TERMODINAMICA_COMBUSTION_Y_COMBUSTIBLES

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Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 97
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  CO2 + H2O No está estequiometricamente balanceada! 
 
C4H10 + 13/2 O2  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): 
 
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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 Formula KJ / mol Kcal / mol Kcal / kg 
Metano (g) CH4 800 192 11537 
Propano (g) C3H8 2220 530 12050 
Butano (g) C4H10 2879 688 11855 
Azufre (s) S 270 64.5 2015 
Dióxido de Azufre (g) SO2 98.2 23 336 
Carbono (s) C 394 (a CO2) 94 7842 
Monóxido de Carbono CO 282 67 2405 
Carbono (s) C 101 a ( a CO) 24 2010 
Octano (l) C8H18 5456 1303 11430 
Decano C10H22 6765 1617 11387 
Parafina ---- ---- ---- 10300 
Aserrín seco ---- ---- ---- 3800 
Aserrín húmedo ---- ---- ---- 1900 
Carbón vegetal ---- ---- ---- 7170 
Leña seca ---- ---- ---- 4300 
Leña húmeda ---- ---- ---- 2200 
Madera de pino ---- ---- ---- 5000 
Gasolina ---- ---- ---- 11000 
Gas licuado ---- ---- ---- 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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BALANCE DE MATERIA EN RE ACCIONES 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 estequio-
metricamente 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: 
    
m = m -m +m -ma e s g c 
 
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 Inicial Reaccionan Se forman Salen %moles 
CH4 1 1 ---- 0 0 
O2 2+2 2 ---- 2 40 
CO2 ---- ---- 1 1 20 
H2O ---- ---- 2 2 40 
 Total 5 
 
O2 (teórico) = 2  O2 (total) = 4 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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Solución 
 
Reacción estequiometricamente balanceada: CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O 
 
La tabla del balance de materia queda entonces: 
 
Gas Inicial Reaccionan Se forman Salen %moles 
CH4 1 1 ---- 0 0 
O2 2+2 2 ---- 2 9.98 
N2 15.05 ---- --- 15.05 75.05 
CO2 ---- ---- 1 1 4.99 
H2O ---- ---- 2 2 9.98 
 Total = 20.05 100.0 
 
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 Entra Reacciona Forma Sale % 
C 1 1 - 0 0 
O2 1+1.5 1 - 1.5 12.6 
N2 9.4 - - 9.4 79 
CO2 - - 1 1 8.4 
Total Total 12.9 100 
 
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 
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Sustancia Entra Reacciona Forma Sale % 
C3H8 1 1 - - - 
O2 10 5 - 5 10,08 
N2 (79/21) x10 - - (79/21) x10 75,81 
CO2 - - 3 3 6,05 
H2O - - 4 4 8,06 
Total 49,62 100 
 
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 Entra Reacciona Forma Sale % 
C 1 1 - - - 
O2 (1+X) 1 - X ? 
N2 (79/21)(1+X) - - (79/21)(1+X) ? 
CO2 - - 1 1 5 
Total (100/21) (1+X) 
 
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 
 
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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 Entra Reacciona Forma Sale % 
C 1 1 - - --- 
O2 1 1 - - --- 
N2 (79/21) x 1 - - (79/21) x 1 73.05 
H2O 0.22 + 0.167 - - 0.387 7.51 
CO2 - - 1 1 19.44 
Total 5.15 100 
 
 
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. 
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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 Inicial Reaccionan Se forman Salen %moles 
CH4 1 1 ---- 0 0 
O2 2+2 2 ---- 2 40 
CO2 ---- ---- 1 1 20 
H2O ---- ---- 2 2 40 
 Total 5 
 
Resumiendo el balance de materia queda así: 
 
 
1 mol Metano  2 moles de oxigeno 
 1 mol de CO2 
4 moles Oxigeno  
Cámara de combustión 
CH4 + 2O2 � CO2 + 2H2O
 
2 moles de agua 
 
 
 
Separemos "convenientemente" el problema… 
 
1 mol CH4 (25ºC) 1 mol CO2 (25 ºC)   (2)   1 mol CO2 (T) 
 (1) 
2 mol O2 (25ºC) 2 mol H2O (25ºC)   (3)   2 mol H2O (T) 
 
2 mol O2 (25ºC)      (4)       2 mol O2 (T) 
 H1= Hcomb(25ºC) = -192000 (cal/mol) y 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 Con O2 Con aire 
Teórico 3000-4000K 2000-2500K 
100% en exceso 2500-3500K 1200-2000K 
200% en exceso 1500-2500K 800-1200K 
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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 
 
a) Hay que balancear estequiometricamente la reacción: C3H8 + O2  CO2 + H2O 
 
Queda: C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O 
 
Sustancia Entra Reacciona Forma Sale % % base seca
C3H8 1 1 - - - -- 
O2 5 + 5 5 - 5 10,08 10,96 
N2 (79/21) x 10 - - (79/21) x 10 75,81 82,46 
H2O - - 4 4 8,06 --- 
CO2 - - 3 3 6,05 6,58 
Total 49,62 100 100 
 
b) Balance de energía 
 
1 mol C3H8 (25 ºC) 3 mol CO2 25 ºC)  (2)  3 mol CO2 (T) 
 (1)  
5 mol O2 (25 ºC) 4 mol H2O (25 °C)  (3)  4 mol H2O (T) 
- - - - - - - - - - - - - - - -- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 
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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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 Entra Reacciona Forma Sale % 
C3H8 1 1 - - - 
O2 5 + X 5 - X 
N2 (79/21) x (5+X) - - (79/21) x (5+X) 
H2O - - 4 4 
CO2 - - 3 3 4 
Total 4,76X + 25,80 100 
 
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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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. 
 
 Consumen Forman 
Sustancia Entra R1 R2 R1 R2 
C 1 + 1 
O2 1+0.5 
CO 1 
CO2 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? 
 
 
Apuntes de Termodinámica 2012 (Dr. José O. Valderrama, Univ. de La Serena-Chile) 107
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 
 
Aligual 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  (gr/cc) Poder Cal. /kcal/lt) Poder Cal. /kcal/kg) 
Petróleo Crudo 0,885 8.850 10.000 
Aeronaftas 0,709 7.374 10.400 
Naftas 0,735 7.607 10.350 
Kerosene 0,808 8.322 10.300 
Gas Oil 0,845 8.619 10.200 
Diesel Oil 0,880 8.800 10.000 
Fuel Oil 0,945 9.261 9.800 
 
Tabla 9.5: Poder Calorífico de combustibles gaseosos 
Combustible kJ/kg Combustible kJ/kg 
Gas natural 39900 Gas ciudad 26000 
Gas de hulla 46900 Propano 46350 
Hidrógeno 120011 Butano 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.