1.1. COMBUSTIBLES

Definición De Los Combustibles:

Es cualquier material capaz de liberar energía cuando se quema, y luego cambiar o transformar su estructura química. Supone la liberación de una energía de su forma potencial a una forma utilizable.

LA fórmula química de cualquier "combustión " es:Materia Orgánica (hidrocarburo) + O2 --> CO2 + H2O

Clasificación De Los Combustibles.

Los combustibles se pueden clasificar según su origen, grado de preparación,

estado de agregación.

Origen:

Fósiles: Proceden de la fermentación de los seres vivos. Los

combustibles fósiles más utilizados son el petróleo, el carbón y el

gas natural. Químicamente, los combustibles fósiles consisten en

hidrocarburos, que son compuestos formados por hidrógeno y

carbono; algunos contienen también pequeñas cantidades de

otros componentes. Los hidrocarburos se forman a partir de

antiguos organismos vivos que fueron enterrados bajo capas de

sedimentos hace millones de años.

No fósiles. El resto

Grado de Preparación:

Naturales: Se utilizan tal y como aparecen en su origen

Elaborados: Antes de ser consumidos se someten a

determinados procesos de transformación

Estado de Agregación:

Sólidos: Se encuentran en tal estado en la naturaleza o una vez

transformadas. Por ejemplo, la madera, el carbón..

Líquidos: Cualquier líquido que pueda ser usado como

combustible y que pueda ser vertido y bombeado.

Gaseosos: Se encuentran en estado gaseoso. Se incluye el gas

natural y todas sus variedades. También el gas de carbón, de

petróleo, de altos hornos, gas ciudad y diversas mezclas.

Características De Los Combustibles:

Combustible se caracteriza por su poder calorífico, es el calor desprendido por

la combustión completa de una unidad de masa de combustible. Este calor o

poder calorífico, también llamado capacidad calorífica, se mide en julio, caloría

o BTU, dependiendo del sistema de unidades.

Combustible MJ/kg kcal/kg

Gas natural 53,6 12 800

Acetileno 48,55 11 600

PropanoGasolinaButano

46,0 11 000

Gasoil 42,7 10 200

Fueloil 40,2 9 600

Antracita 34,7 8 300

Coque 32,6 7 800

Gas de alumbrado 29,3 7 000

Alcohol de 95º 28,2 6 740

Lignito 20,0 4 800

Turba 19,7 4 700

Hulla 16,7 4 000

Hulla 17,7 4 000

Tabla de poderes caloríficos de sustancias combustibles

Grafica Consumo mundial de energía por el tipo de combustible

1.2. 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. 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.

En los procesos de combustión reales es una práctica común emplear más aire

que la cantidad estequiometria, 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 estequiometria 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 estequiometria 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

estequiometria.

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.

Las fracciones de volumen de los otros gases se determinan al repetir este

procedimiento. En el análisis Orsat 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. 

1.3. ENTALPIA DE LA FORMACION Y COMBUSTION.

La entalpía de formación de un compuesto químico es la variación de entalpía de

la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales

que lo componen, en su forma más abundante. Por ejemplo, la entalpía de

formación del agua, formada por hidrógeno y oxígeno, sería equivalente a la

entalpía de reacción de hidrógeno, diatómico y oxígeno diatómico. Así, la entalpía

de formación de un compuesto es la energía necesaria para formar un mol de

dicho compuesto a partir sus elementos, medida, normalmente, en unas

condiciones de referencia estándar, 1 atm de presión y una temperatura de 298 K

(25 ºC).Esta entalpía es negativa cuando se trata de una reacción exotérmica, que

desprende calor, mientras que es positiva cuando es endotérmica, y resulta nula

para los compuestos diatómicos.

Variación De La Entalpía Estándar De Formación.

Se designa como entalpía estándar de formación o "calor estándar de formación"

de un compuesto a la variación de entalpía que acompaña la formación de 1 mol

de una sustancia en su estado estándar a partir de sus elementos constituyentes

en su estado estándar (la forma más estable de un elemento a 1 atmósfera de

presión y una determinada temperatura, que suele ser 298 K ó 25 ºC). Se denota

por ΔHfO.

La variación de entalpía estándar de formación se mide en unidades de energía

por cantidad de sustancia. Se suelen dar en kilojulios por mol (kJ mol-1), pero

puede venir dada en cualquier unidad con las mismas dimensiones. Todos los

elementosen sus estados estándares (oxígeno gas, carbono sólido en forma de

grafito, etc.) tienen una entalpía estándar de formación de cero, dado que su

formación no supone ningún proceso.

La variación de entalpía estándar de formación se usa en termoquímica para

encontrar la variación de entalpía estándar de reacción. Esto se hace restándole la

suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos a la suma de las

entalpías estándar de formación de los productos, como se muestra en la

siguiente ecuación: ΔHOr = ΣΔHO f (Productos) –ΣΔHOf (Reactivos) dónde: O

significa "estándar" r "de reacción" f "de formación"

La entalpía estándar de formación es equivalente a la suma de varios procesos

por separado incluidos en el ciclo de Born-Haber de las reacciones de síntesis.

Por ejemplo, para calcular la entalpía de formación del cloruro de sodio, usamos la

siguiente reacción: Na(s)+(1/2)Cl2(g)→NaCl(s)

Este proceso se compone de muchos sub-procesos independientes, cada uno con

su propia entalpía. Por ello tendremos en cuenta:

1. La entalpía estándar de sublimación del sodio sólido

2. La primera energía de ionización del sodio gaseoso

3. La entalpía de disociación del cloro gaseoso

4. La afinidad electrónica de los átomos de cloro

5. La energía reticular del cloruro de sodio

La suma de todos estos valores nos dará el valor de la entalpía estándar de

formación del cloruro de sodio.

Además, la aplicación de la Ley de Hess demuestra que la suma de las reacciones

individuales correspondientes a la variación de entalpía de formación para cada

sustancia en la reacción es igual a el cambio en entalpía para la reacción total,

independientemente del camino seguido o del número de reacciones involucradas

en el cálculo.

En el ejemplo anterior la variación de entalpía estándar de formación del cloruro

sódico es igual a la suma de la variación de entalpía estándar de cada uno de los

pasos seguidos para el proceso. Esto es especialmente útil para reacciones largas

con muchos pasos y compuestos intermedios.

Esto nos lleva a la conclusión de que a veces se define una entalpía estándar de

formación para una reacción hipotética. Por ejemplo, no podemos combinar

carbón e hidrógeno en el laboratorio para formar metano, aunque definamos la

entalpía estándar de formación para el metano en -74.8 kJ mol-1. Por último, el

signo negativo de este valor significa que el metano se forma a partir de una

reacción exotérmica, es decir, que se forma con liberación de energía.

CICLO DE BORN-HABER.

Ciclo De Born–Haber Para El Nacl.

El ciclo de Born–Haber es un ciclo de reacciones químicas desarrollado en un

principio por el físico Max Born y el químico alemán Fritz Haber en 1917.

El ciclo de Born–Haber comprende la formación de un compuesto iónico desde la

reacción de un metal (normalmente un elemento del grupo 1 o 2) con un no metal

(como gases halógenos, oxígeno u otros). Los ciclos de Born–Haber se usan

principalmente como medio para calcular la energía reticular, que no puede ser

determinada experimentalmente.

La energía reticular representa teóricamente la formación de compuestos iónicos a

partir de iones gaseosos. Algunos químicos la definen como la energía para

romper los compuestos iónicos en iones gaseosos. La primera definición es

exotérmica y la segunda endotérmica.

Con el ciclo de Born–Haber se calcula la energía reticular comparando la entalpía

estándar de formación del compuesto iónico (según los elementos) con la entalpía

necesaria para hacer iones gaseosos a partir de los elementos. Esta es una

aplicación de la Ley de Hess.

El último paso es complejo. Para hacer iones gaseosos de elementos es necesario

convertirlos en gas, disociarlos si es necesario, e ionizarlos. Si el elemento es una

molécula (por ejemplo F2), habrá que tener en cuenta su entalpía de disociación.

La energía necesaria para arrancar un electrón y formar un catión es la energía de

ionización, mientras que la necesaria para añadirlo y formar un anión es la afinidad

electrónica.

La entalpía de formación se encuentra sumando las entalpías de automatización,

ionización, sublimación, disociación afinidad electrónica y su respectiva energía

reticular.

Entalpía   De   La   Combustión.

Es el calor liberado, a presión constante, cuando se quema un mol de sustancia.

Ejemplo: CH4 (g) + 2O2 (g) => 2CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH = -212.8 Kcal. Lo que

significa que cuando se queman 16 g de metano se desprenden 212.8 Kcal.

Entalpia Estándar De La Combustión. 

Es entalpia cuando un topo de una sustancia reacciona totalmente con oxígeno de

bajo condiciones termodinámicas estándares (aunque es experimental los valores

se obtienen generalmente bajo diversas condiciones y se ajustan posteriormente).

Por la definición, las reacciones de la combustión están generalmente fuertemente

exotérmico y los enthalpies de la combustión son tan generalmente fuertemente

negativos. Se denota comúnmente como   o   Enthalpies de la combustión es el

usar típicamente medido calorimetría de la bomba, y tenga unidades de la energía

(típicamente kJ); en sentido estricto, el cambio de la entalpia por el topo de la

sustancia combusted es el estándar muela entalpia de la combustión (que tendría

típicamente unidades de kJ mol−1).

Calorímetro.

Un calorímetro consiste, en esencia, en un recipiente aislado térmicamente y lleno

de agua, en la cual se sumerge una cámara de reacción. En una reacción

exotérmica, el calor generado se transmite al agua y la elevación de temperatura

resultante en ésta se lee mediante un termómetro sumergido en ella.

Cuando se trata de una reacción endotérmica, hay que medir la reducción de la

temperatura en vez de su incremento.

Los cambios fisicoquímicos se clasifican como:

Endotérmicos: Acompañados por la absorción de calor.

Exotérmicos: Acompañados por desprendimiento de calor.

El calor de una reacción química depende de la condición en que se lleva a cabo

el proceso. Existen dos condiciones particulares en que se desarrollan los

procesos, en donde los calores de reacción son iguales a cambios en funciones

termodinámicas.

El primer proceso corresponde a un volumen constante, en donde ningún trabajo

se realiza sobre el sistema, obteniéndose a partir de la Primera Ley de la

Termodinámica. QV = _E.................... (1)

Lo que significa que el calor de una reacción medido a volumen constante es

exactamente igual al cambio de energía del sistema reaccionante.

El segundo proceso corresponde a la presión constante, como los efectuados en

sistema abiertos a la atmósfera, para los cuales: QP = _H.................... (2).

Lo que significa que el calor de reacción medido a presión constante es igual al

cambio de energía del sistema de reacción.

Es necesario emplear datos obtenidos con bombas calorimétricas, en las cuales

se obtiene el cambio de energía (_E) y corregirla para calcular _H.

Esto se obtiene a partir de la definición de la entalpía (H).

H = E + PV.................... (3)

_H = _E + _ (PV).................... (4)

Entendiéndose por _ (PV) la diferencia entre los productos PV de productos

reactivos.

Como en reacciones a temperatura constante el _ (PV) depende del cambio de

moles gaseosos entre productos y reactivos, se tiene: _ (PV) = _nRT....................

(5)

Obteniéndose así la reacción entre el cambio de entalpía y el de energía, 

_H = _E + _nRT

Donde n se toma como el número de moles de producto menos el de reactivos

que se encuentran en estado gaseoso. Ya que E y H son funciones punto, el _H o

el _E para cualquier reacción química es indispensable de las posibles reacciones

intermedias que puedan ocurrir.

Este es el principio de G. H. Hess; y se conoce con el nombre de la Ley de Hess.

La cual se enuncia de la siguiente forma: El calor producido o absorbido en una

reacción dada, debe ser independiente de la forma particular en que ocurre la

reacción

Calor De Formación.

Es el cambio térmico que implica la formación de 1 mol de una sustancia a partir

de sus elementos. El calor de formación normal es el calor correspondiente al

caso en que todas las sustancias que intervienen en la reacción tienen cada una

actividad unitaria. La entalpía de cada uno de los elementos en su estado normal a

25ºC es cero.

Calor De Combustión.

Es la cantidad de calor liberado por mol de una sustancia quemada. Los calores

de combustión se pueden emplear directamente para calcular calores de

formación de compuestos orgánicos. Si éstos compuestos contienen solo carbono,

hidrogeno y oxigeno se necesita la información complementaria acerca del calor

de formación del dióxido de carbono y del agua líquida.