INSTITUTO TECNOLOGICO

DE LAZARO CARDENAS

INGENIERIA QUIMICA

“ARTICULOS SOBRE CINETICA QUIMICA”

FISICOQUIMICA 2

UNIDAD 2

GRECIA CORAL GONZALEZ PACHECO No. CONTROL: 12560279

LAZARO CARDENAS MICHOACAN A 27 DE MARZO DEL 2015

INTRODUCCION

La parte de la química que estudia la velocidad o rapidez con que transcurren las reacciones

químicas es la cinética química, y se refiere a la variación de las concentraciones de reactivos y

productos con el tiempo.

Normalmente la velocidad de una reacción se expresa como la velocidad de desaparición de un

reactivo. Se define entonces la velocidad promedio de una reacción como la variación en la

concentración de reactivos ó productos en un intervalo de tiempo dado.

La velocidad promedio no es una magnitud constante y en consecuencia no se emplea. La

magnitud más utilizada es la velocidad instantánea, que es la velocidad en un instante dado. Para

calcularla es necesario disminuir el intervalo de tiempo a valores muy pequeños.

La cinética química tiene como objetivo predecir y entender el comportamiento de las reacciones

químicas, y proporciona la metodología para su descripción matemática (ecuación cinética) La

cinética química, junto a otras disciplinas, es la base para diseñar el reactor químico en la que se

llevará a cabo la transferencia de masa, de calor y la mecánica de fluidos.

Artículo Autores Fuentes Año Resumen Introducción a la cinética química: efecto de un extracto vegetal sobre el mecanismo de oxidación del fe (ii).

Petra Beatriz Navas; Armando Carrasquero-Durán

Edición impresa ISSN Paradìgma v.9 n.2 Maracay dic.

2008 Se propone el estudio de la cinética de la oxidación del complejo hierro (II) ofenantrolina como una experiencia didáctica para un curso de Cinética Química a nivel universitario, en la cual se incluyen tres momentos didácticos

Estudio cinético químico de la formación de óxidos de nitrógeno en la combustión sin llama de metano.

Alvarado Torres, Pedro Nel; Cadavid Sierra, Francisco; Mondragon Perez, Fanor; Ruiz Machado, Wilson; Amell Arrieta, Andrés

Energética, núm. 41, diciembre-julio.p 13-29

2009 En este trabajo se estudia la formación de óxidos de nitrógeno en el proceso de combustión sin llama, caracterizado por usar aire de combustión altamente diluido precalentado a altas temperaturas. E

“SIMULEX”. Simulador en excel para cinética química homogénea.

José E. Jaime Leal y J. Medina Valtierra

Conciencia Tecnológica ISSN: 1405-5597

2000 El presente artículo muestra el diseño de un simulador ideado en una hoja de cálculo Excel, el cual posee un conjunto de archivos en los cuales se tratan diversos temas comprendidos en el área de la Cinética Química.

INTRODUCCIÓN A LA CINÉTICA QUÍMICA: EFECTO DE UN EXTRACTO

VEGETAL SOBRE EL MECANISMO DE OXIDACIÓN DEL FE (II)

Resumen:

La transformación del ion ferroso en su forma férrica fue monitoreada por medio de los cambios en

la absorbancia del complejo de color rojo que se forma con la fenantrolina, observándose una

reacción de pseudo primer orden con una constante de velocidad de 0,050 ± 0,002 s-1

. Las

velocidades de oxidación fueron menores cuando se incorporó al medio un extracto de albedos de

naranja, lo cual se asoció a la presencia de flavonoides. El efecto inhibidor presentó un orden de

reacción igual a -1 con respecto a la concentración del extracto, manteniendo el primer orden en el

catión divalente. Para el estudio de la cinética fueron muy valiosos el Método de los Estados

Estacionarios, las ecuaciones integradas y la ecuación de Van´t Hoff .

Método

En esta experiencia se incluyen tres momentos didácticos:

a) Identificación de los principios químicos involucrados en el trabajo y propuesta de mecanismos de reacción:

Esta es una etapa muy importante en el proceso de aprendizaje ya que aquí se produce la construcción del conocimiento (Bailey & Garratt, 2002). De una amplia variedad de fuentes de información que abarquen textos, revistas científicas, Internet etc. los estudiantes deben aprender los conceptos, modelos y métodos experimentales de la Cinética Química, los cuales deben estructurarse e incorporarse a los esquemas mentales previos, tomando en cuenta las diferencias personales entre los alumnos en cuanto al nivel de los conocimientos que ellos han adquirido anteriormente. Los mapas conceptuales pueden ser muy útiles en este proceso de construcción del conocimiento.

b) Diseño de los experimentos:

En este momento, los estudiantes deben haber construido en sus mentes un esquema sobre el problema a investigar y las relaciones existentes entre los diferentes principios químicos involucrados. Esto debe reflejarse en el diseño de los procedimientos experimentales por los propios estudiantes y de esta forma los facilitadores pueden evaluar el grado de comprensión alcanzado por los alumnos e introducir las actividades pertinentes para mejorar el proceso. El elemento esencial de los experimentos se relaciona con la medición precisa de los cambios en la concentración del Fe

2+ lo que determina la velocidad de la reacción en presencia o no del extracto

natural.

c) Interpretación de los resultados experimentales:

Una vez ejecutados los experimentos, los alumnos deben realizar los cálculos de las velocidades iniciales, órdenes de reacción y contrastar las leyes de velocidad experimentales con las derivadas de los mecanismos propuestos.

Resultados:

Desarrollo de la experiencia:

a) Identificación de los principios químicos involucrados en el trabajo y propuesta de mecanismos de reacción

La velocidad de una reacción viene determinada por los cambios en el tiempo en las concentraciones de las especies que reaccionan, pudiendo ser expresada como una ecuación matemática conocida como Ley de Velocidad. Por ejemplo, en la oxidación del ión ferroso por acción del ácido nítrico, una posible ley de velocidad es:

Donde m y n son los órdenes de reacción con respecto al ácido nítrico y al hierro (II)

respectivamente. Si se utiliza una concentración del ácido muy grande en relación a la del ión

metálico, la ley de velocidad se simplifica de la siguiente manera:

La constante de velocidad K se denomina ahora como constante aparente (KAparente) ya que incluye

el termino asociado a la concentración del HNO3. El paso siguiente consiste en determinar el valor

de “n” para lo cual se puede hacer uso de las ecuaciones de velocidad integradas (Frost & Pearson,

1961), las cuales permiten predecir por métodos gráficos el orden de una reacción. Por ejemplo,

para comprobar si la oxidación obedece a una cinética de primer orden se hace la siguiente

deducción:

La representación gráfica de Log [Fe2+

] contra el tiempo debe producir una línea recta cuya pendiente incluye a la constante aparente de velocidad.

Por otro lado, utilizando el método de Van´t Hoff (Swinbourne, 1985) también se puede determinar matemáticamente el orden de una reacción química en la cual están involucrados dos reactivos; sin embargo, este método requiere del cálculo previo de las velocidades iniciales, lo cual puede ser hecho por métodos gráficos o computarizados a partir de los datos experimentales.

Por ejemplo, la Ley de Velocidad de la reacción de oxidación del hierro (II) en presencia de un compuesto orgánico (ROH), podría plantearse de la siguiente forma:

Aplicando las propiedades de los logaritmos, la ecuación anterior toma la forma:

Una vez que se conoce la velocidad inicial para las respectivas concentraciones de Fe2+

y ROH, se pueden calcular los órdenes de reacción por medio de la representación gráfica del Log(VInicial) contra Log[Fe

2+] manteniendo constante la concentración de ROH, la cual debe producir una línea

recta cuya pendiente representa el orden de la reacción.

Propuesta del mecanismo de reacción para la oxidación del ión ferroso promovida por el ácido nítrico:

El HNO3 es un agente oxidante fuerte y los productos de su reducción dependen de la concentración del ácido, por ejemplo a bajas concentraciones los principales productos son NO con alguna cantidad de NO2 (Jolly, 1964). La reducción del HNO3 aporta el oxígeno necesario para formar el complejo dioxígenodihierro, que ha sido identificado como un intermediario inestable en la autooxidación de los complejos ferrosos (Katakis & Allenm, 1964) e involucra un puente peroxo entre dos iones de hierro (II).

A partir de esta información se propone el siguiente mecanismo:

Para aplicar el Método de los Estados Estacionarios es necesario considerar que la concentración

del ión FeO22+

no cambia en el tiempo ya que es consumido tan rápidamente como se produce

El tratamiento matemático es:

Combinando las ecuaciones (1) y (3) se obtiene:

De acuerdo a la ecuación 4, la oxidación sigue una cinética de primer orden con respecto a la concentración de iones ferrosos, lo cual es consistente con la cinética de primer orden establecida experimentalmente por Agrawall y Mushram (1971) para la auto oxidación del ión hexacianoferrato (II) inducida por la cloramina-T. Asimismo, Woods (1966) indica que los hydroperóxidos reaccionan con el ión ferroso para producir iones férricos y peróxido de hidrógeno en una cinética de orden 1 con respecto al hierro divalente.

Propuesta del mecanismo de reacción para la oxidación del ión ferroso promovida por el ácido nítrico en presencia de un inhibidor:

La adición de compuestos orgánicos sintéticos o naturales puede inhibir la oxidación del ión ferroso ya sea por quelación de los iones, impidiendo la reacción con el oxígeno o por neutralización directa de moléculas activas de oxígeno, a través de la formación de radicales libres orgánicos altamente estables (Kita et al. 1992). La estabilidad que adquieren los radicales libres orgánicos por la deslocalización electrónica, llamada energía de resonancia, explica las propiedades antioxidantes de muchas moléculas de origen natural como los gingeroles y el ácido carnósico entre otros (Kakatani y Kikuzaki, 1987).

Con base en lo anterior se plantea el siguiente mecanismo:

Si se considera que Ki es mucho mayor que K2, aplicando el Método de los Estados Estacionarios, se obtiene la siguiente Ley de Velocidad:

b) Diseño de los experimentos:

Experimento 1: Oxidación del ión ferroso.

Una solución acuosa 3.10-4

M del complejo Hierro(II)-ortofenantrolina se preparó disolviendo en agua destilada cantidades adecuadas de Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O y ortofenantrolina. Las soluciones de trabajo se prepararon como se indica en el cuadro 1. Alícuotas de 25 mL de cada solución se colocaron en vasos de precipitados de 50 mL y se midió la absorbancia a 510 nm en un espectrofotómetro Baush and Lomb Spectronic 20D, correspondiendo a tiempo cero. Posteriormente se agregaron 0,5 mL de ácido nítrico 0,04 M y la absorbancia se midió cada 5 minutos hasta alcanzar un tiempo final de 50 min. Utilizando las soluciones de trabajo se construyó una curva de calibración para determinar las concentraciones del complejo de hierro.

Cuadro 1: Soluciones de trabajo para la oxidación del Fe(II)-Ofenantrolina.

Solución de trabajo

Alícuota de la solución madre de Fe(II)-Ofenantrolina

Volumen final (mL)

Concentración final (mol.L

-1.10

-5)

1 12 250 14,4 2 10 250 12,0 3 6 250 7,2

Obtención del extracto de albedo de naranjas:

Naranjas dulces se adquirieron en el mercado local. Luego de lavarlas con agua corriente, el albedo se retiró de la pulpa a mano, utilizando un cuchillo y se dejó secar en estufa a 45° C por tres días. Una masa de 40 g de albedos secos y molidos se maceró en alcohol etílico (95%). La solución alcohólica se filtró por succión a través de un papel de filtro Wahtman 1 y se guardó en frasco oscuro.

Experimento 2: Oxidación del ión ferroso en presencia del extracto de albedos de naranja.

Se formaron dos grupos de tres vasos de precipitados de 50 mL y se agregaron 25 mL de las soluciones de trabajo. Al primer grupo se agregaron 0,1 mL del extracto de albedos y al segundo se agregaron 0,2 mL. Ambos grupos fueron identificados como A y B. A todas las soluciones se agregaron 0,5 mL de HNO3 0,04 M y se procedió de la misma forma que en el experimento 1.

c) Interpretación de los resultados experimentales:

Experimento 1: Oxidación del ión ferroso.

El cuadro 2 muestra la variación de la concentración del complejo de hierro (II) con el tiempo para las soluciones de trabajo 1 y 2. A fin de comprobar si la oxidación obedece una cinética de primer orden con respecto a la concentración de ión ferroso, el alumno debe hacer los cálculos necesario para representa gráficamente la ecuación Log[Fe

2+] = KAparentet - Log[Fe

2+]Inicial (Swimbourne, 1985)

Cuadro 2: Cinética de oxidación del complejo hierro(II)-ortofenantrolina

Tiempo (min) [FeII-ofenantrolina].10

-6 mol.L

-1

Solución 1 Solución 2

0 14,4 12,0 5 11,1 9,8 10 9,2 6,9 15 6,8 5,0 20 5,3 4,5

La figura 2 muestra las líneas que sugieren una cinética de primer orden. Las ecuaciones y sus coeficientes de regresión son mostrados en el (cuadro 3) obteniéndose un valor de KAparente igual a 0,052 ± 0,002 s

-1.

Cuadro 3: Ecuaciones de regresión para la cinética de primer orden.

Experimento Ecuación R2 KAparente

1 y = -0,0217x - 4,8381 0,996 0,050 2 y = -0,0229x - 4,9186 0,977 0,053

Experimento 2: Oxidación del ión ferroso en presencia del extracto de albedos de naranja.

El efecto inhibidor del extracto de albedos de naranjas en la oxidación del ión ferroso se observa en los datos mostrados en el cuadro 4, siendo mayor el efecto cuando se empleó la dosis de 0,2 mL. Para determinar de la velocidad inicial se aplicó en cada caso un modelo matemático polinomial de 3

er grado utilizando el paquete Curve expert

® (Hyams, 1993) (cuadro 5),

obteniéndose ecuaciones con coeficientes de regresión significativos.

Las velocidades iniciales se calcularon por medio del valor de la primera derivada de las funciones para valores de tiempo de reacción cercanos a cero; es decir, lo más próximos posibles al inicio de cada reacción. Posteriormente se aplicó el método de Van´t Hoff obteniéndose la gráfica de la figura 3.

Cuadro 4: Concentraciones del complejo Hierro(II) Ofenantrolina en función al tiempo de reacción.

0,1 mL extracto 0,2 mL extracto

Tiempo (min) [Fe2+

].10-6

M [Fe2+

].10-6

M 0 14,30 14,30 5 13,52 14,17 10 12,24 13,52 15 10,37 12,24 20 6,86 7,72 30 5,19 6,86 40 4,92 6,86 50 4,65 6,58 Tiempo (min) [Fe

2+].10

-6 M [Fe

2+].10

-6 M

0 11,92 11,92 5 11,20 11,61 10 10,40 10,99 15 9,18 9,77 20 6,30 6,86 30 5,40 6,58 40 5,40 6,30 50 5,40 5,74 Tiempo (min) [Fe

2+].10

-6 M [Fe

2+].10

-6 M

0 9,77 9,77 5 9,18 9,47 10 8,30 8,88 15 6,86 7,14 20 5,19 6,30 30 3,57 5,46 40 3,57 5,19 50 3,57 4,65

Cuadro 5: Ecuaciones de regresión para las cinéticas de oxidación del complejo en presencia del extracto alcohólico.

Soluc. Modelo matemático R2 Velocidad

Inicial L.mol-

1.min

-1

1-A Y =1,48.10-5

-2,84.10-7

X – 4,83.10-9

X2 + 1,32.10

-10X

3 0,984 2,84.10

-7

1-B Y =1,49.10-5

-1,46.10-7

X – 8,95.10-9

X2 + 1,74.10

-11X

3 0,958 2,02.10

-7

2-A Y =1,22.10-5

-2,16.10-7

X – 3,04.10-9

X2 + 1,32.10

-10X

3 0,977 2,16.10

-7

2-B Y =1,19.10-5

-1,06.10-7

X – 1,10.10-9

X2 + 9,20.10

-10X

3 0,999 1,06.10

-7

3-A Y =1,00.10-6

-1,88.10-7

X – 3,33.10-9

X2 + 9,14.10

-10X

3 0,991 1,88.10

-7

3-B Y =9,92.10--7

-8,83.10-8

X–7,73.10-9

X2 + 1,66..10

-11X

3 0,988 8,83.10

-8

A fin de conocer el orden con respecto al extracto (ROH) se realizan cálculos como el siguiente:

El orden de reacción negativo evidencia el efecto inhibidor del extracto natural y es consistente con el mecanismo propuesto. La Ley de Velocidad experimental:

Es semejante a la deducida del mecanismo propuesto.

Conclusión:

Estos resultados muestran que la presencia de algunos de los componentes en el extracto crudo de albedos de naranja son capaces de reducir la velocidad de oxidación del ión ferroso, actuando de esta manera como un inhibidor.

Bibliografía

Navas, P. B., & Carrasquero-Durán, A. (2008). Introducción a la cinética química: efecto de un

extracto vegetal sobre el mecanismo de oxidación del fe (ii). SCIELO, 10.

ESTUDIO CINÉTICO QUÍMICO DE LA FORMACIÓN DE ÓXIDOS DE

NITRÓGENO EN LA COMBUSTIÓN SIN LLAMA DE METANO

Resumen:

Los óxidos de nitrógeno (NOx) que se forman en los procesos de combustión se consideran como

uno de los principales contaminantes emitidos al ambiente; estos se producen aun utilizando

combustibles limpios como gas natural e hidrógeno (Park et al., 2004).

Los efectos negativos en el medio de los NOx , incluyen una contribución significativa en la

formación de lluvia ácida, la reducción de la visibilidad atmosférica, la producción del ozono

troposférico y en el caso del N 2O, el calentamiento global y la

reducción del ozono estratosférico (Beer, 2000). En la actualidad se han realizado

grandes progresos para reducir los NOx en los sistemas de combustión, entre los cuales se

encuentran por ejemplo, la recirculación de gases interna o externa, la combustión por etapas, el

"requemado" (reburning) y los hornos de bajo NOx , entre otros (Wunning and Wunning, 1997).

Este tipo de tecnologías han tratado principalmente de disminuir el impacto de la producción de

NO proveniente del mecanismo térmico, el cual es altamente dependiente de la temperatura de la

llama. Por otro lado, se han logrado avances positivos en el diseño de sistemas térmicamente

eficientes, que permiten ahorrar combustible y disminuir la cantidad de CO 2 emitido al ambiente

(Katsuki and Hasegawa, 1998). Un ejemplo de estas tecnologías son los hornos regenerativos de

calor, los cuales precalientan el aire de combustión hasta temperaturas superiores de 1000ºC

(Yang and Blasiak, 2005) obteniéndose un incremento considerable en la temperatura de la llama.

La desventaja de este tipo de sistemas, es que promueve la emisión de NO x por las

elevadas temperaturas al interior de las cámaras de combustión. Recientemente, se ha sugerido

un método que es viable en términos de suprimir la formación de NO térmico usando aire

precalentado a altas temperaturas. El método consiste en disminuir drásticamente la

concentración de oxigeno del aire de combustión por medio de dilución con gases inertes. En este

caso, la alta temperatura del aire compensa los problemas asociados con la inflamabilidad y la

estabilización del sistema, lo cual se presenta cuando se usa aire altamente diluido. Bajo

ciertas condiciones en el diseño del sistema de combustión, se puede permitir una alta

recirculación de productos de combustión y una distribución relativamente uniforme de la

temperatura; observándose además, que no se presenta la llama característica de la combustión

convencional (Weber et al., 2005). La recirculación de gases causa una disminución de

los picos de temperatura disminuyendo la formación de NO. La cinética química ha sido una

valiosa herramienta para el estudio de estos sistemas de combustión. Es así como en Lim et al,

(2000) estudiaron el efecto del precalentamiento del aire en la estructura de llamas de difusión de

flujo opuesto. Los autores encontraron que al aumentar la temperatura de precalentamiento del

aire de 27 a 287ºC la temperatura de llama aumento drásticamente y se incremento en un 70% la

fracción molar deNO. Por otro lado Sohn et al, (2002) evaluaron el efecto de la presión

usando el modelo de llama laminar de flujo opuesto, en condiciones de alta temperatura de

inyección de aire diluido, determinando los mecanismos de formación de NOx a presiones de

hasta 20 atm. Nicolle y Dagaut (2006) usando modelos de reactores perfectamente agitados (PSR)

y parcialmente agitados (PaSR), estudiaron el mecanismo "NO reburning" en condiciones de

intensa dilución del aire de combustión (3% vol. O2) y alta temperatura de

precalentamiento (1127ºC) del aire. En este trabajo se inyectó una cantidad inicial de NO

(100ppm) en los reactores y se siguieron las reacciones de formación y consumo de NO durante

las diferentes etapas de la combustión. Los mecanismos NO vía NNH y NO prompt fueron de

importancia secundaria, mientras que el mecanismo térmico fue el principal y el mecanismo NO

reburning fue importante en condiciones ricas en combustible. Bajo estas condiciones de intensa

dilución del aire de combustión se hace énfasis en el proceso de formación de NO, sin embargo, la

correlación entre las rutas de oxidación del metano a CO 2 y los mecanismos de formación de

NO x no es explicada. Teniendo en cuenta lo anterior, el objetivo del presente estudio es

determinar por medio de cinética detallada, como afecta la química de oxidación del metano a la

formación y consumo de óxidos de nitrógeno en condiciones de combustión sin llama.

Resultados:

La Figura 2 muestra un ejemplo del perfil de las especies y temperaturas en la llama,

calculados en condiciones convencionales de combustión; es decir con una fracción en

volumen de oxigeno de 21% y sin precalentamiento del aire de combustión. De la Figura

las distancias en X=0 y X=2 cm corresponden a las salidas del combustible y del aire

en las boquillas, respectivamente. Para una mejor visualización de los perfiles se presentan las

distancias en la estrecha región de la llama entre 0,6 y 1,2 cm. En la región de máxima

temperatura (T max) las fracciones molares de metano y oxigeno se aproximan a cero y la

fracción de productos de combustión CO 2 , H 2O y los intermedios CO y H 2 son máximos.

Igualmente, la concentración de radicales CH y OH presentan valores máximos en esta zona.

El perfil de temperatura obtenido en el presente estudio es semejante al

obtenido experimentalmente por Puri et al., (1987) bajo condiciones similares.

Formación de Óxidos de Nitrógeno

En llamas de metano el NO se forma principalmente por los mecanismos térmico y prompt,

teniendo contribución significativa otros mecanismos dependiendo de las condiciones de

combustión (Gardiner, 2000). Sohn et al., (2002) por ejemplo determinaron el efecto de la

presión en llamas de difusión de flujo opuesto observando que el mecanismo térmico es el

dominante en la formación de NO en condiciones de concentración de oxígeno de 21%

en volumen con una temperatura de precalentamiento del aire de 727ºC.

Éste comportamiento se atribuyó a la abundancia de radicales O y OH los cuales

son importantes en las reacciones 178 y 180 del mecanismo térmico:

O + N2 ↔ N + NO

N + O2 ↔ NO + O

N + OH ↔ NO + H

De manera similar se muestran en la Figura 6 los mecanismos de formación de NO donde el

térmico, es el principal, seguido del mecanismo prompt para las condiciones O21-N79.

Particularmente se observan en estos mecanismos las reacciones de reducción del NO

formado por radicales de hidrocarburo (incluida en el mecanismo prompt):

CH + NO ↔ H + NCO

CH + NO ↔ N + HCO

CH2 + NO ↔ H + HNCO

CH2 + NO ↔ OH + HCN

CH2 + NO ↔ H + HCNO

CH2(s) + NO ↔ H + HNCO

CH3 + NO ↔ HCN + H2O

HCCO + NO ↔ HCNO + CO

Además de las reacciones de formación y consumo de NO donde interviene el dióxido de

nitrógeno:

Formación:

NO2 + O ↔ NO + O2

NO2 + H ↔ NO + OH

Consumo:

HO2 + NO ↔ NO2 + OH

NO + O + M ↔ NO2 + M

El efecto de la dilución se puede observar en la Figura 7 donde se muestran

los mecanismos relevantes en condiciones de baja concentración de oxigeno. Se aprecia una

reducción en varios ordenes de magnitud de la velocidad de formación y consumo de NO

en comparación con la Figura 6. En este caso las velocidades de las reacciones del mecanismo

térmico son inferiores, pero siguen siendo importantes bajo las condiciones estudiadas.

De manera similar, la reducción de la velocidad de reacciones del mecanismo prompt se explica

por la disminución de la concentración de radicales de hidrocarburos, principalmente, por la

especie CH (Figura 5b) que participa en la reacción: CH + N2 ↔ HCN +N (240) LA cual fue la

reacción más importante para la disociación del N2 en condiciones de combustión moderada en

el presente estudio. Las reacciones del mecanismo NO vía NO 2 son comparables en velocidad

con las reacciones de los mecanismos térmicos y prompt. Esto se debe principalmente a la

disminución de la contribución de estas 2 rutas de reacción. En este caso, la contribución de este

mecanismo a la formación de NO es casi nula por reacciones de consumo de NO (186) y (187) El

mecanismo NO vía NO2 es importante en la misma región de temperatura, donde las velocidades

de formación de NO de los mecanismos térmico y prompt son máximas. Según la Figura 7 esto

ocurre principalmente, cuando la dilución del oxidante se realiza con los productos de combustión

donde se tiene una aproximación más real al sistema de combustión. Por el contrario, en la Figura

6 los mecanismos de formación de NO son importantes en regiones de diferentes temperaturas,

donde en la zona de T max ocurren las reacciones de los mecanismos más relevantes; el térmico

y prompt; y en la región ubicada a la derecha, de menor temperatura, las reacciones del

mecanismo NO vía NO2.

De la Figura 7 se observa que se obtienen velocidades de formación de NO un orden de magnitud

menores, al diluir el oxidante con productos de combustión en comparación con la dilución con

nitrógeno, a pesar que las temperaturas de llama son similares.

Conclusiones:

Con el presente trabajo se logra reproducir algunas de las características del régimen de

combustión sin llama, usando el modelo de llama laminar de flujo opuesto. En condiciones de

combustión moderada se logró un apreciable descenso de la temperatura, disminución de la

concentración de radicales OH, disminución de velocidades de formación de especies y reducción

en la emisión de óxidos de nitrógeno. Se observa, al analizar la química de oxidación del metano,

que en condiciones de combustión sin llama, se presenta una disminución de la formación de

radicales C2Hn, los cuales son especies precursoras de la formación de hollín. Igualmente, la

formación de la especie CH no es favorable lo que conlleva a una menor disociación del

N2 molecular para la formación del radical N. La formación de NO se ve suprimida bajo

condiciones de alta dilución del aire de combustión. La contribución de los mecanismos térmico y

prompt es reducida, en vista de la disminución de la temperatura de llama y de la concentración

de radicales O, OH, y CHn. La contribución del mecanismo vía NO2 a la formación del NO total

es nula por reacciones de oxidación de NO a NO2 con HO2 y O atómico.

Bibliografía:

Pedro Nel Alvarado Torres, F. (2008). Estudio cinético químico de la formación

de óxido de nitrógeno en la combustión sin llama de metano. Energética, 13-22.

“SIMULEX”. SIMULADOR EN EXCEL PARA CINÉTICA QUÍMICA

HOMOGÉNEA.

Resumen:

Los simuladores son herramientas o dispositivos que ejecutan un proceso o actividad. Su principal

intención es el de generar efectos lo más cercano a lo que ocurriría en la realidad. Los simuladores

se desarrollan por lo general en ordenadores (computadoras), ya que estas poseen la ventaja de

poder realizar cálculos tan complejos como se requieran, además de reducir considerablemente el

tiempo que se requeriría para hacer estos cálculos sin ayuda de éstas herramientas.

Actualmente un simulador es muy útil, ya que ayuda en la resolución de sistemas, procesos o

mecanismos que ocurren y son importantes conocer, ya sea para diseñar un nuevo sistema,

optimizar otros ya existentes, reducir un sistema de análisis, reducir el costo de capital necesario o

para tener una mayor seguridad en procesos que resultarían peligrosos estudiarlos mediante la

práctica de estos, tales como los simuladores de vuelo, de procesos industriales, de reacciones

exotérmicas y violentas (nucleares), etc, entre otros.

De esta manera, este artículo describe un simulador diseñado para el estudio de la Cinética

Química; esta es una herramienta muy útil, pues con ella se puede obtener la información

necesaria para conocer la evolución y el mecanismo de transformación de reactivos a productos.

Dicha información para conocer la velocidad y mecanismo de un sistema de reacción está en forma

de ecuaciones diferenciales, lo cual complica su resolución, y es aquí donde se justifica el uso de

los simuladores. Dentro de la Cinética Química, existe una amplia variedad de temas, por lo que un

solo simulador no es suficiente, por lo que se diseñó una serie de archivos que conforman un

simulador y que cubren algunas áreas dentro de la Cinética Química, proporcionando información

realmente importante para dar solución a los problemas que se describieron con anterioridad.

Resultados:

La Cinética Química es un tema sumamente extenso, por lo que este simulador, trata de abarcar

los temas más importantes de los cursos de educación superior que se otorgan en las

Universidades y Tecnológicos del País. Así, las diversas simulaciones que se diseñaron son una

herramienta factible para trabajar con cada uno de los temas en estudio. Los resultados que

generan las diversas simulaciones, pueden ser de forma numérica (tablas de resultados con

respecto al tiempo en que se lleva a cabo la reacción o reacciones), o resultados gráficos, en los

cuales se sustenta de forma visual, el cambio que va sufriendo cada uno de los reactivos y

productos conforme se incrementa el tiempo de reacción. Este tipo de gráfico, posee curvas que

muestran el comportamiento gradual de los constituyentes que intervienen en la reacción.

Conclusión:

Dentro del estudio de la cinética de una reacción química o de un sistema de reacciones químicas,

el uso de esta serie de simuladores tiene sus ventajas, tales como el proponer las ecuaciones que

se han de resolver, la solución de estas, la reducción del tiempo necesario para su resolución y el

aumento en la exactitud de las mismas, facilitando su uso.

Otra de las grandes ventajas de tener un simulador es que sirve para diseñar procesos industriales

tanto como para el área de la investigación, nos ayuda a minimizar el tiempo que se usaba para

hacer estos cálculos, agilizando el labor de los encargados de esta área.

Cabe mencionar que esta serie de simuladores pueden perfeccionarse o modificarse, ya sea

aumentando el número de constituyentes que participan, así como el generar un mayor número de

resultados numéricos o bien adaptarlo a reacciones catalíticas. La exactitud de los cálculos, se

incrementa conforme el valor del incremento de tiempo propuesto es más pequeño para los

simuladores que requieren este dato.

Bibliografía:

Valtierra, J. E. (2000). “SIMULEX”. Simulador en Excel para Cinética Química Homogénea.

Conciencia Tecnológica.