# Análisis 1: Combustión estequiométrica de CO

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En la combustión estequiométrica del monóxido de carbono en situación estacionaria, obtener:

1. Cambio de entalpía
2. Calor específico de los intervinientes
3. Cambio de entropía
4. Cambio de exergía
5. Cambio de energía libre o función de Gibbs
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La combustión estequiométrica o teórica es el proceso de combustión ideal en el que el combustible se quema por completo. Una combustión completa es un proceso que convierte todo el carbono (C) en (CO<sub>2</sub>), todo el hidrógeno (H) en (H<sub>2</sub>O) y todo el azufre (S) en (SO<sub>2</sub>).

Con componentes no quemados en los gases de escape como C, H<sub>2</sub>, CO, el proceso de combustión no es completo y no es estequiométrico. Para maximizar la eficiencia de la combustión, es vital consumir (o quemar) todo el combustible, lo que se conoce como combustión completa.

Es fundamental introducir aire en la cámara de combustión para conseguir una combustión completa. Sin él, el combustible tendrá una combustión limitada o incompleta, y los gases de escape incluirán algo de combustible sin quemar y parcialmente quemado.

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La combustión estequiométrica es una aspecto teórico donde la cantidad óptima de mezcla de aire y combustible genera la mayor cantidad de calor posible, logrando la máxima eficiencia de combustión. No hay combustibles no quemados ni exceso de aire.

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El propósito de la combustión es consumir combustible de manera eficiente para producir calor. Hay tres componentes de la combustión: combustible, oxígeno y calor. Las fuentes de combustible más comunes en el proceso de combustión son los combustibles fósiles, el gas natural, el petróleo y el carbón. Los combustibles fósiles son hidrocarburos, compuestos orgánicos que contienen carbono e hidrógeno.&#x20;

<figure><img src="https://2560597899-files.gitbook.io/~/files/v0/b/gitbook-x-prod.appspot.com/o/spaces%2FLkHubMayHg3IFaHzzF7c%2Fuploads%2FRnD1REwcW9xts2raHTjM%2Fgaseous%20mixtuve%20volumetric.png?alt=media&#x26;token=7e37bd88-e6ab-49cd-b668-a72cecd1e822" alt=""><figcaption></figcaption></figure>

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El monóxido de carbono es un reactivo clave en muchos procesos de fabricación de productos químicos:

El gas de síntesis (una mezcla principalmente de CO e H₂) es un precursor para la producción de metanol, amoníaco e hidrocarburos. El monóxido de carbono se utiliza ampliamente en forma de mezclas de gases combustibles, a menudo combinado con hidrógeno y otros gases. Estas mezclas se utilizan para fines de calefacción tanto en entornos industriales como domésticos.

El gas de síntesis está compuesto de hidrógeno, monóxido de carbono, dióxido de carbono, metano, nitrógeno, vapor de agua y otros hidrocarburos y compuestos condensables, y crea un gas natural sintético. Se considera extremadamente versátil, ya que no solo se puede utilizar en su forma original, sino que también se puede emplear para separar y purificar otros elementos como el hidrógeno y el metanol.

El monóxido de carbono es una materia prima vital en la industria química, desempeñando un papel clave en la síntesis de una amplia gama de productos químicos, como ácidos, ésteres y alcoholes. Actúa como un componente básico en los procesos químicos, permitiendo la creación de diversos compuestos esenciales utilizados en productos farmacéuticos, plásticos y otros productos químicos.

Producción de metanol: El CO reacciona con el hidrógeno en condiciones específicas para formar metanol, una sustancia química versátil utilizada como combustible y disolvente.\
Proceso Fischer-Tropsch: El CO y el H₂ se convierten en hidrocarburos líquidos, ofreciendo una alternativa al petróleo crudo.\
Reacciones de carbonilación: El CO se utiliza en la producción de ácido acético, ampliamente empleado en la fabricación de adhesivos, textiles y pinturas.\\

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Considerando que reactivos y productos reaccionan a su presión parcial.

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Además, las corrientes de aire y combustibles entran separadas a la cámara de combustión:

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La temperatura media a la que se produce el intercambio de calor con el exterior, Tf = 500ºC:

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Variación de entropía: - 81.07 kJ/kmol K

Pref= P0 (en el estado muerto)

$${\overline{S}}*{react} = \sum*{react}^{}N\_{i}\left\lbrack {\overline{s}}*{i,T}^{o} - \overline{R\ }ln(Y*{i}\ P/P\_{ref}) \right\rbrack$$

$${\overline{S}}*{prod} = \sum*{prod}^{}N\_{i}\left\lbrack {\overline{s}}*{i,T}^{o} - \overline{R\ }ln(Y*{i}\ P/P\_{ref}) \right\rbrack$$

$${{\overline{\Delta}}*{S} = {\overline{S}}*{prod} - \overline{S}}\_{react}$$

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Variación de exergía (Ex = h - To s):

ΔEx = Ex,p - Ex,r = - 569.24 - (-310.42) = - 258.82 kJ/kmol K

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Variación de función de Gibbs (G = h - Tp s):

ΔG = Gp - Gr = - 569.24 - (-310.42) = - 258.82 kJ/kmol K

Coincide con la variación de exergía al ser To = Tprod = 25ºC

Si ambas corrientes entran juntas:

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Se reducen las pérdidas por irreversibilidades.
