 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.

61 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.

62 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 vol vol vol Por la ley de Avogadro: a CN : 22.4 L L L L

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

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

65 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 = m3 de aire (estequeo 21 El aire estequeométrico es m3 100 m3 de CH4 requiere m3 de aire.

66 Aire con 5% de exceso El exceso de aire es:
952.4 m3 de aire x 5 = m3 de aire 100 El aire total es: = 1000 m3 [También: 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.

67 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

68 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.

69 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

70 Aire a CN necesario para el butano
C4H10 + (6.5) O2 = 4 CO 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 = moles de aire Los moles de aire para 1 mol de C4H10 es Y en volumen: 1 mol = m3 de C4H10 a CN requiere: 30.95 x m3 de aire a CN = m3 de aire Si quemamos 100 m3/h de butano el aire necesario será: (100/0.0224) x = m3N de aire

71 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

72 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%

73 Combustión del C C + O2 = CO2 12 32 44 Según la ecuación:
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

74 Combustión del Hidrógeno
H2 + ½O2 = H2O 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 = = 4 kg de O2

75 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