Informe Combustión

FACULTAD DE INGENIERÍA DEPARTAMENTO DE INGENIERÍA QUÍMICA Y AMBIENTAL

LABORATORIO DE PROPIEDADES TERMODINÁMICAS Y DE TRANSPORTE (2015721)

CALOR DE COMBUSTIÓN Santiago Alonso Herrera Nova (245119), Kevin Fabián Guerrero Granados (245612),

Daniel Vargas Caicedo (245515). 12 de Septiembre de 2014

1. Objetivos: Objetivo General: Determinar el calor normal de combustión de una sustancia orgánica y el poder calorífico de un combustible. Objetivos específicos:

Realizar balances de energía con el fin de determinar los valores requeridos en cada experimentación.

Calcular los errores obtenidos experimentalmente y los que reporta la literatura.

Manejar adecuadamente el calorímetro y sus partes adyacentes. 2. Marco teórico: El calor de combustión es una propiedad de las sustancias químicas, se conoce como el calor liberado cuando un combustible o reactivo reacciona con el oxígeno (produciendo dióxidos, agua y calor) y es por esto que se considera como una reacción oxidativa. Como en este tipo de reacciones se liberan altas cantidades de calor es importante medir esta propiedad en el estudio y tratamiento de combustibles, así como de las diferentes sustancias que puedan presentar una reacción oxidativa en un proceso. Este tipo de reacciones se buscan en su preferencia sean bajo un exceso de oxígeno, pues por defecto del mismo no se da una combustión “completa” si no que se producen monóxidos, altamente perjudiciales para la salud como para el medio ambiente. Existen dos conceptos que son de vital importancia en el estudio del calor de combustión, el calor normal de combustión y el poder calorífico. El calor normal de combustión se entiende como el calor liberado por una sustancia cuando sufre una reacción de combustión completa bajo las condiciones de temperatura y presión estándar, 25 °C y 1 atm respectivamente. Mientras que el término de poder calorífico corresponde a la energía liberada tras la oxidación de un combustible por unidad masa del mismo (ya sea molar, másica o volumétrica), del mismo modo, este término se subdivide en dos: en poder calorífico inferior, que no tiene en cuenta el calor latente del vapor de agua formado, y en poder calorífico superior, que si tiene presente la vaporización del agua. [1] Experimentalmente se calculan dichos valores haciendo uso de un calorímetro con celda de combustión; en éste se agregará el reactivo o sustancia al cual se le quiere calcular la propiedad y se hará reaccionar con una corriente en exceso de oxígeno para que se dé una combustión completa, esta condición es de vital importancia pues evita muchas desviaciones en los resultados obtenidos al evitar la producción de productos no deseados.

Combustión isocórica: En un sistema con un volumen constante y de manera aislada, donde se desprecia el trabajo dado por la agitación del sistema, y cambios de las energías potencial y cinética dentro de éste. Generando así un balance de energía:

∆𝑈 = 𝑄

∆𝑈𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 + ∆𝑈𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 0 Las ecuaciones anteriores indican que el sistema está aislado, y que hay un cambio en la energía interna de los reactivos en el sistema. En ésta, hay contribución del primer estado (alambre, combustible y oxígeno) y del segundo estado (vapores, agua sólidos extra).[2] 𝛥𝑈𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 = 𝑈2− 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟𝑒𝑠 + 𝑈2−𝑎𝑔𝑢𝑎 + 𝑈2− 𝑠ó𝑙𝑖𝑑𝑜𝑠 − (𝑈1 𝑐𝑜𝑚𝑏𝑢𝑠𝑡𝑖𝑏𝑙𝑒 + 𝑈1− 𝑂2+ + 𝑈1 𝑎𝑙𝑎𝑚𝑏𝑟𝑒)

Los vapores dados en la reacción (𝐶𝑂2 producido y 𝑂2 en exceso) se consideran gases de tipo real, por lo que hay que tener en cuenta la desviación dada por la Energía Interna Residual, la cual mide el comportamiento real de un gas (vapor) teniendo en cuenta su homólogo ideal.

𝑈 2− 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟𝑒𝑠 = 𝑈°2− 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟𝑒𝑠 + 𝑈𝑅

2− 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟𝑒𝑠

La energía interna de los vapores en estado ideal, sería la suma de todos los gases en solución.

𝑈°2 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟𝑒𝑠 = 𝑣1 𝐶𝑂2

𝑟1 (𝑢°1 𝐶𝑂2

+ ∫ 𝑐𝑣 𝐶𝑂2 𝑑𝑇

𝑇2

𝑇1) + (𝑛1 𝑂2

𝑢°2 𝑂2

+ 𝑣1 𝑂2𝑟1 + 𝑣2 𝑂2

𝑟2) (𝑢°1 𝑂2

+

∫ 𝑐𝑣 𝑂2 𝑑𝑇

𝑇2

𝑇1)

𝑟𝑖 Corresponde a los avances de cada reacción; 𝜈𝑖 son los coeficientes estequiométricos de cada reacción en la que la sustancia es partícipe. Cv es la capacidad calorífica a volumen constante, como la razón de la energía interna con respecto a la temperatura.

𝐶𝑣 = (𝜕𝑈

𝜕𝑇)

𝑣

Para gases ideales, la relación entre Cp y Cv va arraigada a partir de la ecuación de gases ideales PV=nRT y dh = du + d (Pv); y se llega a la siguiente expresión:

𝐶𝑝 − 𝐶𝑣 = 𝑅

En el caso de los sólidos y líquidos, en donde los cambios de presión no excedan las 5 atm, se pude considerar:

(𝐶𝑣)𝑠𝑜𝑙,𝑙𝑖𝑞 = (𝐶𝑝)𝑠𝑜𝑙,𝑙𝑖𝑞

Existen diversas formas para la obtención de la Capacidad calorífica a presión constante (Cp), pero una de las formas más usadas y aceptadas, son las ecuaciones

de tipo viral que relacionan la temperatura con parámetros experimentales estudiados y aceptados.

𝐶𝑝∗

𝑅= 𝐴 + 𝐵𝑇 + 𝐶𝑇2 + 𝐷𝑇−2

En donde A, B, C, D son las constantes características para cada sustancia y R es la constante de gases ideales. Luego calculamos la energía interna planteando la expresión de entalpía en un sistema de gases ideales:

ΔH = Δ𝑈 + 𝑅𝑇 ∑ 𝑣𝑖 (𝑔)∗𝑟

En esta expresión 𝑣𝑖 (𝑔) representa el coeficiente estequiométrico de la reacción en

cuestión. Se calcula la entalpía haciendo uso de la entalpía residual dada por la expresión:

|𝐻𝑅|𝑇 =𝐻𝑅0

𝑅𝑇𝑐𝑚

+ 𝜔𝐻𝑅1

𝑅𝑇𝑐𝑚

El término 𝜔 corresponde al factor acéntrico propio de cada sustancia, por otro lado,

los términos 𝐻𝑅0 y 𝐻𝑅1

son leídos de tablas haciendo uso de las propiedades reducidas (cuando consideramos solo una sustancia) de acuerdo a:

𝑃𝑟 =𝑃

𝑃𝑐

𝑇𝑟 =𝑇

𝑇𝑐

En cambio si consideramos la mezcla de gases de combustión debemos proseguir al

cálculo de propiedades pseudocríticas ( 𝑃𝑐𝑚, 𝑇𝑐𝑚, 𝑉𝑐𝑚, 𝜔𝑚), posteriormente se deberá calcular las propiedades críticas expresadas de acuerdo a las anteriores ecuaciones. Las expresiones para las propiedades pseudocríticas son:

𝑃𝑐𝑚 = (0,2905 − 0,085𝜔𝑚)𝑅𝑇𝑐

𝑉𝑐𝑚

𝑇𝑐𝑚 = ∑ ∑ 𝑦𝑖𝑦𝑗𝑇𝑐𝑖𝑗

𝐶

𝑗=1

𝐶

𝑖=1

𝑉𝑐𝑚 = ∑ ∑ 𝑦𝑖𝑦𝑗𝑉𝑐𝑖𝑗

𝐶

𝑗=1

𝐶

𝑖=1

𝜔𝑚 = 𝑦𝑖𝜔𝑐𝑖 + 𝑦𝑗𝜔𝑐𝑗

𝑇𝑐𝑖𝑗 = (𝑇𝑐𝑖. 𝑇𝑐𝑗)0,5

𝑉𝑐𝑖𝑗=

1

8(𝑉𝑐𝑖

1 3⁄+ 𝑉𝑐𝑗

1 3⁄)

3

El término 𝑃𝑐𝑚 es la presión crítica de la mezcla, 𝑇𝑐𝑚 es la temperatura crítica de la mezcla, 𝑉𝑐𝑚 es el volumen crítico de la mezcla, 𝜔𝑚 es el factor acéntrico de la mezcla, 𝑇𝑐𝑖𝑗

y 𝑉𝑐𝑖𝑗 son términos combinatorios necesarios para calcular las pseudocríticas, 𝑦𝑖 y

𝑦𝑗 son las fracciones molares de los componentes de la mezcla, y 𝜔𝑐𝑖 y 𝜔𝑐𝑗 son los factores

acéntricos de los componentes como sustancias puras. 3. Procedimiento Experimental. 3.1 Diagrama de flujo del procedimiento

3.2 Materiales

1 vasos de precipitados 2000 mL.

1 probeta de 1000 mL

1 Espátula.

1 balanza analítica.

1 Vidrio reloj

Materiales de empastillaje

Calorímetro

Bomba calorimétrica 3.3 Reactivos

Acido benzoico 99,9% Sacarosa 99,9%

Diesel B10

Agua

Oxígeno

Alambre de hierro.

4. Tabla de Datos 4.1 Ácido Benzoico

Peso Alambre 0.0244 g Peso alamabre sin reaccionar 0 g

Peso acido 0.7423 g Temperatura inicial 30.24 °C

Volumen agua 2000 ml Temperatura final 32.18 °C Tabla 1. Datos iniciales del ácido benzoico

Gráfica 1. Termograma calibración calorímetro- Ácido Benzoico

30

30.5

31

31.5

32

32.5

0 50 100 150 200 250 300

Tem

pe

ratu

ra (

°C)

Tiempo (s)

Calor de Combustión- Ácido Benzoico

4.2 Sacarosa

Peso Alambre 0.0301 g Peso alamabre sin reaccionar 0.0133 G

Peso sacarosa 0.7214 g Temperatura inicial 30.18 °C

Volumen agua 2000 ml Temperatura final 31.42 °C Tabla 2. Datos iniciales de la sacarosa

Gráfica 2. Termograma combustión – Sacarosa

4.3 Diesel

Peso Alambre 0.0393 g Peso alambre sin reaccionar 0.019 g

Peso sacarosa 1.1504 g Temperatura inicial 29.6 °C

Volumen agua 2000 ml Temperatura final 34.76 °C Tabla 3. Datos Iniciales del Diesel

30

30.2

30.4

30.6

30.8

31

31.2

31.4

31.6

0 50 100 150 200 250

Tem

pe

ratu

ra (

°C)

Tiempo (s)

Calor de Combustión- Sacarosa

Gráfica 3. Termograma combustión- Diesel 5. Muestra de Cálculos Lo primero que se debe establecer son las reacciones que experimentan cada sustancia, en total manejamos las siguientes reacciones en toda la experimentación [3]:

1) Reacción del alambre de hierro:

2𝐹𝑒 +3

2𝑂2 → 𝐹𝑒2𝑂3

2) Reacción de combustión del ácido benzoico:

𝐶7𝐻6𝑂2(𝑠) + 7,5𝑂2(𝑔) ⟶ 7𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑙)

3) Reacción de combustión de la sacarosa:

𝐶12𝐻22𝑂11(𝑠) + 12𝑂2(𝑔) ⟶ 12𝐶𝑂2(𝑔) + 11𝐻2𝑂(𝑙)

Una vez que se tienen las reacciones, se prosigue a calcular el cambio energético que sufre cada sustancia desde un punto de referencia, en nuestro caso se usó como referencia las condiciones estándar ya que nos facilita la búsqueda de los datos pertinentes en los cálculos y análisis correspondientes; para esto, se usa la ecuación:

∆𝑈 = 0

29

30

31

32

33

34

35

36

0 50 100 150 200 250 300

Tem

pe

ratu

ra (

°C)

Tiempo (s)

Calor de Combustión-Diesel

Pues el proceso se desarrolló bajo condiciones adiabáticas. Las expresiones del intercambio energético ideal, se obtienen usando la energía de formación a la condición de referencia, las capacidades caloríficas a volumen constante de cada compuesto, los coeficientes estequiométricos dados por cada reacción, la cantidad de moles finales e iniciales y por último, los avances de reacciones. Con estas ecuaciones se calculará la capacidad calorífica del calorímetro y las energías de combustión de la sacarosa y del diésel, considerando la energía de combustión del ácido benzoico conocida. Para ejemplificar el proceso, las siguientes ecuaciones muestran el método global de obtención de la expresión usada para el cálculo de la capacidad calorífica del calorímetro:

∆𝑈𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 + ∆𝑈𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 0

𝛥𝑈𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 = 𝑈2− 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟𝑒𝑠 + 𝑈2−𝑎𝑔𝑢𝑎 + 𝑈2− 𝐻𝑖𝑒𝑟𝑟𝑜 − (𝑈1 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑈1− 𝑂2+ + 𝑈1 𝐻𝑖𝑒𝑟𝑟𝑜)

∆𝑈𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 𝐶𝑣 𝑐𝑎𝑙.(𝑇2 − 𝑇1)

𝑈2− 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟𝑒𝑠 = 𝑣1 𝐶𝑂2𝑟1 (𝑢°

1 𝐶𝑂2+ ∫ 𝑐𝑣 𝐶𝑂2

𝑑𝑇𝑇2

𝑇1

)

+ (𝑛1 𝑂2𝑢°

2 𝑂2+ 𝑣1 𝑂2

𝑟1 + 𝑣2 𝑂2𝑟2) (𝑢°

1 𝑂2+ ∫ 𝑐𝑣 𝑂2

𝑑𝑇𝑇2

𝑇1

)

𝑈2 𝑎𝑔𝑢𝑎.= 𝑣1 𝑎𝑔𝑢𝑎(𝑙)𝑟1 (𝑢1 𝑎𝑔𝑢𝑎 + ∫ 𝐶𝑣 𝑎𝑔𝑢𝑎𝑑𝑇

𝑇2

𝑇1

)

𝑈2−𝐻𝑖𝑒𝑟𝑟𝑜 = (𝑛1𝐹𝑒 + 𝑣2𝐹𝑒𝑟2) (𝑢1 + ∫ 𝐶𝑣𝐹𝑒𝑑𝑇𝑇2

𝑇1

) + 𝑣2𝐹𝑒2𝑂3𝑟2 (𝑢1𝐹𝑒2𝑂3

+ ∫ 𝐶𝑣𝐹𝑒2𝑂3𝑑𝑇

𝑇2

𝑇1

)

𝑈1 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝑛1𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜𝑢1 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜

Por ultimo reemplazando, y multiplicando por las velocidades de reacción[4]:

𝐶𝑣 𝑐𝑎𝑙.(𝑇2 − 𝑇1) + 𝑟2 [𝜈2𝐹𝑒 (𝑢1𝐹𝑒 + ∫ 𝑐𝑣𝐹𝑒

𝑇2

𝑇1

𝑑𝑇) + 𝜈2𝑂2(𝑢1

∗𝑂2

+ ∫ 𝑐𝑣𝑂2

𝑇2

𝑇1

𝑑𝑇)

+ 𝜈2𝐹𝑒2𝑂3(𝑢1𝐹𝑒2𝑂3

+ ∫ 𝑐𝑣𝐹𝑒2𝑂3

𝑇2

𝑇1

𝑑𝑇)] + 𝑛1𝑂2∫ 𝑐𝑣𝑂2

𝑇2

𝑇1

𝑑𝑇

+ 𝑛1𝐹𝑒 ∫ 𝑐𝑣𝐹𝑒

𝑇2

𝑇1

𝑑𝑇

+ 𝑟 1 [𝜈1𝐶𝑂2(𝑢1

.𝐶𝑂2

+ ∫ 𝑐𝑣𝐶𝑂2𝑑𝑇

𝑇2

𝑇1

)

+ 𝜈1𝐻2𝑂 (𝑙) (𝑢1𝐻2𝑂 (𝑙) + ∫ 𝑐𝑣𝐻2𝑂 (𝑙)

𝑇2

𝑇1

𝑑𝑇) + 𝜈1𝑂2(𝑢1

∗𝑂2

+ ∫ 𝑐𝑣𝑂2

𝑇2

𝑇1

𝑑𝑇)

+ 𝜈1𝑐𝑜𝑚𝑏𝑢1𝑐𝑜𝑚𝑏 (𝑠)] = 0

Una vez calculado la capacidad calorífica del calorímetro, se procede a establecer las mismas expresiones para el resto de combustibles usados, adicionalmente se debe establecer las correcciones usando las correlaciones de Lee-Kesler, como se explicó en el marco teórico, para determinar el valor real de las propiedades en cuestión. 6. Tablas de resultados 6.1 Ácido Benzoico

Sustancia Masa molar

C7H6O2 122.12

O2 32

CO2 44.01

H2O 18.01

Fe 55.845

Fe2O3 159.69

Tabla 4. Datos másicos Ácido benzoico

Sustancia Estado ninicial (mol) nfinal (mol) ΔHf˚ (J/mol) Cp (J/molK)

C7H6O2 S 0.006078447 0 -384800 No aplica

O2 G 0.357652972 0.311736924 0 57.2255488

CO2 G --- 0.042549132 -393509 146.384637

H2O L --- 0.018235342 -285830 113.292135

Fe S 3.67E-04 0 0 51.8131179

Fe2O3 S --- 0.000218462 -824200 272.526407 Tabla 5. Datos conceptuales Ácido Benzoico

Sustancia Masa molar ω Tc (K) Pc (bar) Zc Vc (cm3/mol)

Oxigeno 31,999 0.022 154.6 50.43 0.288 73.4

Dióxido de carbono 44,010 0.224 304.2 73.83 0.274 94

Tabla 6. Valores constantes Ácido Benzoico[5]

Ω 0.04625984

Tcm 268.648975

Vc 92.1589148

Pcm 242.644798

Tabla 7. Constantes Críticas Ácido Benzoico

Oxigeno:

Temperatura reducida 1.97496766

Presion reducida 0.10439643

Tabla 8. Datos reducidos Oxígeno- Ácido Benzoico

HRº -0.03255467

HR1 0.010851556

HR -25.6047981

Tabla 9. Datos constantes Lee-Keshler

Constante Calorímetro

12518.75462 J/mol

12.51875462 KJ/mol

Tabla 10. Valores de la constante del Calorímetro 6.2 Sacarosa


C12H22O11 342.3

O2 32

CO2 44.01

H2O 18.01

Fe 55.845

Fe2O3 159.69

Tabla 11. Datos másicos de la Sacarosa

Sustancia Estado ninicial (mol) nfinal (mol) ΔHf˚ (J/mol)

C12H22O11 S 0.002107508 0 ?

O2 G 0.357652972 0.332137251 0

CO2 G --- 0.025290096 -393509

H2O L --- 0.023182588 -285830

Fe S 0.000538992 0.000238159 0

Fe2O3 S --- 0.000150416 -824200

Tabla 12. Datos Conceptuales Sacarosa

Sustancia Masa molar Ω Tc (K) Pc (bar) Zc Vc (cm3/mol)

Oxigeno 31,999 0.022 154.6 50.43 0.288 73.4


Tabla 13. Valores constantes Sacarosa

ω 0.03629269

Tcm 222.232544

Vc 84.1450767

Pcm 219.865451

Tabla 14. Datos críticos Sacarosa

Oxigeno:



Tabla 15. Datos reducidos Oxígeno-Sacarosa

Hº -0.0325547

H1 0.01085156

Ht -21.252345


Resultados

Datos ΔHc (KJ/mol)

Real -5650.51

Experimental -5394.32

%Error 4.53%

Tabla 17. Resultados de la entalpía de combustión de la Sacarosa.

6.3 Diesel


C42H89 593

O2 32

CO2 44.01

H2O 18.01

Fe 55.845

Fe2O3 159.69

Tabla 18. Datos másicos del Diesel

Sustancia Estado ninicial (mol) nfinal (mol) ΔHf˚ (J/mol) Cp

C42H89 S 0.001939966 0 ?

O2 G 0.357652972 0.108094676 0

CO2 G --- 0.081478583 -393509

H2O L --- 0.086328499 -285830

Fe S 0.000703734 0.000340227 0

Fe2O3 S --- 0.000181753 -824200 Tabla 19. Datos Conceptuales de Diesel

Sustancia Masa molar ω Tc (K) Pc (bar) Zc Vc (cm3/mol)

Oxigeno 31,999 0.022 154.6 50.43 0.288 73.4


Tabla 20. Datos constates Diesel

ω 0.1088196

Tcm 846.240022

Vc 245.018777

Pcm 287.428095

Tabla 21. Valores Críticos del Diesel

Oxigeno:



Tabla 22. . Datos reducidos Oxígeno-Sacarosa

Hº -0.0325547

H1 0.01085156

Ht -78.946455


Resultados

Datos ΔHc

Real -24905.454

Experimental -26424.381

%Error 6 .09%

Tabla 24. Resultados de la combustión del Diesel

7. Análisis de resultados El objetivo de la práctica era hallar el poder calorífico de un combustible y el calor normal de combustión de un componente orgánico, mediante la utilización del ácido benzoico como patrón en la experimentación. Con éste último se pudo determinar la constante del calorímetro como muestra inicial en la práctica en sí; y es así que se procede a la recolección de los datos para cada componente. La experimentación se considera óptima, puesto que los errores experimentales dados frente a los arrojados con la literatura; son menores a un 8% de error experimental. Aunque igualmente se deben analizar los causantes de errores entre los cuales se puede destacar que existe un foco de error experimental en la manipulación del calorímetro en cuanto a la certeza de la condición adiabática del calorímetro, la cual se ve afectada por las irregularidades entre las diferencias de temperatura de la celda calorimétrica y la chaqueta acusa de la manipulación inexacta del operador en el intento de igualar dichas temperaturas a medida que avanza la reacción.

En cuanto al calor de combustión es mayormente afectado por la dificultad experimental de mantener el sistema adiabático (requerimiento sin el cual habría que hacer el análisis de transferencia de calor), identificando este hecho como principal causante de errores experimentales.

A pesar que el error en ambos casos es cercano al 5%, se observa que para el biodiesel, la gran diferencia respecto al valor asumido como el valor teórico, se deba a la diferencia de la composición del biodiesel teórico, en la que se consideró tal como lo reportado en la literatura una composición de una mezcla finita de hidrocarburos. Esto evidentemente no es totalmente correcto ya que las composiciones del diésel pueden variar en pequeñas fracciones másicas que afectan el cálculo final del calor de combustión, además de que la proporción de componentes puede variar los mismos componentes podrían no estar presentes en la mezcla. Un análisis más preciso requiere del conocimiento de las especies que se encuentran en la mezcla y sus fracciones en la misma.

8. Conclusiones La constante del calorímetro es 12.52KJ/mol; el calor de combustión de la sacarosa es de -5394.32 KJ/mol, mientras que para el Diesel es de -26424,381 KJ/mol. El cálculo del calor de combustión de una sustancia, es de vital importancia en el momento de especificar su uso a nivel industrial, pues se puede observar el nivel energético que puede otorgar una combustión del mismo. El uso de un equipo de calorimetría como el descrito en esta práctica, requiere conocer las consideraciones claves de uso, así como las condiciones específicas a trabajar para la correcta obtención de datos; en nuestro caso particular, la correcta forma de lectura de las temperaturas, así como el control de la temperatura del sistema, fue un proceso clave para la obtención de valores precisos con relación a los dados teóricamente.

9. Sugerencias Realizar las pastillas con paciencia y procurar de ser metódicos a la hora de realizar dicha cantidad de materia. Procurar que el alambre de cobre toque en todo instante la pastilla preparada dentro de la bomba calorimétrica. No hay necesidad de calentar tres veces el agua del sistema, sino que reutilizarla para cada experimento programado. Cerciorarse que las temperaturas tanto de la chaqueta como del calorímetro, siempre sean constantes y están en equilibrio térmico los dos sistemas. En el caso de haber hollín realizar de nuevo la práctico hasta que se presente combustión completa en la bomba calorimétrica. 10. Inventario de Costos A partir de la resolución Número 04 del Acta 002, del 6 de febrero de 2014, de la

Universidad Nacional de Colombia; los costos de esta práctica se especifican de la

siguiente forma:

Reactivos

Precio Cantidad usada Precio neto

Ácido Benzóico $37000/Kg 0.7423g $ 27.47

Sacarosa $80/g 0.7214g $ 57.71

Diesel $2123/L 1.1504ml $ 2.44

Precios generales

Manejo de Equipos $ 135,000.00

Hora de Ingeniero $ 150,000.00

Hora de Operario $ 75,000.00

TOTAL $360,087.62

De igual forma el manejo de los equipos se rige por el precio dado en los servicios de

extensión del laboratorio de ingeniería química en la Universidad nacional de Colombia.

Sede Bogotá.

11. Bibliografía [1]RAHEMAN, H. Performance of a diésel engine with blends of biodiesel and high-speed

diésel. International Jurnal of Nergy an Enviromental Engineering. 2013. Pp 3-4.

[2]PETROBRAS. ACPM B10. 2011. Pp 1.

[3]REYES, C. Pruebas de larga duración con diésel de palma en una flota de camiones de

transporte. Indulpalma. 2010.pp 8-10.

[4]FELDER, R. Principios elementales de los procesos químicos. Limusa Wiley. Tercera

Edición. México DF. 2004. Pp 631-650.

[5]SMITH J., ABBOTT M., VAN NESS H. (2007). Introducción a la Termodinámica en

Ingeniería Química. Séptima edición McGraw-Hill, Apéndice C, Pág. 680.

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