Quimica Tecnologica

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QUIMICA 
TECNOLÓGICA 
E CIÊNCIA DO 
AMBIENTE
Germano Scarabeli Custódio Assunção
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM 
 > Identificar os princípios das reações de combustão.
 > Relacionar as variações ocorridas nas reações de combustão utilizando 
diferentes combustíveis.
 > Expressar os dois tipos de combustão (completa e incompleta) e medir seu 
rendimento energético por meio da entalpia de combustão.
Introdução
As máquinas térmicas são equipamentos que utilizam a energia de determinado 
fluido para produzir trabalho mecânico. Seu desenvolvimento inicial se deu a 
partir do uso do vapor, ao longo do século XVIII. Porém, com o surgimento do 
ciclo Otto (desenvolvido por Nikolaus August Otto e Eugen Langen em 1876) e do 
ciclo Diesel (desenvolvido por Rudolf Diesel, que registrou a patente desse tipo 
de motor em 1897), o petróleo e seus derivados ganharam protagonismo como 
fluido de trabalho.
Ao se usar combustíveis, a energia necessária para gerar movimento nos 
equipamentos é proveniente da reação de combustão, que envolve a oxidação 
de determinado hidrocarboneto na presença de oxigênio. Essa reação química, 
chamada de reação exotérmica, libera alta quantidade de energia de forma ins-
tantânea, que é aproveitada para produzir trabalho ou para gerar calor — que 
será usado para produzir vapor, para máquinas movidas a vapor, por exemplo.
Neste capítulo, você vai estudar de forma mais detalhada o processo de com-
bustão. Você vai compreender os fundamentos desse processo, os principais 
conceitos envolvidos para se classificar a combustão e os principais combustíveis 
utilizados, com ênfase na diferença de entalpia que a queima de cada um deles gera.
Combustão
Fundamentos da combustão
Nos processos de reação química, as ligações das moléculas dos reagentes 
são quebradas, e os átomos e elétrons são reorganizados para formar os 
chamados produtos. O processo de combustão nada mais é que uma reação 
química, em que a rápida oxidação dos elementos químicos do combustível 
resulta na liberação de energia, à medida que a reação ocorre, e gera como 
produtos água, gás carbônico e outros gases. 
De forma simplificada, os dois elementos químicos presentes nos combus-
tíveis comercialmente utilizados são o carbono e o hidrogênio, que originam o 
hidrocarboneto, termo que ouvimos rotineiramente. Esses elementos químicos 
são os principais reagentes das reações de combustão que movimentam 
diversos tipos de motores e equipamentos. O enxofre e outras substâncias 
químicas também são encontrados nas reações de combustão observadas 
em nosso cotidiano, mas em menor frequência e usualmente como um “efeito 
colateral” da reação.
Os hidrocarbonetos são produtos provenientes de uma origem fóssil, 
o petróleo cru. Tal matéria-prima é desenvolvida em um processo que de-
mora milhares de anos em condições geológicas específicas, com pressões 
e temperaturas adequadas. As características rochosas do ambiente em 
que o petróleo se desenvolve, bem como as demais características ambien-
tais, vão influenciar a qualidade do material extraído durante a produção e 
interferir no processo de refino e, consequentemente, no combustível final 
(hidrocarboneto) produzido.
Os exemplos mais comuns de hidrocarbonetos utilizados atualmente são 
gasolina, óleo diesel e gás natural. No estudo teórico da energia produzida 
por esses elementos, é comum representar os hidrocarbonetos em termos de 
sua fração mássica. Essa representação permite estimar a energia produzida 
a partir da combustão de determinado combustível em específico. A gasolina, 
por exemplo, é frequentemente modelada como octano, com as seguintes 
frações mássicas: C8H18. Já o óleo diesel é modelado como dodecano, C12H26, 
e o gás natural como metano, CH4. Conforme explicam Çengel e Boles (2013), 
embora os combustíveis em si sejam misturas de hidrocarbonetos diferentes, 
geralmente são considerados um só, com formulação geral CnHm por conve-
niência, para facilitar a análise realizada.
Combustão2
Dependendo da quantidade de carbono e hidrogênio presentes no com-
bustível, diferentes quantidades de energia serão liberadas durante a queima. 
Neste contexto, o entendimento do conceito de combustão completa e incom-
pleta se faz necessário. Diz-se que a combustão é completa quando todos os 
reagentes são complemente oxidados, enquanto, na combustão incompleta, 
parte dos reagentes disponíveis não são completamente oxidados, seja por 
falta de oxigênio, por avarias devido à falta de manutenção, por tempo de 
queima insuficiente ou devido a condições de projeto que não permitem uma 
mistura eficiente dos reagentes.
O papel do ar na combustão
No processo de combustão, o hidrocarboneto pode ter diferentes composições, 
conforme vimos. Entretanto, um reagente comumente observado em todos 
esses processos é o ar. Por sua abundância, o ar é o reagente responsável 
por oxidar o combustível, ou seja, fazer a reação acontecer de fato. De forma 
mais objetiva, o gás necessário para que a reação de combustão ocorra é o 
oxigênio (O2) presente no ar. Entretanto, o oxigênio puro somente é usado 
em condições em que o ambiente da queima deve ser controlado, como em 
processos de soldagem (para evitar contaminação das ligas), devido ao custo 
maior de sua obtenção.
O ar por si só já é modelado de forma simplificada no processo de com-
bustão. No ar, há água e micropartículas, além de diversos gases. No en-
tanto, usualmente é modelado como ar seco (sem presença de umidade), 
e considera-se que existam somente dois gases nas seguintes proporções 
em base molar: 21% de oxigênio e 79% de nitrogênio. Assim, quando o ar 
seco fornece oxigênio em uma reação, cada mol de oxigênio está associado a 
3,76 mol de nitrogênio. A equação (1) apresenta de forma esquemática o ar 
seco usualmente considerado na reação de combustão:
1 kmol O2 + 3,76 kmol N2 = 4,76 kmol ar seco (1)
Combustão 3
A composição de uma mistura, como o ar atmosférico, é expressa de 
forma usual de duas diferentes maneiras: fração mássica e fração 
molar. A análise de fração mássica leva em consideração a porcentagem de 
massa de cada elemento em uma mistura. Matematicamente, é o quociente 
entre a massa de um determinado constituinte e a soma das massas de todos 
os constituintes da mistura. 
De forma similar, a fração molar é uma forma alternativa de expressar a 
concentração de um constituinte em uma mistura. Para cada constituinte, 
a fração molar é o número de mols do constituinte dividido pelo número total de 
mols na solução. Sendo que o número de mols depende da massa do constituinte 
e de sua massa molar (característica intrínseca de cada elemento químico). 
Moran et al. (2013) explicam que o nitrogênio, nesse caso, é considerado 
como gás inerte — ou seja, considera-se que ele não participa da reação 
química. Embora o nitrogênio se comporte como gás inerte, ele sempre é 
considerado no processo de reação da combustão, pelo fato de a sua conside-
rável quantidade em proporção molar poder influenciar o balanço energético 
do sistema. Isso acontece porque o nitrogênio (juntamente com os demais 
gases presentes no ar seco) entra na câmara de combustão em grandes 
quantidades a uma baixa temperatura e sai com temperaturas relativamente 
altas (gases de exaustão), absorvendo na forma de calor sensível parte da 
energia química liberada durante o processo. Além disso, embora seja um gás 
inerte para a maioria das reações de combustão, em condições específicas, 
como altas temperaturas dos reagentes, o nitrogênio pode formar óxido 
nítrico e dióxido de nitrogênio, promovendo um aumento de probabilidade 
de a reação observada ser do tipo incompleta.
O vapor de água, usualmente presente devido à umidade presente no ar 
e gerado como produto da reação de combustão, assim como o nitrogênio, 
usualmente também é considerado como gás inerte. Embora essa abordagem 
simplificadora seja satisfatória para a maioria dos casos, Çengel e Boles (2013) 
explicam que, caso os produtos da combustão se encontrem emtempera-
turas muito altas, as moléculas de H2O presentes na forma de vapor podem 
se dissociar em H2, O2, H, O e OH, o que elimina a condição de gás inerte 
nesses casos. Além disso, caso a temperatura dos gases de exaustão fique 
abaixo do ponto de orvalho do vapor de água (na pressão correspondente), 
há a possibilidade de o vapor se condensar, o que é altamente danoso ao 
sistema, pois, combinado ao enxofre que pode estar presente como produto 
da combustão, forma ácido sulfúrico, que é corrosivo.
Combustão4
Devido à complexidade de modelagem, as impurezas presentes no 
ar para a maioria das reações estudadas são desconsideradas no 
processo, embora, em projetos científicos mais específicos, tal variável não seja 
desconsiderada, por influenciar os resultados observados.
Temperatura de ignição
Para que o processo de combustão ocorra, além do elemento combustível 
e do agente oxidante, outro parâmetro importante deve ser satisfeito: a 
temperatura de ignição. O mero contato dos reagentes não é suficiente para 
causar a combustão, pois, para que isso ocorra, o combustível deve ter sua 
temperatura aumentada acima da chamada temperatura de ignição. A tem-
peratura de ignição é, por definição, a menor temperatura que o vapor de 
combustível consegue queimar continuamente após entrar em contato com 
oxigênio e uma fonte externa de calor. Essa temperatura é também conhecida 
como ponto de inflamabilidade. 
A fonte externa de calor (como uma centelha, como observamos nos 
motores a gasolina) se faz necessária para fornecer a chamada energia de 
ativação. No estudo das reações químicas, a energia de ativação de uma reação 
é a energia mínima necessária para iniciar uma reação química. Essa energia 
pode ser entendida como a energia cinética que as moléculas possuem. Caso 
tenham energia cinética suficiente, os reagentes, ao colidirem, têm suas 
ligações rompidas, conduzindo para que a reação química ocorra de fato. 
A Figura 1 ilustra esquematicamente como ocorre uma reação de combustão 
em função da energia disponível para sua ativação.
Figura 1. Balanço de energia em uma reação de combustão.
Combustão 5
A temperatura de ignição não deve ser confundida com temperatura de 
autoignição. Essa última é a menor temperatura que o combustível em contato 
com oxigênio entra em combustão sem a necessidade de nenhuma fonte 
de calor externa. Na temperatura de autoignição, os reagentes já possuem 
energia suficiente para superar a energia de ativação da reação.
De forma prática, a temperatura de ignição e autoignição é o que dife-
rencia, por exemplo, o funcionamento dos motores a gasolina e a diesel. 
Os motores a gasolina funcionam seguindo o ciclo Otto. Nesses ciclos, a 
mistura ar e combustível é comprimida, aumentando a temperatura das 
misturas dos reagentes. Após o processo de compressão, uma centelha é 
produzida, iniciando o processo de combustão. Nos motores a diesel — ciclo 
Diesel —, a mistura ar e combustível é comprimida até que a temperatura de 
autoignição seja alcançada — ou seja, não há a presença da centelha (fonte 
de calor externa). Para que a autoignição ocorra, maiores taxas de compres-
são devem ser realizadas nos motores a diesel, o que demanda uma rigidez 
estrutural maior e aumenta a quantidade de material utilizado, refletindo 
no aumento do seu peso, por exemplo. 
Combustíveis e a combustão
De acordo com as características geológicas de onde o petróleo cru foi formado 
e do processo de refino que o hidrocarboneto sofreu, diferentes combustíveis 
— com diferentes composições químicas — podem ser obtidos. Conforme já 
discutido anteriormente, os principais combustíveis comercialmente utilizados 
são gasolina, óleo diesel e gás natural.
As proporções de carbono e hidrogênio de cada combustível influenciarão 
diretamente no seu poder calorífico, ou seja, na energia gerada durante sua 
combustão. O Quadro 1 apresenta uma comparação energética entre alguns 
combustíveis rotineiramente utilizados, além dos três acima mencionados. 
Observando a coluna “Conteúdo de energia (kJ/L)”, nota-se que o diesel 
pesado é o hidrocarboneto que apresenta maior energia em sua queima, 
enquanto o gás natural comprimido (GNC) é o que libera menos energia na 
reação de combustão. 
Outra importante constatação feita a partir do Quadro 1 é que não é 
somente a proporção dos reagentes que interferirá na energia produzida na 
combustão, mas também a fase em que o hidrocarboneto se encontra, bem 
Combustão6
como as condições de temperatura e pressão. O GNC e o gás natural liquefeito 
(GNL), por exemplo, são compostos majoritariamente do mesmo elemento, 
mas em condições diferentes, o que altera a relação da energia gerada en-
tre eles em aproximadamente 2,5 vezes. O GNC é usualmente encontrado 
em veículos, sendo armazenado em cilindros na fase gasosa, com pressões 
que variam entre 150 e 200 atm. Já o GNL se encontra na fase líquida, com 
temperaturas próximas de –160°C. Ambos são compostos principalmente 
por metano (além de outros elementos em menores concentrações, como 
etano, propano, hélio e vapor de água), mas, por se encontrarem em fases e 
condições de pressão e temperatura distintas, há considerável variação na 
energia liberada durante a combustão.
Quadro 1. Energia de alguns combustíveis
Combustível Conteúdo de energia (kJ/L)
Equivalência da gasolina* 
(L/L-gasolina)
Gasolina 31.850 1
Diesel leve 33.170 0,96
Diesel pesado 35.800 0,89
GLP (gás liquefeito de 
petróleo, principalmente 
propano)
23.410 1,36
Etanol (ou álcool etílico) 29.420 1,08
Metanol (ou álcool etílico) 18.210 1,75
GNC (gás natural comprimido, 
principalmente metano, a 200 
atm)
8.080 3,94
GNL (gás natural liquefeito, 
principalmente metano)
20.490 1,55
*Quantidade de combustível cujo conteúdo de energia é igual ao conteúdo de energia de 
1 L de gasolina. 
Fonte: Adaptado de Çengel e Boles (2013). 
Combustão 7
De forma global, observa-se na coluna “Equivalência da gasolina 
(L/L-gasolina)”, na Figura 2, que gasolina, diesel leve e etanol liberam apro-
ximadamente a mesma quantidade de energia. Embora possuam diferentes 
proporções de carbono e hidrogênio em sua formação, uma característica 
comum entre esses três combustíveis é que eles se encontram na forma 
líquida. Os combustíveis líquidos são frequentemente derivados de óleo cru, 
por meio de processos de destilação e de craqueamento, conforme explicam 
Moran et al. (2013).
Além dos combustíveis líquidos, são comuns os combustíveis na forma 
de hidrocarbonetos gasosos ou sólidos. O já citado GNC é um exemplo de 
hidrocarbonetos gasosos, que são obtidos em poços de gás natural ou são 
produzidos sinteticamente por meio de processos químicos. O carvão é um 
exemplo de combustível sólido e, assim como os demais, sua composição 
varia consideravelmente conforme o local em que foi extraído.
No processo de modelagem e análise da combustão de diferentes com-
bustíveis, um parâmetro usado para indicar de forma padronizada a quantidade 
de ar e combustível presente na combustão é a razão ar-combustível. A razão 
ar-combustível, conforme o nome diz, é a razão entre a quantidade de ar e a 
quantidade de combustível presentes em uma reação. Tal razão pode consi-
derar tanto a base mássica (AC) quanto a base molar ( ); seus cálculos são 
realizados seguindo as equações (2) e (3), respectivamente:
(2)
(3)
onde m representa a massa e n a quantidade de mols.
Desenvolvendo as equações (2) e (3), é possível encontrar a relação entres 
ambas as variáveis como sendo:
(4)
Combustão8
onde Mar representa a massa molar do ar (28,97 kg/kmol) e Mcombustível representa 
a massa molar do combustível (que vai depender do hidrocarboneto utilizado). 
É comum encontrar também em alguns manuais e handbooks a recíproca 
da razão ar-combustível, que é a razão combustível-ar. Esse parâmetro é 
obtido apenas invertendo-se as equações (2), (3) e (4).
No estudo da relação ar-combustível em uma reação, outro conceito impor-
tante surge: o ar teórico. A quantidadede ar teórico representa a quantidade 
mínima necessária para que a combustão completa apresentada na equação 
(1) aconteça para determinado hidrocarboneto. Nessa situação, conforme 
ressaltam Potter e Somerton (2017), nenhuma quantidade de oxigênio livre 
aparece nos produtos.
O exemplo a seguir demonstra como fazer o balanço estequiométrico da 
combustão completa do octano (usualmente considerado como gasolina) e 
como obter a razão ar-combustível.
Determine a razão teórica ar-combustível em base mássica para a 
combustão completa de octano (C8H18) com quantidade teórica de ar.
Solução: 
 � Como há a quantidade teórica de ar, pode-se considerar que o octano é 
completamente queimado. Dessa forma, conforme apresenta a equação 
(1), os produtos da combustão serão dióxido de carbono, água e nitrogênio:
C8H18 + a(O2 + 3,76N2) → b(CO2) + c(H2O) + dN2
 � Com base nesse equacionamento e aplicando-se o princípio da conservação de 
massa (o número total de átomos de cada elemento do reagente se conserva 
durante uma reação), determina-se que: a = 12,5, b = 8, c = 9 e d = 47. Dessa 
forma, a equação ficará balanceada da seguinte maneira:
C8H18 + 12,5(O2 + 3,76N2) → 8(CO2) + 9(H2O) + 47N2
Combustão 9
 � Usando a equação balanceada, é possível calcular a AC da seguinte maneira:
Observe que o valor da massa molar do ar foi informado previamente no 
texto, e os valores das massas molares do carbono e do hidrogênio podem ser 
rapidamente obtidos por meio de uma tabela periódica. Os valores dos mols 
utilizados são obtidos a partir da equação balanceada.
Note que o valor obtido para a mistura ar-combustível se encontra próximo 
dos valores usualmente observados em carros populares movidos a gasolina, 
que apresentam valores aproximados de razão ar-combustível de 14 kg(ar)/
kg(combustível). Considerando que a gasolina comercialmente utilizada é uma 
mistura com os mais diversos hidrocarbonetos, e não somente octano, e que o 
processo de combustão no motor automotivo não ocorre de forma completa, 
podemos concluir que a análise teórica se mostrou bastante satisfatória para 
uma análise global da combustão da gasolina.
Balanço energético da combustão
Conforme visto de forma prévia nas seções anteriores, a combustão pode 
ser dividida em combustão completa e incompleta. No caso da combustão 
completa, todo o carbono presente no combustível forma dióxido de carbono, 
todo o hidrogênio gera água, o enxofre (quando presente) produz dióxido de 
enxofre, e todos os demais elementos químicos são complemente oxidados. 
A equação (5) apresenta de forma esquemática o que acontece em uma 
reação de combustão completa. Caso uma destas condições não aconteça, 
a combustão é designada como combustão incompleta.
Combustível(hidrocarboneto) + ar → xCO2 + yH2O + zN2 (5)
Combustão10
De forma prática, embora o estudo da combustão completa seja funda-
mental para determinar as premissas básicas de projeto, é mais comum se 
observar a combustão incompleta nos diversos equipamentos que envolvem 
o uso da combustão (motores, turbinas aeronáuticas, caldeiras, etc.). Isso 
acontece pelo fato de a combustão ser um processo de difícil controle e 
a instantaneidade da reação fazer com que nem todos os reagentes sejam 
utilizados em sua completude, gerando produtos que não são observados na 
combustão completa. Assim, uma pergunta natural a ser feita é: se usualmente 
observamos a combustão incompleta, por que estudar as teorias envolvendo 
combustão completa? Os três principais motivos para isso são: 
1. com a análise das reações químicas da combustão completa, é possível 
estimar a energia produzida por determinado hidrocarboneto;
2. a reação completa é mais simples de ser analisada, permitindo uma 
avaliação inicial da situação estudada sem grandes desafios de balanço 
estequiométrico; 
3. como a combustão incompleta ocorre sem controle, é impraticável 
equacionar as reações químicas que estão ocorrendo.
Dessa forma, é comum no estudo da combustão incompleta estimar os 
reagentes em excesso e, assim, prever os subprodutos da combustão. Entre-
tanto, essa abordagem não gera resultados 100% confiáveis. Tal informação 
será somente confirmada a partir de uma análise experimental, com medição 
in loco dos produtos gerados. A diferença dessa reação para a combustão 
incompleta é a proporção dos reagentes e os tipos de produtos formados.
Durante o processo de combustão, as ligações que ligam os átomos das 
moléculas dos reagentes são quebradas e novas ligações são produzidas, 
gerando os produtos. Entretanto, a energia necessária para gerar as ligações 
das moléculas dos produtos usualmente é menor do que a energia liberada 
na queima dos reagentes. Essa diferença provoca um balanço positivo de 
energia no sistema — ou seja, energia é liberada durante esse processo. Esse 
tipo de reação é chamado de ligação exotérmica.
Além dessa variação de energia devido às ligações químicas, mudanças de 
fase também podem interferir no balanço energético, bem como variações de 
energias cinética, potencial e nuclear. Entretanto, essas variações de energia 
pontuadas usualmente são desprezadas no estudo de combustão, seja pela 
ordem de grandeza consideravelmente menor do que a energia química 
(no caso das energias potencial e cinética), seja pelo fato de não serem 
usualmente observadas (energia devido à mudança de fase ou energia nuclear).
Combustão 11
Assim, de forma prática, para quantificar a energia liberada durante uma 
determinada reação química, basta calcular a diferença de entalpia entre os 
produtos e os reagentes. A entalpia, nesse caso, representa a energia das 
ligações químicas envolvidas. Como essa variação de entalpia é diferente para 
diferentes reações, é comum na combustão se usar o conceito de entalpia de 
combustão (hc). Trata-se da diferença entre a entalpia dos produtos (Hprod) e a 
dos reagentes (Hreag) em um processo de combustão em regime permanente, 
quando 1 kmol (ou 1 kg) de combustível é queimado a pressão e temperatura 
especificadas. A equação (6) sintetiza essa informação:
hc = Hprod – Hreag (6)
De forma prática, o que se faz é estabelecer um estado em que determinada 
substância exista no ambiente de referência padrão de forma estável. O N2, 
O2, H2 e C, por exemplo, existem de forma estável no ambiente de referência 
padrão e, para esses casos, possuem a chamada entalpia de formação zero 
(h̅f = 0). Assim, a entalpia de formação pode ser vista como a entalpia de uma 
substância em um estado especificado devido à sua composição química. 
Para quantificar a variação de energia devido ao balanço das ligações 
químicas, usualmente se usa uma condição de referência comum a 
todas as substâncias. O ambiente de referência padrão de determinada substân-
cia é baseado na temperatura de 25°C e na pressão de 1 atm. Caso os reagentes 
ou os produtos estejam fora dessa condição (e de fato usualmente estão), basta 
fazer a diferença entre a entalpia ou a energia interna do estado especificado 
da entalpia e a energia interna nessas condições padrão (h° e u°).
No processo de formação do CO2, por exemplo, como C e O2 são estáveis a 
25°C e 1 atm, Hreag nesse caso é zero. Como a variação de entalpia da reação 
de formação do CO2 (C + O2 → CO2) a 25°C e 1 atm é de aproximadamente 
− 393 kJ/mol, é comum dizer que a entalpia de formação do CO2 é:
Combustão12
O sinal negativo apenas indica que a energia para manter a ligação do 
CO2 é menor do que a energia química para manter as ligações de C e de O2. 
Assim, quando essa reação ocorre, energia é liberada, deixando o sistema 
na forma de calor (reação exotérmica).
Os valores de entalpia de formação de diferentes compostos são usual-
mente tabelados. Assim, sabendo esses valores e utilizando a equação (6), 
é possível calcular a energia liberada durante o processo de combustão de 
determinado hidrocarboneto. Note que esse cálculo não fica restrito a con-
dições de combustão completa. Se as proporções dos produtos em reações 
incompletas são devidamenteestabelecidas, a entalpia de combustão pode 
também ser calculada.
Dentro desse contexto de balanço energético das reações, outro conceito 
importante é o poder calorífico do combustível. O poder calorífico nada mais 
é que o valor absoluto da entalpia de combustão de determinado combustí-
vel. Entretanto, conforme explicam Çengel e Boles (2013), o poder calorífico 
depende da fase da H2O nos produtos. O poder calorífico é chamado de poder 
calorífico superior (PCS) quando a H2O dos produtos está na forma líquida, 
e poder calorífico inferior (PCI) quando a H2O dos produtos está na forma de 
vapor. Ambos os poderes caloríficos são relacionados por meio da equação (7):
PCS = PCI + (mhlv)H2O (7)
Onde m é a massa de H2O dos produtos e hlv é a entalpia de vaporização 
da água em uma temperatura específica. A Figura 2 apresenta PCS e PCI para 
os principais combustíveis comercialmente utilizados. Tais valores são deter-
minados a partir da entalpia de formação de cada dos compostos envolvidos. 
De forma geral, podemos entender os valores observados na Figura 2 como 
a energia por unidade de massa liberada na combustão de determinado 
combustível; quanto maior, maior a energia liberada.
Há casos em que os dados da entalpia de formação não estão disponíveis 
para consulta, assim, os equacionamentos apresentados são impraticáveis. 
Para essas situações, os valores da energia liberada na queima são obtidos 
por meio de calorímetros. Ou seja, para esses casos em específico, as infor-
mações são obtidas experimentalmente.
Combustão 13
Figura 2. Propriedades combustíveis comumente usadas. 
Fonte: Adaptada de Çengel e Boles (2013).
Temperatura adiabática de chama
No processo de combustão, a energia liberada devido à reação exotérmica 
usualmente é aproveitada na forma de trabalho — por exemplo, nos pistões dos 
motores de combustão, que geram a potência dos carros e caminhões. Nesse 
contexto de uso prático da energia da combustão, um conceito importante 
surge: a temperatura teórica de chama ou temperatura adiabática de chama.
Caso não haja interações de trabalho e variações das energias cinética 
e potencial, a energia química liberada é inteiramente na forma de calor. 
Quanto mais termicamente isolado for o sistema, menos calor é perdido para 
a vizinhança e maiores são as variações de temperatura dos produtos da 
combustão. Caso o sistema em estudo seja adiabático, toda a energia liberada 
na combustão é usada para o aumento da temperatura dos produtos, para 
que atinjam a temperatura máxima possível. Essa temperatura é chamada 
de temperatura adiabática de chama.
Combustão14
Matematicamente, a temperatura adiabática de chama ocorre quando 
Hprod = Hreag. A determinação dessa temperatura é importante, pois permite es-
timar a temperatura máxima a que determinado material será submetido. Uma 
das propriedades mais importantes que devem ser consideradas na seleção 
do material usado no processo construtivo de determinado componente é a 
temperatura a que ele resiste. A temperatura adiabática de chama serve como 
condição basilar para essa seleção, sendo uma estimativa conservadora, uma 
vez que a combustão, em geral, é incompleta, há trabalho sendo realizado e 
as condições não são adiabáticas. Isso altera sensivelmente a temperatura 
real a que o material será submetido, podendo o valor observado ser centenas 
de graus abaixo da temperatura adiabática de chama. 
Referências
ÇENGEL, Y. A.; BOLES, M. A. Termodinâmica. 7. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013.
MORAN, M. J. et al. Princípios de termodinâmica para engenharia. 7. ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 2013.
POTTER, M. C.; SOMERTON, C. W. Termodinâmica para engenheiros. 3. ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2017.
Combustão 15