reaccoes quimicas (2) [compatibility mode]

COMBUSTÃOCOMBUSTÃOCOMBUSTÃOCOMBUSTÃOTermodinâmica IITermodinâmica II

João Ventura

1. Algumas definições

COMBUSTÃO �� reacção exotérmica, autosustentada, com capacidade de propagação através do espaço.

CHAMACHAMA �� processo de combustão em fase gasosa, geralmente com emissão de luz

FOGO �� combustão não controlada

Exemplos de sistemas de combustão

• O forno industrial

• Câmara de combustão de geradores de vapor

• Câmara de combustão de turbina de gás

• Motor de combustão interna

OXIDANTE �� Na maior parte dos casos, é o oxigénio contido no ar atmosférico

Fracção molar Fracção mássica

Oxigénio, O2 0,210 0,232

Azoto atmosférico, N2 0,790 0,768

Razão N2 / O2 3,76 3,31

Para o ar (considerado G.P.)Fracção molar ≡ Fracção volumétricaMassa molar Mar = 28,97 kg kmol-1

COMBUSTÍVEIS �� sólidos, líquidos e gasosos

CARVÃOComposição química variável

Análise elementar (ultimate analysis) ��

�Expressa pelas �Expressa pelas fracções mássicas dos constituintes

CarbonoHidrogénioEnxofreAzotoOxigénioMatérias minerais (cinza)

Pode ou não incluir a humidade existente no carvão

CARVÃO

Para controlo diário

Análise imediata (proximate analysis) ��

�Expressa pelas percentagens de

ÁguaMatérias mineraisMatérias voláteis“Carbono fixo” (por diferença para 100)

Voláteis – compostos que se libertam quando se aquece o carvão a baixa temperatura

Combustíveis líquidos e gasosos �� na grande maioria HIDROCARBONETOS (naturais ou fabricados)

�Misturas de carbono e hidrogénio

Fórmula CxHy (x e y números inteiros)

3 séries

Saturados – ALCANOS �� y = 2 x + 2

Não saturados – ALQUENOS �� y = 2 x

– ALQUINOS �� y = 2 x - 2

Para um hidrocarboneto individual

Massa molar aproximada �� M = ( 12 x + y )

Razão (mássica) carbono/hidrogénio �� C/H = 12 x / y

Os combustíveis líquidos e gasosos são em geral misturas de muitos hidrocarbonetos.

Em cálculos correntes, a) considera-se o hidrocarboneto predominante como

sendo o único, ou b) Toma-se uma média dos diversos hidrocarbonetos

presentes.

ESTEQUIOMETRIA

Estequiometria de uma reacção �� proporção segundo a qual as substâncias reagem quimicamente.

Associada a cada reacção química existe uma equação química �� exprime simbolicamente a conservação da massa de cada elemento envolvido na reacção

EXEMPLO

Combustão completa do monóxido de carbono com oxigénio

2 CO + O2 �� 2 CO2

Mistura estequiométrica: os reagentes consomem-se completamente na reacção, nenhum aparecendo como produto.

ESTEQUIOMETRIA

Para cada substância, uma mole contém sempre o mesmo número de moléculas.

Nº de Avogadro = 6,022 × 1023

A equação química anterior pode ser interpretada em termos de moles (ou quilomoles).

CO + ½ O2 �� CO2

Cada símbolo químico representa agora uma mole (e não umamolécula!) da substância em causa. Em termos de massa virá aproximadamente

28 kg CO + 16 kg O2 �� 44 kg CO2

As proporções são mais simples em termos de moles do que em termos de massa.

ESTEQUIOMETRIA

Uma reacção procede nos dois sentidos, havendo geralmente um sentido predominante.

Se queremos salientar esse facto escrevemos

CO + ½ O2 CO2

em que, por convenção, o sentido predominante é da esquerda para a direita.

Na combustão de um hidrocarboneto tanto o carbono como o hidrogénio são oxidados.

Exemplo (combustão completa de metano com oxigénio)

CH4 + 2 O2 CO2 + H2O

ESTEQUIOMETRIA

Numa reacção química existe conservação de átomos e conservação de massa (sempre!) mas pode não existir conservação de moléculas ou de moles.

2 H2 + O2 �� 2 H2O

Átomos de H 4 � 4 conservação

Átomos de O 2 � 2 conservação

Massa (kg) 4 + 32 � 36 conservação

Moléculas 3 � 2 não conservação

Moles 3 � 2 não conservação

ESTEQUIOMETRIA

Outro exemplo: Combustão de propano com ar

C3H8 + 5 (O2 + 3,76 N2) �� 3 CO2 + 4 H2O + 18,8 N2

(4,76 moles de ar)

Alternativa

C3H8 + 23,81 (o,21 O2 + 0,79 N2) �� 3 CO2 + 4 H2O + 18,81 N2

(1 mole de ar)

ESTEQUIOMETRIA

Acertar a equação �� BALANÇO ATÓMICO

( ) 22222yx N4

yx3,76OH

2

yxCO3,76NO

4

yx HC

+++→+

++

1 Átomos de carbono

2 Átomos de hidrogénio

3 Átomos de oxigénio

4 Átomos de azoto

Notas: Reacções globais / Azoto (NOx)

ESTEQUIOMETRIA

Ar estequiométrico ou ar teórico �� quantidade de ar envolvido numa combustão estequiométrica

Uma mistura estequiométrica caracteriza-se por

Razão (A/F)esteq

Razão (F/A) esteq

numa base mássica ou molar.

Mistura não estequiométrica

Mistura pobre (excesso de ar)

Mistura rica (deficiência de ar, ou excesso de combustível)

ESTEQUIOMETRIA

Mistura não estequiométrica caracteriza-se por

(A/F)

(F/A)

ou

φφφφ ≡≡≡≡ RAZÃO DE EQUIVALÊNCIA = ( )

( )F/A

F/Aφφφφ ≡≡≡≡ RAZÃO DE EQUIVALÊNCIA =

( )esteqF/A

≡ RIQUEZA de mistura R =

R < 1 – mistura POBRE

R = 1 – mistura ESTEQ.

R > 1 – mistura RICA

( )

( )A/F

A/F esteq

ESTEQUIOMETRIA

EXCESSO DE AR

[ ]( ) ( )

( )100

A/F

A/FA/F%e

esteq

esteq×

−=

[ ] 100R

R1%e ×

−=

R

Valores típicos de excesso de ar

Carvão em grelha ≈≈≈≈ 50 %

Carvão pulverizado ≈≈≈≈ 20 – 30 %

Caldeira a gás natural ≈≈≈≈ 5 %

Motor a gasolina ≈≈≈≈ esteq.

Motor Diesel ≈≈≈≈ de 5 a 100 %

Turbina de gás ≈≈≈≈ 300 %

ESTEQUIOMETRIA

EQUAÇÃO GERAL DE COMBUSTÃO

1 (combustível) + n (O2 + 3,76 N2) ��

�� n1 CO2 + n2 H2O + n3 CO + n4 H2 + n5 O2 + n6 N2

Em princípio,Em princípio,

mistura rica �� CO e H2 nos produtos

mistura pobre �� O2 nos produtos

Mas...

... possibilidade de coexistência de CO, H2 e O2, devido a

• dissociação

• mistura imperfeita

• congelamento (“quenching”) da reacção

Exemplo 1Determinar a razão estequiométrica ar/combustível na queima do propano

( ) 2322212283 NnOHnCOnN76,3OaHC ++→++Equação da reacção:

Carbono: 3 = n1Hidrogénio 8 = 2n2Oxigénio 2a = 2n1 + n2Azoto a x 2 x 3,76 = 2n3

n1 = 3n2 = 4a = 5n3 = 18,8

( ) N8,18OH4CO3N76,3O5HC ++→++

( )8,23

1

8,23

1

76,315==

+×=

VolumeF

A

( ) 2222283 N8,18OH4CO3N76,3O5HC ++→++

( )6,15

44

4,686

8123

14276,31625==

+×

××+××=

MassaF

A

Exemplo 2Determinar a razão estequiométrica ar/aombustível na queima de um gás com a seguinte composição:

( )

232221

2222224

NnOHnCOn

N76,3OaCO045,0CO27,0O006,0N509,0H14,0CH03,0

++→

+++++++Equação da reacção:

Carbono: 0,03 + 0,27 + 0,045 = n1Hidrogénio (4 x 0,03) + (2 x 0,14) = 2n2Oxigénio (2 x 0,006) + 0,27 + (2 x 0,045) + 2a = 2n1 + n2Azoto (2 x 0,509) + (2 x a x 3,76) = 2n3

n1 = 0,345n2 = 0,2a = 0,259n3 = 1,483

CH4 = 3%; H2 = 14%; N2 = 50,9%, O2 = 0,6%; CO = 27%; CO2 = 4,5%

23,11

76,4259,0=

×=

VolumeF

A

=

MassaF

A

( )

222

2222224

N483,1OH2,0CO345,0

N76,3O259,0CO045,0CO27,0O006,0N509,0H14,0CH03,0

++→

+++++++

( )( ) ( ) ( ) ( ) ( )16212045,0161227,0162006,0142509,0214,041203,0

14276,3162259,0

×+×++×+××+××+×++×

××+××

44,1744,24

56,35==

MassaF

A

ANÁLISE ENERGÉTICA DA COMBUSTÃO

Primeira lei da Termodinâmica aplicada a sistemas fechados

W + Q = ��U

W �� trabalho trocado entre o sistema e a vizinhança

Q �� calor trocado entre o sistema e a vizinhança

��U �� variação da energia interna do sistema

Primeira lei da Termodinâmica aplicada a sistemas abertos, em regime estacionário, em que sejam desprezáveis as variações de energia cinética e potencial entre a entrada e a saída do sistema

W + Q = ��H

��H �� variação da entalpia entre a entrada e a saída do sistema

A ocorrência de uma reacção química no V. C. não altera o princípio de conservação de energia expresso pelas equações.


Sistema fechado com volume constante

Reservatório paredes rígidas

1. Estado inicial �� mistura combustível (reagentes)

2. FAÍSCA!

3. Estado final �� produtos da reacção

Volume constante �� W = zero

�� Q = ��U

Mas

��U = UP – UR

Q = UP – UR��


1. Processo adiabático

Q = zero �� U = zero

UP = UR��

Transformação de energia

TEMPERATURA DE COMBUSTÃO ADIABÁTICA

Transformação de energia “química” em energia “térmica”

2. Processo em que reagentes e produtos estão à mesma temperatura

≡≡≡≡ energia interna de combustão

≡≡≡≡ energia interna de combustão padrão (tabelada para 25 oC e 1 atmosfera)

Sempre < zero!

0∆U

∆U

Tad


1. Processo adiabático

Q = zero �� H = zero

HP = HR��

Transformação de energia

SISTEMA ABERTO TEMPERATURA DE COMBUSTÃO ADIABÁTICA

Transformação de energia “química” em energia “térmica”

2. Processo em que reagentes e produtos estão à mesma temperatura

≡≡≡≡ entalpia de combustão

≡≡≡≡ entalpia de combustão padrão (tabelada para 25 oC e 1 atmosfera)

∆H

0∆H

Sempre < zero!

Tad


Em geral

Combustíveis sólidos e líquidos �� mede-se

Combustíveis gasosos �� mede-se

0∆U

0∆H

Relação entre estas grandezas

( )PV∆∆U∆H +=

Constituintes sólidos e líquidos �� o termo

é desprezável comparado com o da energia interna

Constituintes gasosos �� considerados

gases perfeitos

( )PV∆

TnRPV 0=

A temperatura constante ( ) nTRPV 0 ∆=∆

( )RP0 nnTR∆U∆H −+= nP e nR são os números de moles de produtos e reagentes gasosos


( )RP0 nnTR∆U∆H −+=

RP nn = ∆U∆H =��

RP nn < ��H vem mais negativo do que ��U �� a entalpia de RP nn < ��H vem mais negativo do que ��U �� a entalpia de combustão é maior (em módulo) do que a energia interna de combustão.

RP nn > �� |��H| < |��U|


Se reagentes e produtos estão a temperaturas diferentes da temperatura padrão (T1 e T2), a variação de entalpia na reacção

Para a combustão num sistema aberto

de entalpia na reacção vem

( ) ( ) ( ) ( )R1R0R0P0P0P2R1P2 HHHHHHHH −+−+−=−

com0

R0P0 ∆HHH =−

( )∑ −=−P

02PiiP0P2 TTCmHH

( )∑ −=−R

10PiiR1R0 TTCmHH

mi e CPi �� massa e calor específico médio do constituinte i.Em termos molares,mi �� ni e CPi �� calor específico molar


Para a combustão num sistema fechado, vem analogamente

( ) ( ) ( ) ( )R1R0R0P0P0P2R1P2 UUUUUUUU −+−+−=−

com0

R0P0 ∆UUU =−

( )∑ −=−P

02ViiP0P2 TTCmUU

( )∑ −=−R

10ViiR1R0 TTCmUU

mi e CVi �� massa e calor específico médio do constituinte i.Em termos molares,mi �� ni e CVi �� calor específico molar


Duas notas importantes:� Nas formulações anteriores, se algum constituinte sofrer uma mudança de fase, terá de ser incluído no somatório um termo adicional com a variação de entalpia (ou da energia interna) na mudança de fase para esse constituinte

� As expressões que dão a variação de entalpia (energia interna) dos reagentes e produtos fazem intervir os calores específicos médios. Estas variações podem obter-se usando tabelas que dão a entalpia (energia interna) em função da temperatura


Combustão a volume constante em sistema fechado

Combustão a pressão constante em sistema aberto

Modelo do motor a gasolina

Modelo de fornalhas e câmaras de combustão

SISTEMA FECHADO, PRESSÃO CONSTANTE �� Modelo para motor Diesel


SISTEMA FECHADO, PRESSÃO CONSTANTE (volume variável)

W + Q = ��U1ª Lei ��

Trabalho �� ( )12

2

1

VVPdVPW −−=−= ∫

( ) 1212 UUVVPQ −=−−∴ ( ) 1212 UUVVPQ −=−−∴

( ) ( )1212 VVPUUQ −+−=

Como PPP 21 ==

( ) ( )111222 VPUVPUQ +−+=

12 HHQ −=


ENTALPIA DE FORMAÇÃO

A entalpia de formação de um composto é a entalpia associada à reacção de formação de uma mole desse composto a partir dos seus elementos no estado natural (estado de agregação

Não é possível tabelar as entalpias de reacção para TODAS as reacções que possam ocorrer.

dos seus elementos no estado natural (estado de agregação em que mais frequentemente se encontram na natureza)

Estado padrão �� entalpia de combustão padrão( P = 1 atmT = 25 °C )

Entalpia de formação dos elementos no estado padrão ≡≡≡≡ zero


MOLÉCULAS ELEMENTARES

MOLÉCULASDOSREAGENTES

( ) R

0

f∆H

( ) P

0

f∆H

MOLÉCULASDOSPRODUTOS

( ) ( ) R

0

fP

0

f

0

r ∆H∆H∆H −=

( ) ( )i

0

f

R

ij

0

f

P

j

0

r ∆hn∆hn∆H ∑∑ −=

Reacção química ≡≡≡≡ decomposição dos reagentes nos seus

elementos + formação dos produtos a partir dos elementos


PODER CALORÍFICO

Quantidade de calor fornecida ao exterior quando uma unidade de quantidade de combustível (massa ou volume) é queimada completamente num calorímetro em condições bem especificadas.

Definição em termos de calor trocado obriga a definir não só os Definição em termos de calor trocado obriga a definir não só os estados inicial e final mas também o processo entre os 2 estados.

Pode considerar-se:

a) O processo a volume constante ou a pressão constante;

b) A água existente nos produtos na fase líquida ou de vapor.

A combinação de a) e b) leva à definição de 4 poderes caloríficos


(i) Poder calorífico superior a volume constante

( , com a água nos produtos na fase líquida)0∆U−=

(ii) Poder calorífico inferior a volume constante

( , com a água nos produtos na fase gasosa – vapor de água)0∆U−=

0∆H−=

0∆H−=

(iv) Poder calorífico inferior a pressão constante

( , com a água nos produtos na fase gasosa)

(iii) Poder calorífico superior a pressão constante

( , com a água nos produtos na fase líquida)


Se cada kg de combustível queimado produzir uma massa mw de água, virá

( ) fgwV umPCIPCS =−

( ) fgwP hmPCIPCS =−

Os valores de ufg e hfg devem ser tirados das tabelas de vapor de água à temperatura de referência de 25 °C.


EXEMPLO

O poder calorífico superior a volume constante do petróleo com análise elementar 86% de carbono e 14% de hidrogénio tem o valor determinado experimentalmente de 46890 kJ/kg.

Calcular os outros 3 poderes caloríficos.

Tomando como base 1 kg de combustívelTomando como base 1 kg de combustível

C + O2 �� CO2

12 kg 44 kg

0,86 x x = 3,15 kg CO2

H2 + ½ O2 �� H2O

2 kg 18 kg

0,14 y y = 1,26 kg H2O


A 25 °C, da tabela de vapor de água vem:

ufg = 2304 kJ/kg e hfg = 2442 kJ/kg

( ) ( ) fgwVV umPCSPCI −=

kJ/kg4398723041,2646890 =×−=

Equação de combustão, na base mássica

1 kg comb + 3,41 kg O2 �� 1,26 kg H2O + 3,15 kg CO2

obtido porbalanço mássico


A relação entre (PCS)P e (PCS)V é idêntica à relação entre -��H° e -��U° .

Considerando apenas produtos e reagentes gasosos,

( )RP00

00 nnTR∆U∆H −+=

( )RP00

00 nnTR∆U∆H −−−=− ( )RP00 nnTR∆U∆H −−−=−

( ) ( ) ( )RP00VP nnTRPCSPCS −−=

( ) ( ) =−××−= 32/41,344/15,3298314,846890PCS P

kJ/kg469778746890 =+=

( ) ( ) fgwPP hmPCSPCI −=

kJ/kg4390030774697724421,2646977 =−=×−=


NOTAS

1. A diferença entre os poderes caloríficos correspondentes a volume constante e a pressão constante é muito pequena ��falamos habitualmente apenas em PCS e PCI, sem especificar. Já a diferença entre PCS e PCI tem sempre que ser considerada.

2. Se se escrever a relação entre os poderes caloríficos 2. Se se escrever a relação entre os poderes caloríficos inferiores a pressão e a volume constante, a equação é a mesma

( ) ( ) ( )RP00VP nnTRPCIPCI −−=

Mas o termo (nP-nR) terá que incluir uma parcela correspondente ao vapor de água.

( ) =

++××−=

32

3,41

18

1,26

44

3,152988,31443987PCI P

( ) kJ/kg439130,110,070,072988,31443987 =−+××−=



Viu-se que se não há trabalho nem calor trocados entre o sistema e o exterior, UP = UR (sistema fechado) ou HP = HR

(sistema aberto, com as aproximações consideradas). A temperatura atingida é a temperatura de combustão adiabática.adiabática.

Devido à forma da relação entre as entalpias dos produtos e a sua temperatura, o processo de cálculo da temperatura de combustão adiabática é iterativo.



EXEMPLO

Heptano líquido (C7H16)é queimado adiabaticamente com ar numa fornalha em proporções estequiométricas. Se a temperatura inicial do combustível e ar for 15 °C, calcular a temperatura final dos produtos. Calor específico do heptano líquido = 2,30 kJkg-1K-1.líquido = 2,30 kJkg-1K-1.

( ) 22222167 N41,36OH8CO73,76NO11HC ++→++

22222167 N58,11OH44,1CO08,3N58,11O52,3HC1 ++→++

Escrevendo a equação numa base mássica (1 kg de combustível)

Combustão a pressão constante, a equação de balanço de energia vem

0HH15t RP =−

( ) ( ) 0HH∆HHH152525t RR25PP =−++−



( ) ( ) 0HH∆HHH152525t RR25PP =−++−

Da tabela (água nos produtos na fase de vapor) vem

kJ/kg44557∆H25 −=

( ) ( )∑ −=−R

PiiRR 1525cmHH1525 ∑

R1525

( ) ( )∑ −=−P

PjjPP 25tcm HH25t

Da tabela de CP , para temp. média entre 25 e 15

11

P KkgkJ0,919c2O

−−=

11

P KkgkJ040,1c2N

−−=

11

P KkgkJ0,835c2CO

−−=

11

P KkgkJ866,1cO2H

−−=

( ) ( ) kJ175,81,04011,580,9193,522,3110HH1525 RR =×+×+××=−



( ) ( ) ( ) =×+×+×−=− 04,158,11866,144,1835,008,325tHH25t PP

Usando os mesmos valores de CP como primeira aproximação

( )25t17,3 −=

( ) 0175,84455725t17,3 =+−− C2590t °≅

Numa segunda aproximação, usam-se CPs para a temperatura média entre 25 e 2590 ̊C.

A 1300 ̊C 11

P KkgkJ1,3314C2CO

−−=

11

P KkgkJ2,6586CO2H

−−=

11

P KkgkJ1,2514C2N

−−=



( ) ( ) ( ) =×+×+×−=− 2514,158,116586,244,13314,108,325tHH25t PP

( )25t42,22 −=

( ) 0175,84455725t22,42 =+−− C2005t °≅

Este processo seria repetido até obter a precisão desejada (o valor exacto é neste caso 2065 ̊C ).

Se tivermos expressões que dão CPs em função da temperatura (geralmente sob forma polinomial) o processo de cálculo pode ser automatizado.



EXEMPLO

Octano líquido (C8H18) é queimado com 300 por cento de excesso de ar, entrando os reagentes na câmara de combustão a 25 °C. Calcular a temperatura de combustão adiabática.

Combustão estequiométrica:Combustão estequiométrica:

( ) 22222188 N47OH9CO83,76NO12,5HC ++→++

Combustão com 300 por cento de excesso de ar :

( ) 222222188 N188O37,5OH9CO83,76NO12,54HC +++→+×+

Primeira lei �� HR = HP

[ ] [ ]jP

0

fj

iR

0

fi h∆hnh∆hn ∑∑ +=+



Cálculo de HR

A entalpia de formação dos elementos (O2 e N2) é zero.

Das tabelas,

Entalpia de formação para octano gasoso = -208450 kJ/kmol

Entalpia de vaporização do octano = 41460 kJ/kmolEntalpia de vaporização do octano = 41460 kJ/kmol

Para o octano líquido:

kJ/kmol24991041460208450h0

f −=−−=

kJ/kmol249910HR −=

[ ] =+=∑jP

0

fjP h∆hnH

( ) ( )2222 NOOHCO h∆188h∆37,5h∆2418209h∆3935208 +++−++−=



Calcula-se agora por tentativas, uma temperatura que satisfaça a equação de balanço de energia.

Fazendo Tad = 900 K,

HP = 8 (-393522 + 28041) + 9 (-241827 + 21924) + 37,5 (19246) + 188 (18221) =

= -755702 kJ/kmol comb.

Fazendo Tad = 1000 K,

HP = 8 (-393522 + 33405) + 9 (-241827 + 25978) + 37,5 (22707) + 188 (21460) =

= 62416 kJ/kmol comb.

Como HR = HP = -249910 kJ/kmol comb, interpolando vem Tad = 962 K.


Exemplo de Aplicação

Determine a entalpia de combustão do metano a 25 ºC e 1 atm, recorrendo aosvalores das entalpias de formação tabelados. Assuma que a água nos produtos decombustão se encontra na fase líquida. Compare o resultado obtido com o valorda entalpia de combustão do metano tabelado.


Numa câmara de combustão entra propano líquido a 25 ºC, com um caudal de 1,2kg/min, onde é misturado e queimado com 150% de excesso de ar que entra nakg/min, onde é misturado e queimado com 150% de excesso de ar que entra nacâmara a 12 ºC. Se a combustão for completa e a temperatura de saída dos gases decombustão for de 1200 K, determine:

a) o caudal mássico de ar,

b) a taxa de transferência de calor da câmara de combustão.



Queima-se hidrogénio a 7 ºC, em regime estacionário, com 20% de excesso de ar,também a 7 ºC, numa câmara de combustão adiabática. Considerando acombustão completa, determine a temperatura de saída dos produtos.

1º Exame, 15 Janeiro 2010

Por razões ambientais, as normas comunitárias exigem que a queima de resíduos ocorra acima de uma determinada temperatura. Quando a combustão apenas dos resíduos não é suficiente para manter a temperatura acima desse valor recorre-se à utilização de um combustível. Um dado processo industrial gera como produto residual uma solução líquida de etanol (C2H5OH) e de água, à taxa de 10 kg/s. A fracção mássica de etanol na solução é 0,2. Esta solução deverá ser queimada juntamente com metano (CH4) numa câmara de combustão, adiabática, em condições estacionárias. Determine o caudal mássico de metano que é necessário fornecer ao sistema de combustão para que os produtos de combustão deixem a câmara à temperatura de 1400 K. Considere que todos os reagentes entram na câmara de combustão a 25 ºC e que os produtos de combustão são somente constituídos por CO2, H2O e N2. Indique, justificando, todas as simplificações adicionais que introduzir na resolução do problema.

2 2 2

simplificações adicionais que introduzir na resolução do problema.

Substância (kJ/kmol) (kJ/kmol) (kJ/kmol)

C2H5OH (l) -277690 - -

CH4 (g) -74850 - -

O2 0 8682 45648

N2 0 8669 43605

H2O (g) -241820 9904 53351

H2O (l) -285830 - -

CO2 -393520 9364 65271

o

fh K298h K1400hDados:

reaccoes quimicas (2) [compatibility mode]

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