Combustión y Combustibles

Capítulo 9: Combustión y Combustibles
En este capítulo se estudia una especial aplicación de interés en todas las ramas de la ingeniería
ya que está directamente relacionada con el uso de los combustibles. Primero se analizan los
conceptos de termodinámica en sistemas en los que ocurren reacciones químicas y luego algunos
aspectos sobre combustibles naturales y comerciales.
TERMODINÁMICA DE REACCIONES
En cursos de química aprendimos que los elementos químicos y compuestos químicos se pueden
"combinar químicamente" para dar nuevos compuestos. Este proceso de combinación lo
llamamos “reacción química”. Los elementos o compuestos se combinan en una reacción química
siguiendo ciertas "leyes" de combinación que denominamos “estequiometría” (stoicheion = frío +
metrein = medida, del griego)
El proceso de combinación llamado Reacción Química ocurre de acuerdo a proporciones
estequiométricas que indican cuantas moléculas (o moles) de una sustancia se combinan con
cuántas de otra para dar una cantidad determinada de productos de reacción.
C4H10 + O2

C4H10 + 13/2 O2 
CO2 + H2O
No está estequiometricamente balanceada!
4CO2 + 5H2O
Si están estequiometricamente balanceada!
2C4H10 + 13O2 
8CO2 + 10H2O
Algunos conceptos importantes en el estudio de Reacciones Químicos son: Reactivo Limitante,
Reactivos en Exceso, Conversión, Calor de Reacción, Calor Normal de Reacción y Calor de
Formación, entre otros. Veamos estos conceptos:
Reactivo Limitante (RL): es el reactivo que está presente en la menor proporción estequiometría
(no necesariamente el que está en menor cantidad en moles o gramos).
Reactivos en Exceso: es el reactivo que está presente en mayor proporción (o cantidad) a la
requerida por el reactivo limitante.
fracción en exceso = [moles en exceso] / [ moles requeridos para reacción con el RL]
Conversión (f): es la fracción de un reactivo (usualmente el RL) que es convertido a producto en
una reacción química.
Conversión de i : moles de reactivo ” i ” consumido / [moles de reactivo “i “ iniciales
Calor de Reacción ( HR): es el calor absorbido o liberado durante el proceso de reacción
química. Si se libera calor la reacción es exotérmica y HR < 0 ; si se absorbe calor la reacción es
endotérmica y el HR > 0 ; si no absorbe ni se libera calor la reacción atérmica HR = 0.
Calor Normal de Reacción (HRº): Se define como la variación de entalpía que resulta de una
reacción química a 1.0 atm. iniciándose y terminando con todas las sustancias a 25ºC. Existen
extensas tablas de HRº.
H2O + SO3  H2SO4
(HRº):
Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile)
97
En el caso particular de una reacción de combustión la energía involucrada se conoce como “calor
de combustión”. Si la combustión se realiza con los reactivos (combustible y comburente) en
proporción estequiométrica, a 1.0 atm., con conversión 100%, iniciándose y terminando con todas
las sustancias a 25ºC, la energía involucrada es el Calor Normal de Combustión (HCº)
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
(HCº):
Tabla 9.1 : Calor de combustión de sustancias varias
Sustancia
Metano (g)
Propano (g)
Butano (g)
Azufre (s)
Dióxido de Azufre (g)
Carbono (s)
Monóxido de Carbono
Carbono (s)
Octano (l)
Decano
Parafina
Aserrín seco
Aserrín húmedo
Carbón vegetal
Leña seca
Leña húmeda
Madera de pino
Gasolina
Gas licuado
Formula
CH4
C3H8
C4H10
S
SO2
C
CO
C
C8H18
C10H22
----------------------------
KJ / mol
800
2220
2879
270
98.2
394 (a CO2)
282
101 a ( a CO)
5456
6765
----------------------------
Kcal / mol
192
530
688
64.5
23
94
67
24
1303
1617
----------------------------
Kcal / kg
11537
12050
11855
2015
336
7842
2405
2010
11430
11387
10300
3800
1900
7170
4300
2200
5000
11000
12000
Ejemplo 9.1
Metano (CH4) reacciona con oxígeno (O2) del aire (21% O2 y 79% N2). Escriba la reacción
estequiométricamente balanceada.
Solución
Se escribe la reacción (reactivos y productos):
CH4 + O2  CO2 + H2O
Se balancea el carbono ( un átomo a cada lado)
Se balancea el hidrógeno ( 4 H a la izquierda y 2 H a la derecha). Se ajusta a 4 a la derecha.
CH4 + O2  CO2 + 2H2O
Se termina de balancear el oxígeno (hay 4 oxígenos a la derecha y 2 a la izquierda). Se ajusta a 4 a la
izquierda.
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
Quedando así la reacción estequiometricamente balanceada:
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
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98
BALANCE DE MATERIA EN REACCIONES DE COMBUSTIÓN
El balance de materia en procesos involucran reacciones químicas debe considerar los cambios
físicos y químicos que experimentan las sustancias involucradas. Para cuantificar los cambios
químicos, lo primero que se debe hacer es escribir la o las reacciones químicas estequiometricamente balanceadas. Luego la relación entre la cantidad de sustancia que entra, se forma,
se consume y sale del proceso se hace a través del balance de materia que se vio antes:





ma = me - ms + mg - mc
Una forma simple y directa de ir cuantificando la cantidad de sustancia inicial, las que reaccionan
y las que se producen es a través de una “tabla del balance de materia”. Esto se explica mejor
con unos ejemplos.
Ejemplo 9.2
Metano reacciona con O2 puro (todos los gases a 25ºC y 1 atm.), para dar CO2 y H2O según la
reacción:
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
Si se usa 100% de O2 en exceso, determine la concentración de los gases quemados si el metano
se convierte totalmente.
Solución
Tabla de balance de materia
Gas
CH4
O2
CO2
H2O
Inicial
1
2+2
-------
O2 (teórico) = 2
Reaccionan
1
2
-------

Se forman
------1
2
Total
O2 (total) = 4
Salen
0
2
1
2
5
%moles
0
40
20
40
O2 (exceso) = 2
CH4= 1 mol es una base de cálculo arbitraria
En procesos de combustión se usa el concepto de "concentración en base seca"… y esta se
determina calculando la concentración final sin considerar el contenido de agua.
En el cálculo anterior se tendría: O2 (sale)=2; Total=3; CO2 (sale)=1  %O2=66.6; %CO2=33.3
Ejemplo 9.3
En forma similar al ejemplo anterior pero la combustión es ahora con oxigeno del aire (aire que
tiene 21% de O2 y 79% de N2). Metano se combustiona con aire (todos los gases a 25ºC y 1
atm.), para dar CO2 y H2O según la reacción:
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
Si se usa 100% de aire en exceso y la conversión es 100%, determine la concentración de los
gases de combustión.
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99
Solución
Reacción estequiometricamente balanceada: CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
La tabla del balance de materia queda entonces:
Gas
CH4
O2
N2
CO2
H2O
Inicial
1
2+2
15.05
-------
Reaccionan
1
2
----------
Se forman
--------1
2
Total =
Salen
0
2
15.05
1
2
20.05
%moles
0
9.98
75.05
4.99
9.98
100.0
Los moles de N2 se calculan de la relación de concentraciones N2/O2, que es 79/21
O2(total) = 4 y n(N2)=(78/21)*4=15.05.
Note que el N2 no participa en la reacción química, pero si afecta el balance de materia
Ejemplo 9.4
Se quema carbón con 150% de aire en exceso. Determine la concentración de los gases de
combustión (gases quemados).
Solución
Reacción estequiometricamente balanceada: C + O2  CO2
Sustancia
C
O2
N2
CO2
Total
Entra
1
1+1.5
9.4
-
Reacciona
1
1
-
Forma
1
Total
Sale
0
1.5
9.4
1
12.9
%
0
12.6
79
8.4
100
Los moles de nitrógeno fueron calculados como: n(N2 )= (79/21) · n(O2) = (79/21) · 2.5 = 9.4 mol N2
Ejemplo 9.5
Se quema propano C3H8 con 100% de exceso de aire. La combustión es completa y la conversión es
de 100%. El aire y el propano ingresan a 25 °C y 1 atm, y los gases quemados son enfriados con un
enfriador. ¿Cuál es la temperatura más baja a la que se pueden enfriar los gases para que no se
condense agua?
Solución
Se debe hacer el balance de materia para determinar la concentración de los gases quemados, donde
hay agua formada durante la combustión del propano. Parte de esta agua condensará si los gases se
enfrían hasta temperaturas inferiores a la temperatura de rocío. La temperatura de rocío se alcanza
cuando los gases se saturan. Esto es cuando hr=100% o sea cuando la presión parcial del agua en los
gases iguala a la presión de saturación del agua. La presión parcial se calcula a partir de la
concentración del agua en los gases usando la Ley de Dalton: Pi = xi P
Reacción estequiometricamente balanceada: C3H8 + 5O2  3CO2+ 4 H2O
Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile)
100
Sustancia
C3H8
O2
N2
CO2
H2O
Total
Entra
1
10
(79/21) x10
-
Reacciona
1
5
-
Forma
3
4
Sale
5
(79/21) x10
3
4
49,62
%
10,08
75,81
6,05
8,06
100
Ley de Dalton: Pi = xi P
Pagua = 8,06% x 1 atm = 0,081 atm
Psat = 0,081 atm ≈ 0,008 MPa  de las Tablas de vapor…. Tsat = 314,66 °K = 41,51 °C
Los gases se pueden enfriar hasta un poco más de 42 °C. A los 42ºC se satura y aparece la primera
gota de (agua líquida (rocío).
Ejemplo 9.6
Se quema carbón puro y se produce solo CO2. Determine el porcentaje de aire en exceso para que la
concentración de CO2 en los gases quemados sea menor a 5%.
Solución
Reacción estequiometricamente balanceada: C + O2  CO2
Se debe hacer el balance de material arrastrando como incógnita el aire en exceso expresado de
alguna forma conveniente. En este caso, por ejemplo, se puede designar como X a los moles de
oxígeno en exceso.
Sustancia
C
O2
N2
CO2
Total
Entra
1
(1+X)
(79/21)(1+X)
-
Reacciona
1
1
-
Forma
1
Sale
X
(79/21)(1+X)
1
(100/21) (1+X)
%
?
?
5
Del enunciado del problema, se establece la siguiente relación para la fracción molar de CO2:
1/[ (100/21)(1+x) ]<0.05  x>3.2
X = 3.2 corresponde a los moles de oxigeno en exceso
% en exceso = moles de O2 en exceso/moles teórico de O2
% en exceso = (3.2)/1 = 3.2

320% en exceso.
Ejemplo 9.7
Se quema carbón húmedo (20% agua) con aire húmedo estequiométrico (30°C saturado de agua).
Determinar la concentración de los gases quemados.
Solución
Reacción estequiometricamente balanceada: C + O2  CO2
Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile)
101
Antes de hacer la tabla del balance de materia es conveniente determinar las cantidades de agua que
lleva el aire y el carbón (cantidades que deben ir en la tabla). Y como siempre tomemos como base de
cálculo en el balance, 1 mol de C
Água en el aire:
Aire húmedo saturado a 30 °C  hw = 0.027 (gr H2O / gr aire)
hw = 0.027 (gr. agua/gr. aire seco)*31.16(gr. aire/mol aire) / 18 (gr. agua/mol agua)
hw = 0.046 mol H2O / mol aire
Por cada mol de carbón se requiere 1 mol de O2
Y junto con el mol de O2 viene (79/21) moles de N2
Por lo tanto:
moles aire = 1 + (79/21) x 1 = 4.76 mol aire
moles H2O (en el aire)= 0.046 (mol H2O / mol aire) x 4.76 mol aire = 0.22 mol H2O
Água en el carbón:
Carbón húmedo 20% de agua y para una masa m de 100 gr. de carbón húmedo;
magua = 20 gr = 1.11 mol y mC = 80 gr = 6.66 mol
Por lo tanto el agua que entra con el carbón por cada mol de C (puro) es
moles H2O (en el C)= 1.11/6.66 = 0.167 mol H2O / mol C
Ahora completamos la tabla del balance de materia:
Sustancia
C
O2
N2
H2O
CO2
Total
Entra
1
1
(79/21) x 1
0.22 + 0.167
-
Reacciona
1
1
-
Forma
1
Sale
(79/21) x 1
0.387
1
5.15
%
----73.05
7.51
19.44
100
BALANCE DE ENERGÍA EN PROCESOS DE COMBUSTIÓN
Se aplica la 1ª Ley para sistemas abiertos: Hcorr= Q
Un caso de especial interés en combustión es el caso del proceso adiabático (Q = 0), en ese caso
la primera ley queda Hcorr= 0
La expresión del H en función de la temperatura y propiedades de las sustancias se hace como
antes (en los problemas puramente físicos) pero hay que agregar el cambio químico que ocurre
en la reacción, donde hay sustancias que se consumen (desaparecen) y otras que se forma por
reacción (aparecen). Esto se explica mejor con unos ejemplos.
Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile)
102
Ejemplo 9.8
Metano reacciona con O2 puro (todos los gases a 25ºC y 1 atm.), para dar CO2 y H2O según la
reacción:
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
Si se usa 100% de O2 en exceso, determine la temperatura de los gases quemados si el metano se
convierte totalmente.
Solución
Tabla de balance de materia (ya realizada antes en el Ejemplo 9.2)
Gas
CH4
O2
CO2
H2O
Inicial Reaccionan
1
1
2+2
2
-------------
Se forman
------1
2
Total
Salen
0
2
1
2
5
%moles
0
40
20
40
Resumiendo el balance de materia queda así:
1 mol
4 moles

Metano

Oxigeno
Cámara de combustión
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O

2 moles de oxigeno
1 mol de CO2
2 moles de agua
Separemos "convenientemente" el problema…
1 mol CO2 (25 ºC)  
1 mol CH4 (25ºC)
(2) 

1 mol CO2 (T)
(1)
2 mol O2 (25ºC)
2 mol O2 (25ºC)
2 mol H2O (25ºC)




 (4) 
H1= Hcomb(25ºC) = -192000 (cal/mol) y
 


(3)  

 
2 mol H2O (T)
2 mol O2 (T)
ΔHi = niČpiΔTi para las etapas (2) a la (4)
Queda entonces:
1*Hcomb(298) + 1*Čp(CO2)(T-298) +2*Čp(H2O)*(T-298) + 2*Čp(O2)*(T-298) = Q
Despejando T, queda:
T= 298 + [Hcomb(298)-Q] / [Čp(CO2)(T-298) +2*Čp(H2O)*(T-298) + 2*Čp(O2)*(T-298)]
Como no se conoce T para estimar un Cp medio (Čp), se debe suponer una temperatura (solo para
efectos de obtener un Cp aproximado. Esta tabla ayuda hacer estas estimaciones. Obviamente los
intervalos son aproximados ya que es distinta para distintos combustibles.
Tabla 9.2: temperaturas teóricas aproximadas para procesos de combustión
Cantidad
Teórico
100% en exceso
200% en exceso
Con O2
3000-4000K
2500-3500K
1500-2500K
Con aire
2000-2500K
1200-2000K
800-1200K
Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile)
103
Con Cp de tablas, suponiendo T = 3700 (o sea Tmedio=2000K y con Q = 0
Cp(CO2)=14.5; Cp(H2O)=12;
Cp(O2)=9 resulta… T = 3683 K (¡la suposición T = 3700 fue buena!)
Esta temperatura, por tratarse de un proceso adiabático, se conoce como “temperatura de reacción
adiabática” ó “temperatura teórica de llama”.
Note que si se pierde energía por las paredes de la cámara de combustión (Q < 0) la temperatura de
los gases quemados será menor a la “temperatura teórica de llama”.
Ejemplo 9.9
Se quema gas licuado (propano) con 100% de exceso de aire en una cámara de combustión.
a. Determinar la concentración en base seca de los gases quemados
b. Determinar la temperatura de salida.
c. ¿Cuánto aire en exceso debo agregar para que la concentración de CO2 sea < 4%?
Solución
C3H8 + O2  CO2 + H2O
a) Hay que balancear estequiometricamente la reacción:
Queda: C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O
Sustancia
C3H8
O2
N2
H2O
CO2
Total
Entra
1
5+5
(79/21) x 10
-
Reacciona
1
5
-
Forma
4
3
Sale
5
(79/21) x 10
4
3
49,62
%
10,08
75,81
8,06
6,05
100
% base seca
-10,96
82,46
--6,58
100
b) Balance de energía
3 mol CO2 25 ºC) 
1 mol C3H8 (25 ºC)
(2) 
3 mol CO2 (T)
(1) 
4 mol H2O (25 °C)  (3)  4 mol H2O (T)
5 mol O2 (25 ºC)
------------------------------------------------ -----37,61 mol N2 (25 ºC)    4)   
1 mol N2 (T)
5 mol O2 (25 ºC) 



 (5)



5 mol O2 (T)
Hcorr= Q
H1= Hcomb(25ºC) = - 530000 (cal/mol)
ΔHi = niCpiΔTi para las etapas (2) a la (5)
Queda entonces:
1*Hcomb(298) +  niCpiΔTi
Supondremos que T ≈ 1700 K → Tmedia ≈ 1000 K, de la tabla “capacidad calorífica Cp de gases a baja
presión”, en cal/(mol K)” se obtiene los valores de Cp, y reemplazando valores, queda:
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104
ΔH1 = nCpΔT = 3 mol x 13 (cal /mol K)*(T-298)K = 39T - 11622
ΔH2 = nCpΔT = 4 mol x 9.86 (cal /mol K)*(T-298)K = 39.44T – 11753.12
ΔH3 = nCpΔT = 37.61 mol x 7.82 (cal /mol K)*(T-298)K = 294.11T – 87644.84
ΔH4 = nCpΔT = 5 mol x 8.34 (cal /mol K)*(T-298)K = 41.7T – 12426.6
ΔH = - 530000 + 39T-11622 + 39.44T-11753.12 + 294.11T-87644.84 +41.7T-12426.6 =0
ΔH = - 653656.56 + 414.25T = 0 → T = 1578 K
La primera estimación de la temperatura (1700K) para el cálculo de la temperatura resulta
razonablemente buena.
c) Para determinar el exceso de aire que necesito para que la concentración de CO2 sea < 4%, es
conveniente que esta variable (el exceso) aparezca en el balance de materia desde el principio. Sea
"x" los moles de oxígeno en exceso. Entonces:
Sustancia
C3H8
O2
N2
H2O
CO2
Total
Entra
1
5+X
(79/21) x (5+X)
-
Reacciona
1
5
-
Forma
4
3
Sale
X
(79/21) x (5+X)
4
3
4,76X + 25,80
%
-
4
100
X + (5+X)x(79/21) + 4 + 3 = 4,76X + 25.8
0.04 = 3/(4.76X+25.8)  X=10.33
X = 10.33 corresponde a los moles de oxigeno en exceso
% en exceso = moles de O2 en exceso/moles teórico de O2 →
% en exceso = (10.33)/5 = 2.07

207% en exceso.
Respuestas
a) La concentraciones en base seca se resumen en la tabla (10.96% O2; 82.56% N2; 6.58%CO2).
b) La temperatura de salida de los gases es de aproximadamente 1577 K
c) Para que la conc. de CO2 sea menor al 4 % se requiere más de un 207% de exceso de aire.
Ejemplo 9.10
Un grupo de estudiantes que se autodenomina “Amigos de la Termodinámica” hacen su asado anual
en las playas de La Serena. El amigo encargado del carbón dice que lo único que logró conseguir fue
carbón húmedo (20% en peso de agua) que es quemado con 100% de aire en exceso que también
está húmedo (20 °C y 80% de humedad relativa). La combustión es obviamente mala y la mitad del
carbón pasa a CO y la otra mitad a CO2.
a) Determine los Kgs. de oxígeno total consumido en la combustión del carbón por cada 28 kg de CO
producido
b) Determine los Kgs. de CO2 producidos por cada 28 kg de CO producido
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105
Solución
Se escriben las reacciones estequiometricamente balanceadas:
(R1)
C + O2  CO2
(R2)
C + (1/2)O2  CO
28 kg de CO es un kmol de CO (masa molecular del CO es 28)
Luego se completa la tabla de balance de materia en las partes necesarias, siguiendo la
estequiometria de las reacciones.
Sustancia
C
O2
CO
CO2
Entra
1+1
1+0.5
Consumen
R1
R2
Forman
R1
R2
1
1
a) El oxígeno consumido es 1.5 kmoles = 48 kg.
b) el CO2 formado es 1 kmol = 44 kg.
Tarea 9.1
P1) Metano (CH4) reacciona con Oxígeno (O2) del aire (21% O2 y 79% N2). Suponga que 20% del
carbón inicial pasa CO… ¿cuál es la concentración de los gases ahora?.
P2) Se quema propano C3H8 con 100% de exceso de aire. La conversión es de 100% y 20% del
carbón inicial pasa a CO. El aire y el propano ingresan a 25 °C y 1 atm, y los gases quemados son
enfriados con un enfriador. ¿Cuál es la temperatura más baja a la que se pueden enfriar los gases
para que no se condense agua?.
P3) Se quema "gasolina" (C8H18) con 150% aire con exceso. Determine la "temperatura teórica de
llama".
P4) Una mezcla de 80% butano (C4H10) y 20% propano (C3H8) se quema con aire. Determine la
temperatura teórica de llama en los siguientes casos (y analice los resultados), en los siguientes casos:
a) aire 100% en exceso (25ºC, HR=80%); b) aire teórico (25ºC); c) oxígeno teórico (25ºC); y d) oxígeno
100% en exceso (25%)
P5) Se quema un carbón húmedo (20% de agua) con aire húmedo (30ºC saturado de agua)…a)
determine la concentración de los gases quemados y b) determine la temperatura teórica de llama.
P6) En una pieza cerrada de dimensiones largo = 4mts; ancho = 4mts, y alto = 2.5 mts. se quema
carbón en un brasero. El recinto contiene inicialmente aire a P = 1 atm., T = 5ºC y HR = 5%. Suponga
que se quema todo el carbón y que la pieza está bien aislada y cerrada. Los gases de la pieza
contienen 2% (molar) de monóxido (CO), cuando se ha quemado completamente 3Kg. de carbón.
P7) Determine la concentración global (molar) de los gases en la pieza cuando se ha quemado todo el
carbón. ¿Cuál será la temperatura de los gases en la pieza cuando se queman los 3Kg. de carbón?
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COMBUSTIBLES NATURALES Y COMERCIALES
Existen dos tipos de combustibles ampliamente usados en la industria, el carbón y los derivados
del petróleo. Antes de estudiar cada uno de estos , necesitamos algunas definiciones como
“potencia calorífica” o “poder calorífico”.
Potencia Calorífica total: calor desprendido en la combustión de un combustible a presión
constante (usualmente 1 atm) y a la temperatura de 25ºC, considerando que el agua presente en
el combustible está en estado liquido y aparece agua líquida en los productos de combustión.
Esta se denomina también Potencia Calorífica Superior (PCS).
Potencia Calorífica Neta: similar a la anterior pero el agua en los productos esta a 25ºC como
vapor. Esta se denomina también Potencia Calorífica Inferior (PCI). La potencia calorífica neta es
la que se usa en cálculos de combustión.
La potencia calorífica se puede conocer usualmente a partir de un análisis químico de un
combustible. Hay diversos tipos de análisis dependiendo del combustible de interés.
Carbones
El carbón o carbón mineral es una roca sedimentaria de color negro, muy rica en carbono,
utilizada como combustible fósil. Se cree que la mayor parte del carbón se formó durante el
período Carbonífero (hace 190 a 345 millones de años). El carbón se origina por la
descomposición de vegetales terrestres, hojas, maderas, cortezas, y esporas, que se acumulan
en zonas pantanosas, lagunares o marinas, de poca profundidad.
Existen diferentes tipos de carbones minerales en función del grado de carbonificación que haya
experimentado la materia vegetal que originó el carbón. Estos van desde la turba, que es el
menos evolucionado y en que la materia vegetal muestra poca alteración, hasta la antracita que
es el carbón mineral con una mayor evolución. El rango de un carbón mineral se determina en
función de criterios tales como su contenido en materia volátil, contenido en carbono fijo,
humedad, poder calorífico, etc. Así, a mayor rango, mayor es el contenido en carbono fijo y mayor
el poder calorífico, mientras que disminuyen su humedad natural y la cantidad de materia volátil.
Existen varias clasificaciones de los carbones según su rango. Una de las más utilizadas divide a
los carbones de mayor a menor rango en: Antracita, Hulla, Bituminoso bajo en volátiles,
Bituminoso medio en volátiles, Bituminoso alto en volátiles, Sub-bituminoso, Lignito y Turba
Tabla 9.3: Poder Calorífico del Carbón y otros Combustibles Sólidos
Combustible
Pot. Cal. (kJ/kg)
Turba
21300
Lignito
28400
Hulla
30600
Antracita
34300
Aglomerados de carbón
31300
Carbón de madera
31400
Coque
29300
Coque de petróleo
34100
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Petróleo
Al igual que el carbón, el petróleo es un producto de origen fósil, formado por una mezcla
compleja de hidrocarburos. Es de consistencia muy viscosa, más ligero que el agua (densidad
alrededor de 0,8 a 0,95 kg/dm3), de color negro o pardo muy oscuro y olor penetrante. Su
formación es debida a la acumulación de detritos de organismos vivos, animales y vegetales, que
vivían en mares y lagunas, y fueron cubiertos por sedimentos, produciendo una degradación que
en principio fue por bacterias anaerobias y luego aerobias.
A medida que los sedimentos se van acumulando, se produce un fuerte aumento de la presión
(170 -180 kg/cm2) y temperatura (hasta 150 ºC) y el petróleo va fluyendo por las capas
permeables hasta encontrar otras impermeables (margas y arcillas), alojándose en trampas
geológicas, a profundidades que oscilan entre los 7.000 y los 15.000 metros.
Debido a la gran cantidad de sustancias presentes en un petróleo NO es posible determinar su
calidad como combustible a partir de análisis químicos. Una forma antigua pero que aun se usa
es el uso de factores de caracterización, que corresponden a propiedades físicas y fisicoquímicas
y de transporte de los combustibles y de las que depende es el poder calorífico. Entre estos se ha
usado la densidad, la viscosidad y la temperatura de ebullición media.
Tabla 9.4: Poder Calorífico de combustibles líquidos de petróleo
Combustible
Petróleo Crudo
Aeronaftas
Naftas
Kerosene
Gas Oil
Diesel Oil
Fuel Oil
 (gr/cc)
0,885
0,709
0,735
0,808
0,845
0,880
0,945
Poder Cal. /kcal/lt)
8.850
7.374
7.607
8.322
8.619
8.800
9.261
Poder Cal. /kcal/kg)
10.000
10.400
10.350
10.300
10.200
10.000
9.800
Tabla 9.5: Poder Calorífico de combustibles gaseosos
Combustible
kJ/kg
Gas natural
Gas de hulla
Hidrógeno
39900
46900
120011
Combustible
kJ/kg
Gas ciudad
Propano
Butano
26000
46350
45790
Otros Combustibles
Tabla 9.6: Poder Calorífico de combustibles líquidos varios
Combustible
kJ/kg
Etanol puro
26790
Metanol
19250
Alcohol comercial
23860
Alquitrán de madera
36420
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Tabla 9.7: Poder calorífico de maderas y residuos agrícolas
Combustible
Poder C. Medio Kj/Kg
Combustible
P. C. Medio Kj/Kg
Bagazo húmedo
10500
Cáscara de almendras
36800
Bagazo seco
19200
Cáscara de nueces
32000
Celulosa
16500
Cáscara de arroz
15300
Madera seca
19000
Cáscara de trigo
15800
Madera verde (*)
14400
Corteza de pino
20400
Paja seca de trigo
12500
Corcho
20930
Paja seca de cebada
13400
Orujillo de aceituna
17900
Serrín húmedo
8400
Orujo de uva
19126
Viruta seca
13400
Papel
17500
Tarea 9.4
P1) Se quema carbón con oxígeno puro, 100% en exceso. Determine la concentración de gases
quemados… suponga que sólo se forma CO2.
P2) Se quema carbón con aire (80% N2 y 20% O2). Determine la concentración de gases quemados.
El aire está 100% en exceso y suponga que sólo se forma CO2.
P3) Determine la "temperatura teórica de llama" en el problema 1 y en el problema 2. Discuta y
compare (combustible y aire están a 25ºC).
P4) ¿Qué combustible proporciona mayor energía 100 Kg carbón hulla o 15 litros de una gasolina
gasoil
P5) Un combustible de petróleo es una mezcla de 50% en masa de aeronafta y 50% de fuel-oil. La
aeronafta cuesta $200 el litro y el fuel-oil cuesta $ 160 el litro. ¿ Cuánta energía se puede obtener con
$10000?
P6) En un motor en que se quema gasolina (C8H18) se produce CO2 y CO. Dependiendo de la razón
aire/combustible se formará mayor o menor cantidad de CO (que es un producto no deseado), pero la
gasolina se combustiona en forma total. Determine la razón (moles aire/moles combustible) para que
después de la combustión la razón (moles CO2/moles CO) sea 9.0 y la concentración de CO sea del
1%.
P7) 1680 gr. de un aceite comestible (similar a C12H24) ha caído accidentalmente sobre un brasero
conteniendo 6 Kg. de carbón. Todo este carbón impregnado con el aceite comestible es quemado con
aire. Los gases quemados, negros y de mal olor, contienen CO2 y CO (pero no se sabe cuanto de cada
uno). Determine la cantidad de O2 teórico requerido por el carbón impregnado.
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