UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL “FRANCISCO DE MIRANDA” AREA DE TECNOLOGIA DEPARTAMENTO DE ENERGÉTICA UNIDAD CURRICULAR: PRINCIPIO ING. QUÍMICA PROFESOR: ING. YOLIMAR FERNÁNDEZ DE JIMÉNEZ
BALANCE DE MATERIA EN ESTADO ESTACIONARIO CON REACCIÓN QUÍMICA. Hasta ahora hemos venido estudiando que la masa de cada compuesto se conserva. Esto es totalmente válido en aquellos sistemas en los cuales no hay reacción química, es decir, trabaja en procesos únicamente físicos. De ahora en adelante, vamos a comenzar a trabajar con balances de materiales en sistemas en los cuales sí hay reacción química y, por lo tanto, “la masa de cada una de las especies ya no se conserva”. Así, se tiene que hallar una nueva ecuación de balance que tome en cuenta la desaparición de algunas especies, así como la aparición de otras. Para ello tenemos que estudiar las ecuaciones químicas o estequiométricas. Reacción química: se puede definir como la transformación de uno o varios materiales en otro u otros completamente distintos, con propiedades características diferentes; donde los materiales originales han perdido su identidad química. La reacción química se puede representar a través de la siguiente ecuación química:
2 Fe + 3 O2 2
se convinaron
→
Fe2O3
Relación estequiométrica: es la relación entre sus coeficientes estequiométricos en la ecuación balanceada de la reacción; esta relación puede emplearse como factor de conversión para calcular la cantidad de algún reactivo (o producto) determinado que se consume (o produce) dada una cantidad de otro reactivo o producto que participa en la reacción. Por ejemplo:
2SO2 + O2 → 2SO3 _________________________________________________________________________________________________________ UNEFM. UNIVERSIDAD PARA EL DESARROLLO DEL ESTADO FALCÓN. APRENDIZAJE DIALÓGICO INTERACTIVO (ADI).FERNANDEZYOLY@HOTMAIL.COM. PRINCIPIO DE INGENIERÍAQUÍMICA.
Entonces, es posible escribir las relaciones estequiométricas:
2 mol SO3 generado 1 mol O2 consumido
o
2 Lbmol SO2 consumido 2 Lbmol SO3 generado
Si se desea conocer cuantos moles de O2 por hora se consumen por cada 1600Kg SO3 producidos:
1600 Kg SO3 producidos 1 mol SO3 1 mol O2 consumido 10 moles O2 * * ⇒ h 80 Kg SO3 2 mol SO3 producido h Reactivo límite: es aquel que se consumiría en su totalidad si la reacción procediera hasta un 100%; es otras palabras es el reactivo que está en la cantidad estequiométrica más pequeña. Por ejemplo:
A + 2B → C + 2D
Si tenemos: 100 moles de A 300 moles de B Moles de B necesarios para consumir los 100 moles de A (cantidad teórica requerida de B).
2 mol de B *100 mol de A ⇒ 200 moles de B requeridos 1 mol de A Moles de A necesarios para consumir los 300 moles de B (cantidad teórica requerida de A)
1 mol de A * 300 mol de B ⇒ 150 moles de A requeridos 2 mol de B De aquí notamos que se necesitarán 200 moles de B para reaccionar con los 100 moles de A, pero como tenemos 300 moles de B disponibles nos dará un exceso de 100 moles de B, en cambio; necesitamos 150 moles de A y tenemos 100 moles por lo cual A está limitado. Reactivo en exceso: es el reactivo que se encuentra presente en mayor cantidad con respecto a la cantidad estequiométrica requerida.
RE ( entra ) = RE ( requerido ) + RE ( exceso) RE ( exceso ) = RE ( entra ) − RE ( requerido )
_________________________________________________________________________________________________________ UNEFM. UNIVERSIDAD PARA EL DESARROLLO DEL ESTADO FALCÓN. APRENDIZAJE DIALÓGICO INTERACTIVO (ADI).FERNANDEZYOLY@HOTMAIL.COM. PRINCIPIO DE INGENIERÍAQUÍMICA.
Porcentaje en exceso: es el exceso de un reactivo expresada como un por ciento de la cantidad requerida.
% Exceso =
moles RE ( exceso) *100 moles requeridos para reaccionar con el reactivo lim i tan te
% Exceso = Ejemplo:
moles disponibles − teóricamente requeridos *100 teóricamente requeridos
A + 2B → C + 2D
Un método rápido para determinar el reactivo limitante consiste en calcular los coeficientes molares de los reactivos y compararlos con el coeficiente de los reactivos en la ecuación química.
A B
Relac.alimentación
100 = 0,33 300
Relac. ecuac.química
<
1 = 0,5 2
Por tanto, el reactivo limitante en esta reacción química es “A”. Porcentaje de conversión: es la relación entre la cantidad de éste que reacciona y la cantidad que se alimenta.
%Conversión =
Re activo( reacciona ) *100 Re activo( entra o presente )
Cuando no se especifica a que reactivo se refiere el % de conversión, podemos asumir que se refiere al reactivo limitante.
Ejemplo: Si se alimenta 100 moles de un reactivo y reaccionaron 90 moles, la fracción de conversión es 0,90 (% conversión es 90%) y la fracción sin reaccionar es 0,10. Selectividad: es el cociente de los moles obtenidos de un producto determinado (usualmente el deseado) entre los moles de otro producto (por lo regular indeseable o secundario) obtenido en un conjunto de reacciones.
Selectividad =
moles formados del producto deseado moles formados del producto indeseable
_________________________________________________________________________________________________________ UNEFM. UNIVERSIDAD PARA EL DESARROLLO DEL ESTADO FALCÓN. APRENDIZAJE DIALÓGICO INTERACTIVO (ADI).FERNANDEZYOLY@HOTMAIL.COM. PRINCIPIO DE INGENIERÍAQUÍMICA.
Rendimiento: es la fracción de reactante convertido al producto específico.
Re n dim iento =
moles formados del producto deseado moles que se ubieran formado sin o existieran reacciones sec undarias y todo el R.L reaccionara( teoricamente obtenible )
Por ejemplo: C H → C H + H (Deshidrogenación del etano) 2 6 2 4 2 E tan o
Etileno
Una vez que se produce algo de hidrógeno, éste puede reaccionar con el etano y producir metano:
C2 H 6 + H 2 → 2CH 4
Más aún, el etileno puede reaccionar con el etano formando propileno y metano:
C2 H 4 + C2 H 6 → C3 H 6 + CH 4 Como la finalidad del proceso es obtener etileno, sólo la 1era de estas reacciones es deseable, la segunda consume el reactivo sin dar el producto requerido y la 3era consume tanto el reactivo como el producto deseado; por tanto no sólo se debe considerar como maximizar la generación del producto deseado (C2H4), sino como minimizar la producción de los subproductos indeseables (CH4, C3H6). BALANCES DE MATERIA EN SITEMAS CON REACCIÓN QUÍMICA. Balance total o global: ENTRADA = SALIDA n
m
i =1
j =1
∑Ei = ∑S j
Balance por componente: (para un componente A) ENTRADA + GENERACIÓN = SALIDA + CONSUMO n
m
i =1
j =1
∑ Ei , A + G A = ∑ S j , A + C A
Balance por elemento: (para un elemento químico X) ENTRADA X = SALIDA X n
m
i =1
j =1
∑ Ei , X = ∑ S j , X
Balance por grado de avance de la reacción: (convenientes en particular, para cálculos de equilibrio de reacción).
ni = nio + v i .ξ
o
.
.
n i = n io + vi .ξ
_________________________________________________________________________________________________________ UNEFM. UNIVERSIDAD PARA EL DESARROLLO DEL ESTADO FALCÓN. APRENDIZAJE DIALÓGICO INTERACTIVO (ADI).FERNANDEZYOLY@HOTMAIL.COM. PRINCIPIO DE INGENIERÍAQUÍMICA.
Donde: nio= número de moles o velocidad de flujo molar de la especie i en la alimentación al reactor. ni= número de moles o velocidad de flujo molar de la especie i en la corriente que sale del reactor. vi=coeficiente estequiométrico de la especie i (negativo para los reactivos, positivo para productos y cero para especie no reactiva). ξ= grado de avance de la reacción y tiene las misma unidades que n. REACCIONES DE COMBUSTIÓN La combustión es una reacción rápida de un combustible con oxígeno; es quizás más importante que cualquier otra reacción química industrial, a pesar de que los productos de combustión (CO2, H2O y posiblemente CO y SO2) valen mucho menos que los combustibles que se queman para obtenerlos. Cuando se quema un combustible, el carbono que CO, el hidrógeno forma H2O y el azufre SO2. Una forme dióxido de carbono (CO2) a partir de combustión completa y si se forma monóxido combustión incompleta o combustión parcial.
contiene reacciona para formar CO2, reacción de combustión en la que se un hidrocarburo se conoce como de carbono (CO) se conoce como
Ejemplos:
( Combustión completa del carbono ) C3 H 8 + 7 O2 → 3CO + 4 H 2O ( Combustión parcial o incompleta del 2 C + O2 → CO2
propano )
Para las reacciones de combustión definimos los términos: Gases de combustión: también se conoce con el nombre de gases de chimenea, se define como el resultado de un proceso de combustión y se refiere al análisis de una mezcla de gases de combustión, incluyendo el vapor de agua a veces denominado en base húmeda. Base húmeda: se emplea con frecuencia para denotar las fracciones molares componentes de un gas que contiene agua. Análisis de Orsat (base seca): es el análisis de una mezcla de gases de combustión exceptuando el vapor de agua; este análisis se refiere a un tipo de aparato para análisis de gases en el que los volúmenes de los gases respectivos se miden sobre agua y en equilibrio con ella; por tanto todos los componentes están saturados con vapor de agua, el resultado neto del análisis se obtiene al eliminar el agua como componente. _________________________________________________________________________________________________________ UNEFM. UNIVERSIDAD PARA EL DESARROLLO DEL ESTADO FALCÓN. APRENDIZAJE DIALÓGICO INTERACTIVO (ADI).FERNANDEZYOLY@HOTMAIL.COM. PRINCIPIO DE INGENIERÍAQUÍMICA.
CO2 Combustible (C, H y S)
Gases de combustión QUEMADOR
CO O2 N2 SO2 H2O
Gas de chimenea seco con base libre de SO2
Análisis de Orsat o base seca
Aire 79% N2 21% O2 Oxígeno teórico (aire teórico): es la cantidad de aire u oxígeno que se debe introducir en el proceso para lograr la combustión completa; esta cantidad también se conoce como oxígeno u aire requerido. Porcentaje de aire (oxígeno) en exceso: es la cantidad de aire u oxígeno en exceso con respecto al requerido para una combustión completa. La cantidad calculada de aire en exceso no depende de qué tanto material se quema realmente, sino de lo que puede quemarse, incluso si sólo hay una combustión parcial, como cuando C se quema para dar tanto Co como CO2, el aire u oxígeno n exceso se calcula como si el proceso de combustión produjera sólo CO2.
%O2 ( exceso ) = También se puede calcular como:
%aire( exceso) =
O2 ( exceso) * 100 O2 ( requerido )
O2 ( entra ) − O2 ( requerido ) *100 O2 ( requerido )
% Aire( exceso) = %O2 ( exceso )
_________________________________________________________________________________________________________ UNEFM. UNIVERSIDAD PARA EL DESARROLLO DEL ESTADO FALCÓN. APRENDIZAJE DIALÓGICO INTERACTIVO (ADI).FERNANDEZYOLY@HOTMAIL.COM. PRINCIPIO DE INGENIERÍAQUÍMICA.
EJERCICIOS PRÁCTICOS Ejercicio Nº 1: La reacción del propileno con amoníaco produce acrilonitrilo:
C3 H 6 + NH 3 + 3 O2 → C3 H 3 N + 3H 2O 2 La alimentación contiene 10% de propileno, 12% de amoníaco y 78% de aire. Se logra una fracción de conversión de 30% del reactivo limitante. Tomando 100 moles de alimentación como base de cálculo, determine cuál es el reactivo limitante, el porcentaje en exceso de los demás reactivos y las cantidades molares de todos los constituyentes gaseosos producidos en una conversión de 30% del reactivo limitante.
Solución: Base de cálculo: 100 moles de alimentación. 100 mol 0,10 C3H6 0,12 NH3 0,78 Aire
moles C3H6 =? moles NH3 =? moles C3H3N =? moles H2O =?
Nota: el aire contiene 21% de Oxígeno y 79% de Nitrógeno. Alimentación al reactor:
( n ) = 0,10 *100 ⇒ 10 moles ( n ) = 78 moles aire * 0,21 moles O moles aire ( n ) = 0,12 *100 ⇒ 12 moles 0,79 moles N ( n ) = 0,78 *100 ⇒ 78 moles ( n ) = 78 moles aire * moles aire
2
C3 H 6
O2
NH 3
N2
aire
2
⇒ 16,38 moles ⇒ 61,62 moles
Obtención del reactivo limitante. Relac.alimentación
C3 H 6 NH 3 O2 NH 3 C3 H 6 O2
Relac. ecuac.química
10 = 0,83 12 16,38 = 1,37 12 10 = 0,61 16,38
< < <
1 =1 1 1,5 = 1,5 1 1 = 0,67 1,5
_________________________________________________________________________________________________________ UNEFM. UNIVERSIDAD PARA EL DESARROLLO DEL ESTADO FALCÓN. APRENDIZAJE DIALÓGICO INTERACTIVO (ADI).FERNANDEZYOLY@HOTMAIL.COM. PRINCIPIO DE INGENIERÍAQUÍMICA.
Por tanto, el reactivo limitante es el propileno (C3H6) Cálculo de los componentes en exceso:
moles disponibles − teóricamente requeridos *100 teóricamente requeridos
% Exceso =
(n ) NH 3
requeridos
(n )
O2 requeridos
= 10 moles C3 H 6 *
= 10 moles C3 H 6 *
1 mol NH 3 ⇒ 10 moles 1 mol C3 H 6
mol O2 ⇒ 15 moles 1 mol C3 H 6 3
2
12 − 10 *100 ⇒ % NH 3 ( exceso ) = 20% 10 16,38 − 15 %O2 ( Exceso ) = * 100 ⇒ %O2 ( exceso) = 9,2% 15 % NH 3 ( Exceso ) =
Si la fracción de conversión del C3H6 es del 30%, entonces:
(n )
C 3 H 6 salida
(n )
C 3 H 6 salida
(
= 0,70 * nC3 H 6
)
entrada
= 0,70 * (10 moles ) entrada ⇒ 7 moles
Para calcular todas las cantidades molares de los constituyentes producidos, se utiliza la ecuación de grado de avance de la reacción.
(n )
C 3 H 6 salida
(
= nC3 H 6
)
entrada
−ξ
( 7 moles ) salida = (10 moles ) entrada − ξ ⇒ ξ = 3 moles ( n ) = ( n ) − ξ ⇒ ( n ) = (12 moles ) − 3 moles ⇒ ( n ) = 9 moles ( nO ) salida = ( nO )entrada − 3 2 ξ ⇒ ( nO ) salida = (16,38 moles ) entrada − 3 2 ( 3) moles NH 3 salida
NH 3 entrada
2
NH 3 salida
2
(n ) (n )
(n
)
C 3 H 3 N salida
H 2 O salida
( )
⇒ nO2
(
N 2 salida = entrada
2
= 11,88 moles
= ξ ⇒ ( nC H
= 3 * ξ ⇒ nH 2 O
)
salida
3
salida
NH 3 salida
entrada
3N
)
salida
= 3 moles
(
= 3 * 3 moles ⇒ nH 2 O
)
salida
= 9 moles
= 61,62 moles ( Porque no int erviene en la reacción )
_________________________________________________________________________________________________________ UNEFM. UNIVERSIDAD PARA EL DESARROLLO DEL ESTADO FALCÓN. APRENDIZAJE DIALÓGICO INTERACTIVO (ADI).FERNANDEZYOLY@HOTMAIL.COM. PRINCIPIO DE INGENIERÍAQUÍMICA.
Ejercicio Nº 2: El metano puro es completamente quemado con aire. El gas de salida del quemador no contiene oxígeno y luego pasa a través de un enfriador y algo de agua es removida. Los gases salen del enfriador con una fracción molar (y1) de N2 = 0,8335. Calcular: a) Análisis de los gases que salen del enfriador. b) Las libras de agua condensada por mol de metano quemado.
CH4
QUEMADOR
ENFRIADOR
H2O N2
yN2 = 0,8335 CO2 = ?
CO2
Aire
H2O = ?
Agua condensada A=?
Debido a que es una combustión completa:
CH 4 + 2O2 → CO2 + 2 H 2O Tomamos como Base de cálculo: 1 mol CH4 - Los moles requeridos de oxígeno serían: Por lo cual tenemos:
O2 :
2 mol O2 x1 mol CH 4 = 2 mol O2 1mol CH 4
CTRO2 = O2entra = O2 reacciona
(porque no salió nada de oxígeno del quemador)
N
79 mol N Entonces como sabemos que el 2 entra = aire está2compuesto x 2 mol O2 =por 7 , 5279% mol de N 2 N 2 y 21% de O2 21mol O2
CO2 formados =
1 mol CO2 x1 mol CH 4 = 1 mol CO2 1 mol CH 4
Estequiometricamente podemos determinar:
H 2O formada =
2 mol H 2O x1 mol CH 4 = 2 mol H 2O 1 mol CH 4
H 2O formada = H 2Osale = 2 mol
CO2 sale = CO2 formados _________________________________________________________________________________________________________ UNEFM. UNIVERSIDAD PARA EL DESARROLLO DEL ESTADO FALCÓN. APRENDIZAJE DIALÓGICO INTERACTIVO (ADI).FERNANDEZYOLY@HOTMAIL.COM. PRINCIPIO DE INGENIERÍAQUÍMICA.
- En la salida del enfriados: yN 2 =
nN 2 n totales
7,52 = 9,022 0,8335 nH 2O = n totales − nCO2 − nN 2 n totales =
nH 2O = 9,022 − 1 − 7,52 = 0,502 1 = 0,1108 = 11,8% 9,022 0,502 yH 2O = = 5,56 x10 −2 9,022 yCO2 =
- Balance de agua en el enfriador:
Mol H 2Ollega = H 2Ogas + H 2Ocondensada Mol H 2Ollega = 2 − 0,502 = 1,498
_________________________________________________________________________________________________________ UNEFM. UNIVERSIDAD PARA EL DESARROLLO DEL ESTADO FALCÓN. APRENDIZAJE DIALÓGICO INTERACTIVO (ADI).FERNANDEZYOLY@HOTMAIL.COM. PRINCIPIO DE INGENIERÍAQUÍMICA.