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QUÍMICA APLICADA

Técnico Instalador de Gas Natural para Residencias y Comercios 1 de 47 Código INSC0512

ÍNDICE

INDICE

1. ESTRUCTURA FISICA DE LA MATERIA CAMBIOS DE ESTADO

2. GASES IDEALES

3. SUSTANCIAS QUIMICAS PRESENTES EN LOS GASES

COMBUSTIBLES

4. GASES COMBUSTIBLES COMERCIALES

5. COMBUSTIÓN

PODER CALORIFICO

LIMITES DE INFLAMABILIODAD

LA LLAMA

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1. LA ESTRUCTURA FISICA DE LA MATERIA

La química se ocupa del estudio de la composición de la materia, los cambios que esta experimenta y la relación entre los cambios en la composición y los cambios en la energía.

1. CONCEPTOS DE MATERIA

Materia, es todo aquello que está en nuestro alrededor. Todo lo que forma el universo es materia, La cual se manifiesta como cuerpo físico o sustancia material y energía. La materia es muy compleja en su composición y propiedades; en busca de una explicación es necesario clasificar los diferentes tipos de materia. Materia, es todo aquello que constituye el universo, es decir ocupa un lugar en el espacio, se encuentra en constante movimiento y transformación mediante fenómenos físicos y químicos principalmente; además su existencia es independiente de nuestros sentidos y del hombre. Así surge la definición de sustancia química pura (simple y compuesta) y Mezcla (Homogénea y heterogénea).

2. SIMBOLOS Y FORMULAS MOLECULARES

Los elementos químicos se representan en general por medio de símbolos. Los símbolos son representaciones alfabéticas de una o dos letras que guardan relación con el nombre asignado al elemento químico. Ejemplos: Cobre (Cu), Oro (Au), Hierro (Fe), Oxigeno (O), Hidrogeno (H), etc. Los compuestos químicos se representan mediante fórmulas. Las formulas moleculares son combinaciones de los símbolos de los elementos químicos alternados con subíndices numéricos para describir el numero relativo de átomos que constituyen la entidad molecular discreta. Ejemplos: Agua (H2O), Cloruro de sodio (NaCl), Metano (CH4), Propano (C3H8), etc. 2.1. MASA ATOMICA

Es la masa de un átomo en estado basal. Esta determinada respecto de un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. Los químicos han definido a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12, como la unidad de masa atómica unificada (u), la cual se emplea para determinar las masas de todos los elementos químicos. Podemos obtener las masas atómicas de cualquier elemento a partir de la Tabla Periódica de los Elementos Químicos. Dentro de los alcances de este curso los términos masa atómica y peso atómico se consideran equivalentes.

ELEMENTO SÍMBOLO

MASA ATOMICA g/mol

(en función al promedio de los

isotopos existentes)

MASA ATOMICA

g/mol

NUMERO DE MASA

(en función de un isotopo de mayor

abundancia)

oxigeno O 15,9994 16 15,16,17

nitrógeno N 14,0067 14 14

hidrogeno H 1,00794 1 1,2,3

Argón Ar 39,9480 40 40

Helio He 4,0026 4 4

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Neón Ne 20,1797 20 20

carbono C 12,0107 12 12,14,15

Azufre S 32,0655 32 32

2.2. MASA MOLECULAR (M)

Es la masa de una entidad molecular discreta. Al igual que la masa atómica está determinada respecto de un doceavo de la masa de un átomo de carbono- 12 (uma). La masa molecular se calcula fácilmente sumando las masas atómicas de los átomos constituyentes de la entidad molecular. Dentro de los alcances de este curso los términos masa molecular y peso molecular se consideran equivalentes.

COMPUESTO

SIMBOLOGÍA

MASA MOLECULAR G/MOL Considerando la masa atómica aprox.

Agua H2O 18

Monóxido de carbono CO 28

Dióxido de carbono CO2 44

Sulfuro de hidrogeno SH2 34

Dióxido de azufre SO2 64

Metano CH4 16

Etano C2H6 30

propano C3H8 44

n-Butano C4H10 58

i-butano C4H10 58

Ejemplo Determinar la masa molecular de los siguientes compuestos: dióxido de carbono (CO2), metano (CH4), y del agua (H2O).

Solución De la tabla periódica de elementos obtenemos las masas atómicas: C=12u, O=16 u, H=1 u. Por tanto: M(CO2) = 1 x 12 + 2 x 16 = 44 u M(CH4) = 1 x 12 + 4 x 1 = 16 u M(H2O) = 2 x 1 + 1 x 16 = 18 u

Ejemplo Escríbanse las formulas moleculares para cada uno de los siguientes compuestos y calcúlese la masa molecular: a. Dos átomos de nitrógeno por cada tres de oxígeno b. Tres átomos de carbono por cada ocho de hidrógeno c. Dos átomos de hidrógeno, uno de azufre por cada cuatro de oxígeno

Solución Con la información proporcionada para cada compuesto, y las masas atómicas obtenidas de la tabla tenemos: a. N2O3, M = 2 x 14 + 3 x 16 = 76 u b. C3H8, M = 3 x 12 + 8 x 1 = 44 u c. H2SO4, M = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98 u

Como ya expusimos en un capitulo anterior, la materia está constituida por unidades discretas llamados átomos (sustancias elementales) o moléculas (sustancias compuestas)

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del mismo tipo. Sin embargo esto es cierto solo y cuando estamos frente a una sustancia pura. Estos cambios de estado físico van acompañados de absorción o desprendimiento de calor, y de cambio de volumen.

3. ESTADOS DE LA MATERIA La materia se presenta en nuestros sentidos en tres estados de agregación fundamentales, el estado gaseoso, el estado líquido y el estado sólido, los dos primeros llamados fluidos. Tienen en común la propiedad de poder desplazarse por tuberías, por efecto de una diferencia de presión, en los extremos de la misma, en oposición con los sólidos que no lo pueden hacer, de otro lado, líquidos y sólidos constituyen los estados condensados que tienen en común en conservar un volumen constante, en oposición en este caso con los gases que tienen un volumen variable, según la presión aplicada.

Los hechos La teoría

Un SÓLIDO tiene forma definida. Es duro.

Las partículas se mantienen juntas en un patrón fijo y definido; ellas no son capaces de cambiar de posición. Existen poderosas fuerzas de atracción entre las partículas. Un arreglo ordenado de partículas en tres dimensiones es llamado retículo, se repiten en las tres direcciones del espacio.

Un LÍQUIDO no tiene una forma definida. Tiene un volumen fijo. Se derrama fácilmente.

Las partículas aún están bastante juntas, pero pueden moverse una más allá de la otra. Las partículas existen en “grupos” que pueden deslizarse entre sí. No existe un retículo fijo. Hay espacios entre los grupos.

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Un GAS no tiene forma o volumen fijo. Puede ser fácilmente comprimido. Es mucho más ligero que el mismo volumen de líquido o sólido.

Las partículas están muy separadas entre sí. Estas pueden ser empujadas para estar más juntas. Las partículas deben estar moviéndose rápido, porque cuando golpean las paredes del recipiente, ejercen presión.

Tabla 2.4 Los estados de la materia.

4. LA TEMPERATURA Y LOS CAMBIOS DE ESTADO

Se lama cambio de estado aquel proceso en que se pasa de un estado a otro, es un fenómeno físico que consiste en el reordenamiento molecular de una sustancia por la variación (perdida o ganancia) de calor a determinadas condiciones de presión y temperatura. Se aumenta o disminuye la distancia entre las moléculas y la velocidad de energía cinética media. Un estado depende del grado de movimiento de sus partículas, por lo tanto depende de factores externos como la temperatura y presión. El siguiente diagrama nos indica los diferentes cambios de estados de la materia: El esquema nos muestra el nombre específico de los cambios de estado a presión constante solo por efecto de la temperatura. Una sustancia pura puede existir como sólido, líquido y gas, dependiendo de la temperatura y la presión. Esto ocurre porque las partículas constituyentes pueden arreglarse de modo diferente en cada estado. EL CALOR, es una forma de energía, que solo existe cuando existe una variación de temperaturas. . Cuando un sólido es calentado, las partículas absorben esta energía. Esto hace que ellas se muevan, vibrando en todas direcciones, golpeándose unas a otras. Esta energía de movimiento es llamada energía cinética de las partículas. No todas las partículas toman la misma cantidad de energía. Algunas obtienen un poco, otras obtienen más. Algunas pierden energía por la colisión con otras. Otras ganan más energía al ser impactadas.

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La temperatura de un sistema es una medida de la energía cinética promedio de las partículas en el sistema. En un sistema frio, la energía promedio de las partículas es más baja que en un sistema caliente. Cuando un cuerpo sólido es calentado continuamente, sufrirá sucesivos cambios de estado.


Fusión Cuando un sólido está siendo calentado, de pronto la temperatura detiene su incremento. En lugar de calentarse el sólido se funde.

Tanto como la temperatura asciende, la energía cinética de las partículas se incrementa. Eventualmente ellas vibran lo suficiente como para abandonar sus posiciones en el retículo. El retículo se rompe, en pequeños grupos de partículas que pueden moverse separan dos emutuamente.

Durante la fusión la temperatura no aumenta, toda la energía disponible se usa para romper el retículo.

La Evaporación Un líquido abierto a aire se evapora lentamente. Al mismo tiempo el resto del líquido permanece frio. Mientras más alta la temperatura, el líquido evapora más rápido. Al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética se rompen los enlaces moleculares y varia la tensión superficial escapando las partículas.

Algunas partículas con mucha energía pueden desprenderse del grupo. Ellas pueden entonces escapar completamente al vapor. Esto significa que la energía promedio del resto será menor, entonces la temperatura del sistema cae. A temperaturas más altas, hay más partículas con alta energía proclives a escapar.


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Ebullición El mismo modelo de incremento de temperatura ocurre en el calentamiento de un líquido tal como en el calentamiento de un sólido. En el líquido pueden verse burbujas formándose en el punto de ebullición.

En cuanto la temperatura se incrementa, la energía promedio de las partículas se incrementa. Más y más partículas tienen suficiente energía para escapar. Cuando una partícula con la energía promedio puede escapar, se dice que el líquido ebulle.

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2. GASES IDEALES

1. LOS GASES IDEALES

Un gas ideal o gas perfecto es un gas hipotético cuyas propiedades se ajustan a los enunciados de la “Teoría Cinético Molecular”, la cual señala que:

Los gases están constituidos por partículas muy pequeñas o moléculas. Las moléculas se encuentran separadas a grandes distancias, por tanto el volumen neto ocupado por cada molécula es insignificante respecto del volumen total ocupado por el gas.

Las moléculas del gas se mueven a gran velocidad, al azar y en trayectorias rectilíneas, chocando entre si y contra las paredes del recipiente.

Como resultado de la colisión de las moléculas contra las paredes del recipiente, el gas ejerce presión.

Las colisiones intermoleculares son elásticas, aunque las moléculas pueden ganar o perder energía en dichas colisiones.

En cada instante, no todas las moléculas de un gas tienen exactamente la misma velocidad. Sin embargo la energía cinética promedio de todas las moléculas es constante y proporcional a la temperatura.

Los gases reales no exhiben estas propiedades exactamente, por tanto se alejan en cierta medida del comportamiento ideal. Sin embargo, cuando los gases reales se encuentran a temperaturas elevadas y a presiones bajas se comportan como gases ideales.

2. PROPIEDADES DE LOS GASES

2.1. COMPRESIBILIDAD El volumen de un gas se puede reducir fácilmente mediante la acción de una fuerza externa. Esta propiedad de los gases se explica debido a los grandes espacios intermoleculares existentes.

2.2. EXPANSIÓN

Un gas ocupa todo el volumen del recipiente que lo contiene debido a la alta energía cinética trasnacional de sus moléculas.

2.3. DIFUSIÓN

Consiste en que las moléculas de un gas se trasladan a través de otro cuerpo material (Sólido, liquido o gas) debido a su alta energía cinética y alta entropía

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2.4. EFUSIÓN Consiste en la salida de las moléculas gaseosas a través de pequeñas aberturas u orificios practicados en la pared del recipiente que contiene al gas.

2.5. ATMOLISIS

Consiste en la separación de los componentes de una mezcla gaseosa por difusión a través de una membrana porosa, ver ejemplo:

3. FUNCIONES DE ESTADO El comportamiento de un gas es independiente de su composición química y se puede describir mediante tres parámetros de estado termodinámico como son: La presión, el volumen y la temperatura (PVT). Los fenómenos que ocurren en el mundo real son muy complejos, puesto que involucran muchas interacciones que varían según los diversos factores, por tanto, se debe de considerar muchas variables. Debido a ello, siempre la ciencia recurre a ciertos modelos, que son la abstracción mental de muchos científicos que tiende a imitar a una realidad muy complicada para tratarla rigurosamente. Muchos científicos en forma empírica crean sus modelos matemáticos, como una necesidad para explicar el comportamiento y las propiedades de los gases, luego hacerla extensiva al estado sólido y líquido, de allí surgió la teoría cinética molecular, que plantea la necesidad de un modelo de gas llamado Gas Ideal o Perfecto. 3.1 VOLUMEN

Es el espacio ocupado por la sustancia gaseosa. El volumen de un gas es siempre igual al volumen del recipiente que lo contiene. La unidad oficial en el Sistema Internacional de unidades es el metro cubico (m

3). En la práctica son de uso más extendido:

1 Litro (L) = 1 dm

3

1 mililitro (mL) = 1 cm3

3.2 TEMPERATURA

Es la medida relativa del grado de agitación molecular. La temperatura se mide en grados, y la unidad oficial para la temperatura en el Sistema Internacional de unidades es el grado Kelvin (ºK). Son de uso común la escala Celsius o centígrada (ºC), y la escala Fahrenheit (ºF). La escala Kelvin (ºK) llamada también escala absoluta, es la única que puede utilizarse en las ecuaciones que describen el comportamiento de los gases. La relación que existe entre las lecturas de temperatura en las escalas mencionadas está dada por:

Algo más: En los países de habla inglesa (que utilizan ordinariamente los grados Fahrenheit), se utilizó como escala absoluta, por algún tiempo, la escala Rankine (ºR).Los grados rankine, ahora en desuso, pueden utilizarse también en las ecuaciones de los gases.

ºR = ºF + 460

ºC= (ºF– 32)

5 9

ºK= ºC+ 273

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Fig.1. Comparación de las escalas Fahrenheit, Celsius y Kelvin

3.3 PRESIÓN

La presión es una magnitud física que se define como el cociente de dividirla magnitud de una fuerza entre el área sobre la cual esta actúa. Donde: P = presión [N / m2] La unidad para la presión en el Sistema Internacional de unidades es el newton sobre metro cuadrado (N/m

2), el cual recibe el nombre de pascal (Pa). Aunque todavía se

utilizan unidades obsoletas como: la atmosfera(atm), el milímetro de mercurio (mmHg), y la Lb/pulg

2 (psi).

1 atmósfera = 1 atm = presión atmosférica al nivel del mar = 1,013 x 105Pa

1 atm = 760 mmHg 1 atm = 14.7 psi En determinadas aplicaciones se emplea la Presión Manométrica. La presión manométrica es el valor de la presión por encima de la presión atmosférica. Por tanto:

3.4 DENSIDAD (ρ) La densidad de un cuerpo es la relación entre la masa del cuerpo y su volumen. Donde: ρ = densidad absoluta [kg/m

3]

Si bien la unidad para la densidad en el S.I. es el kg/m

3, son de uso común: g/mL y kg/L.

P = Fuerza=F

Área A

Presión Absoluta=Presión Atmosférica + Presión Manométrica

ρ = m

v

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4. ECUACION UNIVERSAL DE LOS GASES IDEALES Se denomina también Ecuación de estado de los gases ideales, porque nos permite establecer una relación de funciones de estado que definen un estado particular de una cierta cantidad de gas.

PV = nRT

Donde: P = presión absoluta V = volumen n = número de moles T = temperatura absoluta R = constante universal de los gases ideales Los valores de R son: La ecuación de estado de los gases ideales puede escribirse también de las siguientes formas: Donde: W = peso del gas [g] M = peso molecular [g/mol] ρ= densidad absoluta [g/L]

5. ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES Si un gas es sometido a un proceso donde varía su temperatura, presión y volumen manteniendo constante solo su masa, por lo tanto el número de moles será también constante, estos tres parámetros se pueden relacionar de la siguiente forma: PV=nRT (m cte y n cte) entonces se cumple.

5.1. PROCESO ISOTÉRMICO (LEY ROBERT BOYLE)

Para una misma masa gaseosa, si la temperatura permanece constante entonces estamos en un proceso isotérmico donde la presión absoluta varía en forma inversamente proporcional a su volumen.

P1V1 = P2V2

5.2. PROCESO ISOBÁRICO (LEY CHARLES)

Para cierta masa gaseosa, si la presión es constante (Proceso Isobárico), entonces su volumen varia en forma directamente proporcional a la temperatura.

5.3. PROCESO ISÓCORO (LEY DE GAY – LUSSAC)

Si el volumen de un gas permanece constante para una cierta masa de gas, su presión absoluta varía directamente proporcional a la temperatura.

R = 0,082 atm.L

mol.ºK

R = 8,31 kPa.L

mol.ºK

R = 62,42 mmHg..L

mol.ºK

P.V = W .R . T

M

P.M = ρ . R. T

2

22

1

11

T

VP

T

VP

KT

V

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6. LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES En una mezcla de gases, la presión total de la mezcla es igual a la suma delas presiones parciales de los componentes. La presión parcial de un gas componente de la mezcla es la presión que ejercería dicho gas si ocupara el volumen de la mezcla. Donde: p1, p2, ..., pn, son las presiones parciales de cada componente. Se sabe además que, la presión parcial ejercida por cada componente en una mezcla depende del número de moles del componente y el número de moles totales. Donde: pi = presión parcial del componente “i” ni = número de moles del componente “i” ntotal = número de moles totales en la mezcla Pmezcla= presión total de la mezcla

7. PROBLEMAS

1. Una masa de hidrógeno ocupa un volumen de 50m3 a 15ºC y 2 atm. Hallar su volumen

a -5ºC y 6 atm. a)15.6 m

3 b) 6.2 m

3 c) 24.2 m

3 d) 8.4 m

3 e)31.2 m

3

2. Una botella de acero contiene anhidrido carbónico a 0ºC y 12 atm de presión. Hallar la presión del gas encerrado cuando se eleva su temperatura hasta 60ºC. a) 7.2 atm b) 14.6 atm c) 18.4 atm d) 21.7 atm e) 24.6 atm

3. Se tiene tres litros de un gas a 4 atm, si isotérmicamente el volumen disminuye en un litro. Calcular la presión final. a) 3 atm b) 5 atm c) 6 atm d) 7 atm e) 8 atm

4. Cierta cantidad de gas a 35ºC ocupa un volumen de 155 ml a 798 mmHg. ¿Qué volumen ocupara en condiciones normales de presión y temperatura? a) 144 mL b) 288 mL c) 320 mL d) 425 mL e) 500 mL

5. Una determinada masa de gas que se encuentra en condiciones normales se expande isobaricamente hasta que su temperatura final es de 136.5ºC. ¿En cuánto se incrementa su volumen? a) 22.4 L b) 11.2 L c) 2.24 L d) 112 L e) 0.224 L

6. Se tiene un gas a 77 ºC y 3 atm. Al llevar el gas a 147 ºC y 2 atm el volumen aumento en 30L. Hallar el volumen inicial de este gas. a) 67.5 L b) 37.5 L c) 97.5 L d) 127.5 L e) 165 L

7. ¿Cuántos gramos de metano debemos introducir en un recipiente de 12L a 80ºC, para tener una presión de 3 atm? La masa molecular del metano es 16 g/mol. a) 1.24g b) 5.49g c) 19.90g d) 87.80g e) 106.2g

8. Hallar el volumen ocupado por 4,0 g de oxígeno a C.N. La masa molecular del oxígeno es 32 g/mol. a) 1.2 L b) 1.8 L c) 2.8 L d) 4.2 L e) 5.6 L

9. Una botella de 590 L de capacidad contiene oxígeno en C.N. Calcular el peso de oxígeno contenido en la botella. Peso molecular (O2) = 32 g/mol. a) 224 g b) 425 g c) 638 g d) 843 g e) 927 g

10. Calcular la densidad del etano (C2H6) a -15oC y 740 mmHg de presión. Pesos atómicos: C(12), H(1). a) 1.39 g/L b) 1.47 g/L c) 2.57 g/L d) 0.78 g/L e) 0.72 g/L

Pmezcla = p1 + p2 + ….. + pn

Pi = ni . Pmezcla

ntotal

KT

P

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11. Cierta mezcla de gases, a una presión de 760 mmHg contiene en moles, 65% de nitrógeno, un 15% de oxígeno y un 20% de dióxido de carbono. Hallar la presión parcial del nitrógeno. a) 494 mmHg b) 152 mmHg c) 114 mmHg d) 304mmHg e) 226 mmHg

12. Cierto gas natural tiene composición molar: metano (CH4) 90% y etano (C2H6), y tiene una presión de 1.2 atm. Calcular la presión parcial del metano. a) 0.12 atm b) 0.84 atm c) 1.08 atm d) 1.12 atm e) 1.2 atm

13. 10 litros de hidrógeno están a 0 °C y 5 atmosferas de presión, se calienta el gas a presión constante hasta 20 °C y luego se lo expande a temperatura constante hasta obtener una presión de 2 atmósferas. ¿Cuál será el volumen final del gas?. a) 4.6 L b) 5.7 L c) 8.2 L d) 15.6 L e) 26.8 L

14. Una cierta masa de gas ocupa a 5 atmosferas y 20 °C un volumen de 30 litros, ¿Qué volumen ocupara en condiciones normales? a) 61 L b) 82 L c) 140 L d) 161 L e) 185 L

15. En un reactor de 5 litros se encierran, 11 g de propano gaseoso (C3H8), 6.4 g de oxígeno (O2) y 2.8 g de nitrógeno (N2) a 25ºC. Calcule la presión total del sistema. a) 13.8 atm b) 6.4 atm c) 4.2 atm d) 2.7 atm e)1.0 atm

16. Un globo lleno de H2(g) en CN (1 atm y 0ºC) tiene un volumen de 2,24 L. Se añaden al globo 0,10moles de He(g) y se aumenta la temperatura hasta 100ºC manteniendo constante la presión del gas. ¿Cuál será el volumen final de gas? a) 3.2 L b) 6.1 L c) 4.2 L d) 8.6 L e) 12.4 L

17. En una estufa se quemaron 20 moles de gas metano en una combustión completa. ¿Qué volumen de CO2, medidos en C.N. se han producido?

18. CH 4 + O2CO2 + H2O a) 224 L b) 448 L c) 128 L d) 628 L e) 842 L

18.Un dispositivo de combustión quema completamente 5.5 kg de gas propano, con oxígeno puro:

19. C3H8 + O2CO2 + H2O ¿Qué volumen ocuparan los gases de chimenea (dióxido de carbono y agua), a 227ºC y 1 atm de presión? a) 3 852 L b) 5 500 L c) 15 375 L d) 35 875 L e) 20 500 L

20. Hallar la presión en Kpa que ejercen 10 gramos de H2 contenido en un balón de acero de 10 L de capacidad a 7 ºC a) 1162 b) 1300 c) 1400 d) 1324 e) N.A.

21. Hallar la densidad del propano C3H8 contenido en un balón a 0,92 atm y 68ºF. a) 1,68 g/L b) 62,4 c) 2,35 d) 1,45 e) N.A

22. En un balón de acero cuya capacidad es 80 L se tiene O2 a 27 ºC y 0,82 atm de presión, ¿Cuál es la masa de oxígeno contenido en el balón? a) 32 g b) 64 c) 96 d) 18 e) N.A.

23. Si en un sistema cerrado la presión absoluta de un gas se duplica, la temperatura absoluta aumenta en un 20% ¿En qué % habrá variado el volumen? a) 10% b) 20 c) 30 d) 49 e) N.A

24. Se desea comprimir 10 litros de oxígenos a temperatura ambiental, que se encuentra 90 Kpa, hasta un volumen de 500 ml. ¿Qué presión en atmósferas hay que aplicar? a) 20 b) 17,77 c) 18,99 d) 23,4 e) N.A.

25. El GNV ocupa dos litros a 8 atm de presión, si lo trasladamos íntegramente a un recipiente de 10 L de capacidad, ¿Qué presión ejercerá en torr, si el proceso es isotérmico? a) 1216 b) 1777 c) 1234 d) 1354 e) N.A.

26. Un balón de acero de 30 L de capacidad contiene propano a 3 atm de presión. Si se abre completamente la válvula y se deja expandir hasta la presión normal, ¿Qué volumen de propano a presión normal habrá escapado? El proceso se realzó a temperatura constante a) 20L b) 40 c) 60 d) 80 e) N.A.

27. A presión constante, un volumen de 600cc de gas sufre un calentamiento de 104 ºF a 122 ºF ¿Cuál es el nuevo volumen que ocupa el gas? a) 620cc b) 630 c) 640 d) 740 e) N.A.

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3. SUSTANCIAS QUIMICAS PRESENTES EN LOS GASES COMBUSTIBLES

1. INTRODUCCIÓN Estudiaremos las sustancias que están involucradas en los procesos de combustión. Un estudio más detallado de los procesos de combustión se describirá en la siguiente sección de este curso.

2. EL AIRE El aire es una combinación de gases que forma parte de la atmosfera terrestre, y que se encuentra fundamentalmente en las dos primeras capas de ésta, denominadas tropósfera y estratósfera.

2.1 COMPOSICIÓN Los gases fundamentales que forman el aire son (Ref. NTP-ISO 6976)

SUSTANCIA %VOLUMEN FRACCIÓN MOLAR

Nitrógeno (N2) 78,102 00 0,781 020 0

Oxígeno (O2) 20,946 00 0,209 460 0

Argón (Ar) 0,916 00 0,009 160 0

Dióxido de Carbono (CO2) 0,033 00 0,000 330 0

Neón 0,001 82 0,000 018 2

Helio 0,000 52 0,000 005 2

Metano 0,000 15 0,000 001 5

Kriptón 0,000 11 0,000 001 1

Hidrogeno 0,000 05 0,000 000 5

Monóxido de dinitrógeno 0,000 03 0,000 000 3

Monóxido de carbono 0,000 02 0,000 000 2

xenón 0,000 01 0,000 000 1

Componentes fundamentales: nitrógeno y el oxígeno.

Componentes secundarios: gases nobles y dióxido de carbono.

Contaminantes: Monóxido de nitrógeno, ozono, dióxido de azufre, dióxido de nitrógeno, amoniaco y monóxido de carbono.

2.2 PROPIEDADES

Proporciona el oxígeno necesario para los procesos de respiración delos organismos vivos. En general el aire aporta el oxígeno necesario para sostener las reacciones de combustión.

Aporta otras sustancias esenciales para el sostenimiento de la vida en nuestro planeta. El dióxido de carbono requerido para los procesos de fotosíntesis, el nitrógeno nutriente básico para muchos organismos, además del oxígeno

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El aire atmosférico además experimenta constantes compresiones y expansiones, de acuerdo a la altitud y a las condiciones de temperatura. Estas condiciones determinan los cambios del estado del tiempo como son las lluvias y los vientos.

Absorbe energía, actuando como un regulador de temperatura y evitando los cambios bruscos de ésta.

El aire que se encuentra sobre los 30 km de la superficie terrestre contiene una variedad de oxígeno llamada ozono (O3), la cual es responsable de filtrar la radiación ultravioleta (UV) proveniente del sol.

3. EL OXÍGENO

Elemento químico, símbolo “O”, de peso atómico 16.00. Se encuentra en estado gaseoso a condiciones normales de presión y temperatura, constituyendo una molécula diatómica (O2), aunque en la parte superior de la atmosfera se le encuentra formando una molécula triatómica (O3) a la cual sele llama ozono. Es de gran interés por ser el elemento esencial en los procesos de respiración de la mayor parte de las células vivas y en los procesos de combustión. Es el elemento más abundante en la corteza terrestre. Cerca de una quinta parte (en volumen) del aire es oxígeno.

3.1 PROPIEDADES

• Es un gas incoloro, inodoro, insípido, e inocuo (no tóxico). • Es un elemento que se combina con la mayoría de los elementos químicos con

excepción de los gases nobles. Los compuestos binarios más abundantes que contienen oxígeno son el agua (H2O) y la sílice (SiO2), esta última es el componente principal de la arena. De los compuestos oxigenados que contienen más de dos elementos, los más abundantes son los silicatos, que constituyen la mayor parte de las rocas y suelos. Otros importantes son el carbonato de calcio (calizas y mármoles), el sulfato de calcio (yeso), óxido de aluminio (bauxita) y varios óxidos de hierro y cobre. De lo anterior se desprende que el oxígeno no solo es abundante en la atmosfera (20%), sino también en la hidrosfera (87%) y la litosfera (47%).

• Participa de forma muy importante en el ciclo energético de los seres vivos (conversión de nutrientes en energía -ATP-), esencial en la respiración celular de los organismos aeróbicos (se genera durante la fotosíntesis de las plantas y es posteriormente utilizado por los animales en la respiración).

• Es uno de los elementos más importantes de la química orgánica, constituyente de alcoholes, ácidos carboxílicos, ésteres, carbohidratos, entre otros.

3.2 APLICACIONES

Además de su “natural” rol biológico en la fotosíntesis de las plantas verdes y la respiración de los organismos anaeróbicos, las aplicaciones principales son: • En soldadura de alta temperatura, en la cual un gas combustible se mezcla

directamente con oxígeno produciendo una llama de mayor temperatura que cuando se utiliza aire. Un ejemplo es el caso de la soldadura oxi-acetilénica.

• Mezclado con CO2, Argón o Helio, en procesos de soldadura por arco eléctrico. • En la fabricación del acero, una mezcla de aire enriquecido con oxígeno puro se

emplea en los hornos abiertos, para el enriquecimiento de la flama. • En la fabricación de pulpa de papel, como agente blanqueador. • En el tratamiento de aguas residuales. • En la industria química y petroquímica en la producción de numerosas sustancias. • En Medicina, en aplicaciones de terapia respiratoria.

3.3 EFECTOS DEL OXÍGENO SOBRE LA SALUD El Oxígeno no es tóxico en condiciones normales de uso. Es necesario para soportar la vida. Sin embargo, el respirar oxígeno puro a presión atmosférica puede producir tos y dolores en el cuello en lapsos de 8 a 24hrs. Si las concentraciones de oxígeno son del 60%, los síntomas señalados pueden durar varios días. En caso de presión mayor, de 2 atmosferas, los síntomas señalados ocurren en un lapso de 2 a 3 hrs, además se pueden

QUÍMICA APLICADA


producir afecciones al sistema nervioso central, con punzadas en los dedos de las manos y de los pies, disturbios visuales y auditivos, sensaciones anormales, falta de coordinación, confusión, tensiones musculares y movimientos de tipo epiléptico. Los niños expuestos a niveles que exceden del 35-40% de oxígeno, pueden sufrir daños permanentes en la vista o incluso la ceguera.

4. EL DIÓXIDO DE CARBONO Es un compuesto químico, de formula molecular CO2, lo que significa que está formado por un átomo de carbono enlazado con dos átomos de oxígeno. Tiene peso molecular 44.01. Se presenta como gas a condiciones normales de, presión y temperatura. Constituye el 0.03% volumen del aire atmosférico.

4.1 PROPIEDADES

• Es un gas incoloro, inodoro, incombustible, y de sabor ligeramente ácido. • Si bien es un gas no tóxico y no inflamable, es asfixiante. • Si bien es un gas a condiciones normales, existe también como sólido por debajo de -

78ºC recibiendo el nombre comercial de “hielo seco”. • Juega un papel importante en los procesos vitales de los organismos vivos, tal como la

fotosíntesis y la respiración. Durante la fotosíntesis, las plantas verdes toman CO2 y H2O del aire para formar carbohidratos.

6 CO2 + 6 H2O C6H12O6 + 6 O2

Durante el proceso de respiración, las plantas y animales usan los carbohidratos para obtener la energía necesaria para sus procesos vitales.

C6H12O6 + 6 O26 CO2 + 6 H2O

• Se genera naturalmente en las erupciones volcánicas y en los incendios forestales.

Artificialmente, en los procesos de combustión de los hidrocarburos, carbón, madera. Son ejemplos, los motores de combustión interna y varios equipos industriales (hornos, calderas, calentadores, etc.).

• Es uno de los principales gases invernadero. El efecto invernadero es un proceso mediante el cual, el calor proveniente del sol es absorbido y retenido sobre la superficie terrestre por los “gases invernadero”. La vida tal y como la conocemos existe únicamente gracias a este efecto invernadero natural, porque este proceso regula la temperatura de La Tierra. Sin embargo, el aumento desmesurado de los gases invernadero debido mayormente a la actividad humana (40% desde que se inició la revolución industrial), ha creado el problema del calentamiento global cuyas consecuencias, según algunos especialistas, podrían ser devastadoras.

4.2 APLICACIONES

• En la fabricación de bebidas carbonatadas o “gaseosas”, alcohólicas y no alcohólicas. • En la fabricación de extintores de gas carbónico, útiles para combatir fuegos eléctricos. • Como refrigerante, el CO2 sólido o hielo seco, se emplea principalmente para el

transporte y almacenamiento de helados y alimentos congelados. • En la fabricación de la aspirina y ciertos pigmentos de pinturas. • Como medio propelente y de presurización en latas aerosol de productos alimenticios. • Debido a su relativa inercia química, como atmósfera de conservación para empacar

productos alimenticios, por ejemplo el café.

4.3 EL DIÓXIDO DE CARBONO Y LA SALUD El dióxido de carbono es esencial para la respiración interna en el cuerpo humano. La respiración interna es un proceso por el cual el oxígeno es transportado a los tejidos corporales y el dióxido de carbono es tomado de ellos y transportado al exterior. De otro lado, el dióxido de carbono es un guardián del pH de la sangre, lo cual es esencial para sobrevivir. Sin embargo, debemos tener en cuenta que:

QUÍMICA APLICADA


• A concentraciones entre 3 - 5% provoca aumento de la frecuencia respiratoria y dolor

de cabeza. • A elevadas concentraciones puede producir asfixia. Los síntomas pueden incluir

insuficiencia circulatoria, dolor de cabeza, náuseas, vómitos, la pérdida de la conciencia y la movilidad.

• El CO2 sólido no debe tocarse directamente con las manos, ya que producirá ampollas y quemaduras a causa de su baja temperatura (-78ºC).

5. MONÓXIDO DE CARBONO

Es una sustancia química de fórmula molecular CO, es decir contiene un átomo de carbono enlazado con un átomo de oxígeno. Su peso molecular es de28.01. Es uno de los contaminantes atmosféricos más importantes. Se produce por la combustión incompleta de las sustancias que contienen carbono. 5.1 PROPIEDADES

• Es un gas incoloro, inodoro, insípido y muy tóxico. • Cuando es inhalado por el hombre y los animales se combina con la hemoglobina de la

sangre formando un compuesto estable, lo cual inhabilita a ésta para transportar oxígeno hacia las células, en consecuencia los organismos mueren por asfixia.

• Muy inflamable. Se quema reaccionando con el oxígeno para formar CO2,produciendo una llama azul brillante.

• 2 CO + O22 CO2

• Entre las principales fuentes de emisión de CO destacan: el sector transporte debido a

la combustión incompleta de gas, diesel, gasolina, y carbón; la industria metalúrgica, en la fundición de aceros; Industrias de fabricación de papel; y a nivel doméstico, las estufas, hornillos y alentadores que queman combustibles fósiles.

5.2 APLICACIONES • Como combustible, forma parte del gas de hulla, gas de agua y del gas ciudad. • En la metalurgia del acero, el CO producido por la combustión del coque se emplea

para extraer el oxígeno del mineral (actuando como agente reductor). • En la industria química, como materia prima para la producción de varias sustancias:

ácido acético, ácido fórmico, ácido acrílico, ácido propanoico, alcohol metílico, etc.

5.3 EL MONÓXIDO DE CARBONO Y LA SALUD El enlace del CO con la hemoglobina produce carboxi hemoglobina, lo que disminuye la capacidad de transporte de oxígeno de la sangre, aun aniveles de exposición relativamente bajos de CO. El monóxido de carbono se absorbe por vía respiratoria, y la concentración de la carboxihemoglobina producida dependerá de la concentración del COinhalado, de la duración de la exposición, y la ventilación pulmonar. Los síntomas de la exposición a esta sustancia se describen a continuación: • Exposición Leve. (10% - 20%). Dolor de cabeza, fatiga, mareo. • Exposición Moderada. (20% – 40%). Dolor de cabeza severo, debilidad, mareo,

nauseas, vómitos, taquicardia e hiperventilación, disminución dela visión, disminución de la destreza manual, confusión, mal juicio, modorra, alucinaciones, tinnitus (especie de alucinación auditiva) y toxicidad cardiovascular.

• Exposición Severa.(>40%). Desmayo, convulsiones, incontinencia urinaria y fecal, disritmias, de presión cardio respiratoria, coma y muerte.

QUÍMICA APLICADA


6. METANO

Es el hidrocarburo más simple, tiene fórmula molecular CH4, es decir está constituido por un átomo de carbono enlazado a 4 átomos de hidrógeno. A condiciones normales es un gas incoloro e inodoro de amplia distribución en la naturaleza. Es el principal constituyente del gas natural (75%-97% aproximadamente). Se produce también en los pantanos por descomposición anaeróbica de las plantas, por lo cual se le se conoce también como “gas de los pantanos”. Se encuentra también en las minas de carbón, donde recibe el nombre de “gas grisú”, y en ese entorno es muy peligroso por su capacidad para inflamarse.

6.1 PROPIEDADES

• Gas incoloro e inodoro. • Es un gas menos denso que el aire, 0.68 Kg/m

3 (a 15ºC y 1 atm). Se funde a -183ºC y

hierve a -162ºC (a presión de 1 atm). • No es tóxico, pero puede producir sofocación por reducción de la concentración del

oxígeno inhalado. • Es un gas combustible, es decir arde en presencia de aire u oxígeno liberando luz,

calor y gases productos de la combustión (CO2 y H2O).

CH4 + 2 O2CO2 + 2 H2O + 802 kJ/mol • Comparado con otros hidrocarburos combustibles (gases o líquidos) el metano genera

la menor cantidad de CO2 por unidad de calor liberado. • Esto significa que entre los hidrocarburos combustibles, el metano genera menor

impacto ambiental. • De otro lado, y también comparado con los demás hidrocarburos es el que produce la

mayor cantidad de calor por unidad de masa. • Forma mezclas explosivas con el aire, cuando su concentración esta entre 5 al 15% en

volumen. 6.2 APLICACIONES

• Combustible, una de las principales aplicaciones del metano en la actualidad, ya que es el constituyente principal del gas natural (GN). De este modo se le emplea como combustible en las turbinas de gas en los procesos de generación eléctrica, distribuido mediante tuberías hacia las casas se usa como combustible doméstico, y en las estaciones deservicio como “gas natural vehicular” (GNV) para vehículos automotrices.

• El metano es empleado en procesos químicos industriales, siendo transportado como un líquido refrigerado o gas natural licuado (LNG).

• Se utiliza en la producción de hidrógeno (H2), metanol (CH3OH), ácido acético (CH3COOH), anhídrido acético ((CH3CO)2O), y clorometanos(CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3, CCl4).

QUÍMICA APLICADA


7. ETANO Es el hidrocarburo saturado con dos átomos de carbono y formula molecular C2H6, con una estructura igual a la mostrada en la figura dela derecha. Dos átomos de carbono unidos mediante un enlace simple, cada cual enlazado a otros tres átomos de hidrogeno (CH3 - CH3). A condiciones normales de presión y temperatura es un gas incoloro e inodoro. El etano es aislado a escala industrial a partir del gas natural, y como un subproducto dela refinación del petróleo.

7.1 PROPIEDADES

• Gas incoloro e inodoro. • Es un gas más denso que el aire, 1.28 Kg/m

3 (a

15ºC y 1 atm). Se funde a -183.3ºC y hierve a -88.7ºC (a presión de 1 atm).

• No es tóxico, pero puede producir sofocación por reducción de la concentración del oxígeno inhalado.

• Es el segundo componente en importancia del gas natural, y dependiendo de la fuente suele estar presente entre menos de 1 a más de 6%.

• Es un gas combustible, es decir arde en presencia de aire u oxígeno liberando luz, calor y gases productos de la combustión (CO2 y H2O).

C2H6 + 31/2 O22 CO2 + 3 H2O + 1 427 kJ/mol • Forma mezclas explosivas con el aire, si su concentración esta entre 3 al13% en

volumen.

7.2 APLICACIONES • El uso principal del etano está en la industria química, en la producción del eteno o

etileno (CH2=CH2). Esta última sustancia tiene gran importancia industrial, ya que es el punto de partida para la obtención de varios polímeros tales como: polietileno (material plástico más consumido en el mundo), cloruro de polivinilo, acetato de polivinilo.

• También es materia prima para la producción del etilenglicol(anticongelante o refrigerante) y otras muchas sustancias. • Como gas refrigerante. • Como combustible.

8. PROPANO

Es el hidrocarburo saturado con tres átomos de carbono y formula molecular C3H8. Su estructura se muestra en la figura de la derecha. Los átomos de carbono están unidos entre sí mediante enlaces simples, y a suficientes átomos de hidrógeno para saturar la tetravalencia de cada uno (CH3 - CH2 - CH3). A condiciones normales de presión y temperatura es un gas incoloro e inodoro. El propano se suele obtener a partir del gas natural, y también a partir de los gases productos de los procesos de “craking” del petróleo. 8.1PROPIEDADES

• Gas incoloro e inodoro a condiciones ordinarias. • Para su uso comercial se le añade un aditivo (mercaptano), que le confiere un olor

característico. • Se comprime fácilmente pasando a estado líquido, lo que permite su transporte en

contenedores económicos.

QUÍMICA APLICADA


• Es un gas más denso que el aire, 1.91 kg/m3. Con una temperatura defusión de -

187.7ºC y un punto de ebullición de -42.1ºC (a 1atm). • Es combustible, es decir arde en presencia de aire u oxígeno liberando luz, calor y

gases productos de la combustión (CO2 y H2O).

C3H8 + 5 O23 CO2 + 4 H2O + 2 042 kJ/mol • Forma mezclas explosivas con el aire, si su concentración está entre 2.4al 10% en

volumen.

8.2 APLICACIONES • El principal uso del propano es el aprovechamiento energético como combustible.

Debido al punto de ebullición más bajo que el butano y el mayor valor energético por gramo a veces se mezcla con este o se utiliza propano en vez de butano.

• El gas propano comercial es realmente una mezcla de gases, en la cual predomina el propano. Esta mezcla se encuentra presurizada como un líquido, por la cual se le llama GLP (gases licuados de petróleo).

• El propano comercial se emplea como combustible en cocinas domésticas, estufas, calentadores, vehículos automotrices: automóviles, buses, locomotoras.

• En la industria química es uno de los productos de partida en la síntesis del propeno. • Además se utiliza como gas refrigerante (R290) o como gas propulsor en sprays.

9. BUTANO Hidrocarburo saturado de 4 átomos de carbono, y fórmula molecularC4H10. Existen dos isómeros del butano, el n-butano y el isobutano, ambos con la misma fórmula molecular pero con diferente disposición estructural.

CH3-CH2-CH2-CH3 n-butano

CH3

l CH3 – CH-CH3

iso-butano

La estructura del n-butano (o butano lineal) se muestra en la figura de la derecha. A condiciones normales de presión y temperatura el butano es un gas inoloro e inodoro. Se encuentra en menor proporción en el gas natural, y se le obtiene también de los procesos de destilación del petróleo.

9.1PROPIEDADES

• Gas incoloro e inodoro a condiciones ordinarias. • Para su uso comercial se le añade un aditivo (mercaptano), que le confiere un olor

característico, lo que facilita detectar las fugas del material. • Se licua fácilmente bajo presión, convirtiéndose en líquido, lo que facilita su transporte

en contenedores económicos. • Es un gas más denso que el aire, 2.52 kg/m

3. Su temperatura de fusión es de -138.3ºC

y tiene punto de ebullición de -0.5ºC (a 1atm). • Es combustible, es decir arde en presencia de aire u oxígeno liberando luz, calor y

gases productos de la combustión (CO2 y H2O).

C4H10 + 61/2 O24 CO2 + 5 H2O + 2 656 kJ/mol

• Forma mezclas explosivas con el aire, si su concentración está entre 1.8al 8% en volumen.

QUÍMICA APLICADA


9.2 APLICACIONES • Como combustible, mezclado con el propano, bajo la denominación de GLP. • El butano comercial es un gas licuado, obtenido por destilación del petróleo, compuesto

principalmente por butano normal (60%), propano(9%), isobutano (30%) y etano (1%). • El butano comercial, se emplea como combustible en los encendedores de cigarrillos y

estufas portátiles. Es utilizado también como propelenteen aerosoles (sprays). • Es añadido a la gasolina para aumentar su volatilidad (Tasa de evaporación) en climas

muy fríos. • La reciente preocupación de la destrucción de la capa de ozono, ocasionada por los

freones (hidrocarburos clorofluorados), ha incrementado el uso del isobutano en los sistemas de refrigeración.

• Se le emplea en la industria química, conjuntamente con el propano, en la síntesis de varios productos orgánicos.

QUÍMICA APLICADA


4. GASES COMBUSTIBLES COMERCIALES

Poder Calorífico

A 25ºC y presión constante

Poder calorífico superior

CO2 (gas) y H2O(liq.) Poder calorífico interior CO2 (gas) y H2O (gas)

Producto Estado KJ/mol KJ/g KJ/mol KJ/g

Metano gas 889.5 55.4 801.6 50.0

Etano gas 1 558.4 51.8 1 426.5 47.4

Propano gas 2 217.9 50.3 2 042.0 46.3

n-Butano gas 2 875.8 49.5 2 655.9 45.7

n-Pentano gas 3 532.8 49.0 3 268.9 45.3

n-Pentano liquido 3 506.2 48.6 3 242.3 44.9

n-Hexano gas 4 190.7 48.6 3 882.9 45.1

n-Hexano liquido 4 159.1 48.3 3 851.3 44.7

Eteno (etileno) gas 1 409.6 50.3 1 321.7 47.1

Propeno (propileno) gas 2 056.5 48.9 1 924.6 45.7

Etino (acetileno) gas 1 298.4 49.9 1 254.4 48.2

Tabla 1. Poder calorífico superior e inferior de algunas sustancias

Un gas combustible es aquella sustancia (gaseosa) que mezclada con aire (u oxígeno), arde en presencia de una fuente de ignición. Los gases combustibles son una fuente de energía que brinda ventajas técnico-económicas, comparados contra los combustibles fósiles tradicionales además de proteger el medio ambiente y la ecología. Por ello se han convertido en una alternativa cuyo uso se está extendiendo rápidamente. El caso más notorio es el gas natural. El gas natural es abundante. Aunque la demanda de gas natural este creciendo, sus reservas han crecido más rápidamente siendo por consiguiente suficientemente abundantes para las décadas venideras. El suministro y la utilización del gas natural aportan beneficios medio ambientales considerables en comparación con otros combustibles fósiles. La combustión del gas natural no produce emisiones de SO2 y produce menores emisiones de NOx, comparativamente, que el petróleo o el carbón. El uso extendido del gas natural, contribuirá a mejorar la calidad del aire y cambiar la tendencia de aumento potencial del efecto invernadero.

QUÍMICA APLICADA


1. FAMILIAS DE GASES COMBUSTIBLES Los gases combustibles se han clasificado en diferentes familias, en función de sus poderes caloríficos, o más exactamente de un parámetro denominado índice de Wobbe. Esta clasificación permite disponer de grupos de gases combustibles con características de quemado semejantes o de poca variación, que no afecten el funcionamiento correcto de los aparatos de consumo final. Es decir desde el punto de vista del dispositivo de quemado, los gases de una familia son intercambiables entre sí. Los gases combustibles se clasifican en tres grandes familias o grupos, según la norma UNE 60.002, en función de su índice de Wobbe.

Familias Miembros Índice de Wobbe

Primera Familia

Gas de hulla

Gas de agua

Gas manufacturado (gas ciudad)

Mezclas hidrocarburo-aire de bajo índice de Wobbe. el aire metanado (mezcla de aire y gas natural).

5 300 a 7 500 Kcal/m3 22.5 a 31.4 MJ/m3

Segunda Familia

Gas natural (GN)

Mezclas hidrocarburo-aire de alto índice de Wobbe, el aire propanado (mezcla de aire y propano comercial).

9 300 a 13 850 Kcal/m3 39.0 a 58.0 MJ/m3

Tercera Familia Gases licuados de petróleo (GLP)

propano comercial

butano comercial)

18 500 a 22 000 Kcal/m3 74.0 a 92.0 MJ/m3

Tabla 2. Las familias de los gases combustibles

Un quemador diseñado para quemar gas de una familia no puede quemar gas de otra familia si previamente no se sustituye el inyector y se ajusta el aire de combustión.

2. PRIMERA FAMILIA DE GASES COMBUSTIBLES 2.1. Gas de Hulla

Se fabrica sometiendo la hulla en un horno cerrado a temperatura elevada, como resultado de obtienen varios compuestos entre los que destacan el carbón de cok (unos 650 kg/tonelada), y el gas de hulla (aprox. 325 m³/Tm), cuya composición aproximada puede ser:

2.2. Gas de Agua

Es el producto del método industrial más utilizado para obtener hidrogeno gaseoso. La reacción es la siguiente:

C + H2O CO + H2

Composición Propiedades

Gas % Volumen

Hidrógeno, H2 50 Densidad relativa (GE) = 0.4 P.C.S. = 5 600 Kcal/m

3

= 23.4 MJ/m3

Índice de Wobbe = 8 854 Kcal/m3

Humedad = saturado

Metano, CH4 30

Monóxido de carbono, CO 10

Otros hidrocarburos 4

Dióxido de carbono, CO2 2

Nitrógeno, N2 4

QUÍMICA APLICADA


Se obtiene inyectando vapor de agua en un lecho de carbón de coke calentando al rojo (1.000 ºC); al descomponerse el vapor de agua, el hidrógeno queda libre y el oxígeno se combina con el carbono. El gas de agua se recarbura para aumentar su PCS. La composición y características del gas de agua recarburado son:


Gas % Volumen

Hidrógeno, H2 38 Densidad relativa (GE) = 0.62 P.C.S. = 4 500 Kcal/m

3

= 18.8 MJ/m3

Índice de Wobbe = 5 715 Kcal/m3

Humedad = saturado


Metano, CH4 11



Nitrógeno y oxígeno 6

2.3. Gas Ciudad o Gas Manufacturado

Antiguamente el gas se obtenía mediante la mezcla de gas de agua carburado y gas de hulla en diversas proporciones, según países y fábricas. La composición de este gas aproximadamente era:


Gas %Volumen

Hidrógeno, H2 50 Densidad relativa (GE) = 0.4 – 0.5 P.C.S. = 4 200 a 5 000 Kcal/m

3

= 17.6 a 20.9 MJ/m3

I. Wobbe = 5 940 a 7 900 Kcal/m3

Humedad = saturado

Metano, CH4 22




Nitrógeno y oxigeno 6

Actualmente el GAS CIUDAD se fabrica mediante el proceso de cracking de productos derivados del petróleo, como materia prima se utilizan naftas ligeras con poco contenido de azufre. Las naftas son producto de la destilación del petróleo, y aunque a temperatura normal se encuentran en estado líquido, su temperatura de ebullición es tan baja que hacía muy difícil su aprovechamiento industrial. El cracking de hidrocarburos consiste en fraccionar las moléculas a fin de obtener hidrocarburos más ligeros, esto se consigue a temperaturas muy altas que pueden llegar a los 1.300 ºC en el llamado cracking térmico. El cracking catalítico consiste en la utilización de catalizadores de forma que facilitan la descomposición de de las moléculas a temperaturas más bajas, aproximadamente 750 ºC. En la fabricación del gas se inyecta nafta y vapor de agua, y se obtiene un gas de bajo poder calorífico. Para aumentar al poder calorífico el gas se recarbura mediante la inyección de nafta pulverizada. La composición aproximada de este gas puede ser: El gas ciudad también puede obtenerse mediante la ruptura de las moléculas de combustibles gaseosos, en este caso al proceso se le llama reforming y la materia prima puede ser gas natural, butano o propano.

2.4. Mezclas Aire-Gas

Los gases de dos famílias diferentes no se pueden intercambiar. Las mezclas aire-GLP, permiten esta intercambialidad pudiendo arder en un quemador construido para otro tipo de gas.

QUÍMICA APLICADA


AIRE BUTANADO


Gas % Volumen

Butano comercial Aire

21 79

Densidad relativa (GE) = 1.22 P.C.S. = 6 300 Kcal/m

3

Indice.de Wobbe = 5 750 Kcal/m3

Humedad = seco

AIRE PROPANADO


Gas % Volumen

Propano comercial Aire

21 79


3


Humedad = seco

AIRE METANADO


Gas % Volumen

Gas comercial Aire

42 58


3


Humedad = seco

3. SEGUNDA FAMILIA DE GASES COMBUSTIBLES

3.1. Gas Natural El gas natural se extrae directamente de yacimientos subterráneos donde puede encontrarse solo o mezclado con petróleo. El transporte desde el yacimiento a la zona de consumo se realiza en estado gaseoso mediante gaseoducto o en tanque, en estado líquido (GNL). Este gas es actualmente el más utilizado para el suministro en los núcleos de poblaciones y en algunas industrias por ser uno de los menos peligrosos ya que debido a su baja densidad, al aire libre siempre tiende a ascender evitando así acumulaciones peligrosas de gas en caso de escapes. La composición es variable según los yacimientos, aunque el principal componente es el metano; debido a las diversas composiciones las características del gas varían de un yacimiento a otro y en cualquier caso deberá consultarse a la compañía distribuidora del gas el poder calorífico superior para realizar cálculos más precisos.


Gas % Volumen

Metano, CH4 88 Densidad relativa (GE) = 0.62 P.C.S. = 10 500 Kcal/m

3

Indice Wobbe = 13 335 Kcal/m3

Humedad = seco

Etano, C2H6 9


Nitrógeno, N2 1

QUÍMICA APLICADA


3.2. AIRE-GLP.

Llamado Gas natural sintético (GNS), es una mezcla de Propano (Gas Licuado) con aire en una proporción tal que le permite sustituir al Gas Natural (GN) en las redes de distribución, sin que el usuario final se de cuenta del cambio. Se le utiliza en plantas stand-by (reserva en casos de corte), plantas de soporte en “horas punta”, y plantas de espera de gas natural. En la segunda familia, la mezcla de aire y gas propano son mas ricas que las mezclas de la primera familia.

3.3. AIRE PROPANADO

Composición

Propiedades Gas

% Volumen

Propano comercial Aire

60 40


3

Indice.de Wobbe = 12 487 Kcal/m

3

Humedad = seco

4. TERCERA FAMILIA DE GASES COMBUSTIBLES

El butano y el propano se obtienen mediante la destilación del petróleo, son hidrocarburos, es decir, compuestos de hidrógeno y carbono, y su fórmula química es C4H10 para el butano y C3H8 para el propano. El butano y propano comerciales no son hidrocarburos químicamente puros, sino mezclas de éstos con otros hidrocarburos.

4.1. Butano Comercial


Gas % Volumen

Etano, C2H6 0.46 Densidad relativa (GE) = 2.03 P.C.S. = 31 138 Kcal/m

3

Índice Wobbe = 21 855 Kcal/m3

Humedad = seco

Propano, C3H8 9.14

Isobutano, i-C4H10 30.8

Butano normal, n-C4H10 59.6

4.2. Propano Comercial


Gas %Volumen

Etano, C2H6 0.63 Densidad relativa (GE) = 1.62 P.C.S. = 25 189 Kcal/m3 Índice Wobbe = 19 790 Kcal/m3 Humedad = seco

Propano, C3H8 87.48

Isobutano, i-C4H10 6.30

Butano normal, n-C4H10

5.59

4.3. Propano Metalúrgico

Si se aumenta la proporción de propano se obtiene el propano metalúrgico, el cual se utiliza especialmente en hornos metalúrgicos en los cuales se requiere una gran riqueza de este hidrocarburo.

QUÍMICA APLICADA


1,1% volumen de Etano : C2H6 96,25% volumen de Propano : C3H8 1,44% volumen de Isobutano : i C4H10 1,21% volumen de butano normal : n C4H10 Densidad relativa = 1,57 P.C.S. = 24.465 Kcal/m³ (n) = 12.051 Kcal/Kg Índice de Wobbe = 19.525 Kcal/m³ (n) Humedad = seco

5. PROBLEMAS

1. El índice de Wobbe (superior) de un gas combustible es 8 854 Kcal/m3 a15ºC y 1 atm de

presión, siendo su densidad relativa (Gravedadespecifica) de 0.4. Determine su Poder calorífico superior (PCS). a) 3 600 Kcal/m

3 b) 23 500 Kcal/m

3 c) 8 500 Kcal/m

3d) 14 000 Kcal/m

3 e) 5

600 Kcal/m3

2. Una mezcla combustible gaseosa tiene un índice de Woobe de 23.8MJ/m3 (superior), con

una gravedad especifica de 0.60. Determinar lacantidad de calor liberado cuando se queman 2m

3 de este gas. El aguase recupera como líquido.

a) 30.0 MJ b) 12.4 MJ c) 36.8 MJd) 61.4 MJ e) 80.3 MJ 3. El poder calorífico superior del etano a CNPT es de 69.6 MJ/m

3, siendo sudensidad

relativa a idénticas condiciones de 1.038. Calcule el índice deWobbe superior para el etano puro. a) 68.3 MJ/m

3 b) 67.0 MJ/m

3 c) 70.2 MJ/m

3d) 65.4 MJ/m

3 e) 76.6 MJ/m

3

4. Considere el poder calorífico superior del metano puro 890 KJ/mol aCNPT, y su densidad relativa 0.55 a las mismas condiciones. Calcule elíndice de Woobe del metano en MJ/m

3.

a) 1.2 MJ/m3 b) 42.0 MJ/m

3 c) 36.2 MJ/m

3 d) 27.5 MJ/m

3 e) 53.5

MJ/m3

5. Cierto gas natural comercial tiene la composición molar siguiente: CH4,0.90; C2H6, 0.10. Calcular la composición en peso de este gas. Considerar peso molecular: CH4 (16), C2H6 (30). a) CH4, 82.8%; C2H6, 17.2% b) CH4, 76.4%; C2H6, 23.6% c) CH4, 90.0%; C2H6, 10.0% d) CH4, 79.0%; C2H6, 21.0% e) CH4, 50.0%; C2H6, 50.0%

6. Se quemó CH4 en una atmosfera de oxígeno puro y con la cantidad deoxígeno estequiométrica. Suponiendo una combustión completa,determinar la composición de los gases de combustión, expresada enfracción molar. a) CO2, 1/2; H2O, 1/2 b) CO2, 2/5; H2O, 3/5 c) CO2, 3/5; H2O, 2/5 d) CO2, 1/3; H2O, 2/3 e) CO2, 3/4; H2O, 1/4

7. Un quemador quemo 40 moles de CH4 empleando oxígeno puro con unexceso de 40%. La combustión fue completa. ¿Cuántas moles de oxígenoquedaron sin reaccionar? a) 80 moles b) 40 moles c) 112 moles d) 32 moles e) 16 moles

8. Combustionan completamente 120 moles de etano C2H6 con 50% enexceso de oxígeno. ¿Cuál es el número de moles de oxígeno que quedósin reaccionar? a) 420 moles b) 210 moles c) 630 moles d) 320 moles e) 156 moles

9. Un dispositivo quema 100 moles de propano C3H8 con oxígeno puro. Sise alimenta un 20% en exceso de oxígeno. ¿Cuál es el % de moles deoxígeno en los gases de combustión (gases de chimenea)? a) 20.0% b) 48.2% c) 57.0%d) 15.6% e) 12.5%

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5. LA COMBUSTION

1. INTRODUCCION

Los procesos que involucran alguna reacción de combustión, están bastante extendidos en nuestra realidad individual y social. Para comprender la importancia de estas reacciones, considere los datos estadísticos que describimos a continuación, los cuales provienen de una nación con un importante grado de desarrollo:

El 85% de la energía es proporcionada por la combustión.

Cientos de miles de millones de dólares son gastados anualmente en energía.

Miles de personas mueren cada año en accidentes con fuego.

Miles de millones de dólares de daños a la propiedad son causados cada año por incendios.

De lo anterior se desprende que existen reacciones de combustión que se dan en situaciones controladas, como en un motor de automóvil, un motor estacionario (generador eléctrico) o en una embarcación, en hornos industriales, motores de cohetes, etc. Como también se dan reacciones de combustión en situaciones no deseadas como los incendios forestales, industriales o domésticos, con las consecuentes pérdidas económicas y de vidas. Otro ejemplo que ilustra el interés de la ciencia por mejorar el conocimiento de estas reacciones y mejorar el diseño de los dispositivos que las aprovechan, esta dado por el siguiente hecho: Un simple incremento de uno por ciento en la eficiencia del consumo de combustible en los vehículos automotrices –por ejemplo, un incremento del rendimiento del consumo de gasolina desde 40 Km/galón hasta 40.4 Km/galón – podría ahorrar aproximadamente unos 100 millones de barriles de crudo cada ano.

2. REACCIONES DE COMBUSTION

Es una reacción exotérmica donde se libera calor y luz que proviene de la flama o llama, entre los reactantes tenemos el combustible y el comburente. Combustible: Puede ser una sustancia orgánica, y entre ellos tenemos los hidrocarburos como petróleo, gas natural y sus derivados. Comburente: es casi siempre el oxígeno.

Una reacción de combustión es una reacción de oxidación rápida enla que se libera energía calorífica o energía luminosa y calorífica. Como la que se produce en las cocinas domesticas quemando propano (C3H8):

C3H8+5 O23 CO2 +4 H2O+ Luz + Calor O esta otra quemando hidrógeno, tal como ocurre en los motores de loscohetes espaciales:

2 H2 + O2 2 H2O+ Luz + Calor Los procesos de combustión y de oxidación tienen algo en común: la unión de una sustancia con el oxígeno. La única diferencia es la velocidad con que el proceso tiene lugar. Así, cuando el proceso de unión con el oxígeno es lo bastante lento como para que el calor desprendido durante el mismo se disipe en el ambiente sin calentar apreciablemente el cuerpo, se habla de oxidación, como ocurre durante el proceso bioquímico de los alimentos en nuestro cuerpo, o en los procesos de corrosión metálica. Si el proceso es rápido y va acompañado de un gran aumento de temperatura y en ocasiones de emisión de luz (llama), recibe el nombre de combustión.

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Ya hemos dicho que el gas combustible necesita oxígeno para arder, y que puede ser oxígeno puro o bien el oxígeno del aire. Aunque se utilice aire, la reacción química se plantea siempre con oxígeno Las reacciones químicas que utilizaremos son:

a) La combustión del hidrógeno:

H2 + 2

1 O2 → H2 O

b) La combustión del monóxido de carbono:

CO2

1 + O 2→ CO 2

c) Combustión del sulfuro de hidrógeno:

H2 S + 2

3O2 → SO, + H2 O

d) Combustión de um hidrocarburo cualquiera:

C nH m + ( n +4

m)O 2 → nCO 2 +

2

mH 2 O

Al igualar las reacciones de combustión, se ha procurado que la sustancia combustible tuviera siempre ei coeficiente 1.

3. TIPOS DE REACCIONES DE COMBUSTIÓN Según la cantidad de oxígeno presente, la combustión puede ser completa o incompleta, la primera es y la segunda es. En la combustión completa se forma CO2 y H2O, únicamente si es incompleta, los productos de combustión son muy variados, resaltando el CO, el carbón (hollín) y agua. Los procesos de combustión se pueden clasificar en:

1) ● Combustión completa. 2) ● Combustión incompleta. 3) ● Combustión teórica o estequiométrica. 4) ● Combustión con exceso de aire. 5) ● Combustión con defecto de aire.

3.1 COMBUSTIÓN COMPLETA

Se produce cuando el total del combustible reacciona con el oxígeno (con exceso de oxígeno). Los productos de esta combustión son solamente CO2, H2O, O2 y N2. Es decirno quedan residuos de combustible sin quemar.

1 C nH m + ( n +4

m) O 2 = n CO 2 +

2

mH 2 O

3.2 COMBUSTIÓN INCOMPLETA Se produce cuando parte del combustible no reacciona completamente.En este caso los productos de la combustión incluyen, además de CO2,H2O, N2, también hidrocarburos no quemados, C (hollin), y CO.Las razones principales que influyen en este hecho son: dificultad paraproducir premezcla (con deficiencia de oxígeno) homogénea, insuficiente tiempo de residencia en lazona de combustión, enfriamiento de los productos o volumen de aireinsuficiente, o una combinación de las causas anteriores.

3.3 COMBUSTIÓN TEÓRICA O ESTEQUIOMÉTRICA

Es la combustión que se realiza con la cantidad teórica de oxígeno estrictamente necesaria para producir la oxidación total del combustible a fin de oxidar todo el carbono a dióxido de carbono y el hidrogeno a agua. En consecuencia, no se encuentra O2 en los productos, ya que dicho O2 se consumió totalmente durante la combustión. Esta combustión se denomina teórica porque en la práctica es difícil de lograr. Solo se consigue en condiciones de laboratorio.

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CX HY +

2

yx O2 x CO2 +

2

y H2 O

3.4 COMBUSTIÓN CON EXCESO DE AIRE

Es la combustión que se lleva a cabo con una cantidad de aire superior ala estequiométrica. Esta combustión tiende a no producir inquemados. Estípica la presencia de O2 en los productos.

Si bien la incorporación de aire permite evitar la combustión incompletay la formación de inquemados, trae aparejada la perdida de calor en losproductos de combustión (las sustancias en exceso absorben calor),reduciendo la temperatura de combustión, y la eficiencia. En este caso al ser la cantidad de oxigeno que entra en la reacción mayor que la estequiométricamente necesaria, la reacción y productos que se producen son: CnHm CO2 O2 O2 + Q (calor) H2 O N2 N2 Es la reacción de combustión que se debe de producir en los aparatos con el objeto que no se produzca monóxido de carbono (CO), compuesto caracterizado por su toxicidad. En esta reacción la cantidad de calor desprendido es la misma, pero al producirse más productos de combustión la temperatura que se alcanza es menor que en una.

3.5 COMBUSTIÓN CON DEFECTO DE AIRE

En esta combustión, el aire disponible es menor que el necesario paraque se produzca la oxidación total del combustible. Por lo tanto, seproducen inquemados, CO y hollín (C).

CX HY CO2 CO

O2 H2 + Q(calor)

H2O N2 N2

3.6. COMBUSTIÓN IMPERFECTA CON EXCESO DE AIRE

En las combustiones donde no hay una buena mezcla entre el combustible y el comburente existente, se producen reacciones en las que se obtienen inquemados, así como oxígeno sin reaccionar, desaprovechándose parte de la energía. Su forma general es:

CX HY CO2 CO

O2 O2 + Q (calor) H2 H2O N2 N2

En esta reacción de combustión también se produce monóxido de carbono (CO), compuesto caracterizado por su toxicidad. El calor producido también es menor que en la combustión completa con exceso de aire. De acuerdo a la cantidad de energía que desprende la reacción también se pueden clasificar como:

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3.7. Reacción Endotérmica

Es aquella reacción que absorbe energía calorífica conforme se lleva a cabo, debido a que la entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactantes. Son reacciones que no ocurren naturalmente a condiciones ambientales, por lo tanto no

3.8. Reacción Exotérmica Es aquella reacción que libera energía calorífica hacia el medio que lo rodea conforme transcurre, por lo tanto aumenta la temperatura de los alrededores del sistema donde ocurre la reacción.

4. ELEMENTOS DE UNA REACCION DE COMBUSTION

Las reacciones de combustión no suelen, al contrario de lo que sucede en laoxidación, producirse en forma espontánea. Una fuga de gas puedepermanecer un tiempo considerable sin que se produzca reacción alguna, pueses necesario un iniciador, como puede ser el contacto con una llama o chispa,para que la combustión de comienzo.

De acuerdo a su función, podemos definir: 4.1 Combustible

Es la sustancia que se quema. Los combustibles pueden clasificarse según su naturaleza:

Combustibles sólidos: Carbón mineral (antracita, coque), madera, etc.

Combustibles líquidos: gasolina, diesel 2, kerosene, alcoholes, disolventes, etc.

Combustibles gaseosos: gas natural, GLP, hidrógeno, butano, etc. 4.2 Comburente

Es la sustancia que por combinación con el combustible, produce la combustión de este. El comburente más común es el oxígeno, ya que está a libre disposición en el aire, en el aire en la proporción del 21 % en volumen. Si la proporción es inferior al 15 %, la combustión se extingue. El comburente se denomina también agente oxidante. Pero el oxígeno no es el único comburente que existe.

4.3 Energía de Activación

Es la cantidad de energía necesaria que debe entregarse para que la reacción se inicie. Esta cantidad de energía puede entregarse como calor (pilotos de cocinas, compresión en motor diesel) o chispa (las bujías en un motor a gasolina). También por un cortocircuito eléctrico, rozamiento entre partes metálicas, equipos de soldarura, estufas, interruptores eléctricos, etc.

Normalmente se requiere un aporte continuo de calor hasta que en un punto del material se alcanza la temperatura de inflamación y se produce la ignición. Una vez iniciada, la combustión se autoalimenta debido al carácter exotérmico de las reacciones de oxidación, generando calor y transmitiéndolo a otras partes del mismo combustible.

Para que una reacción de combustión tenga lugar debenpresentarse simultáneamente 3 elementos: • Combustible • Comburente • Energía de activación

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Una representación gráfica de los tres elementos necesarios para el inicio de una combustión, se da en el “triangulo de la combustión” que se muestra en la figura 1. En el sentido de la seguridad, para evitar la aparición de una combustión debemos evitar la confluencia de estos tres factores.

Fig.1 Triángulo de la combustión

Bajo determinadas condiciones de presión y temperatura, la combustión de ciertas sustancias puede ser extremadamente rápida, generando grandes cantidades de energía calorífica y de gases que se expanden y que pueden hacer estallar el recipiente que los contiene. En este hecho se fundamentan los explosivos.

5. BALANCEO DE REACCIONES DE COMBUSTION (ESTEQUIOMETRIA) Es la parte de la química que se ocupa de estudiar las relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en una reacción química. Toda reacción química, consume cantidades exactas (en peso o volumen) desustancias reaccionantes y produce otras cantidades exactas (en peso o volumen) de productos: Por ejemplo, la reacción entre el azufre sólido y el oxígeno gaseoso produce dióxido de azufre gaseoso, como indica mediante la ecuación:

S +O2SO2

En la tabla siguiente se describen, a modo de ejemplo, algunos pesos que podrían combinarse químicamente para producir dióxido de azufre:

32 g de azufre Reaccionan con 32 g de oxigeno para dar 64 g de SO2



Lo que deseamos poner en evidencia es que, en toda reacción química: 1. Las sustancias reaccionan en una proporción fija y constante, y los productos se obtienen bajo la misma condición. Es decir, en este caso noes posible hacer reaccionar 32 g de azufre con una cantidad de oxígeno diferente a 32 g y obtener aun dióxido de azufre (SO2). Esto se conoce con el nombre de Ley de Proust o Ley de la Proporciones Constantes(1799). Lo anterior es importante, ya que, al ser constantes las proporciones de combinación podemos establecer relaciones cuantitativas que nos permiten realizar cálculos sobre las cantidades (pesos o volúmenes) desustancias que se consumen o producen en una reacción. 2. La suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de las sustancias producidas. Dicho de otro modo, en toda reacción química la masa permanece constante. Como usted puede ver en el cuadro anterior, las sumas de las masas de los reactantes son 64 g,16 g y 2 g; siendo las masas de los productos también 64g, 16 g y 2 g

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respectivamente. Este hecho fue enunciado por Antoine Lavoisier, y se conoce como Ley de Conservación de la Masa o Ley de Lavoisier (1789). Esta ley asegura que la masa de un sistema reaccionante no varía. Dado que ahora sabemos que una reacción química es solo un reacomodo atómico, aceptar que la masa se conserva resulta de aceptación natural. 5.1. EL MOL

Es la cantidad de sustancia de la masa molecular; la cantidad de sustancia se representa con la letra n y se expresa en gramos. Así, por ejemplo, la masa mo-lecular del agua (ver tabla 1) es 18; por lo tanto, un mol de agua equivale a 18 g de agua, y un mol de carbono equivale a 2 g de hidrógeno. Por conveniencia, a veces se utiliza el kilomol (kmol). Recordamos que 1 kmol es igual a 1.000 mol El mol es la unidad de la magnitud denominada “cantidad de sustancia” definida como una de las 7 unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades. La magnitud cantidad de sustancia es útil para realizar cálculos sobre cualquier reacción química. El mol se define como la cantidad de una sustancia que contiene 6.022 x 10

23entidades

elementales de dicha sustancia. Esto significa,

1 mol de átomos de X =una cantidad del elemento X=6.022×1023

átomos de X

quecontiene

1 mol de moléculas de Y = una cantidad de la sustancia Y= 6.022×10

23moléculasde Y

quecontiene

Al número 6.022 x 10

23 se le conoce como el número de Avogadro, en honor al físico y

químico italiano Amadeo Avogadro. Se sabe también que hay 6.022 x 1023

átomos en una cantidad de gramos de elemento igual a su peso atómico. Y existen 6.022 x 10

23

moléculas en una cantidad de gramos desustancia igual a su peso molecular. Para describir mejor lo anterior;

1. El peso atómico del aluminio (Al) es 13 unidades de masa atómica unificada, entonces:

1 mol de átomos de Al = 13 g de aluminio = 6.022 x 1023

átomos de Al Es decir, si pesamos unos 13 gramos de aluminio puro podemos afirmar que allí existen 6.022 x 10

23 átomos de aluminio, y además esos 13 g de aluminio son un mol de átomos

de aluminio. Resulta obvio que 26 g de aluminio serán 2 moles de átomos de aluminio, 65 g de aluminio son 5 moles de átomos de aluminio, etc.

2.El peso molecular del agua (H2O) es 18 unidades de masa atómica unificada, entonces:

1 mol de moléculas de H2O = 18 g de H2O = 6.022 x 1023

moléculas de H2O Nuevamente, si pesamos en un vaso unos 18 gramos de agua pura en dicho vaso habrán 6.022 x 10

23 moléculas de agua, y además a esos 18 gramos de agua se les llama como

una mol de moléculas de agua. 3. Una forma práctica para determinar rápidamente el número de moles que están

contenidos en un peso de un compuesto, y en un peso de sustancia elemental, es a través de:

n = W ; ó n= W .

Peso MolecularPeso Atómico

La importancia del concepto mol está en el hecho que es el nexo o puente entre el mundo de las proporciones atómicas y moleculares, con el mundo de nuestras proporciones ordinarias expresadas en gramos o kilogramos. Observemos ahora la información que podemos obtener de una ecuación química balanceada:

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2 H2 + O22 H2O

La información a nivel molecular es: 2 moléculas + 1molécula 2 moléculas

de hidrógeno de oxígeno de agua

La cual es una información directa y fácilmente entendible obtenida desde la ecuación. Ahora multipliquemos toda la ecuación por el número de Avogadro(6.022 x 10

23):

2 x 6.022x10

23moléculas + 1 x 6.022x1023 molécula 2x6.022x1023moléculas


Aplicando el hecho que, 6.022 x 10

23 moléculas de una sustancia se definió como una mol de

dicha sustancia: 2 moles de moléculas + 1mol de molécula 2 moles de molécula

de hidrógeno de oxígeno de agua Recordando que, una mol de moléculas de una sustancia están contenidas en una cantidad de gramos de sustancia numéricamente igual a su peso molecular, como: Peso molecular H2 = 2 u, O2 = 32 u, H2O = 18 u.

2 x 2g + 1 x 32g 2 x 18g


Simplificando nuestro razonamiento:

2 H2+ O22 H2O

2 x 2g 1 x 32g 2 x 18g

Ejemplo ¿Cuál es la masa de un mol de glucosa C6H12O6? Pesos Atómicos: C=12, H=1, O=16.

Solución Como la mol de una sustancia es una cantidad de gramosnuméricamente igual a su peso molecular, determinamos siempreprimero el peso molecular: M ( C6H12O6) = 6x12 + 12x1 + 6x16 = 180 u Por tanto, 1 mol de C6H12O6 = 180 gramos de C6H12O6

Ejemplo ¿Cuántas moles de glucosa hay en 45 g de C6H12O6 ? Solución. Dado que: 1 mol de C6H12O6 = 180 gramos de C6H12O6, podemosutilizar lo anterior como una equivalencia, entonces: 45 g de C6H12O6. 1 mol de C6H12O6 = 0.25 mol de C6H12O6

180 g de C6H12O6

Un consejo: Se debe diferenciar claramente el concepto de mol y molécula. La mol está referida a una cantidad macroscópica expresada en gramos, mientras que la molécula es una entidad sub-microscópica constituida por átomos.

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Ejemplo ¿Cuántas moléculas hay en 360 g de glucosa? Solución La definición: 1 mol de C6H12O6 = 180 gramos de C6H12O6 = 6.022x1023 moléculas Entonces: 360 g de C6H12O6 6.022x10

23moléculas de C6H12O6= 2 x 6.022x10

23moléculas de C6 H12O6

12.044x1023

moléculas de C6H12O6180 g de C6H12O6 Ejemplo ¿Cuántos átomos de carbono hay en 360 g de glucosa? Solución Leyendo la fórmula de la glucosa C6H12O6 vemos que cada molécula de esta contiene 6 átomos de carbono. Ya que en 360 g de glucosa hay 12.044x10

23 moléculas de glucosa, entonces:

12.044x1023

moléculas de C6H12O6 .6 átomos de C . = 72.264x1023

átomos de C 1 molécula deC6H12O6

Ejemplo La reacción de combustión incompleta del gas metano produce CO yH2O. ¿Qué cantidad de moles de H2O se obtienen al quemar 20 molesde CH4?C=12, H=1, O=16

CH4 + O2 CO + H2O

Solución Primero debemos obtener la ecuación balanceada,

2 CH4 + 3 O2 2 CO + 4 H2O

La información molar es:

2 moles CH4 + 3 moles O2 2 moles CO + 4 moles H2O

Finalmente, a partir de esta información, vemos que 2 moles de CH4producen 4 moles de H2O. Estequiométricamente, esta relación puede tomarse como cantidades equivalentes y puede utilizarse para construirun factor de conversión. Entonces:

20moles deCH4 . 4 moles H2O

2 molesCH4

dato

factor de conversión

Resolviendo: 40 moles de H2O

Ejemplo En el ejemplo anterior, ¿Qué peso de O2 es necesario para quemar 10moles de CH4? C=12, H=1, O=16 Solución Nuevamente la ecuación balanceada, 2 CH4+ 3 O2 2 CO + 4 H2O y la información molar: 2 moles CH4+ 3 moles O2 2 moles CO + 4 moles H2O Ahora la escribimos más convenientemente: 2 moles CH4 + 3 x (32 g) O2 2 moles CO + 4 moles H2O

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Entonces: 10moles deCH4 . 3 x 32g O2

2 molesCH4

dato

factor de conversión

Resolviendo: (10 x 3 x 32/2) g O2 = 480 g de O2

Ejemplo En una fundición de cobre se emplea calcopirita (CuFeS2) como fuentede cobre según: CuFeS2+ O2 Cu + FeO+ SO2

¿Qué cantidad de O2 en gramos se requiere para procesar 1 kg decalcopirita? Cu = 63.5, Fe = 55.8, S=32, O = 16

Solución Después de balancear, 2 CuFeS2 + 5 O2 2 Cu + 2 FeO + 4 SO2 2 moles de CuFeS25 moles de O2 2.(183.3 g) CuFeS25.(32 g) O2

Entonces:

1 000g de CuFeS2.5 x 32g de O2 .

2 x 183.3g de CuFeS2

= 1 000 x 5 x 32/(2 x 183.3) g de O2 = 436.4 g de O2

5.2. VOLUMEN MOLAR (Vm)

Se denomina volumen molar al volumen ocupado por una mol de cualquier sustancia. Este concepto suele emplearse con relativa frecuencia para sustancias gaseosas. Sin embargo debe tenerse en cuenta que el volumen de un gas depende de la temperatura y la presión a la que se encuentra. Es decir una mol de cualquier gas ocupara distintos volúmenes según el valor de la presión y la temperatura. Para tener un punto de referencia se ha establecido las Condiciones Normales de presión y temperatura, en la cual la presión es igual a 1 atmosfera y la temperatura igual a 0ºC. Entonces para cualquier gas,

Vm = 22.4 litros a P=1atm y T=0ºC (C.N.)

Ejemplo Cuando se oxida propano (C3H8) por oxigeno (O2) se produce monóxido de carbono (CO) y agua (H2O). Calcular el volumen de CO a C.N. que se obtienen al quemar 11 g de propano. C=12, H=1, O=16

C3H8(g) + O2(g) CO(g) + H2O(g) Solución La ecuación balanceada que describe esta reacción: 2 C3H8(g) + 7 O2(g) 6 CO(g) + 8 H2O(g)

2 moles C3H8 6 moles de CO 2 (44 g) C3H8 6 (22.4 L) de CO

11g de C3H8 . 6 x 22.4 L de CO

2 x 44 g de C3H8

5.3. REACTIVO LIMITANTE Hasta ahora, en los ejemplos anteriores hemos calculado la cantidad de un reactivo que hace falta para combinarse con otro en alguna reacción química.

QUÍMICA APLICADA


Si bien esto es exacto químicamente hablando, en la práctica suele añadirse casi siempre un exceso de uno de los reactivos. Esto se hace así para asegurar el consumo completo del otro. Como sabemos que las sustancias químicas siempre se combinan en proporciones definidas, sucederá entonces que habrá un sobrante del reactivo que fue añadido en exceso, mientras que el otro se consumirá hasta agotarse. Por ejemplo, en la combustión de la gasolina en los motores de combustión interna, se calibra la entrada de aire de modo que siempre más aire del necesario para asegurar que toda la masa de gasolina en el cilindro de combustión se queme. En toda reacción donde se conocen las cantidades de las sustancias reaccionantes, se llama reactivo limitante a aquel que se encuentra en menor proporción estequimétrica. Y se llama reactivo en exceso a aquel que se encuentra en exceso estequimétrico en comparación con el otro. Los problemas con reactivo limitante se reconocen porque tenemos al menos dos cantidades de sustancias que deben reaccionar. En estos problemas, antes de los cálculos debemos identificar cual es la sustancia en exceso y cuál es la sustancia limitante ya que solo obtendremos resultados correctos haciendo los cálculos con esta última.

Ejemplo Considere la siguiente reacción química que ocurre a 750°C:

N2(g) + H2O(g) NH3(g) + O2(g)

Si inicialmente se colocan 10 gramos de N2 con 10 gramos de H2O a) ¿Reaccionan completamente los reactivos? b) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan sin reaccionar? c) ¿Cuántos moles de NH3 se forman? d) ¿Cuántos litros de O2, medido en CNPT se producen? (N=14, H=1, O=16) Solución Como siempre, lo primero es balancear la ecuación:

2 N2(g) + 6 H2O(g) 4 NH3(g) + 3 O2(g)

Determinamos el número de moles iniciales de las sustancias: n (N2) = 10/28 = 0.357 moles de N2 n (H2O) = 10/18 = 0.556 moles de H2O

Determinamos el reactivo limitante y el reactivo en exceso:

Calculamos la cantidad de agua necesaria, para la reacción completa del N2

0.357 moles N2⋅6 moles H2O= 1.071 molesH2O

2 moles N 2

Como no tenemos esa cantidad de H2O, inferimos que el reactivo en exceso es el N2. Por tanto el reactivo limitante es el agua, la cual se consumirá completamente.

Comprobamos, utilizando toda la cantidad de agua propuesta y calculando el consumo de N2 requerido por ésta:

0.556 moles H2O. 2 moles N2=0.185 moles N2

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6 moles H2O

Entonces, 0.556 moles de H2O (lo que nos da el problema) necesitan para reaccionar 0.185 moles de N2 (cantidad menor a la proporcionada por el problema). Como hay 0.357 moles de N2, existe un exceso estequiométrico de N2.

Ordenando:

Reactivo limitante, H2O. Reactivo en exceso, N2.

Cantidad de sustancia que reaccionan exactamente (estequiométricamente): 0.556 moles de H2O y 0.185 moles de N2

Cantidad del reactivo en exceso sobrante (excedente): n = (0.357 – 0.185) = 0.172 moles de N2 W = n x PM = 0.172 x 28 = 4.82 g de N2

Cantidad de NH3 formado:

0.556 moles H2O . 4 moles NH3=0.371 molesNH3

6 moles H2O

Cantidad de oxigeno obtenido, en litros a C.N. de P y T.:

0.556 moles H2O . 3 moles O2 . 22.4 L = 6.23 LitrosO2

6 moles H2O 1 mol O2

6. PROPIEDADES DE LOS COMBUSTIBLES Las propiedades más importantes que caracterizan a un combustible son: 6.1 COMPOSICIÓN

En la práctica un combustible no es una sustancia pura, sino una mezcla. El conocimiento de la composición de un combustible es importante para determinar los parámetros estequiométricos para la combustión de este. La composición de los combustibles gaseosos se expresa en fracciones molares de cada componente (x), lo cual es equivalente a la composición en volumen a CNPT. Donde la fracción molar es:

xi= moles del componente ' i '

moles totales

Y para cualquier mezcla de “m” componentes, se cumple:

x1 +x2 +x3...+ xm= 1

La composición de los combustibles líquidos y sólidos se expresa generalmente en fracciones de masa de cada componente (y). Donde la fracción de masa es:

yi= masa del componente ' i '

masa total

Y para cualquier mezcla de “m” componentes, se cumple:

Componente (i)

Fracción Molar (xi)

N2 0.0071

CH4 0.8425

C2H6 0.1477

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C3H8 0.0025

i C4H10 0.0001

n C4H10 0.0001

Tabla 1. Composición típica de un gas natural

Componente (i)

Fracción Masa (yi)

C 0.860

H 0.111

S 0.008

O 0.000

N 0.010

H2O 0.010

cenizas 0.001

Tabla 2. Composición típica de una gasolina

6.2 PODER CALORÍFICO Se denomina poder calor de un gas combustible a la cantidad de calor que desprende en la combustión completa de una unidad de masa o de volumen de gas. [kJ/kg]. El calor desprendido pasa a los productos de la combustión, llamados vulgarmente humos. En la práctica, para extraer el calor de la combustión, lo que se hace es enfriar los humos, puesto que son el vehículo de dicha energía. Existen 2 tipos de Poderes Caloríficos:

a) Poder Calorífico Superior (PCS) Es la cantidad de calor que desprende en la combustión completa una unidad de

masa o de volumen de un combustible (solido, liquido o gas) cuando los productos de la combustión (humos) son enfriados hasta la condensación del vapor de agua que contienen. Referidos todos los productos a la temperatura inicial de 0ºC, 18ºC, 20ºC, 25ºC, 60ºF, según los autores y considerando el agua de combustión en estado liquido a presión atmosférica.

b) Poder Calorífico Inferior (PCI) Es la cantidad de calor que desprende en la combustión completa una cantidad de

masa o de volumen de gas cuando los productos de la combustión (humos) son enfriados sin que llegue a producirse la condensación del vapor de agua. Los humos evacuan el agua en estado vapor a 100ºC . Por lo general es el más usado.

El PCS y PCI se expresan normalmente en las unidades siguientes:

- Por unidad de masa: MJ/kg, kWh/kg o Kcal/kg - Por unidad de volumen: MJ/m

3, kWh/m

3 o Kcal/m

3

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Determinación del Poder Calorífico

Aire

Gas (t2, p2)

Gas + Aire

(t1, p1)

Productos

(t1, p1)

Agua líquida

PODER CALORÍFICO SUPERIOR

Agua vapor

PODER CALORÍFICO INFERIOR

Combustión

PODER CALORIFICOSustancia Poder Calorífico, MJ/kg Contenido % en masa de

Oxigeno, O2Superior Inferior

Hidrogeno 141,94 119,91

Metano 55,55 50,02

Etano 51,92 47,49

Propano 50,39 46,36

Butano 49,54 45,72

i-Butano

i-Pentano

N-Pentano 48,67 44,97

N-Hexano 48,34 44,74

N-Heptano 48,10 44,56

N-Octano 47,92 44,42

i-Octano

6.3. INDICE DE WOBBE

El índice de Wobbe es el cociente entre el PCS y la raíz cuadrada de la densidad relativa del gas con respecto al aire:

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El índice de Wobbe es un indicador de intercambiabilidad de los gases combustibles. Dos gases combustibles que tengan el mismo índice de Wobbe dan la misma potencia calorífica por un quemador, siempre que los gases estén a la misma presión y a la misma temperatura.

El índice de Wobbe se expresa en las mismas unidades que el PCS, normalmente en

unidades de volumen (MJ/m3, kWh/m

3 o Kcal/m

3)

6.4 VISCOSIDAD

Describe la resistencia interna a fluir de los fluidos. Es una propiedad importante para los líquidos.

6.5 DENSIDAD La densidad absoluta de un cuerpo, es el cociente entre la masa y elvolumen del mismo [kg/L, g/mL] Se define también el termino densidad relativa, como el cociente de ladensidad absoluta de un gas entre la densidad del aire, a igualescondiciones de presión y temperatura. La densidad relativa de un gascombustible es útil para, en caso de fuga de este, saber si se acumula anivel del piso o cerca del techo en ambientes confinados.

6.6 LÍMITES DE INFLAMABILIDAD Límites de concentración superior e inferior de un gas inflamable, sobreo debajo de los cuales no ocurre propagación de la llama en contacto conuna fuente de ignición. Los límites inflamables son calculados atemperatura y presión ambiente en el aire. Los gases más inflamables son el H2 y el C2H2 (acetileno). Por ejemplo, el hidrógeno, a una concentración entre 4% hasta 75%volumen en aire forma una mezcla que se inflamará en contacto con unafuente que le entregue la energía de activación necesaria. Debajo de laconcentración inferior y encima de la concentración superior, lainflamación no ocurrirá. Límites de inflamabilidad para otros gases pueden verse en la tabla 3.

Gases

Límites de Inflamabilidad

Inferior [% vol gas/%

vol aire]

Superior [% vol gas/% vol aire]

H2 4.0 75.0

CH4 5.0 15.0

C2H6 3.2 12.5

C3H8 2.4 9.5

i C4H10 1.8 8.4

n C4H10 1.9 8.4

C5H12 (pentano) 1.4 7.8

C6H14 (hexano) 1.25 6.9

C2H2 (acetileno) 2.5 81.0

C6H6 (benceno) 1.4 6.75

CO 12.5 74.2

NH3 15.5 27.0

H2S 4.3 45.5

Tabla 3. Límites de inflamabilidad de sustancias gaseosas

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3

3

2

2

1

1

100

L

C

L

C

L

CL

Exposímetro de Gas Un gas combustible, para arder, necesita estar mezclado homogéneamente con aire. Es lógica pensar que si la mezcla contiene poco gas no podrá arder, lo mismo que si contiene poco aire. Se llama límite inferior de inflamabilidad a la mínima proporción de gas en una mezcla aire-gas, para que el gas arda. Se llama límite superior de inflamabilidad a la máxima proporción de gas en una mezcla aire-gas para que el gas arda. Si tenemos una mezcla aire-gas dentro de los límites de inflamabilidad, no significa que el gas arda espontáneamente, sino que puede arder en presencia de una chispa o llama. Para el hidrogeno (H) los límites de inflamabilidad son 4.1 y 72.2% respectivamente. Esto quiere decir que una mezcla de aire-hidrogeno que contenga más del 4.1% y menos del 72,2% de hidrogeno puede arder (vease esquema de la figura 2). En la tabla se han recopilado los límites de inflamabilidad de otros gases combustibles. Una observación interesante es que los gases tienen límites de inflamabilidad muy diversos, por ejemplo, el bueno tiene un margen muy estrecho 1,6 – 8.5% mientras que el monóxido de carbono tiene un margen muy amplio: 12.9 = 74.0% Para conocer el límite de inflamabilidad de una mezcla de gases dada, se puede aplicar la regla de Le Chatelier-Coward. Donde: C1 C2 C3 ……= concentraciones en % de los componentes. L1 L2 L3 …… = límites de inflamacion de cada componente.

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*Representación de los límites de inflamabilidad hidrogeno( H2)

Tipo de gas %Limite inferior %Limite superior

Etano Etileno

Butano normal Isobutano Hidrógeno Propano

Monóxido de carbono Metano

3.2 2.75 1.6 1.9 4.1 2.37 12.9 5.3

12.5 28.6 8.5 8.5 72.2 9.5 74 14

6.7. TEMPERATURA DE INFLAMACIÓN - (PUNTO DE INFLAMACIÓN)

Temperatura más baja a la cual un líquido combustible genera suficientevapor para formar una mezcla inflamable con el aire a presión atmosférica. Es decir es la temperatura mínima para que sobre lasuperficie del líquido combustible se alcance el límite inferior deinflamabilidad.

Un gas combustible puro no puede arder por si solo necesita el comburente. Si tenemos una mezcla de aire y gas inflamable (comprende dentro de los límites de inflamabilidad), para arder necesita también una temperatura mínima, que recibe el nombre de temperatura de inflamación. Una vez iniciada la combustión, el calor desprendido mantiene la temperatura por encima de la temperatura de inflamación y la combustión prosigue espontáneamente. En la tabla se indican las temperaturas de inflamación de algunos gases combustibles, cuando se utiliza aire como comburente. Cuando se utiliza oxígeno puro directamente, las temperaturas de inflamación son menores.

Aclaraciones complementarias sobre los combustibles Hemos visto que las características de los gases (densidad, poder calorífico, etc.) dependen de la composición de la mezcla y, a título informativo, hemos dado las características aproximadas de los gases más corrientes.

6.8. TEMPERATURA DE IGNICIÓN- (PUNTO DE IGNICIÓN) Temperatura más baja a la cual un líquido combustible puede mantenersu combustión. La temperatura de ignición de una sustancia estasiempre sobre su temperatura de inflamación.

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Tipo de gas Límite inferior% Límite superior%

Etano Etileno

Butano normal Isobutano

*Hidrógeno Propano

Monóxido de carbono Metano

3.2 2.75 1.6 1.9 4.1 2.37 12.9 5.3

12.5 28.6 8.5 8.5 72.2 9.5 74 14

TABLA : Limites de inflamabilidad de varios gases

7. LA LLAMA La llama es la manifestación visible y calorífica de la reacción de combustión. En la práctica existen distintos tipos de llama, en función de la mezcla entre el combustible y el comburente. En la figura se observa un mechero "bunsen", que es un quemador que tiene en su cuello un dispositivo regulable, que permite la entrada de aire el cual se mezcla con el gas antes de su combustión. El aire que se mezcla con el gas antes de su combustión se llama aire primario (mezcla previa) y el que toma la llama directamente del ambiente que la rodea, aire secundario (sin mezcla previa). Como quiera que el volumen de aire en una combustión es mucho mayor que el del gas combustible es en último término su control lo que define la forma y dimensiones de la llama.

7.1. TIPOS DE LLAMA

La cantidad de aire mezclada con el flujo de gas afecta la plenitud de lacombustión y de la llama. Menor cantidad de aire produce una reacción incompleta y más fría, mientras que un flujo de gas bien mezclado con aireprovee la cantidad de oxígeno suficiente para producir una reacción completa ymás caliente. La entrada de aire puede ser controlada abriendo o cerrando lasventanas de acceso de aire del quemador.

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Fig.2 Diferentes tipos de llama de un quemador Bunsendependiendo de la alimentación de aire. 1. ventana deaire cerrada. 2. ventana de aire media abierta. 3.ventana de aire cerca de abertura completa.4. ventanade aire completamente abierta. Si los agujeros de la ventana están cerrados, el gas solo se mezclará con el aire ambiental en el punto de combustión, esto es, solo a la salida del quemador. Esto reduce el mezclado y produce una combustión incompleta, produciendo una llama fría, amarilla y brillante. La llama amarilla es luminosa debido a pequeñas partículas de hollín incandescentes. Cuando el quemador es regulado en la admisión de aire, produce una llama caliente y azul casi invisible.

7.1.1. Llama sin Mezcla Previa (Llama Blanca) Se trata de una llama de gran longitud pero de baja temperatura. Se muestra de color amarillo, debido fundamentalmente a la presencia de carbono libre que sólo ha alcanzado la temperatura necesaria para ponerse incandescente sin llegar a oxidarse.

7.1.2. Llama con Mezcla Previa (Llama Azul) Al existir una mezcla previa entre el combustible y comburente, se obtienen llamas cortas de color azulado y de alta temperatura. En caso de que el comburente incorporado no sea suficiente para garantizar la combustión completa, se produce una segunda zona de llama incolora, dando lugar a un penacho que recubre la anterior.

7.2. VELOCIDAD DE PROPAGACIÓN DE LA LLAMA La velocidad de propagación de la llama es la velocidad a la cual se produce la combustión de la mezcla aire-gas que sale por el quemador, y se mide en cm/s. Según va saliendo la mezcla inflamable por la cabeza del quemador, el frente de llama va avanzando y quemando la mezcla. Este es un aspecto de extraordinaria importancia para la estabilidad de la llama, tal y como se verá en el apartado 4.5. La velocidad de propagación o avance de la llama depende de: - la proporción entre el combustible y el comburente con que se realiza la mezcla previa (denominada tasa de aireación primaria). - las características del gas. - las características del comburente. Los gases no combustibles como el nitrógeno presente en el aire ambiente disminuyen la velocidad de propagación, al contrario que los gases combustibles como el hidrógeno que la aumentan. - la temperatura de la mezcla. A medida que aumenta la temperatura de la mezcla, aumenta la velocidad de propagación.

7.3. ESTABILIDAD DE LA LLAMA Para que la llama quede adherida al quemador, debe existir un equilibrio entre la velocidad de salida de la mezcla combustible por el quemador y la velocidad de avance de la llama. La inestabilidad de la llama se produce por: - Aumento de la velocidad de salida de la mezcla aire-combustible en relación a la velocidad de avance de la llama hasta un límite que pueda producir un despegue o desprendimiento de la llama. - Disminución de la velocidad de salida de la mezcla aire-combustible en relación a la velocidad de avance de la llama hasta un límite que pueda producir un retroceso de la llama.

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Este último fenómeno suele ser frecuente en gases con alto contenido en hidrógeno, debido a su alta velocidad de propagación de llama.

7.4. COLOR DE LA LLAMA En una combustión completa, con correcta regulación de gas y de aire, la llama debe presentar un penacho casi transparente, y en el centro del cual un cono azul o azul verdoso, según el gas, y estable. Si cerramos totalmente la entrada de aire primario, veremos que la llama adquiere un color rojo-blanco. Esto es debido a que la combustión es incompleta ya que el aire que toma del ambiente que la rodea no es suficiente para el volumen del gas que sale por el quemador. Esta llama se denomina llama blanca debido a su color. A medida que aumentamos la entrada de aire primario la llama se vuelve de color azul y estable, lo cual nos indica que la combustión se vuelve más completa. Esta llama se denomina llama azul debido a su color. La llama azul tiene indudables ventajas frente a la llama blanca , pues en los quemadores de llama azul pueden consumirse, de forma óptima, grandes caudales de gas, y la temperatura que se alcanza es superior a la lograda en un quemador de llama blanca.

Ventajas Inconvenientes

Llama blanca Gran longitud, a veces necesaria.

Menor temperatura. Produce hollin al contacto con paredes frías.

Llama azul Mayor temperatura. No produce hollin. Se puede concentrar la fuente de calor.

La entrada de aire primario debe ser bastante precisa, para que no se produzca el desprendimiento o retroceso de la llama.

8. PROBLEMAS 1. Se dispone de 54 gramos de aluminio. P.A. (Al) = 27.

Calcule el número de moles de Al Calcule el número de átomos de Al a) 2 y 1.204 x 10

24 b) 2 y 1.204 x 10

23 c) 2 y 12.04 x 10

24

d) 3 y 6.022 x 1023

e) 3 y 1.204 x 1023

2. Considere la molécula del peróxido de hidrogeno H2O2.P.A. (H) =1, P.A. (O) =16.

¿Cuántas moléculas hay en 34 gramos de H2O2? ¿Cuántos átomos de H hay en 34 gramos de H2O2? a) 12.04 x 10

23 y 12.04 x 10

23 b) 12.04 x 10

23 y 24.08 x 10

23

c) 6.022 x 1023

y 12.04 x 1023

d) 6.022 x 1023

y 18.06 x 1023

e) 6.022 x 10

23 y 3.011 x 10

23

3. ¿Cuántos moles de sulfuro de sodio (Na2S), corresponden a 2.71 x 1024

moléculas de sulfuro de sodioPA (Na) = 23, PA (S) = 32 a) 4.5 b) 2.2 c) 9.0 d) 3.5 e) 7.2

4. Una aleación que contiene hierro (54.7% en masa), níquel (45.0 %) y manganeso (0.3%) tiene una densidad de 8.17 gramos sobre cm

3. ¿Cuántas moles de hierro hay en un

bloque de aleación que mide 10cm x 20cm x 15cm? PA (Fe) = 55.8 a) 24 027 b) 240.3 c) 803.0 d) 8.0 e) 3.5

5. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 0.10 moles de Ba(NO3)2 ? a) 0.602 x 10

23 b) 6.022 x 10

23 c) 1.806 x 10

23 d) 3.61 x 10

23 e) 3.61 x 10

23

6. El CO reacciona a altas temperaturas con vapor de agua para dar origen a dióxido de carbono e hidrógeno de acuerdo a la siguiente reacción: CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

7. Si se dispone de 100 g de CO, ¿Cuántos gramos de H2 se producen? PA (C) = 12, PA (O) = 16, PA (H) = 1

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a) 1 400 b) 14.28 c) 64.30 d) 7.14 e) 23.50 8. La hidroxilamina se descompone a altas temperaturas según la siguiente reacción:

NH2OH(g) H2(g) + N2O(g) + O2(g) 9. Si inicialmente se dispone de 360 gramos de hidroxilamina. Cuantos gramos de N2O se

producenP.A. (N) = 14, P.A. (O) = 16, P.A. (H) = 1 a) 270.0 b) 240.0 c) 540.0 d) 122.0 e) 480.0

10. La esfalerita es un mineral de sulfuro de zinc (ZnS) y una fuente importante del metal zinc. El primer paso en el procesamiento de la mena consiste en calentar el sulfuro con oxígeno para obtener óxido de zinc ZnO, y dióxido de azufre, SO2 ¿Cuántos kilogramos de gas oxígeno se combinan con 5.00 kg de sulfuro de zinc en esta reacción? P.A. (Zn) = 65.3, P.A. (S) = 32 ZnS + O2ZnO + SO2 a) 2.46 b) 1.67 c) 4.92 d) 3.25 e) 8.32

11. Cuando reacciona el CO2 con el H2O a altas temperaturas, se produce metanol y oxígeno de acuerdo al siguiente esquema: CO2(g) + H2O(g) CH3OH(g) + O2(g)

12. Si inicialmente se colocan 52.8 gramos de CO2 y 36,0 gramos de H2O. ¿Qué volumen, en CNPT de O2 se producirá en la reacción? PA (C) = 12, PA (O) = 16, PA (H) = 1 a) 33.6 b) 11.2 c) 59.7 d) 20.2

13. El cloruro de aluminio (AlCl3), se utiliza como catalizador en diversas reacciones industriales y se prepara a partir del cloruro de hidrógeno gaseoso y viruta de aluminio metálico. Considerando que un vaso de reacción contiene 0.15 mol de Al y 0.35 mol de HCl. Al(s) + HCl(g) AlCl3(s) + H2(g)

14. Calcule cuantos moles de AlCl3 se pueden preparar a partir de esta mezcla? a) 1.05 b) 0.25 c) 0.16 d) 0.35 e) 0.12

15. ¿Qué ocurrira si se hacen reaccionar 8.5 moles de cloro y 6.4 moles de aluminio para formar cloruro de aluminio? Al(s) + Cl2(g) AlCl3

El reactivo limitante es el aluminio. Sobran 0.73 moles de cloro. Se forman como máximo 4.67 moles de cloruro de aluminio. Sobran 0.73 moles de aluminio.

16. ¿Qué ocurrirá si se hacen reaccionar 0.2 moles de HCl con 0.2 moles de zinc para producir gas hidrógeno? HCl + Zn ZnCl2 + H2

El reactivo limitante es el zinc. Sobran 0.1 moles de HCl . Se forman 0.2 moles de hidrógeno. Sobran 0.1 moles de zinc.

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