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Balances de Materia y Energía:
Compendio Bibliográfico
Introducción
1.1 Masa y Volumen
1.1.1 Masa y peso
La masa de un cuerpo se define como su cantidad de materia, es una cantidad fija e invariable que es independiente de la ubicación del cuerpo y se puede medir con una balanza. El peso de un cuerpo es la medida de la atracción gravitacional que la tierra ejerce sobre dicho cuerpo y varía dependiendo de la posición relativa del objeto y su distancia a la tierra, así como de la velocidad con la que se mueve el objeto.
1.1.2 Relación entre masa y volumen
La densidad (ρ) de una sustancia es la masa por unidad de volumen de la sustancia. El volumen específico de una sustancia es el volumen por unidad de masa de dicha sustancia y es el inverso de la densidad. El peso específico (PE) de una sustancia es el cociente de la densidad de la sustancia entre la densidad de una sustancia de referencia (generalmente agua a 4°C).
1.2 Velocidad de Flujo
La velocidad a la que se transporta una sustancia a través de una línea de un proceso se conoce como velocidad de flujo. La velocidad de flujo puede expresarse como velocidad de flujo másico (masa/tiempo) o velocidad de flujo volumétrico (volumen/tiempo). La densidad de un fluido puede utilizarse para convertir una velocidad de flujo volumétrico conocida en la velocidad de flujo másico, o viceversa.
1.3 Composición Química
1.3.1 Moles y masa molar
El peso atómico de un elemento es la masa de un átomo en una escala que asigna una masa de exactamente 12 al 12C. La masa molar (peso molecular) de un compuesto es la suma de los pesos atómicos de los átomos que constituyen la molécula del compuesto.
Un gramo-mol (g-mol o mol en el sistema SI) de una sustancia es la cantidad de esa sustancia cuya masa en gramos es numéricamente igual a su masa molar. La masa molar puede utilizarse como un factor de conversión que relaciona la masa con el número de moles de una cantidad de sustancia.
1.3.2 Fracciones en masa, fracciones mol y masa molar promedio
Fracción en masa: x_A = masa de A / masa total Fracción mol: y_A = moles de A / moles totales Para convertir directamente entre fracción masa - fracción mol, y viceversa, se emplean las siguientes expresiones: y_i = (x_i * PM_i) / (x_1 * PM_1 + x_2 * PM_2 + ... + x_n * PM_n) x_i = (y_i * PM_i) / (y_1 * PM_1 + y_2 * PM_2 + ... + y_n * PM_n) La masa molar promedio de una mezcla se calcula como: PM = Σ y_i * PM_i
1.4 Presión
La presión es una magnitud escalar que expresa la fuerza ejercida por un fluido sobre una superficie por unidad de área. Las unidades de presión más comunes son: pascales (Pa), newtons por metro cuadrado (N/m2), libras por pulgada cuadrada (psi), atmósferas (atm), etc. Existen diferentes tipos de presión: presión absoluta, presión manométrica y presión de vacío.
1.5 Temperatura
La temperatura es una medida de la energía cinética promedio de las partículas de una sustancia. Las escalas de temperatura más comunes son: Celsius (°C), Fahrenheit (°F) y Kelvin (K). Las relaciones entre estas escalas son: °C = (°F - 32) * 5/9 K = °C +
1.6 Energía
La energía es la capacidad de realizar un trabajo o producir un cambio. Existen diferentes formas de energía: energía cinética, energía potencial, energía térmica, energía eléctrica, etc. La primera ley de la termodinámica establece que la energía no se crea ni se destruye, sino que se transforma de una forma a otra.
superficie superior y el peso del fluido en la columna. La presión hidrostática cumple:
P = P₀ + ρgh
La equivalencia entre una presión P (fuerza/área) y la columna correspondiente Ph (altura de un fluido) se consigue aplicando la ecuación anterior, entonces, se puede utilizar P sin subíndice para denotar la presión como fuerza/área o como la columna de un fluido.
Ejemplo 1.
En un tubo en U se tiene una diferencia de alturas de 400 mm de Hg, se quiere convertir esta presión a: a) ft de H₂O. b) atm. c) bar. d) Kg/cm². e) lb/ pulg² (lb/in²). f) Pa. g) N/m². h) pulg de Hg (in de Hg).
Ejemplo 1.
Un recipiente que contiene 40 000 litros de metano, tiene conectado un medidor de presión (manómetro burdon) que indica una lectura de 33 psi, simultáneamente el barómetro indica 17.5 pulgadas de Hg. ¿Cuál es la presión absoluta dentro del recipiente en lb/pulg² absolutas (psia)?
presión barométrica = 17.5 pulg de Hg ⋅ 14.7 psia / 29.92 pulg de Hg = 8.597 psia presión absoluta = presión manométrica + presión barométrica presión absoluta = 33 psia + 8.597 psia = 41.597 psia
1.5 Temperatura
La temperatura de una sustancia en un estado de agregación particular es una medida de la energía cinética promedio que poseen las moléculas que forman la sustancia. Las dos escalas más comunes de temperatura se definen utilizando el punto de congelación (Tf) y el punto de ebullición (Tb) del agua a una presión de 1 atm.
En la escala Celsius a Tf se le asigna un valor de 0 °C y a Tb se le asigna un valor de 100 °C. El cero absoluto, teóricamente la temperatura más baja que se puede alcanzar a la naturaleza, en esta escala corresponde a -273.15 °C.
En la escala Fahrenheit a Tf se le asigna un valor de 32 °F y a Tb se le asigna un valor de 212 °F, el cero absoluto corresponde a -459.67 °F.
Las escalas Kelvin y Rankine se definen de forma que el cero absoluto corresponda a un valor de cero y el tamaño de un grado sea igual a un grado Celsius para la escala Kelvin o un grado Fahrenheit para la escala Rankine.
Ejemplo 1.
Convertir 800°C de temperatura, que es la de fusión del NaCl, en las escalas Kelvin, Fahrenheit, y Rankine.
a) K = °C + 273 = 800°C + 273 = 1073 K b) °F = (1.8 × °C) + 32 = (1.8 ×
- 32 = 1472°F c) °R = °F + 460 = 1472°F + 460 = 1932°R
Por lo tanto, 800°C = 1073 K = 1472 °F = 1932 °R.
Ejemplo 1.
La capacidad calorífica del amoniaco, definida como la cantidad de calor requerida para elevar la temperatura de una unidad de masa de amoniaco en 1°, a presión constante en un intervalo limitado de temperaturas, está dada por la expresión:
Cp = 0.487 + 2.29 × 10⁻⁴ T(°F) Btu/lb·°F
Determine la expresión para Cp en (J/g·°C), en términos de T(°C).
Cp = 0.494 + 4.12 × 10⁻⁴ T(°C) J/g·°C
Balances de Materia y Energía: Compendio
Bibliográfico
2.2 ECUACIÓN GENERAL DE BALANCE
Un balance de materia no es otra cosa que un conteo del flujo y cambio de masa en el inventario de materiales de un sistema. En la siguiente ecuación se describe con palabras el balance de materia aplicable a procesos con reacción química y sin ella.
Diagrama 2.2 Ecuación general de Balance:
Entrada de masa a través de los límites del sistema = Salida de masa a través de los límites del sistema + Acumulación de masa en el sistema - Consumo de masa en el sistema + Generación de masa en el sistema
Se pueden describir dos tipos de balance:
Balances Diferenciales:
Son balances que indican lo que está sucediendo en un sistema en un instante de tiempo. Cada término en la ecuación de balance es entonces una velocidad (velocidad de entrada, velocidad de producción, etc.) y tiene unidades de la unidad de la cantidad balanceada dividida entre una unidad de tiempo (personas /año, g de SO2 / s, barriles/ día). Este es el tipo de balance que se aplica generalmente a los procesos continuos.
Balances Integrales:
Son balances que describen lo que ocurre entre dos instantes de tiempo. Cada término de la ecuación es entonces una cantidad de la cantidad balanceada y tiene las unidades correspondientes (personas, g de SO2, barriles). Este tipo de balance se aplica usualmente a los procesos
Base de cálculo:
Cantidad de una corriente que sirve de base para determinar todos los valores de las demás corrientes.
Cambio de escala:
En un escalamiento, las corrientes cambian proporcionalmente, pero las fracciones permanecen constantes.
Base de cálculo propuesta = Factor de escalamiento * Base de cálculo real
Relaciones adicionales:
Porcentajes de recuperación. Proporciones entre corrientes. Relaciones.
2.2 BALANCES DE MATERIA EN UN EQUIPO
Los balances de materia en un equipo son los más simples de resolver, ya que cumplen la ley de la conservación de la materia. Los equipos utilizados comúnmente son el mezclador, destilador, absorbedor, evaporador, secador, deshumidificador, etc.
2.2.1 Ejemplo de Evaporación de una Sal
A un evaporador se alimentan continuamente 25 ton/h de una solución con 10% w de NaOH, 10%w NaCl y 80% w H2O. Durante la evaporación, la sal se precipita como cristales que se dejan asentar y se eliminan. La solución concentrada saliente del evaporador contiene 50%w NaOH, 2%w NaCl y 48%w H2O.
Calcular los kilogramos de sal precipitados y los kilogramos de solución concentrada por hora de trabajo.
Diagrama 2.2.1 Evaporación de una Sal:
M4 H2O M2 50%wNaOH 2% w NaCl 48% w H2O M3 Cristales 80%w H2O M1=25ton/h 10%w NaOH 10%w NaCl
Composición de la corriente 1: - H2O = 25 (0.8) = 20 ton/h - NaOH = 25(0.1) = 2.5 ton/h - NaCl = 25 (0.1) = 2.5 ton/h
Balance de NaOH: xM1 = xM2 25(0.1) = 0.5 M2 M2 = 5 ton/h
Balance de NaCl: xM1 = xM2 + M3 25(0.1) = 5(0.02) + M3 M3 = 2.4 ton/h
Composición en la corriente 2: - H2O = 5 (0.48) = 2.4 ton/h - NaOH = 5 (0.5) = 2.5 ton/h - NaCl = 5 (0.02) = 0.1 ton/h
NaCl precipitado = 2400 kg/h
Ejemplo 2.2.2 Evaporación de una Solución
Un evaporador es alimentado con una solución de nitrato de potasio, de acuerdo al diagrama de flujo.
Diagrama 2.2.2 Evaporación de una Solución:
15%w KNO3 M1 85%w H2O 1500Kg/h M2 M3 H2O 45%w KNO M4 55%w H2O
a) Calcular en Kg/h las líneas de operación. b) Calcular la fracción mol y el %mol en la línea M4.
Balance general de materia para el proceso: M1 = M3 + M
Balance de KNO3: 0.15M1 = 0.45M4 M4 = 500 kg/h
Balance de H2O: 0.85M1 = M3 + 0.55M4 M3 = 1000 kg/h
Tabla 2.2.2 Composición molar de M4:
Componente | P M (Kgmol) | n(mol/h) | xi | w(Kg/h) | % mol --- | --- | --- | --- | --- | --- KNO3 | 101 | 2.2277 | 0.1273 | 225 | 12.73 H2O | 18 | 15.2778 | 0.8727 | 275 | 87.27 Total | -- | 17.5055 | 0.9999 | 500 | 100
Ejemplo 2.2.3 Secado de una Pulpa
Una pulpa húmeda contiene 80% de peso de agua, después del secado se determinó que se había eliminado el 50% peso del agua original.
a) Proponer un diagrama de flujo. b) Para una base de cálculo de 100Kg. de pulpa húmeda, calcular: - Cantidad de agua alimentada en Kg. - La composición de la pulpa seca en Kg y % peso en la línea 3. - Balance de materia en el proceso.
Diagrama 2.2.3 Secado de una Pulpa:
80% w Agua M1 20%w Pulpa M2 Agua M
Balance general de materia para el proceso: M1 = M2 + M
Balance de agua: 0.80M1 = M2 + W agua M
Balance de sólidos: 0.20M1 = W sólidos M
Agua en la pulpa húmeda: (100Kg.)(0.8) = 80Kg agua
Agua eliminada: (0.5)(0.80) (100) = 40Kg agua
Composición de la pulpa seca en Kg y % peso en M3:
Componente | M(Kg) Pulpa | % --- | --- | --- Sólidos | 20 | 33.34 Agua | 40 | 66.66 Total | 60 | 100
Porcentaje de alcohol absoluto obtenido: 981.25 / 1405.94 = 69.79%
Ejemplo 2.2.6 Mezclado de Alcohol y Agua
Un mezclador es alimentado con dos corrientes que provienen de dos tanques de almacenamiento con proporciones establecidas de agua y alcohol etílico, para obtener una mezcla resultante de 1300 kg/h.
Calcular: a) Balance general b) Balance por componentes
Balance general de materia en el proceso: M1 + M2 = M
Balance para el Alcohol etílico: 0.94M1 + 0.74M2 = 0.85M
Balance para el agua: 0.06M1 + 0.26M2 = 0.15M
Despejando M2 del balance para el Alcohol etílico: M2 = 1493.2432Kg/h - 1.2702 M
Sustituyendo M2 en la ecuación del balance general: M1 + 1493.2432 Kg/h - 1.2702M1 = 1300Kg/h M1 = 715.1858Kg/h
Por lo tanto: M2 = 584.8141Kg/h
Balance general de materia: 715.1858 Kg/h + 584.8142 Kg/h = 1300 Kg/h 1300 Kg/h = 1300 Kg/h
Balance para el etanol: (0.94)(715.1858 Kg/h) + (0.74)(584.8142 Kg/h) = (0.85)(1300 Kg/h) 672.2747 = 1105.0372Kg/h
Balance para el agua: (0.06)(715.1858 Kg/h) + (0.26)(584.8142 Kg/h) = (0.15)(1300 Kg/h) 42.9115Kg/h + 152.0517Kg/h = 194.9628Kg/h
Ejemplo 2.2.7 Mezclado de Ác
Sustituyendo los valores M1 y M2 en la
ecuación IV
Ecuación IV
(0.08)(293.4783 – 0.6086M3) + (0.09) (692.3077 – 0.2417M3) + 0.22M3 =
100Kg/h
Sustituyendo los valores: M = 14.2140kg/h 3 0.1495 M = 95.0478kg/h 3
Sustituyendo el valor de M3 en la ecuación V
Ecuación V
M1= 293.4783kg/h – (0.6086)(95.047kg/h) M1 = 235.623Kg/h M2 = 669.3291Kg/h
Sustituyendo los valores de M1, M3 y M4 en
la ecuación I
Ecuación I
M1 + M2 + M3 = M4 235.623kg/h + M2 + 95.0478kg/h=100kg/h M2= 669.3291kg/h
EJEMPLO 2.2.
De acuerdo a la información proporcionada en el diagrama de flujo, determinar:
a) El valor de todas las corrientes en Kgmol/h b) La eficiencia de la torre de absorción
Diagrama 2.2.8 Absorción del bióxido de carbono
Balance para el aire:
0.82N1 = 0.994N3 N1 = 301.0001kgmol/h
Balance para el CO2:
0.02N2 + 0.18N1 = 0.006N3 + 0.674N4 N2 = 26.2Kgmol/h N3 = 248. Kgmol/h N4 = 78.88 Kgmol/h
Balance general de materia:
N1+ N2= N3 + N4 301+ 26.19 = 248.31 + 78.88 327.2= 327.2 Kgmol/h
Eficiencia de la torre de absorción:
η = (26.132/28.62)100 = 91.18%
EJEMPLO 2.2.
Se desea producir 240kg/h de una solución acuosa de amoniaco que contiene el 10%w. Esto se logrará absorbiendo el amoniaco en agua a contracorriente en una torre de absorción. La corriente de mezcla contiene el 20% w de amoniaco y 80%w de aire. Si a la salida la mezcla gaseosa tiene 2%w de amoniaco, determinar:
a) ¿Qué masa de mezcla gaseosa se deberá alimentar a la columna? b) ¿Qué masa de mezcla gaseosa deberá salir de la columna? c) ¿Qué cantidad de agua debe suministrarse a la columna?
EJEMPLO 2.3.
Calcular la composición y los flujos de las corrientes 2 y 3. Si se alimentan 30 000 lb/h de una solución que tiene un sólido de peso molecular de 342 lb/ lbmol. La solución se va a concentrar desde 3% mol hasta un 55% peso en un sistema de evaporación de triple efecto.
EJEMPLO 2.3.
Se alimentan 1800 lb/h de una solución al 25% de nitrato de sodio, la que se concentra hasta la saturación por evaporación a 100 °C. Posteriormente se enfría la solución a 20 °C y los cristales de nitrato de sodio se eliminan por filtración, pero estos quedan humedecidos con solución que tiene una masa equivalente al 10% de la masa de los cristales, cuando se secan estos, el nitrato de sodio de la solución se deposita en ellos. Suponiendo que la solubilidad del nitrato de sodio a 100°C es de 1.76 lb/lb de agua y a 20 °C es de 0.88 lb/lb de agua.
Calcular: a. La cantidad de agua evaporada para llegar a la saturación de 100 °C. b. La masa de nitrato de sodio obtenido (M7) c. El valor y la composición de todas las corrientes
Diagrama 2.3.3 Producción de cristales de nitrato de sodio
EJEMPLO 2.3.
Para la siguiente secuencia de operaciones de separación, determine:
a. El Flujo de todas las corrientes en ton/h y sus composiciones en %w. b. El peso molecular promedio para las corrientes 2 y 4. c. El gasto volumétrico obtenido para las corrientes 9, 10 y 11.
Tabla 2.3.4 Datos de densidad
Diagrama 2.3.4 Tren de separación de operaciones
Resolviendo el sistema de ecuaciones:
a. Flujos y composiciones: M1 = 1.5 ton/h, 88.0877%w Etanol M2 = 1.0 ton/ h, 95%w Etanol M3 = 0.5 ton/h, 97.5%w Benceno M4 = 1.0 ton/h, 25%mol Agua, 21%mol Etanol, 46.2%mol Benceno, 7.1%mol Tolueno M5 = 0.5 ton/h, 98%w Tolueno M6 = 0.5 ton/h, 97.5%w Benceno M7 = 1.25 ton/h, 95%w Etanol
b. Peso molecular promedio: Corriente 2: PMprom = 46 ton/ton mol Corriente 4: PMprom = 57.05 ton/ton mol
c. Gasto volumétrico: Corriente 9: 1.6 m3/h Corriente 10: 0.58 m3/h Corriente 11: 0.58 m3/h
Elaboración de un documento de estudio en
español con formato Markdown
Introducción al problema
El texto proporcionado presenta un problema de balances de materia en un sistema que involucra recirculación y/o purga. El objetivo es elaborar un documento de estudio en español con formato Markdown que incluya toda la información del texto original de manera comprensiva y evitando repeticiones.
Ejemplo 2.3.5: Absorción de acetona
Diagrama del proceso
Composición de la alimentación a la torre de absorción
La alimentación M1 contiene 95% mol de aire, 3% mol de acetona y 2% mol de agua. La composición en porcentaje de masa de la alimentación M1 es: Aire: 92.88% Acetona: 5.89% Agua: 1.23%
Balances de materia
Balance de aire en la torre de absorción
La corriente gaseosa de salida M3 contiene 99.5% en masa de aire y 0.5% en masa de agua. Aplicando balance de aire: (0.9288)(3000) = 0.995 M M3 = 2800.38 kg/h
Balance de acetona en la torre de destilación
La corriente líquida de fondo M4 contiene 19% en masa de acetona. Aplicando balance de acetona: (0.03)(3000) = 0.19 M M4 = 931.37 kg/h
Balance general en la torre de absorción
M1 + M2 = M3 + M
M2 = -3000 + 931.37 + 2800.38 = 731.75 kg/h
%Benceno en M4 = 100% - 94.6% - 1.5% = 3.9% en masa
Ejemplo 2.4.1: Obtención de sulfato de potasio sólido
Diagrama del proceso
Balances de materia
Balance global de K2SO
M1 = M2 + 155 kg/min Resolviendo las ecuaciones: M1 = 192.9642 kg/min
Cantidad de K2SO4 en M
M2 = 37.9642 kg/min Cantidad de K2SO4 en M2 = 0.9454 × 37.9642 = 35.8914 kg/min
Balance de agua en el nodo de mezclado
M3 = 343.7752 kg/min Relación de recirculación = 343.7752 / 192.9642 = 1.
Balance general en el cristalizador
M5 = M2 + M3 = 37.9642 + 343.7752 = 381.7394 kg/min
Conclusiones
El documento elaborado en formato Markdown presenta de manera comprensiva y detallada la información proporcionada en el texto original, incluyendo diagramas, balances de materia y cálculos relevantes para cada uno de los ejemplos. Se ha evitado la repetición de información y se ha organizado el contenido de manera clara y estructurada, siguiendo las pautas establecidas.
Balances de Materia con Reacción
3.1 Generalidades
La ocurrencia de reacciones químicas en un proceso ocasiona algunos problemas en los procedimientos para efectuar los balances de materia. La ecuación estequiométrica de la reacción impone restricciones sobre las cantidades relativas de reactivos y productos en los flujos de entrada y
salida. Además, el balance de materia para una sustancia reactiva no tiene la forma simple Entrada = Salida, ya que debe contener un término de generación o desaparición.
3.1.1 Estequiometría
La estequiometría es la teoría de las proporciones en la que se combinan las especies químicas unas con otras. La ecuación estequiométrica de una reacción química es el enunciado del número relativo de moléculas o moles de reactivos y productos que participan en la reacción. Por ejemplo, la ecuación estequiométrica 2 SO2 + O2 → 2 SO3 indica que dos moléculas (grmol, lbmol, kgmol) de SO2 reaccionan con una molécula (grmol, lbmol, kgmol) de O2 para producir dos moléculas (grmol, lbmol, kgmol) de SO3. Una ecuación estequiométrica válida debe de estar balanceada; esto es, el número de átomos de cada especie atómica debe ser igual en ambos lados de la ecuación, ya que no se pueden crear ni destruir átomos en las reacciones químicas.
3.1.2 Coeficiente Estequiométrico
El coeficiente estequiométrico de dos especies moleculares que participan en una reacción es el cociente entre sus coeficientes estequiométricos en la ecuación de la reacción balanceada. Este cociente puede utilizarse como un factor de conversión para calcular la cantidad de un reactivo o producto particular que se consumió o se produjo, considerando una cantidad de otro reactivo o producto que participó en la reacción. Es conveniente incluir los términos Consumido y Producido cuando se efectúan conversiones.
3.1.3 Proporción Estequiométrica
Dos reactivos, A y B, se presentan en proporción estequiométrica cuando el cociente (moles de A presentes) / (moles de B presentes) es igual al cociente estequiométrico que se obtiene mediante la ecuación para la reacción balanceada. Para que los reactivos en la reacción 2 SO2 + O2 → 2 SO3 estén presentes en proporción estequiométrica, debe haber dos moles de SO2 por cada mol de O2 presente en la alimentación del reactor (de forma que nSO2/ nO2 = 2/1). Si un reactor químico se alimenta con reactivos en proporción estequiométrica, y la reacción se lleva a cabo completamente, todos los reactivos se consumen.
3.1.4 Proporción Equimolar
La alimentación equimolar es cuando se toman los coeficientes de la reacción como las cantidades que se alimentan al reactor o al proceso. Por ejemplo, en la reacción C + O2 → CO2, la alimentación equimolar será el mismo número de moles de carbono y de oxígeno.
3.1.5 Reactivo Limitante y En Exceso
En las reacciones industriales raramente se encontrarán cantidades estequiométricas exactas de los reactivos usados. Para lograr que una
Selectividad
Es la relación de las moles de un producto particular (por lo regular el deseado) producido con las moles de otro (usualmente no deseado) producto generado en un grupo de reacciones.
Selectividad = (moles formadas de producto deseado / moles formadas de producto no deseado)
Ecuación de balance de materia con reacción química
Masa que entra al sistema - Masa que reacciona en el sistema + Masa que se forma en el sistema = Masa que sale del sistema
Reacciones de combustión
La combustión es la reacción rápida de un combustible con oxígeno, y es quizás la reacción más importante en la industria química. Los productos de combustión como el dióxido de carbono, monóxido de carbono, dióxido de azufre y agua no tienen un valor comparable con los combustibles quemados para producirlos, pero la importancia de estas reacciones reside en las cantidades de calor tan grandes que producen, el cual se utiliza para producir vapor y generar electricidad.
Existen dos tipos de combustión:
Combustión completa: Cuando en una reacción de combustión se produce CO2 y agua. Combustión parcial o incompleta: Cuando en una reacción de combustión se produce CO y agua.
Composición base seca
Es la composición de un gas de emisión para representar las fracciones molares del mismo gas sin tomar en cuenta el vapor de agua.
Composición base húmeda
Es la composición de un gas de emisión para representar las fracciones molares del mismo gas incluyendo el vapor de agua.
Aire teórico y aire en exceso
El aire teórico requerido para quemar una cierta cantidad de combustible no depende de la cantidad que realmente se quema. El aire teórico u oxígeno teórico es aquel que se necesita para quemar todo el combustible y formar CO2. El aire en exceso o exceso de aire es el necesario para que se lleve a cabo una combustión completa.
Conversión por paso y global
La conversión por paso es la que se obtiene en el reactor, mientras que la conversión global es la que se obtiene en el sistema.
Balances de materia en procesos
Los balances de materia en los procesos tienen la peculiaridad de que el número de moles que entra al sistema o proceso es diferente al número de moles que sale del mismo, debido a que se lleva a cabo una o varias reacciones y la cantidad de moles se rige por la estequiometría de la reacción.
Ejemplo 3.2.1: Producción de dióxido de cloro
Se utiliza una mezcla equimolar de clorato de sodio y ácido sulfúrico, junto con metanol, para producir dióxido de cloro. Se determinan el reactivo limitante, los flujos de reactivos necesarios para producir 5000 kg/h de dióxido de cloro y la composición en %mol de la corriente de productos.
Ejemplo 3.2.2: Síntesis de amoníaco
Se alimentan nitrógeno e hidrógeno a un reactor para sintetizar 100 lbmol/h de amoníaco. Se calcula el gasto volumétrico de los gases en pie³/min.
Ejemplo 3.2.3: Deshidrogenación de etano
Un reactor de deshidrogenación se alimenta con etano a razón de 150 Kmol/ h, produciendo acetileno e hidrógeno. Se calcula el flujo molar total a la salida del reactor, la relación entre las moles de hidrógeno y acetileno, el peso molecular promedio en la corriente de salida y el flujo másico de acetileno.
Ejemplo 3.2.4: Reacción entre etileno y bromuro de
hidrógeno
La reacción entre el etileno y el bromuro de hidrógeno se efectúa en un reactor continuo. Se calcula la conversión del reactivo limitante y el porcentaje de exceso del reactivo.
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Reacción: C2H4 + HBr → C2H5Br
Diagrama 3.2.4 Reacción entre etileno y bromuro de hidrógeno
C2H4 + HBr 1 2 C2H5Br (50% mol) HBr (33% mol)
Fuente: Elaboración propia
