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6a-Estequiometria

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ESTEQUIOMETRIA DA 
COMBUSTÃO
Prof. Paulo Cesar C. Pinheiro
Dept. Engenharia Mecânica da UFMG
Abril 2012
Introdução
A combustão é uma malha envolvendo reações intermediárias, de interação 
complexa e até hoje não completamente estabelecida. As várias reações 
podem ocorrer simultaneamente e de forma não independente.
Para propósitos práticos, a combustão consiste na reação de oxidação de 
três elementos químicos: carbono, hidrogênio e enxofre; apresentados em 
forma elementar ou de compostos (notadamente de hidrocarbonetos).
Combustão Completa e Incompleta
Combustão completa: quando todos os componentes do combustível, ao 
reagirem com o oxigênio, se oxidam ao máximo; ou seja, quando o 
combustível se queima totalmente. Para se obter uma combustão completa, 
a reação deve-se realizar em um espaço de tempo suficientemente curto, 
com a mistura ar/combustível em um estado de turbulência perfeita e à alta 
temperatura (3T da combustão: Tempo, Temperatura, Turbulência).
Combustão incompleta: quando parte do combustível em reação não se 
oxida ao máximo. Isto ocorre quando há uma falta de oxigênio na reação; 
quando o combustível não se acha completamente misturado com o 
oxigênio, escapando assim parcialmente da reação; quando as temperaturas 
e o volume de câmara de combustão são insuficientes etc.
Durante a combustão incompleta, podem ser formados CO (monóxido de 
carbono), H2 (gás hidrogênio), hidrocarbonetos diversos, ácidos e aldeídos, 
fuligem etc, além de CO2, H2O e SO2. 
Combustão estequiométrica: quando a quantidade de ar utilizada é a 
estritamente necessária para a combustão completa.
Principais Reações de Combustão
C + O2 ---> CO2
1 kmol C 1 kmol O2 1 kmol CO2
12 kg C 32 kg O2 44 kg CO2
12 kg C 22,40 m3 O2 22,40 m3 CO2 (CNTP)
1 kg C 1,866 m3 O2 1,866 m3 CO2 (CNTP)
Esta reação libera 33.700 kJ (8.050 kcal) para cada kg de carbono queimado, 3,4 
vezes maior do que na formação do "CO".
2 H + 1/2 O2 ---> H2O
2 kmol H 1/2 kmol O2 1 kmol H2O
2 kg H 16 kg O2 18 kg H2O
2 kg H 11,20 m3 O2 22,40 m3 H2O (CNTP)
1 kg H 5,60 m3 O2 11,20 m3 H2O (CNTP)
Esta reação libera 142.000 kJ (33.920 kcal) (PCS) ou 119.600 kJ (28.560 kcal) (PCI) 
para cada kg de hidrogênio queimado.
S + O2 ---> SO2
1 kmol S 1 kmol O2 1 kmol SO2
32 kg S 32 kg O2 64 kg SO2
32 kg S 22,40 m3 O2 22,40 m3 SO2 (CNTP)
1 kg S 0,70 m3 O2 0,70 m3 SO2 (CNTP)
Esta reação libera 9.040 kJ (2.160 kcal) para cada kg de enxofre queimado.
Principais Reações de Combustão
2 C + O2 ---> 2 CO
2 kmol C 1 kmol O2 2 kmol CO
24 kg C 32 kg O2 56 kg CO
24 kg C 22,40 m3 O2 44,80 m3 CO (CNTP)
1 kg C 0,933 m3 O2 1,866 m3 CO (CNTP)
Esta reação libera 9.920 kJ (2.370 kcal) para cada kg de carbono queimado.
2 CO + O2 ---> 2 CO2
2 kmol CO 1 kmol O2 2 kmol CO2
56 kg CO 32 kg O2 88 kg CO2
56 kg CO 22,40 m3 O2 44,80 m3 CO2 (CNTP)
1 kg CO 0,40 m3 O2 0,80 m3 CO2 (CNTP)
Esta reação libera 10.170 kJ (2.430 kcal) para cada kg ou 12.630 kJ (3.050 kcal) para 
cada m3 (CNTP) de monóxido carbono queimado. (23780 kJ/kg C ou 5680 kcal/kg C).
CH4 + 2 O2 ---> CO2 + 2 H2O
1 kmol CH4 2 kmol O2 1 kmol CO2 2 kmol H2O
16 kg CH4 64 kg O2 44 kg CO2 36 kg H2O
16 kg CH4 44,80 m3 O2 22,40 m3 CO2 44,80 m3 H2O (CNTP)
1 kg CH4 2,80 m3 O2 1,40 m3 CO2 2,80 m3 H2O (CNTP)
Esta reação libera 56.000 kJ (13.400 kcal) ou 50.480 kJ (12.060 kcal) para cada kg de 
metano queimado, respectivamente em função dos poderes caloríficos superior e 
inferior.
Estequiometria
Tabela 1. Características dos Elementos e Compostos mais Importantes 
para a Combustão.
Composto Peso
Molecular
kg/kmol
Volume Molar
m3/kmol
(CNTP)
Peso
Específico
kg/m3 (CNTP)
AR
C
CH4
CO
CO2
H2
H2O
N2
O2
S
SO2
 28,9635*
12,01115
16,04303
 28,01055
 44,00995
 2,01594
18,01534
28,0134
31,9988
32,064
64,063
22,40
---
22,37
22,40
22,26
22,42
22,40*
22,40
22,39
---
21,89
1,293
---
0,717
1,250
1,977
0,0899
0,804*
1,251
1,429
---
2,927
** VVaalloorr hhiippoottééttiiccoo
Dissociação
A altas temperaturas ocorrem também reações endotérmicas 
chamadas reações de dissociação, tais como:
O2 ---> 2O
N2 ---> 2N
N2 + O2 ---> 2NO
N2 + 2O2 ---> 2NO2
2CO2 ---> 2CO + O2
A intensidade destas reações aumenta com o aumento da 
temperatura, e é determinada por equilíbrio químico. Todas as reações de 
dissociação são indesejáveis, devido à perda de energia associada a elas. 
Entretanto, as reações que produzem os óxidos de nitrogênio (NO e NO2) e 
CO são particularmente indesejáveis, pois estes produtos também são 
grandes poluentes atmosféricos. Apesar das reações de dissociação sempre 
ocorrerem, não serão estudadas neste trabalho.
Fornecimento de Ar
Na prática, o oxigênio necessário para a combustão é obtido do ar 
atmosférico. Assim, durante a combustão, também estão presentes o 
nitrogênio, outros gases e umidade, que não reagem.
O ar é uma mistura de gases, que não estão quimicamente combinados 
entre si. A proporção desses componentes é constante em toda superfície 
da terra. O peso específico do ar atmosférico é 1,2923 kg/m3 (CNTP).
O nitrogênio, o argônio, o CO2, o neônio, o hélio, o criptônio, e o xenônio do 
ar, são assimilados na denominação comum de gases inertes, ou ainda 
englobados no nitrogênio atmosférico, não participando da reação de 
combustão. O nitrogênio atmosférico atua como um diluente dos reagentes, 
absorvendo parte do calor liberado, diminuindo a velocidade da reação, 
abaixando a temperatura máxima da combustão e o rendimento.
Fornecimento de Ar
Tabela 2. Composição do Ar Seco de Referência [1]:
Componente Símbolo Peso
Molecular
Composição
Volumétrica
Composição
Ponderal
Oxigênio
Nitrogênio
Argônio
Gás Carbônico
Outros gases
O2
N2
Ar
CO2
31,9988
28,0134
39,948
44,00995
0,00003
0,20939
0,78101
0,00917
0,00040
0,0000
0,2310
0,7555
0,01325
0,00048
--
O ar atmosférico não é seco. A quantidade de umidade contida no ar varia 
com o local, dia do ano e hora do dia. É normalmente inferior a 2%, podendo 
atingir 5% em climas quentes e úmidos. Valor médio recomendado pela 
(ABMA): 0,010 kg H2O/kg ar seco = 0,0161 m3 H2O/m3 ar seco (CNTP).
Tabela 3. Cálculo da Umidade do Ar.
 Pw - Pressão de Saturação do Vapor de água (Equação de Antoine):
 [0 a 60ºC] --> Log10 pw (mmHg) = 8,10765 - 1750,286 / (235,0 - T(ºC)) *
 [60 a 150ºC]--> Log10 pw (mmHg) = 7,96681 - 1668,21 / (228,0 - T(ºC)) *
 %UR - Umidade Relativa: %UR = 100 (p' / pw)
 H - Umidade Absoluta p' - Pressão parcial do vapor
H = 0,622 p' (Pt - p') (kg H2O / kg ar seco)
H =0,622 pw (%UR/100) / [Pt - pw (%UR/100)] (kg H2O / kg ar seco)
*Dean, J.A. Lange's Handbook of Chemistry, New York, McGraw-Hill, 11ed, p.10-
45, 1973
Quantidade de Ar de Combustão
A quantidade exata de ar necessária para realizar a combustão completa do 
combustível é chamada ar teórico, ar estequiométrico ou Poder Comburente: 
m3/kg de combustível (Varº) ou em kg/kg (Garº).
A massa de oxigênio necessária para assegurar a combustão completa de 1 
kg de combustível:
GO2º = 32/12 C + 32/32 S + 32/4 H - 32/32 O kg O2/kg combustível
GO2º = 32 (C/12 + S/32 + H/4 - O/32) kg O2/kg combustível
onde C, S, H e O são teores ponderais (kg/kg) de cada elemento.
Considerando-se o teor de oxigênio no ar atmosférico (0,231), o ar 
estequiométrico é:
Garº = GO2º = 138,5 (C/12 + S/32 + H/4 - O/32) (kg ar/kg combustível)
0,231
Sendo a densidade do ar seco 1,293 kg/m3 (CNTP), tem-se:
Varº = Garº = 107,1 (C/12 + S/32 + H/4 - O/32) (m3 ar/kg comb) CNTP
1,293
Excesso de Ar
Em condições reais, a quantidade de ar estequiométrica não é suficiente 
para assegurar a combustão completa; uma vez que é muito difícil assegurar 
o suprimento de ar a cada molécula de combustível. Devido ao tempo de 
permanência limitado, em certos pontos da zona de combustão, o ar pode 
ser deficiente, provocando uma combustão