Um gás combustível, contendo
de propano e
de etano, é queimado numa fornalha na pressão atmosférica. A reação possui uma eficiência de
, e
e
e gases não reagidos na forma
de etano e propano são os produtos das reações. Determine o calor da queima desse combustível à temperatura ambiente.
de etano e propano são os produtos das reações. Determine o calor da queima desse combustível à temperatura ambiente.
Passo 1
Beleza, o enunciado diz que a gente tem um combustível gasoso com 30 % de propano (C₃H₈) e 70 % de etano (C₂H₆), queimado com 95 % de eficiência. Os produtos são CO₂, H₂O(l) e combustível não reagido. Precisamos achar o calor de queima desse combustível na temperatura ambiente.
Conteúdo que vamos usar:
Conteúdo que vamos usar:
- Estequiometria de combustão.
- Entalpias-padrão de formação (ΔHf°) e entalpia de reação (ΔHr°).
- Noções de eficiência térmica para ajustar o calor liberado.
Passo 2
Escolhendo uma base: 1 kmol do gás mistura.
Isso significa:
– 0,30 kmol de C₃H₈
– 0,70 kmol de C₂H₆
Isso significa:
– 0,30 kmol de C₃H₈
– 0,70 kmol de C₂H₆
Vamos escrever as reações de combustão completa:
- C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O(l)
- C₂H₆ + 3,5 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O(l)
Passo 3
Relembrando as entalpias-padrão de formação a 25 °C:
ΔHf°(C₃H₈) = –103,8 kJ/mol
ΔHf°(C₂H₆) = –84,0 kJ/mol
ΔHf°(CO₂) = –393,5 kJ/mol
ΔHf°(H₂O,l) = –285,8 kJ/mol
(O₂ no estado padrão vale zero.)
ΔHf°(C₃H₈) = –103,8 kJ/mol
ΔHf°(C₂H₆) = –84,0 kJ/mol
ΔHf°(CO₂) = –393,5 kJ/mol
ΔHf°(H₂O,l) = –285,8 kJ/mol
(O₂ no estado padrão vale zero.)
Passo 4
Calcular a entalpia de reação de cada combustão:
Para o propano:
ΔHr°₁ = [3·ΔHf°(CO₂) + 4·ΔHf°(H₂O)] – [ΔHf°(C₃H₈) + 5·0]
= [3·(–393,5) + 4·(–285,8)] – (–103,8)
= [–1 180,5 –1 143,2] +103,8
= –2 323,7 +103,8
= –2 219,9 kJ/mol
Para o propano:
ΔHr°₁ = [3·ΔHf°(CO₂) + 4·ΔHf°(H₂O)] – [ΔHf°(C₃H₈) + 5·0]
= [3·(–393,5) + 4·(–285,8)] – (–103,8)
= [–1 180,5 –1 143,2] +103,8
= –2 323,7 +103,8
= –2 219,9 kJ/mol
Para o etano:
ΔHr°₂ = [2·(–393,5) + 3·(–285,8)] – (–84,0)
= [–787,0 –857,4] +84,0
= –1 644,4 +84,0
= –1 560,4 kJ/mol
ΔHr°₂ = [2·(–393,5) + 3·(–285,8)] – (–84,0)
= [–787,0 –857,4] +84,0
= –1 644,4 +84,0
= –1 560,4 kJ/mol
Passo 5
Agora faz a média ponderada na nossa mistura (1 kmol total):
Energia total teórica = 0,30·(2 219,9) + 0,70·(1 560,4)
= 665,97 +1 092,28
≈ 1 758,3 kJ
Energia total teórica = 0,30·(2 219,9) + 0,70·(1 560,4)
= 665,97 +1 092,28
≈ 1 758,3 kJ
(Repare que já coloquei os valores positivos porque é calor liberado.)
Passo 6
Considerando 95 % de eficiência, a energia realmente aproveitada é:
Q = 0,95 · 1 758,3
≈ 1 670,4 kJ por kmol de mistura
Q = 0,95 · 1 758,3
≈ 1 670,4 kJ por kmol de mistura
Resposta
O calor de queima do combustível (1 kmol da mistura) à temperatura ambiente, com 95 % de eficiência, é de aproximadamente