Una combustión es una reacción química en la que una sustancia orgánica, es decir, formada en su mayoría por carbono e hidrógeno, se desintegra emitiendo calor, gases y vapor de agua. Su energía liberada en forma de calor se presenta como una flama. Dependiendo de la complejidad de la molécula, la combustión liberará una cantidad de calor. Si es más compleja, será mayor.
Para que se presente la reacción de la combustión son necesarios tres factores:
- La sustancia orgánica, que generalmente tiene que estar en estado líquido o gaseoso para entrar rápido en reacción. Su rol en la combustión es como el combustible. Todas las sustancias orgánicas son combustibles.
- Una chispa o una temperatura elevada que pueda llevar la sustancia orgánica a la ignición, es decir, la iniciación de la combustión.
- Tiene que haber un comburente, que es un reactivo químico que va a combinarse con los átomos de carbono y de hidrógeno que vayan desprendiéndose de la sustancia orgánica. Se considera, por tanto, que sostiene la combustión. El oxígeno contenido en el aire es el comburente por excelencia.
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Los combustibles
Se llama combustible a toda sustancia capaz de descomponerse en una reacción de combustión. Se trata de los compuestos orgánicos, que están constituidos principalmente por átomos de carbono y de hidrógeno. Los hidrocarburos, que son los alcanos, los alquenos y los alquinos, destacan como combustibles.
La reacción de los hidrocarburos es rápida ante la chispa y entrega un calor suficiente que se puede dirigir para aumentar la temperatura de muchas sustancias y recipientes. El hidrocarburo más sencillo es el metano (CH4). Este alcano es el principal componente del gas natural, que se utiliza en las estufas domésticas e industriales.
Los alcanos superiores, como el propano (C3H8) y el butano (C4H10), forman el gas LP (gas licuado de petróleo), que se obtiene de la destilación del petróleo. Es uno de los componentes más volátiles de este último. El propano (C3H8) se encuentra en un 70% y el butano (C4H10) en un 30%. El gas LP es un combustible más poderoso que el gas natural, dado que contiene más carbonos.
El aire teórico y el aire en exceso
Cuando se va a llevar a cabo una combustión en un equipo industrial, se va a suministrar aire para que el oxígeno que lo compone reaccione con el combustible y actúe como comburente. El oxígeno (O2) se encuentra en el aire en un porcentaje del 21%. Es por eso que primero, con base en la cantidad de combustible, se va a calcular la cantidad de oxigeno necesario.
Sabiendo el oxígeno necesario (medido en moles), este se va a traducir a cantidad de aire para ponerlo a reaccionar con el combustible. A este se le llama aire teórico, y se obtiene a partir de la ecuación química de la combustión. Cuando la planta industrial agrega una cantidad mayor que este, se le va a llamar aire en exceso, y no es al azar, sino un porcentaje determinado del teórico.
Ejemplo:
Para calcular el aire teórico de una reacción de combustión, se parte de la ecuación química:
CH4 + 2O2 –> CO2 + 2H2O
Se va a interpretar la ecuación primero: 1 mol de CH4 reacciona con 2 moles de O2, para producir 1 mol de CO2 y 2 moles de H2O. Esa es la estequiometría o forma de describir la relación entre ellos.
Ahora se parte de una base de cálculo de 100 moles de combustible metano CH4. Se tendría que:
- 100 moles de CH4 reaccionan
- 200 moles de O2 se necesitan para la reacción
- 100 moles de CO2 se producen
- 200 moles de H2O se producen
Los moles de oxigeno O2 se deben traducir a moles de aire.
Entonces, para saber cuántos moles de aire van a añadirse a la reacción de combustión, se hace el siguiente cálculo:
O2 es el 21% del aire: hay 200 moles de O2
Aire es el 100%: hay ¿? Moles de aire
Se hace una regla de tres: [ (200 moles de O2)*(100%) ] / (21%) = 952.3809 moles de aire
Si se quiere transformar a gramos, se usa el peso molecular del aire.
El peso molecular del aire se calcula, para fines prácticos, como:
- 21% con el peso molecular del oxígeno molecular (O2)
- 79% con el peso molecular del nitrógeno molecular (N2)
El peso molecular del aire es:
(0.21*32g/mol) + (0.79*28g/mol) = 6.72 + 22.12 = 28.84 g/mol
Para transformar en gramos se multiplican los moles de aire por el peso molecular:
Gramos de aire = (Moles de aire)*(Peso molecular del aire)
Gramos de aire = (952.3809 moles de aire)*(28.84 g/mol)
Gramos de aire = 27466.66 gramos = 27.46 kilogramos de aire
Este último es el aire teórico, y el aire en exceso se puede agregar como porcentaje de aquel.
Partiendo del ejemplo anterior, los porcentajes de aire teórico se calcula:
Aire teórico = 27.46 kilogramos de aire
Aire con 10% en exceso = (27.46 Kg)*(1.10) = 30.206 Kg
Aire con 20% en exceso = (27.46 Kg)*(1.20) = 32.952 Kg
Aire con 30% en exceso = (27.46 Kg)*(1.30) = 35.698 Kg
Combustión completa e incompleta
Se dice que una combustión es completa cuando la reacción produce únicamente dióxido de carbono (CO2) y vapor de agua (H2O). Una combustión incompleta es, en cambio, cuando produce dióxido de carbono (CO2), vapor de agua (H2O) y además monóxido de carbono (CO). Lo ideal es que se combine el oxígeno con el combustible para producir sólo CO2.
Cuando la combustión es incompleta y sólo se produce monóxido de carbono, el combustible no se estará consumiendo de forma eficiente y su calor no se podrá aprovechar para los procesos industriales.
20 Ejemplos de reacciones de combustión
1.- Combustión del metano (CH4)
CH4 + 2 O2 –> CO2 + 2 H2O
2.- Combustión del etano (C2H6)
C2H6 + 7/2 O2 –> 2 CO2 + 3 H2O
3.- Combustión del propano (C3H8)
C3H8 + 5 O2 –> 3 CO2 + 4 H2O
4.- Combustión del butano (C4H10)
C4H10 + 13/2 O2 –> 4 CO2 + 5 H2O
5.- Combustión del pentano (C5H12)
C5H12 + 8 O2 –> 5 CO2 + 6 H2O
6.- Combustión del hexano (C6H14)
C6H14 + 19/2 O2 –> 6 CO2 + 7 H2O
7.- Combustión del heptano (C7H16)
C7H16 + 11 O2 –> 7 CO2 + 8 H2O
8.- Combustión del octano (C8H18)
C8H18 + 25/2 O2 –> 8 CO2 + 9 H2O
9.- Combustión del nonano (C9H20)
C9H20 + 14 O2 –> 9 CO2 + 10 H2O
10.- Combustión del decano (C10H22)
C10H22 + 31/2 O2 –> 10 CO2 + 11 H2O
11.- Combustión del undecano (C11H24)
C11H24 + 17 O2 –> 11 CO2 + 12 H2O
12.- Combustión del dodecano (C12H26)
C12H26 + 37/2 O2 –> 12 CO2 + 13 H2O
13.- Combustión del tridecano (C13H28)
C13H28 + 20 O2 –> 13 CO2 + 14 H2O
14.- Combustión del tetradecano (C14H30)
C14H30 + 43/2 O2 –> 14 CO2 + 15 H2O
15.- Combustión del pentadecano (C15H32)
C15H32 + 23 O2 –> 15 CO2 + 16 H2O
16.- Combustión del hexadecano (C16H34)
C16H34 + 49/2 O2 –> 16 CO2 + 17 H2O
17.- Combustión del heptadecano (C17H36)
C17H36 + 26 O2 –> 17 CO2 + 18 H2O
18.- Combustión del octadecano (C18H38)
C18H38 + 55/2 O2 –> 18 CO2 + 19 H2O
19.- Combustión del nonadecano (C19H40)
C19H40 + 29 O2 –> 19 CO2 + 20 H2O
20.- Combustión del eicosano (C20H42)
C20H42 + 61/2 O2 –> 20 CO2 + 21 H2O
