Combustão Completa e Ar Teórico

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Teoria

Que tipo de combustão desperdiça menos combustível?

No estudo da termodinâmica, a gente está sempre preocupado em evitar o desperdício dos recursos que usamos! Para evitar o desperdício de energia, queremos que a eficiência de um ciclo que gera trabalho W esteja o mais próxima possível do ciclo de Carnot. Um ciclo de Carnot usa menos energia que um ciclo real para gerar a mesma quantidade de trabalho W !

Por causa dessa preocupação em aproveitar ao máximo os recursos que temos, fazemos a seguinte pergunta: existe um tipo de combustão que desperdiça menos combustível? Sim! Essa combustão é chamada de combustão completa! A combustão completa usa menos combustível do que uma combustão incompleta para liberar a mesma quantidade de energia.

Para uma mesma quantidade de combustível, a combustão completa libera mais energia do que a combustão incompleta. Mas por que a combustão completa libera mais energia, se os dois processos estão usando a mesma quantidade de combustível? Em outras palavras, qual é a diferença entre a combustão completa e a combustão incompleta?

Combustão completa

Dizemos que um processo de combustão está completo, quando todo carbono C do combustível vira C O 2 , todo hidrogênio H vira H 2 O e todo o enxofre S vira S O 2 . O enxofre S quase nunca faz parte dos combustíveis que aparecem nos exercícios. Por isso, ele não vai aparecer nos nossos exemplos!

Em outras palavras, a combustão completa com ar seco que estudaremos só gera 5 produtos: o N 2 (que vem do ar seco), o H 2 O , o C O 2 , o S O 2 e o O 2 . O O 2 só aparece nos produtos, quando a reação ocorre com excesso de oxigênio. Quando só existem essas moléculas nos produtos da reação, quer dizer que os combustíveis liberaram toda a energia que poderiam liberar!

Dizendo isso de outra forma, quando os elementos químicos C , H , S só geram esses cinco produtos, é sinal de que o combustível foi totalmente aproveitado! Por conta disso, sempre queremos que a combustão seja completa!

Combustão incompleta

A combustão é chamada de incompleta, quando existem combustíveis que não foram totalmente aproveitados nos produtos, como: C O , C , H 2 , O H , etc. Esses produtos ainda possuem energia para liberar, mas a reação chegou ao fim antes de quebrar essas moléculas e tirar essa energia delas! Ou seja, a combustão incompleta é um desperdício de combustível!

Ou seja, a única diferença entre a combustão completa e a combustão incompleta são os produtos gerados pelas reações. Na combustão completa, o combustível é totalmente queimado e gera menos produtos. Já na combustão incompleta, o combustível é parcialmente queimado e acaba formando produtos a mais que poderiam liberar mais energia.

Já vimos que a combustão incompleta tem desvantagens em relação à combustão completa. Então o que precisamos fazer para evitar que a combustão seja incompleta?

Ar teórico

Os produtos gerados pela combustão dependem de vários fatores: a temperatura dos reagentes, a quantidade de O 2 reagindo, a quantidade de combustível e se o combustível está bem misturado com o oxigênio. São tantas variáveis que podem interferir na composição dos produtos, que é muito difícil de controlar quais moléculas vão ser formadas na combustão!

No entanto, existe um fator que não podemos deixar faltar! Se ele faltar, a combustão será incompleta! Esse fator é a quantidade mínima de ar necessária para a combustão completa. Se for fornecido menos ar do que essa quantidade, o combustível não terá O 2 suficiente para reagir e queimar completamente. Essa quantidade mínima de ar é chamada de ar teórico.

Atenção! Esse não é o único nome dado para essa quantidade mínima de ar! Ela também aparece nos exercícios como ar estequiométrico, quantidade de ar quimicamente correta ou 100 % ar teórico.

Combustão estequiométrica

Além disso, vemos pela figura acima que fornecer essa quantidade mínima de ar não garante que a combustão seja completa. Ela é só a quantidade mínima que precisamos fornecer para a combustão ter a possibilidade de ser completa. Quando a combustão consegue ser completa com a quantidade teórica de ar, chamamos ela de combustão teórica ou estequiométrica.

Na maioria das combustões reais usamos mais ar do que a quantidade estequiométrica! Isso serve para aumentar as chances da combustão ser completa! Quando a combustão completa ocorre com mais ar do que a quantidade estequiométrica de ar n a r   t e ó r i c o , ela gera O 2 nos seus produtos. Um exemplo desse tipo de reação está na figura abaixo.

Se a quantidade de ar teórico é um fator tão importante, como podemos calcular esse valor? Para descobrir como fazemos essa conta, vamos resolver um exemplo!

Exemplo para calcular a quantidade de ar teórico n a r   t e ó r i c o

Calcule a quantidade de ar teórico necessária para a combustão de 2   k m o l de metano C H 4 com ar seco.

Para calcular a quantidade de ar teórico da combustão, temos que considerar que ela é estequiométrica. Ou seja, precisamos considerar que ela é uma combustão completa sem excesso de ar. Isso significa que, só existem o H 2 O , o C O 2 e N 2 nos produtos. Isso acontece no caso do C H 4 , porque todo o H vira H 2 O e todo o C vira C O 2 .

a   C H 4 + b   O 2 + 3,76   N 2 ⟶ c   C O 2 + d   H 2 O + e   N 2

Calcular a quantidade de ar teórico da combustão é a mesma coisa que calcular a quantidade de k m o l de ar n a r   t e ó r i c o . A quantidade de k m o l de ar é a soma entre a quantidade de k m o l do O 2 n O 2 e a quantidade de k m o l do N 2 n N 2 .

n a r   t e ó r i c o = n O 2 + n N 2

n O 2 = b

n N 2 = 3,76 × b

O enunciado do problema já informou que o a vale 2   k m o l .

2   C H 4 + b   O 2 + 3,76   N 2 ⟶ c   C O 2 + d   H 2 O + e   N 2

Para calcular os coeficientes estequiométricos que faltam, precisamos realizar o balanço químico da equação.

Se aplicarmos o balanço químico para o carbono C , achamos que:

a = c

2 = c  

c = 2

Se a gente fizer o mesmo para o hidrogênio H , encontramos que:

a × 4 = d × 2

2 × 4 = d × 2

d = 4

Já para o oxigênio O a equação fica:

b × 2 = c × 2 + d × 1

b × 2 = 2 × 2 + 4 × 1

b = 4

Com esses valores, podemos calcular n O 2 e n N 2 .

n O 2 = b

n O 2 = 4   k m o l

n N 2 = 3,76 × b

n N 2 = 3,76 × 4

n N 2 = 15,04   k m o l

Por fim, encontramos a quantidade de ar teórico n a r   t e ó r i c o !

n a r   t e ó r i c o = n O 2 + n N 2

n a r   t e ó r i c o = 4 + 15,04  

n a r   t e ó r i c o = 19,04   k m o l

Combustão incompleta

Ar teórico

Combustão estequiométrica

Exemplo para calcular a quantidade de ar teórico n a r   t e ó r i c o ó

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

Determine a quantidade de ar teórico necessária para queimar uma amostra de carvão composta por carbono 1   k m o l de C .

Passo 1

Oi, lindonas e lindões! Vamos fazer um exercício de cálculo de quantidade de ar teórico?

O exercício quer que a gente calcule a menor quantidade n a r de k m o l de ar seco que faça 1   k m o l de carbono C passar por uma combustão completa. Em outras palavras, ele quer saber quantos k m o l de ar temos que usar pra transformar C em C O 2 ! A equação da combustão abaixo mostra os reagentes e produtos da combustão completa de C .

C + a O 2 + 3,76   N 2 ⟶ b   C O 2 + c   N 2

onde a , b e c são os coeficientes estequiométricos da equação química da combustão.

Como o ar é composto de O 2 e N 2 , a quantidade n a r de k m o l de ar é a soma entre a quantidade a de k m o l de O 2 do ar e a quantidade 3,76 a de k m o l de N 2 .

n a r = a + 3,76 = 4,76 a

Para achar o valor do coeficiente a vamos precisar fazer o balanço químico da equação de combustão.

Passo 2

Fazer o balanço da equação é a mesma coisa que fazer os elementos químicos do lado esquerdo terem a mesma quantidade de k m o l que dos elementos químicos do lado direito! Ou seja, a quantidade de C do lado esquerdo deve ser igual à quantidade de C do lado direito. Por isso, 1   k m o l de C dos reagentes deve ser igual a b   k m o l de C dos produtos.

b = 1   k m o l

O coeficiente a pode ser encontrado fazendo o balanço de oxigênio O 2 . Pra isso, os 2 a   k m o l de O presentes nos reagentes têm que ser iguais aos 2 b   k m o l de O dos produtos.

2 a = 2 b

a = b = 1   k m o l

Substituindo a na fórmula de n a r :

n a r = 4,76 a

n a r = 4,76 × 1

n a r = 4,76   k m o l

Resposta

n a r = 4,76   k m o l

Exercício Resolvido #2

Calcule a quantidade estequiométrica de ar necessária para queimar 2   k m o l de octano C 8 H 18 .

Passo 1

Oi, minha gente! Partiu fazer um exercício de cálculo de quantidade estequiométrica de ar pra alegrar o dia?

O exercício quer que a gente calcule a menor quantidade n a r de k m o l de ar seco que faça 2   k m o l de C 8 H 18 passar por uma combustão completa. Em outras palavras, ele quer saber quantos k m o l de ar temos que usar pra transformar C 8 H 18 em C O 2 e H 2 O ! A equação da combustão abaixo mostra os reagentes e produtos da combustão completa de C 8 H 18 .

2   C 8 H 18 + a O 2 + 3,76   N 2 ⟶ b   C O 2 + c   N 2 + d   H 2 O

onde a , b , c e d são os coeficientes estequiométricos da equação química da combustão.

Como o ar é composto de O 2 e N 2 , a quantidade n a r de k m o l de ar é a soma entre a quantidade a de k m o l de O 2 do ar e a quantidade 3,76 a de k m o l de N 2 .

n a r = a + 3,76 = 4,76 a

Para achar o valor do coeficiente a vamos precisar fazer o balanço químico da equação de combustão.

Passo 2

Fazer o balanço da equação é a mesma coisa que fazer os elementos químicos do lado esquerdo terem a mesma quantidade de k m o l que dos elementos químicos do lado direito! Ou seja, a quantidade de C do lado esquerdo deve ser igual à quantidade de C do lado direito. Por isso, 2 × 8   k m o l de C dos reagentes deve ser igual a b   k m o l de C dos produtos.

b = 2 × 8 = 16   k m o l

Antes de achar o coeficiente a , precisamos calcular o coeficiente d através do balanço de hidrogênio H ! De acordo com esse balanço, os 2 × 18   k m o l de H dos reagentes precisam ser iguais aos 2 d   k m o l de H dos produtos.

2 d = 2 × 18

d = 18   k m o l

O coeficiente a pode ser encontrado fazendo o balanço de oxigênio O 2 . Pra isso, os 2 a   k m o l de O presentes nos reagentes têm que ser iguais aos 2 b + d   k m o l de O dos produtos.

2 a = 2 b + d

2 a = 2 × 16 + 18

a = 25   k m o l

Substituindo a na fórmula de n a r :

n a r = 4,76 a

n a r = 4,76 × 25

n a r = 119   k m o l

Resposta

n a r = 119   k m o l

Exercício Resolvido #3

Deduza uma fórmula que calcule a quantidade estequiométrica de ar necessária para queimar 1   k m o l de um hidrocarboneto qualquer C x H y .

Passo 1

Tudo bem, querid@s? Partiu fazer um exercício de cálculo de quantidade estequiométrica de ar?

O exercício quer que a gente calcule a menor quantidade n a r de k m o l de ar seco que faça 1   k m o l de C x H y passar por uma combustão completa. Em outras palavras, ele quer saber quantos k m o l de ar temos que usar pra transformar C x H y em C O 2 e H 2 O ! A equação da combustão abaixo mostra os reagentes e produtos da combustão completa de C x H y .

C x H y + a O 2 + 3,76   N 2 ⟶ b   C O 2 + c   N 2 + d   H 2 O

onde a , b , c e d são os coeficientes estequiométricos da equação química da combustão.

Como o ar é composto de O 2 e N 2 , a quantidade n a r de k m o l de ar é a soma entre a quantidade a de k m o l de O 2 do ar e a quantidade 3,76 a de k m o l de N 2 .

n a r = a + 3,76 = 4,76 a

Para achar o valor do coeficiente a vamos precisar fazer o balanço químico da equação de combustão.

Passo 2

Fazer o balanço da equação é a mesma coisa que fazer os elementos químicos do lado esquerdo terem a mesma quantidade de k m o l que dos elementos químicos do lado direito! Ou seja, a quantidade de C do lado esquerdo deve ser igual à quantidade de C do lado direito. Por isso, os x   k m o l de C dos reagentes deve ser igual aos b   k m o l de C dos produtos.

b = x

Antes de achar o coeficiente a , precisamos calcular o coeficiente d através do balanço de hidrogênio H ! De acordo com esse balanço, os y   k m o l de H dos reagentes precisam ser iguais aos 2 d   k m o l de H dos produtos.

2 d = y

d = y 2

O coeficiente a pode ser encontrado fazendo o balanço de oxigênio O 2 . Pra isso, os 2 a   k m o l de O presentes nos reagentes têm que ser iguais aos 2 b + d   k m o l de O dos produtos.

2 a = 2 b + d

2 a = 2 x + y 2

a = x + y 4

Substituindo a na fórmula de n a r :

n a r = 4,76 a

n a r = 4,76 x + y 4

Resposta

n a r = 4,76 x + y 4

Exercício Resolvido #4

Um combustível gasoso possui análise volumétrica de 45 % de C H 4 , 35 % de H 2 e 20   % de N 2 . Determine a quantidade de ar teórico necessária para queimar 3   k m o l desse combustível.

Passo 1

E aí, galera bonita! Bora colocar em prática nosso conhecimento sobre cálculo de ar teórico através de um exercício?

O exercício quer que a gente calcule a menor quantidade de k m o l de ar seco n a r que faça 3   k m o l de combustível composto de C H 4 , H 2 e N 2 passar por uma combustão completa. Ou seja, ele quer saber quantos k m o l de ar temos que usar pra transformar o combustível em C O 2 , H 2 O e N 2 ! A equação da reação abaixo mostra os reagentes e produtos da combustão.

a   C H 4 + b   H 2 + c   N 2 + d   O 2 + 3,76   N 2 ⟶ e   C O 2 + f   N 2 + g   H 2 O

onde a , b , c , d , e , f e g são os coeficientes estequiométricos da equação química da combustão.

Como o ar é composto de O 2 e N 2 , a quantidade n a r de k m o l de ar é a soma entre a quantidade d de k m o l de O 2 do ar e a quantidade 3,76 d de k m o l de N 2 .

n a r = d + 3,76 d = 4,76 d

Para achar o valor do coeficiente d vamos precisar fazer o balanço químico da equação de combustão.

Passo 2

O primeiro passo para fazer o balanço de uma equação com combustível misturado é determinar a quantidade de k m o l dos componentes que formam o combustível. Ou seja, temos que achar a de k m o l de C H 4 , a quantidade b de k m o l de H 2 e a quantidade c de k m o l de N 2 presentes dentro da mistura combustível. Grava pra não errar na prova!

Achamos a quantidade a de k m o l de C H 4 , multiplicando os 3   k m o l de combustível pelos 45   % de C H 4 no combustível.

a = 45 100 × 3 = 1,35   k m o l

Da mesma forma, achamos a quantidade c de k m o l de N 2 , multiplicando os 3   k m o l pelos 20   % de n 2 no combustível. A quantidade b de k m o l de H 2 é encontrada, multiplicando os 3   k m o l pelos 35   % de H 2 no combustível!

c = 20 100 × 3 = 0,6   k m o l