Balance de Materia y Energía en Procesos en Estado Estacionario y no Estacionario

1. Balance de Materia y Energía en Procesos
en Estado Estacionario y no Estacionario
Anny Mejias C.I.: 15.099.897 Esc. 45

2. Índice
 Introducción.
 Conservación de la masa.
 Relaciones de masa y volumen en las reacciones químicas.
 Ley de los gases ideales.
 Unidades Molares.
 Exceso de Reactivos.
 Grado de Conversión.
 Porcentaje de Composición.
 Densidad y Peso Específico.
 Tipos de Procesos.
 Balance de Materia en Estado Estacionario.
 Estado Estacionario con procesos que operan con una sola corriente.
 Recirculación Purga y By con reacciones química.
 Balance de Energía para sistemas abiertos y cerrados.

3.  Conservación de la Masa: En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa
total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.
 Lavoisier demostró que al efectuarse una reacción química la masa no se crea ni se
destruye, sólo se transforma, es decir, las sustancias reaccionantes al interactuar entre sí
forman nuevos productos con propiedades físicas y químicas diferentes a las de los
reactivos, esto debido a que los átomos de las sustancias se ordenan de forma distinta.

4. Relaciones de Masa y Volumen en las
Reacciones Químicas
La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al volumen de una masa gaseosa,
siempre y cuando su temperatura se mantenga constante, o en términos más sencillos:
A temperatura constante, el volumen de una masa fija de un gas es inversamente proporcional a la presión
que este ejerce. Matemáticamente se puede expresar así:
Donde K es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No
es necesario conocer el valor exacto de la constante {displaystyle k}K para poder hacer uso de la ley: si
consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura,
deberá cumplirse la relación:

5. Ley de los Gases Ideales
 La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por
partículas puntuales sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente
elásticos (conservación de momento y energía cinética). La energía cinética es directamente
proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al
comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta
temperatura.

6. Unidades Molares
 La masa molar (símbolo M) de una sustancia dada es una propiedad física definida como su masa por
unidad de cantidad de sustancia.1 Su unidad de medida en el SI es kilogramo por mol (kg/mol o
kg•mol−1). Sin embargo, por razones históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por
mol (g/mol).
 A masa molar de los átomos de un elemento está dado por el peso atómico de cada elemento2
multiplicado por la constante de masa molar, M u = 1×10−3 kg/mol = 1 g/mol.3 Su valor numérico
coincide con el de la masa molecular, pero expresado en gramos/mol en lugar de unidades de masa
atómica (u), y se diferencia de ella en que mientras la masa molecular alude una sola molécula, la masa
molar corresponde a un mol (6,022×1023) de moléculas.
Excesos de Reactivos
El reactivo en exceso será aquel que no se agote por completo durante la reacción.
La cantidad de producto que se obtenga de la reacción, dependerá siempre de la cantidad de reactivo
limitante que se tenga en la reacción.
Si tengo 15 moles de hidrógeno y 10 moles de nitrógeno, ¿cuál será el reactivo limitante, cuál el
reactivo en exceso, y cuántos moles de amoníaco se podrán obtener?
Lo primero que debemos hacer es ajustar la reacción, es decir, colocar los coeficientes
estequiométricos adecuados, para que el número de átomos en los reactivos sea igual al número de átomos
en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de conservación de la materia.

7. Grado de Conversión
 Conversión Es la fracción de la alimentación o de algún componente de la misma que se
convierte en producto. Siempre es necesario aclarar cuales son las sustancias involucradas.
Generalmente se expresa en porcentaje. Un caso particular de las reacciones químicas que
se estudian son las reacciones de combustión, que son reacciones de oxidación rápidas en las
que se libera energía luminosa y calorífica.
Porcentaje de Composición
La composición porcentual o centesimal indica el porcentaje en masa, de cada elemento que
forma parte de un compuesto. Básicamente se puede definir como: una parte dividida entre
todas las partes multiplicada por 100. Se obtiene por análisis gravimétrico y conociendo los
pesos atómicos de los compuestos puede determinarse su fórmula empírica o molecular.

8. Densidad y Peso Específico
 La densidad r de una sustancia, también llamada masa especifica, es una propiedad
característica o intensiva de la materia y expresa la masa contenida de dicha
sustancia en la unidad de volumen. Su valor se determina dividiendo la masa de la
sustancia entre el volumen que ocupar = masa/volumen = kg/m3
 El peso especifico de una sustancia también es una propiedad característica su valor
se determina dividiendo su peso entre el volumen que ocupa.
Pe = Peso/volumen = N/m3
 Podemos obtener la relación entre la densidad y el peso especifico de una sustancia
sabiendo que:
Peso = masa x gravedad
 entonces:
r = Pe/g

9. Valores de densidad y peso específico de algunas sustancias
Sustancia Densidad (kg/m3) Peso especifico (N/m3)
Agua (4°C) 1,000 9,800
Alcohol 790 7,742
Aceite 915 8,967
Hielo 920 9,016
Madera 430 4,214
Oro 19,320 189,336
Hierro 7,860 77,028
Mercurio 13,600 13,280
Oxigeno (0°C) 1.43 14.014
Hidrógeno (0°C) 0.09 0.882

10. Tipos de Procesos Químicos

11.  Un proceso químico puede ocurrir en una o varias etapas, tal como ocurre en la producción de
algunos compuestos en la industria. Similarmente en los seres vivos muchos procesos químicos se
dan por etapas que se complementan y regularizan entre sí.
 Un ejemplo de proceso químico es la digestión de los alimentos, la cual consta de varias etapas
que son realizadas en diferentes sitios anatómicos.
Tipos de procesos químicos
 Los tipos de procesos químicos están relacionados en su mayoría con una rama de la química
llamada fisicoquímica. Esta aborda los procesos químicos, así como su conexión con los procesos
físicos. Por lo tanto, en los tipos de procesos químicos no siempre es fácil establecer los límites
con los procesos físicos.
 Entre los tipos de procesos químicos, tenemos los siguientes:
 Isotérmico: El proceso químico ocurre a temperatura constante, y además la energía interna del sistema
permanece constante.
 Adiabático: El proceso químico se realiza en aislamiento, de tal manera que no hay intercambio de calor con
el medio circundante. En estas condiciones, la cantidad de calor (entalpía) del sistema permanece
constante.

12.  Isobárico: El proceso químico se realiza a presión constante.
 Isocórico o isovolumétrico: El proceso químico se realiza a volumen constante.
 Reversible: “La fuerza” que conduce un proceso químico en una dirección es ligeramente mayor que
“la fuerza” que lo conduce en el sentido opuesto. Los reactivos se transforman en productos, y estos
a su vez pueden reaccionar entre sí para regenerar los reactivos.
 Irreversible: La orientación de un proceso químico está fuertemente dirigida en una dirección, por lo
que se requiere de cambios muy grandes en las condiciones en que se realiza el proceso químico
para producir su cambio de orientación.
 Cíclico: El proceso químico está formado por varios pasos intermedios, al final de los cuales se
regresa al estado inicial.
Ejemplos de procesos químicos
 La respiración

13. Recirculación Purga y By Pass, con Reacciones Química

14. Balance de Energía en Sistemas Abiertos en Estado Estacionario
Por definición de proceso abierto, en estos hay un flujo de materia que atraviesa los límites del
mismo mientras el proceso se lleva a cabo. Por lo tanto, para que la masa ingrese al sistema es
necesario efectuar un trabajo para empujar esta masa en el sistema y el sistema debe realizar un
trabajo sobre los alrededores para que la masa pueda salir del sistema.
Ambos trabajos (tanto para ingresar la materia o que esta egrese) deben ser incluidos en
el balance de energía, y la diferencia entre ambos es el trabajo de flujo. En realidad en estos
sistemas, más que hablar de trabajo decimos velocidad de transferencia de energía como trabajo o
trabajo/tiempo)

15. Conclusión
Se estudiaron las leyes fundamentales de la Ingeniería Química como es la
ley de conservación de la energía y también porque los balances de energía
tienen gran importancia y muy amplia utilización en procesos industriales
donde es preciso calentar, enfriar o aislar térmicamente, lo que ocurre en la
mayoría de los casos. Mediante uno de estos balances podemos darnos
cuenta si un proceso industrial necesita que le suministremos energía o si va
a calentar desprendiendo calor, etc.