Combustión y Aplicación de la termodinamica

Motores de Combustión Interna y

Instituto Tecnológico de Celaya Compresores

2.1 química de la combustión.-

2 Combustión y Aplicación de La combustión es una reacción química en la cual ciertos elementos del combustible se combinan con el oxígeno oxígeno,, causan causando do un increm increment ento o de la temper temperatu atura ra de los gases. gases. Los elemen elementos tos princi principal pales es del combustible son el carbón e hidrógeno; otro elemento del combustible, aunque no es deseable, es el azufre. El oxígeno necesario para la combustión se obtiene del aire, el cual es oxígeno diluido principalmente en nitrógeno. Constituyente Oxígeno Nitrógeno Argón Argón Bióxido de Carbono Otros gases Total

Símbolo O2 N2 A CO2

Peso Mo Molar M 32.0 28.02 40.0 40.0 44.0

Anális Análisis, is, % Vol. Peso 20.99 23.2 78.03 0.94 0.94 0.03

28.95

0.01 100

100

Relati Relativo vo al O2 Vol. Peso 1 1

Peso molar por mol de aire 6.717 21.848 21.848 0.376

4.76

4.31

0.013 28.95

Tabla 2.1 Componentes del aire

Para que se realice la combustión, es necesario contar con la presencia del combustible y la cantidad adecuada de aire, para ello, es necesario conocer cómo se llevan a cabo las reacciones químicas entre ambos. La más importante es la combinación de oxígeno y carbón, para formar bióxido de carbono, y bajo ciertas condiciones, monóxido de carbono. La reacción para una combustión completa del carbón, se expresa como: 2.1 C + O2 = CO2 Es decir, una molécula de carbón se combina con una de oxígeno para formar una molécula de bióxido de carbono.

1molC +1molO2

=

1molCO 2

Expresada en función del peso molecular, con relación al carbono

1lbC + 2.67lbO2

=

3.67lbCO2

2.2

Como podemos ver de la tabla, para el aire, cada libra de aire está acompañada de 3.31 lb de nitrógeno, por lo que sí incorporamos este nuevo elemento en la ecuación de combustión, tenemos en peso 2.3 1lbC + 2.67 lbO2 + 8.84lb N 2 = 3.67lbCO2 + 8.84lbN 2 , para 1 lb de C se requieren de 2.67+8.84=11.51 lb de aire. En forma molar se tiene

1molC +1molO2

+

3.76molN 2

=

1molCO2

Combustión y Aplicación de los Ciclos Termodinámicos

+

3.76molN 2 ,

2.3a

Unidad II

2.5



Expresando la anterior en volumen

1lbC + 31.6ft 3 O 2 + 118.8ft 3 N 2 = 31.6ft 3 CO2 + 118.8ft 3 N 2 ,

2.4

es decir, 31.6+118.8=150.4 ft3 de aire por lb de carbono. Considerando que la combustión se realiza con un exceso de aire, la expresión anterior se escribe como

1lbC + (1 + e )150.4ft 3 aire = 31.6ft 3 CO2 + 31.6eft 3 O 2 + (1 + e )118.8ft 3 N 2

2.5

Otras reacciones importantes son, la formación del monóxido de carbono,

1molC + 0.5molO 2 + 1.88 molN 2 = 1molCO + 1.88 molN 2

2.6a

que expresada en volumen, resulta:

1lbC + 15.84ft 3 O2 + 59.4ft 3 N 2 = 31.6ft 3 CO + 59.4ft 3 N 2

2.6

Para la combustión del monóxido se tiene

1molCO + 0.5molO 2 + 1.88moN 2 = 1molCO2 + 1.88molN 2

2.7a

y que expresada en volumen, resulta:

1ft 3 CO + 0.5ft 3 O2 + 1.88ft 3 N 2 = 1ft 3 CO2 + 1.88ft 3 N 2

2.7

Si se considera el exceso de aire

1ft 3 CO + (1 + e ) 2.38ft 3 aire = 1ft 3 CO2 + 0.5eft 3 O2 + (1 + e )1.88ft 3 N 2

2.8

La combustión del hidrógeno, H2, produce agua, y la expresión de la reacción, será

1molH 2 + 0.5molO2 + 1.88molN 2 = 1molH 2 O + 1.88molN 2

2.9a

1ft 3 H 2 + 0.5ft 3O2 + 1.88ft 3 N 2 = 10.0475lb H 2 O + 1.88ft 3 N 2

2.9

en volumen

El azufre, durante la combustión produce SO2, cuya reacción es

1molS + 1molO 2 + 3.76 molN 2 = 1molSO 2 + 3.76 molN 2

2.10a

1lbS + 56.4ft 3 aire = 11.8ft 3 SO 2 + 44.5ft 3 N 2

2.10

en volumen

Para el caso de los hidrocarburos, cuya fórmula general es CnHm, al quemarse con suficiente oxígeno, producen CO2 y H 2O, y sus ecuaciones de combustión pueden escribirse y realizarse los cálculos por separado. La fórmula general con un exceso de aire es

1molC n H m + (1 + e )( n + 0.25m ) molO 2 + 3.76(1 + e )( n + 0.25m ) mol N 2 = nmolCO 2 + 0.5mmol H 2 O + e( n + 0.25m ) molO2 + 3.76(1 + e )( n + 0.25m ) mol N 2 para el caso de un combustible gaseoso

2.11

1ft 3C n H m + 4.76(1 + e )( n + 0.25 m ) ft 3 aire 3 3 3 = nft CO 2 + 0.0238mlb H 2 O + e( n + 0.25m ) ft O2 + 3.76(1 + e )( n + 0.25 m ) ft N 2

2.12

Una forma más adecuada para el combustible en estado liquido


Unidad II



1lbC n H m + =

379 n 12n + m

1804(1 + e )( n + 0.25m ) 12n + m 9m

3 ft CO 2 +

ft 3 aire

lb H 2 O +

12n + m

379e( n + 0.25m ) 12n + m

3 ft O2 +

1426(1 + e )( n + 0.25m) 12n + m

3

ft N 2

2.13

Para el caso del Metano (gas) CH4 la reacción es la siguiente

1molCH 4 + 2molO 2 + 7.52 molN 2 = 1molCO2 + 2molH 2 O + 7.52 molN 2

2.14

Para el Benzeno C6H6, se tiene

1molC 6 H 6

+

7.5molO 2

+

28.2molN 2

=

6molCO2

+

3molH 2 O + 28.2molN 2 2.15

En virtud de que tratamos con reacciones químicas, el balanceo se hará por cada elemento, de tal forma que l

∑ν i Ai

k

→ ∑ν j C j

i =1

2.16

j =1

donde νi y ν j son las proporciones molares relativas, donde interactúan las especies Ai y C j. Por ejemplo, para balancear la ecuación química de la combustión completa del C8H18 con aire

C 8 H 18

+

O2

+

N 2

→

CO2

Balanceando cada uno de los elementos Carbono Hidrógeno Oxígeno C8=8CO2 H18=9H2O XO2=8CO2+9H2O 12.5O2=8CO2+9H2O

+

H 2 O +

N 2

Nitrógeno Por cada mol de O2 hay 3.76 de N2

De acuerdo con lo anterior, la ecuación final queda C 8 H 18 + 12.5 O 2 + 47 N 2 → 8CO 2 + 9 H 2 O + 47 N 2 El aire empleado para la reacción se le conoce como aire teórico o aire estequiométrico. Cuando la combustión se lleva a cabo con el aire teórico debe ocurrir íntegramente. Esto en la práctica no se presenta; por lo que se requiere de un exceso de aire para garantizar la completa oxidación del combustible. El exceso de aire se expresa en función del aire teórico por lo que si se añade un 25% de aire, en la ecuación química se afecta la proporción del aire por 1.25, ya que se tendría el 125% de aire, esto es

C 8 H 18

+

(1.25 ) 12.5 O2

+

(1.25 ) 47 N 2

→

8CO 2

+

9 H 2 O + (1.25 ) 47 N 2

+

.25(12 .5) O2

El balanceo de la ecuación con exceso de aire se obtiene realizando primeramente el balance de la reacción teórica, enseguida, se multiplica la proporción de aire por un factor con el exceso de aire, balanceando posteriormente las cantidades de nitrógeno y oxígeno de los productos. Si el exceso de aire es insuficiente para permitir una combustión completa, entonces no todo el carbono se oxidará a la forma de dióxido de carbono, sino que una parte resultará en CO. La falta de aire origina la presencia de hidrocarburos no quemados, en forma de hollín o humo negro. Lo anterior se presenta cuando no se cumple que:

LA MEZCLA DE AIRE-COMBUSTIBLE DEBE HALLARSE ALA TEMPERATURA DE ENCENDIDO TIENE QUE HABER OXIGENO SUFICIENTE PARA ASEGURAR UNA OXIDACIÓN COMPLETA, EL OXIGENO DEBE ENCONTRARSE E CONTACTO INTIMO CON EL COMBUSTIBLE.


Unidad II



Ejemplo: Determine el aire teórico y escriba la ecuación para un 30% de exceso de aire del C 2H6 C 2 H 6 + 3.5 O 2 + 13 .17 N 2 → 2CO 2 + 3 H 2 O + 13.17 N 2 se requieren 3.5 moles de O2 para la oxidación completa del C2H6. Para un 30% de exceso

C 2 H 6 + (1.3)3.5 O 2 + (1.3)13 .17 N 2 → 2CO 2 + 3 H 2 O + (1.3)13 .17 N 2 + .3( 3.5) O 2

Relación aire-combustible.- El número de libras de aire presente en el cilindro del motor, por libra de combustible se llama relación aire-combustible, designada por r a/f . Técnicamente la relación aire combustible necesaria para una combustión completa, depende sólo de la composición en que éstas se mezclan.

r a / f

=

moles de aire moles de combustibl e

2.17

Para el ejemplo, sin considerar el exceso de aire, tenemos

r a / f

=

3.5 +13.17 1

=

16.67 mol aire/mol combustibl e

Expresando lo anterior en masa, siendo el peso molecular del aire 28.97 kg/kgmol y del etano 30.068 kg/kgmol

r a / f

=

28.97 3.5 +13.17 30.068

=

1

16.05 kg aire/kg combustibl e

Considerando la expresión para el combustible líquido, Ec. (2.13), dado que ésta está expresada por unidad de combustible, la relación aire combustible se obtendrá multiplicando la cantidad de aire por su peso a condiciones estándar, w=0.0763

r a / f

=

137.6( n + 0.25m)(1 + e) 12n + m

2.18

En la práctica, se puede conocer el porcentaje en peso del carbón e hidrógeno a partir de un análisis del combustible, por lo que podemos escribir H m =

12 n

C o 12

H C

=

m n 2.19

Sustituyendo en la Ec. (2.18)

r a / f =

11.53(1 + 3 H / C )(1 + e) 1 + H / C

2.20

Esta expresión nos permite evaluar la relación aire-combustible a partir de los índices de hidrógeno y carbono determinados del combustible.


Unidad II



El análisis final de un carbón da por resultado la siguiente composición     Elemento C H2 O2 S N2 H2O Ceniza Total

Porcentaje 74 5 6 1 1.2 3.8 9 100

% sin ceniza 81.3186 5.495 6.593 1.099 1.318 4.176

Frac. De masa xi .8132 .055 .0659 .011 .0132 .0417 1

Mi 12 2 32 32 28 18

x /M Yi i i .0677 .674 .0275 .274 .0021 .021 .0003 .003 .0005 .005 .0023 .023 .1004

1

Determine r a/f De la tabla podemos apreciar el cálculo de las proporciones de los elementos, donde

M =

1 xi

∑ M

i

y su valor es 9.96 kg/kgmol. Formulando la ecuación para la combustión .674C + .274 H 2 + .021O2 + .003S + .005 N 2 + 0.023 H 2 O + aO2 + bN 2 → cCO2 + dH 2 O + eSO2 + fN 2 Balanceando la ecuación tenemos Carbono C=0.674

Hidrógeno 2d=2(.274+.023) d=0.297

Azufre e=0.003

Oxígeno

Nitrógeno 2(.021)+.023+2a=2c+d+2e .005+b=f a=1.583/2 .005+.792(3.76)=f a=.792 f=2.985

Considerando que b=3.76*a=2.98. La ecuación que resulta es: .674C + .274 H 2

+ .021O2 + .003S + .005 N 2 + .023 H 2 O + .792O2 + 2.98 N 2 → .674CO2 + .297 H 2 O + .003SO2 + 2.985 N 2

Por lo tanto, la relación aire-combustible será

r a / f

=

.792 + 2.98 1

=

3.772 kgmol aire/kgmol combusible

si la masa unitaria del combustible es 9.96 kg/kgmol y la del aire es 28.97 kg/kgmol, la relación airecombustible en masa será

r a / f

=

3.772( 28.97) 9.96(1)

=

10.971 kg aire/kg combusible

En las reacciones químicas, la sustancia del sistema cambia en el transcurso de un proceso, por lo que los cálculos se hacen de acuerdo con una referencia, la cual se toma


Unidad II



suponiendo nula la entalpia de todos los elementos en el estado arbitrario de referencia de 25ºC y 1 atm de presión. La entalpia de formación de un compuesto es su entalpia a tal presión y temperatura. Por ejemplo, considerando un proceso de combustión en estado estable, en el cual 1 mol de C y uno de O2, en el estado de referencia, se combinan para producir un mol de CO 2. Hay una transferencia de calor de tal manera que el CO2 finalmente existe en el estado de referencia. Considerando la ecuación C + O2 = CO2 Sea HR la entalpia total de todos los reactivos y H P la de los productos. De la primera ley de la termodinámica, podemos escribir

Q + H R = H P

2.21

o bien

Q + ∑ ni hi i

=

∑n

j

h j

2.22

j

Para la reacción, la entalpia de los reactivos es nula por ser elementos, de modo que podemos escribir

Q = H P − 393757 kJ donde la cantidad –393757 kJ es el calor transferido desde el sistema, cuidadosamente medido. o

De lo anterior, se dice que la entalpia de formación del CO 2, h f , es

h f o

393757 kJ/kgmol

=−

En general, en un proceso también se realiza trabajo, por lo que podemos escribir la primera ley de la termodinámica como Q + ∑ ni hi = W + ∑ n j h j R

2.22

P

y considerando que no todas las reacciones se realizan a condiciones de referencia, el balance anterior, se puede escribir de la forma o Q + ∑ ni h f o + ( h o − h298 ) i = W + ∑ n j h f o + ( h o − h298o ) R

P

j

2.23

En esta ecuación, el término entre paréntesis es el cambio de entalpia entre el estado real y el de referencia. El valor de 298K corresponde al estado de referencia en temperatura absoluta. El superíndice o señala que la presión es de una atmósfera.

Ejemplo.- Un motor Diesel emplea C 12H26 como combustible. Este y el aire entra al motor a 25ºC. Los productos de combustión salen a 600K y se utiliza 200% de aire teórico. Determine el trabajo correspondiente a un consumo de combustible de 1 kgmol/hr.

C 12 H 2 6 + ( 2 )18 .5 O 2 + 2(18.5) 3.76 N 2 → 12CO 2 + 13 H 2 O + 139 .12 N 2 + 18.5O 2 Aplicando la primera ley

Q = −232000 kJ/kgmol Comb. o ∑ ni [ h + ( h − h298 ) ] = 1( h f ) C H = −290971 kJ/kgmol o f

o

12

R

∑ n j [ h f + ( h o

P

o

o

− h298 ) o

]

i

j

26

= 12( − 393757 + 12916 ) + 13( − 241971 + 10498 ) + 139.12( 8891) + 18.5( 9247 ) = −6171255 kJ/kgmol Comb.

Sustituyendo en la expresión de la primera ley de la termodinámica


Unidad II



− 232000 − 290971 = W − 6171255 W = 5648284 kJ/kgmol Comb. considerando el consumo de combustible

 = n f W = 5648284 kJ/h W  = 1568.9 kW W

2.2 temperatura de combustión adiabática En caso de que no exista trabajo, transmisión de calor o cambio en las energías cinética y potencial, toda la energía térmica elevará la temperatura de los productos de la combustión. Cuando la oxidación es completa, con las condiciones mencionadas, se considera que la máxima cantidad de energía química se ha convertido en energía térmica, y que es máxima la temperatura de los productos, a la cual se conoce como temperatura de combustión adiabática. Si la combustión es incompleta o se utiliza exceso de aire, la temperatura de la mezcla es menor que la temperatura de combustión adiabática. El exceso de aire se emplea en el diseño de máquinas para mantener la temperatura dentro de los límites metalúrgicos. Si la combustión es incompleta, sólo parte de la energía química se convierte en energía térmica; de manera que la temperatura será menor que la máxima posible. Cuando se usa un exceso de aire, la energía térmica sirve también para elevar la temperatura de una masa mayor; por lo tanto, el aumento de temperatura correspondiente a una cantidad fija de energía térmica, no será igual al máximo. Un tercer factor que reduce la temperatura es la disociación de los productos de combustión. La relación de la disociación es endotérmica; para llevarse a cabo emplea una parte de la energía térmica disponible. Para el caso de flujo permanente y condiciones adiabáticas, el balance de energía es

∑ ni [ h f + ( h o

o

] ∑ n [h

− h298 ) = o

i

R

j

o f

+ ( h − h298 ) o

P

o

]

j

2.24

Como la temperatura y la composición iniciales de los reactivos normalmente se conocen, el lado izquierdo de la ecuación se puede evaluar en forma directa. Para obtener el ascenso máximo de temperatura de los productos, una reacción debe ser completa. Por tanto, los valores ni de los productos o o también se conocen a partir de la química de la reacción. Además, los valores de ∆h f y h298 para cada uno de los productos se pueden obtener de las tablas de datos termodinámicos. En esta forma, las únicas incógnitas son los valores de h o , tabulados contra temperatura en tablas respectivas. Si la temperatura supuesta es correcta, entonces los valores numéricos de los lados, izquierdo y derecho, de la ecuación deben ser iguales. En caso contrario, se deberá iterar.       quema propano gaseoso con 100% y 400% de aire teórico. Determine la temperatura de Se combustión adiabática en cada caso. La ecuación de combustión para 100% de aire teórico es C 3 H 8 + 5O 2 + 5(3.76) N 2 → 3CO 2 + 4 H 2 O + 18.8 N 2 La primera ley, bajo condiciones adiabáticas, se expresa

H R = ∑ ni h f + ( h − h298 o

o

R

H P =

= 1( − 103909 ) = −103909 kj/kgmol

o

i

∑n

j

o ) = 3 − 393757 + ( h o − h298o ) h f o + ( h o − h298

P

j

o )] + 4[ − 241971 + ( h − h298 ) ] + 18 .8[ ( h o − h298 o

o

Supongamos que T=2500K para los productos de combustión; entonces HP=10845 kJ/kgmol comb. Si probamos con una temperatura de T=2300K, HP=-206068 kJ/kgmol comb.


Unidad II



Grafíquese (HP-HR) en función de T, y la intersección de la línea que une los dos puntos, y el eje (H PHR)=0, indicará la aproximación lineal de la temperatura que satisfará la ecuación de la primera ley de la termodinámica. La temperatura que balancea la ecuación es T=2394K, que es la de combustión adiabática correspondiente al 100% de aire teórico. La ecuación balanceada para el caso de 400% de aire teórico es C 3 H 8 + 5( 4 ) O2 + 5( 4) (3.76) N 2 → 3CO 2 + 4 H 2 O + 15O2 + 75.2 N 2 Realizando el mismo procedimiento, tenemos que HR=-103909 kJ/kgmol comb. Para T=1000K, HP=10612 kJ/kgmol comb. Para T=900K, HP=-317290 kJ/kgmol comb. Al graficar (HP-HR) en función de T, se obtiene el valor T=942K para la temperatura de combustión adiabática con 400% de aire teórico. Observe la importante reducción de la temperatura provocada por el empleo del exceso de aire. Esto puede constituir un importante medio de trabajo para el ingeniero que diseña la óptima transferencia de energía en cierto equipo, como es el caso de los generadores de vapor y los motores de automóvil.

Entalpía de combustión, poder calorífico.La llamada entalpia de combustión, HRP, es la diferencia entre la entalpia de los productos y la entalpia de los reactivos, a una misma presión y temperatura, T. De manera que 2.25 h RP = H P − H R o h RP = ∑ n j h f o + ( h o − h298 ) j − ∑ ni h f o + ( h o − h298o ) P

R

i

2.26

La entalpia de combustión generalmente se expresa en kJ/kg de combustible, y también se conoce como poder calorífico del combustible a presión constante, ya que el calor se transmite isobáricamente en un sistema abierto, y es igual a la diferencia de entalpias. La energía interna de combustión, u RP , es la diferencia de energías interna de los productos y los reactivos, y se puede expresar como

u RP = U P − U R

o u RP = ∑ n j h f o + ( h o − h298 ) − R T j − ∑ ni h f o + ( h o − h298o ) − R T i P

2.27 2.28

R

donde los reactivos y los productos se han considerado como gases. Si esto no fuera así, entonces se tendría que utilizar pv en lugar de R T para determinar la energía interna. Como esto es igual al calor transmitido a volumen constante, el poder calorífico del combustible a volumen constante será igual a u RP . El término poder calorífico superior de un combustible indica que el agua de los productos de combustión es líquida; de manera que la entalpia (o calor latente) de vaporización del agua se incluye en la determinación del calor transmitido. El término poder calorífico inferior significa que el agua en los productos de la combustión existe en forma de vapor; por ello, la entalpia de vaporización no se incluye en el cálculo de h RP , y esto ocasiona un valor numérico menor que el del poder calorífico superior.

2.3 diagramas para mezclas no quemadas Al analizar los ciclos termodinámicos de los motores de combustión interna, se hicieron algunas simplificaciones con el fin de facilitar los cálculos. Si bien tales análisis ayudan al entendimiento general del problema, se requieren análisis más exactos para valorizar cada proceso específico del motor


Unidad II



existente. En virtud de que el fluido real para el motor de combustión es una mezcla compleja de aire y combustible y siendo quemada esa alimentación en el motor, obteniéndose diferentes productos de su combustión, será conveniente tomar en consideración las propiedades de los fluidos verdaderos. Si se trata de calcular las propiedades del fluido, el trabajo resulta extremadamente tedioso y lento. Por otra parte, los resultados de tales cálculos llevados a un alto grado de precisión han sido ordenados en forma de tablas y gráficas y estos datos están a disposición del ingeniero especializado. El diagrama de mezclas no quemadas permite la valoración rápida de las propiedades de la mezcla, obtenidas durante cualquier etapa del proceso de compresión (suponiendo que en este proceso no ocurre ni la combustión ni la reacción química). Las propiedades del fluido dependen directamente de las cantidades relativas de combustible, aire y residuos en la mezcla. En virtud de que para todas las condiciones de funcionamiento, no son constantes ni la relación de aire-combustible ni la cantidad de residuos, será necesario, teóricamente un número infinito de diagramas. A pesar de esto, se presentarán tres diagramas que satisfacen la variedad de mezclas encontradas ordinariamente en los motores de encendido por bujía. Un diagrama es para la mezcla teóricamente correcta de aire y octano (C 8H18), otra para mezclas pobres y otra para mezclas ricas. Considere    

la reacción del octano con la cantidad teóricamente correcta de aire, en el desarrollo y empleo del diagrama. C 8 H 18 + 12.5O 2 + 47 N 2 → 8CO 2 + 9 H 2 O + 47 N 2 El peso de la alimentación se obtiene multiplicando cada cantidad de moles de la reacción por el peso molecular apropiado:

114 kg C 8 H 18 + 400 kg O 2 + 1316kg N 2 ó 1kg de combustibl e + 15.1 kg de aire ó 0.0665 kg de combustibl e + 1 kg de aire El diagrama para la mezcla teóricamente correcta está basado en 1.0665 kg de diferentes gases. Sin embargo, la reacción muestra que 60.5 moles de alimentaci ón →64 moles de product os Entonces 1.0665kg de alimentación representan:

60 .5 moles de alimentaci ón

( 400 +1316 ) kg de aire

=

0.0353

moles de alimetación kg de aire ó 1.0665 kg de alimentaci ón

y 1.0665kg de productos (mezcla quemada) representan:

64 moles de product os ( 400 +1316 ) kg de aire

=

0.0373

moles de product os kg de aire ó 1.0665 kg de alimentaci ón

En el motor real, permanece en el volumen de compresión una fracción f en peso de los productos de la combustión que diluye la fracción en peso (1-f), de la alimentación entrante. Los moles totales de la mezcla en el cilindro del motor serán: 0.373( f ) + 0.0353(1 − f ) = ( 0.0353 + 0.002 f ) moles Se pueden repetir los cálculos anteriores para alimentaciones con 110 y 85% de aire teórico. Los datos para las tres condiciones están agrupados en la tabla 2.1 Mezcla

Pobre Correcta Rica

% aire teórico

Peso de mezcla (kg)

Relación F/A

Relación A/F

110 100 85

1.0605 1.06651 1.0782

0.0605 0.0665 0.0782

16.5 15.1 12.8

Moles de mezcla no quemada (n) 0.0352+0.002f 0.0353+0.002f 0.0354+0.004f

Tabla 2.1.- 1 kg de aire con diferentes cantidades de combustible C 8H18

Al construir un diagrama de compresión para la mezcla no quemada, se presentan varias complicaciones. El combustible que entra al motor puede tener predominantemente los estados líquidos o gaseosos, y las cantidades del gas residual varían con las condiciones del motor. Consecuentemente


Unidad II



no se obtendrá una respuesta exacta y general mediante un solo diagrama. Sin embargo, para simplificar, se supondrá: 1. que el fluido es una mezcla homogénea de gases, y 2. que el residuo del escape es constante para un valor de f=0.10. Con estos supuestos y los datos de la tabla 2.1 es posible determinar los componentes de las mezclas para cada uno de los diagramas de compresión. Así pues, el diagrama del proceso de compresión de la mezcla químicamente correcta representa 1.0665 kg de mezcla formada de:

0.9 k g de aire

+

( 0.9 x 0.0665 = 0.05985 ) kg de combustibl e + 0.10665 kg de product os (residuos)

Una vez determinados los componentes típicos, podrán calcularse las propiedades de la mezcla. Las relaciones pVT se encuentran a partir de la ecuación del estado de los gases perfectos: pV = nRoT n se encuentra sustituyendo f=0.10 en las ecuaciones de la tabla. A la energía interna de la mezcla no quemada, se le llama energía interna sensible (Us o Es) porque no ocurren ni los cambios de fase ni la reacción química y, por lo tanto, los cambios en la energía sensible serán reflejados por los cambios correspondientes en temperatura y presión. El efecto de la presión es comúnmente pequeño, y para los gases perfectos, inexistente. Por consiguiente, los valores de la energía interna se calcularán con aceptable precisión solamente arriba de una referencia de temperatura: 298.5K.


Unidad II

Combustión y Aplicación de la termodinamica

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