1. Quando octano é queimado com oxigênio inadequado, pode-se formar monóxido de carbono. A queima de 100 g de octano com 200 g de \mathrm{O}_{2} é condição suficiente para a formação do monóxido de carbono?

Passo 1

O enunciado fornece as seguintes informações e faz a seguinte pergunta:\n
  • Massa de octano: 100\\ \mathrm{g}.\n
  • Massa de \mathrm{O}_{2}: 200\\ \mathrm{g}.\n
  • Pergunta: a queima de 100\\ \mathrm{g} de octano com 200\\ \mathrm{g} de \mathrm{O}_{2} é condição suficiente para a formação do monóxido de carbono? (ou seja: a quantidade de \mathrm{O}_2 é insuficiente para permitir combustão completa em dióxido de carbono, de modo que se espere formação de CO?)\n

Passo 2

Primeiro vamos transformar as massas em número de mols — isso é essencial em estequiometria. Explico rápido: o número de mols de uma substância é a razão entre a massa da amostra e a massa molar (massa de 1 mol). A massa molar de uma molécula é a soma das massas molares dos átomos que a compõem.\n
  • Fórmula do octano: \mathrm{C}_8\mathrm{H}_{18}.\n
  • Massa molar do octano: \displaystyle M(\mathrm{C}_8\mathrm{H}_{18}) = 8\cdot 12 + 18\cdot 1 = 114\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.\n
  • Massa molar do \mathrm{O}_2: \displaystyle M(\mathrm{O}_2)=2\cdot 16 = 32\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.\n

Passo 3

Calcular o número de mols de cada reagente:\n
  • Mols de octano:\n
n(\mathrm{C}_8\mathrm{H}_{18})=\frac{100\\ \mathrm{g}}{114\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}}\approx 0,877\\ \mathrm{mol}.\n
  • Mols de \mathrm{O}_2:\n
n(\mathrm{O}_2)=\frac{200\\ \mathrm{g}}{32\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}}=6,25\\ \mathrm{mol}.\n
Guarde esses valores: n(\mathrm{C}_8\mathrm{H}_{18})\approx 0,877\\ \mathrm{mol} e n(\mathrm{O}_2)=6,25\\ \mathrm{mol}.

Passo 4

Agora precisamos saber quantas mols de \mathrm{O}_2 são necessárias para a combustão completa do octano formando dióxido de carbono ( \mathrm{CO}_2) e água ( \mathrm{H}_2\mathrm{O}). Montamos e balanceamos a reação de combustão completa:\n
\mathrm{C}_8\mathrm{H}_{18} + \frac{25}{2}\mathrm{O}_2 \longrightarrow 8\,\mathrm{CO}_2 + 9\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.\n
Explicando o balanceamento: há 8 átomos de C que vão para 8 moléculas de \mathrm{CO}_2 (cada uma com 2 átomos O = 16 átomos O) e 18 H que formam 9 moléculas de \mathrm{H}_2\mathrm{O} (cada uma com 1 átomo O = 9 átomos O). Total de átomos O necessários nos produtos = 16+9=25, ou seja, \tfrac{25}{2}=12{,}5 mols de \mathrm{O}_2 por mol de octano.\n
Portanto a quantidade de \mathrm{O}_2 necessária para oxidar completamente nossos 0,877\\ \mathrm{mol} de octano a \mathrm{CO}_2 é:\n
n_{\text{req, CO}_2}=12{,}5\cdot 0{,}877\approx 10{,}965\\ \mathrm{mol}.\n
Convertendo para massa de \mathrm{O}_2:\n
m_{\text{req, CO}_2}=10{,}965\\ \mathrm{mol}\times 32\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}\approx 350{,}9\\ \mathrm{g}.\n
Comparação: temos apenas 200\\ \mathrm{g} de \mathrm{O}_2, muito menos do que os 350{,}9\\ \mathrm{g} necessários para combustão completa a \mathrm{CO}_2. Logo a \mathrm{O}_2 é insuficiente para combustão completa.

Passo 5

Quando o oxigênio é insuficiente, a combustão pode ser incompleta, produzindo monóxido de carbono ( \mathrm{CO}) em vez de \mathrm{CO}_2, ou até carbono elementar (fuligem). Vamos calcular a necessidade de \mathrm{O}_2 caso todo o carbono formasse \mathrm{CO} (e a água ainda seja formada a partir dos hidrogênios):\n
Equação correspondente:\n
\mathrm{C}_8\mathrm{H}_{18} + \frac{17}{2}\mathrm{O}_2 \longrightarrow 8\,\mathrm{CO} + 9\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.\n
Raciocínio do balanceamento: aqui cada carbono vai para CO (1 átomo O por C) e os 9 \mathrm{H}_2\mathrm{O} demandam mais O; total de átomos O nos produtos = 8\cdot 1 + 9\cdot 1 =17, logo \tfrac{17}{2}=8{,}5 mols de \mathrm{O}_2 por mol de octano.\n
Para nossos 0,877\\ \mathrm{mol} de octano seriam necessários:\n
n_{\text{req, CO}}=8{,}5\cdot 0{,}877\approx 7{,}459\\ \mathrm{mol}.\n
Em massa:\n
m_{\text{req, CO}}=7{,}459\\ \mathrm{mol}\times 32\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}\approx 238{,}7\\ \mathrm{g}.\n
Comparação: os 200\\ \mathrm{g} disponíveis de \mathrm{O}_2 correspondem a 6{,}25\\ \mathrm{mol}, que é menor que os 7{,}459\\ \mathrm{mol} necessários mesmo para converter todo o carbono em \mathrm{CO}. Portanto até a formação completa de \mathrm{CO} exigiria mais \mathrm{O}_2 do que temos.

Passo 6

Interpretação química e conclusão: \n
  • Temos 200\\ \mathrm{g} de \mathrm{O}_2 ( 6{,}25\\ \mathrm{mol}), enquanto para combustão completa a \mathrm{CO}_2 seriam necessários \approx 350{,}9\\ \mathrm{g} ( 10{,}965\\ \mathrm{mol}). Logo a condição é de deficiência de oxigênio — combustão completa é impossível.\n
  • Mesmo para converter todo o carbono em \mathrm{CO} seriam necessários \approx 238{,}7\\ \mathrm{g} ( 7{,}459\\ \mathrm{mol}), mais do que os 200\\ \mathrm{g} disponíveis. Assim, a reação, com apenas 200\\ \mathrm{g} de \mathrm{O}_2, inevitavelmente será incompleta e não terá oxigênio suficiente nem para produzir somente \mathrm{CO} a partir de todo o carbono; espera-se uma mistura de produtos incompletos (parte do carbono em \mathrm{CO}, parte como carbono elementar/fuligem, possivelmente também \mathrm{CO}_2 em pequena fração).\n
  • Em linguagem direta: a falta de \mathrm{O}_2 favorece a formação de monóxido de carbono, mas como há ainda menos \mathrm{O}_2 do que o necessário para transformar todo o carbono em \mathrm{CO}, haverá também formação de carbono sólido. Portanto a condição é propícia (favorável) para formação de \mathrm{CO}, mas não garante que todo o carbono vire \mathrm{CO} — haverá mistura de CO e fuligem.\n
    Coragem: resumindo os números mostra claramente a insuficiência de oxigênio — isso queima nossa dúvida!

Resposta

Sim. A quantidade de \mathrm{O}_2 ( 200\\ \mathrm{g}, 6{,}25\\ \mathrm{mol}) é insuficiente para combustão completa (necessário \approx 350{,}9\\ \mathrm{g} de \mathrm{O}_2), portanto a combustão será incompleta e favorece a formação de \mathrm{CO}; além disso, como 200\\ \mathrm{g} é até menor que a massa necessária para converter todo o carbono em \mathrm{CO} ( \approx 238{,}7\\ \mathrm{g}), também haverá formação de carbono elementar (fuligem), ou seja, espera-se mistura de \mathrm{CO} e carbono.

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