Structure by structure transformation

Combustible + Comburente → Productos ó Reactivos → Productos

Se entiende por combustión a toda reacción química que va acompañada de gran desprendimiento de calor; puede ser sumamente lenta, de tal manera que el fenómeno no vaya acompañado de una elevación de temperatura sensible a nuestros sentidos, como sucede en la oxidación del hierro en el aire húmedo, fenómeno conocido como combustión lenta, o con desprendimiento de calor muy rápido, como la detonación. En toda combustión, el elemento que arde se denomina combustible y el que produce la combustión, comburente. Una combustión es la reacción del oxígeno con diversas sustancias, en general el carbono y el hidrógeno. Por razones económicas obvias, el aire es la fuente de oxígeno en la mayoría de reactores de combustión. El aire seco tiene la siguiente composición promedio:

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En muchos cálculos de combustión, es aceptable simplificar esta composición a 79% N2, 21% O2 → 79 moles N2 / 21 moles de O2 = 3.76 moles N2 / mol O2

El combustible que se evalúa en esta tesis y que es utilizado por el horno industrial, es el Gas Natural, este es uno de los combustibles fósiles más limpios que se tiene cuya composición química varía en función del yacimiento del que se extrae, está constituido principalmente de metano CH4, seguido de otros hidrocarburos, vapor de

agua, CO2, gases inertes, etc.

No tiene olor ni color, se incorpora mercaptanos que le proporcionan un olor característico para su detección.

A continuación se presenta la composición típica del gas natural:

Cromatografía Porcentajes Metano (CH4) 80 – 98.23% Nitrógeno (N2) 0.00 – 0.92% Etano (C2H6) 0.53 – 12.4% Propano (C3H8) 0.08 – 0.8% Butano (C4H10) 0.00 – 0.3%

Dióxido de Carbono (CO2) 0.00 O 1.51% Otros (C5H12, O2, H2, etc.) 0.00 O 0.35%

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En la siguiente tabla se compara las propiedades de algunos combustibles:

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En el proceso de combustión, las sustancias que intervienen reaccionan químicamente y tienen que cumplir:

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→ El Principio de Conservación de la Materia, de forma que conocidas las cantidades de combustible y de aire necesario para la combustión, sea posible hallar la cantidad resultante de productos de combustión.

→ El Primer Principio de la Termodinámica, por cuanto las reacciones químicas, y en particular las combustiones, son transformaciones energéticas.

→ El Segundo Principio de la Termodinámica, que permite obtener el rendimiento termodinámico de la transformación de energía que tiene lugar durante la reacción química, y conocer en qué dirección y en qué proporción se desarrollará, (equilibrio químico).

La combustión se verifica tanto mejor cuanto más íntimamente estén unidos el combustible y el comburente, por lo que los combustibles más apropiados para realizar una combustión perfecta son los combustibles gaseosos.

La combustión se denomina completa o perfecta, cuando toda la parte del combustible se ha oxidado al máximo. En combustibles gaseosos (hidrocarburos) que tienen combustión completa, los gases de combustión están formados por CO2, H2O, O2 y N2.

Si la combustión es incompleta algunos gases combustibles escapan sin arder, encontrándose en los humos gases como el CO, NOx y algunos hidrocarburos. La combustión incompleta aparece cuando el aire es insuficiente, o en aquellas zonas de las cámaras de combustión en las que el aire no llega en cantidad suficiente. En general se tiende a evitar las combustiones incompletas, ya que no sólo van ligadas a pérdidas de energía, sino también a procesos altamente contaminantes; el combustible que no ha reaccionado y los componentes combustibles de los humos, contienen una energía química que no se aprovecha, al tiempo que se generan elementos no quemados CxHy, y elementos contaminantes CO, NOx, etc.

En general, el oxígeno debe ser abundante para que la combustión sea lo más completa posible, por lo que es necesario exista aire en exceso. Ahora, un elevado exceso de aire es desfavorable porque disminuye la temperatura de combustión, arrastrando, además, un elevado número de calorías que se pierden por los humos, al tiempo que se provoca la aparición de los NOx.

En un estudio realizado en la Universidad de Pamplona por J.C. Serrano y Y.A. Carranza, ver referencia [1], se muestra resultados del calor disponible, eficiencia de combustión y emisiones contaminantes para quemadores de gas natural; el modelo utilizado para el análisis de combustión se basa en metano, principal componente del gas natural, y como oxidante aire, constituido por O2 y N2.

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En la figura 3.6 se observa las gráficas del proceso de combustión de gas natural que permite concluir que el exceso de aire a utilizar debe ser el mínimo posible, compatible con la combustión completa del combustible, ya que el mismo diluye los gases de combustión y consume calor. Este calor perdido aumenta el consumo de combustible. Se puede aprovechar el calor de los gases de combustión que salen por la chimenea disminuyendo su temperatura, tomando en cuenta que ésta debe ser superior a la temperatura de rocío del vapor de agua contenido en los mismos, para evitar la condensación que origina fuertes problemas de corrosión.

Descripción Fórmula Ecuación

Reacción química para

combustibles gaseosos

CxHy + a(O2 + 3.76N2) xCO2 + (y/2)H2O + a*3.76N2 Eq. 3.1

Factor a a = x + y/4 Eq. 3.2

Relación Aire Combustible molar

(A/F)stq = 4.76 x a [kmol aire / kmol comb] Eq. 3.3

Factor PHI Ø PHI = (A/F)stq / (A/F)real, PHI = 1 / (1 + Exceso Aire) Eq. 3.4

Exceso de Aire Exces Air = (1OPHI)/PHI Eq. 3.5

Número de Moles ni = mi / Mi [kmol], mi (masa), Mi (peso molecular) Eq. 3.6

Fracción Molar yi = ni / n, n = Σni, n(número total de moles) Eq. 3.7

Análisis molar 1 = Σ yi Eq. 3.8

Peso Molecular M = m / n [kg/kmol], M = Σ (Mi x yi) Eq. 3.9

Gas Ideal pi = (ni x R x T) / Vi [kPa], pi = yi x p Eq. 3.10

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En esta tesis se evaluará la reacción química para el Gas Natural con exceso de aire, se va a considerar combustión completa, composición molar del aire de 79% N2 y 21%

O2 como una buena aproximación para el cálculo del calor de reacción y composición

de los gases de combustión. En la tabla 3.4 se pueden observar las ecuaciones que se utiliza para la reacción química del gas natural con el aire, en la tabla 3.5 se observa los valores estequiométricos que se obtienen para diferentes compuestos químicos que participan en la composición del gas natural.

Especie Reacción química x y a (A/F)stq

Metano CH4 + 2(O2 + 3.76N2) OO> CO2 + 2H2O + 2*3.76N2 1 4 2 9.52 Etano C2H6 + 3.5(O2 + 3.76N2) OO> 2CO2 + 3H2O +

3.5*3.76N2 2 6 3.5 16.66

Propano C3H8 + 5(O2 + 3.76N2) OO> 3CO2 + 4H2O + 5*3.76N2

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nOButano C4H10 + 6.5(O2 + 3.76N2) OO> 4CO2 + 5H2O + 6.5(3.76N2)

4 10 6.5 30.94

nOPentano C5H12 + 8(O2 + 3.76N2) OO> 5CO2 + 6H2O + 8(3.76N2)

5 12 8 38.08

Dióxido de

Carbono CO2 OO> CO2 OOO OOO 0 0.00

N2 N2 OO> N2 OOO OOO 0 0.00

Monóxido de

Carbono CO + 0.5(O2 + 3.76N2) OO> CO2 + 0.5(3.76N2) OOO OOO 0.5 2.38 Hidrógeno H2 + 0.5(O2 + 3.76N2) OO> H2O + 0.5(3.76N2) OOO OOO 0.5 2.38

O2 O2 OO> O2 OOO OOO 0 0.00

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