Unidade VI - TERMOQUIMICA

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 TERMOQUIMICA
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Termodinâmica 
 
 Estuda as mudanças de energia que acompanham os processos físicos e químico, ou seja, estuda as transformações de energia de uma forma para outra.
Descreve o comportamento macroscópico dos 
sistemas, sem se preocupar com as moléculas 
Individualmente.
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Princípios
1º da Conservação da Energia:
2º A energia total do Universo não muda, mas a parcela disponível para realização de trabalho, torna-se cada vez menor.
Sejam quantas forem as transformações, a quantidade total de energia no Universo permanece constante.
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3. Propõe que na temperatura de ZERO ABSOLUTO, 0o K ( -273,15o C) o estado de agitação das moléculas, a Entropia, tende a Zero. 
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Sistema e Vizinhança
Sistema : porção do universo limitada e bem definida, a qual selecionamos para estudar.
	O sistema está localizado num espaço definido pela fronteira que o separa do resto do universo.
Vizinhança (ou ambiente): Espaço em volta do sistema.
 O sistema e a vizinhança formam o universo.
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Tipos de Sistemas
Sistema aberto: troca massa e energia 
Sistema fechado: troca apenas energia
Sistema isolado: não troca massa nem energia
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TRABALHO E ENERGIA
Trabalho (w) – Movimento contra um força oposta
W = F x d
Unidade – J
Energia - Capacidade de um sistema para realizar trabalho.
Energia interna (U) - Conteúdo total de energia.
Só é possível medir a variação da energia interna (ΔU). 
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Trabalho de expansão – Mudança no volume de um sistema
Trabalho de não expansão – Uma reação química em uma bateria
executa trabalho de não expansão quando provoca um fluxo de corrente elétrica. 
Tipos de trabalho W 
Expansão - Pext ΔV
Levantamento de peso mgΔh
Elétrico ϕΔq
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Trabalho de expansão
Um gás em um cilindro a Pext constante.
P = F/A  F = Pext x A
W = F x d
W = Pext x A x d
 
A x d = ΔV
W = Pext ΔV
quando um sistema se expande, perde
energia como trabalho, então, ΔV é + e W é -.
W = -Pext ΔV
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CALOR: Transferência de energia devido a uma diferença de temperatura entre o sistema e as vizinhanças.
Quando a energia é transferida na forma de calor, 
sem ocorrência de outro processo, ΔU = q. 
Entrada de energia num sistema, q é positivo;
Saída de enrgia de um sistema, q é negativo. 
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Medida do calor 
A medida do calor q produzido ou absorvido por um processo
é usada para acompanhar a mudança de energia interna de
um sistema.
No sistema adiabático, ΔU = W, (isolado térmicamente).
Paredes diatérmicas permite transferência de energia na forma de 
calor.
Se W = 0, o influxo de energia pelas paredes do recipiente aumenta
a temperatura do sistema.
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Calor: 
		-Calor fornecido ao sistema leva a um aumento da temperatura podendo ser medido por um calorímetro.
	
cs = capacidade calorífica específica (cs = C/m);
cm = capacidade calorífica molar (cm = C/n).
JK-1mol-1 E JK-1g-1
calºC-1mol-1 E calºC-1g-1
Capacidade calorífica = Calor fornecido/aumento da temperatura
q = mCs ΔT
q =nCm ΔT
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∆U = q + W
∆E = Efinal – Einicial
E = Ecinética + Epotencial
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Termoquímica
	2 C2H2(g) + 5 O2(g)→ 4 CO2(g) + 2 H2O(g) - 2600 kJ
A termoquímica é definida como o estudo da troca de calor que acompanha processos como misturas, transições de fase e reações químicas
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Propriedades do sistema
Não mensuráveis: Composição do sistema e
estados de agregação.
Mensuráveis: P e V, é possível atribuir um valor
numérico por comparação com padrões.
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Estado de um sistema –
Está definido quando suas propriedades tem
um valor definido.
Mudança de estado- Estados inicial e final
especificados.
Caminho - Fornece o estado, sequência dos
estados intermediários na ordem e estado final.
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Processo – Operação através do qual uma 
mudança de estado ocorre.
Um processo está escrito quando for estabelecido:
A fronteira;
A mudança de estado, o caminho;
Os efeitos produzidos na vizinhança durante cada estagio do processo. 
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Um sistema está contido num recipiente e a 
fronteira está localizada na superfície interna do 
mesmo.
Um sistema é descrito pelos valores de suas variáveis de estado. 
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-O calor aparece apenas na fronteira de um sistema;
-O calor aparece apenas durante uma mudança de estado;
-O calor se manifesta através de um efeito nas vizinhanças.
 
 A energia transferida entre dois corpos (ou entre diferentes partes de um mesmo corpo), que têm temperaturas diferentes é denominada CALOR
 unidade para medir energia é a caloria (cal), que equivale à quantidade de calor necessária para elevar em 1°C a temperatura de 1 g de água.
1 cal = 4,18 J
 aparelho utilizado – calorímetros
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Calorímetro
Aparelho usado para medir o fluxo de calor que acompanha uma reação química a pressão constante.
q= C cal ΔT
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Energia
Energia interna : quantidade total de energia contida em um sistema (energia das ligações intra e inter moleculares, energia cinética correspondente ao movimento das partículas e energia potencial) 
Energia térmica: energia cinética das moléculas , proporcional à temperatura 
Energia química : energia associada às ligações químicas e às forças intermoleculares.
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Energia é uma propriedade da matéria.
Energia é uma função de estado:
A primeira Lei da Termodinâmica (Conservação da Energia):
Ε = q + w
Ε é a energia interna, também representado por U.
A energia é uma função de estado, uma propriedade cujo valor depende somente do estado atual do sistema e é independente da maneira pela qual o estado foi atingido. A energia interna de um becher de água, em 25°C, é a mesma, não depende da história. A temperatura é outra função de estado. As funções de estado podem ser intensivas ou extensivas: a temperatura é uma função de estado intensiva e a energia interna é uma função de estado extensiva.
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Com p = constante, ∫12 dE = ∫12 dqp + ∫V1V2 pdV
E2- E1 = Qp + p (V2 – V1), recompondo:
 (E2- pV2) – (E1 –pV1) = Qp, mas, p1 = p2 = p 
Recompondo e substituindo o primeiro p por p2 e o segundo por p1 temos:
(E2 - p2V2) - (E1 - p1V1) = Qp, pV é uma função do estado.
Assim a função E - pV é um função de estado.
 
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Entalpia, H
Fluxo de calor nas reações químicas e mudanças de fase que ocorrem a pressão constante
 H = q + pV 
Variação de entalpia(ΔH) : calor absorvido ou liberado a pressão constante.
H : função de estado 
ΔH : depende apenas do estado inicial e final do sistema e não como a variação ocorre. 
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A Entalpia de uma reação pode ser definida como:
H = U + PV ; e a variação de entalpia como:
H = U + (PV)  H = q + w + (PV) ; 
à pressão constante: H = q + w + PV 
 w = - PextV, Assim:
H = qp - PextV + PV; mas Pext = P, então:
H = qp
Para reações que envolvem apenas sólidos e líquidos 
Ε  Η; devido a V ser bem pequena.
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Capacidades caloríficas dos em 
volume e pressão constantes
q = CΔT, 
 
Cv = ΔU Cp = ΔH 
 ΔT ΔT
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Tipos de Entalpias ou Calores de Reação:
1. Entalpia de Mudança de Fase. 
2. Entalpia ou Calor de Formação.
 3. Entalpia ou Calor de Decomposição. 
4. Entalpia de Combustão.
5. Entalpia de Dissolução. 
6. Entalpia de Neutralização. 
7. Entalpia ou Energia de Ligação.
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Entalpia de Mudança de Fase Corresponde à energia envolvida na mudança de estado físico ou cristalino de um mol de substância simples ou composta.
H2O(s)  H2O(l) 
H2O(l)  H2O(g)
ΔH = + 6,01 kJ/mol a 25oC 
ΔH = + 43,95 kJ/mol a 25oC
ΔHvap = ΔHm (vapor) – ΔHm (liquido) 
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Exercício
A variação da entalpia de vaporização do metanol, CH3OH, a 25oCé 37,43kJ/mol. 
Que quantidade de energia térmica é necessária para vaporizar 25 g de metanol a
 25 oC?
MM do metanol – 32,04. 
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Entalpia de Formação (ΔHf)
Corresponde à energia envolvida na formação de um mol de substância a partir de substâncias simples, no estado alotrópico mais comum.
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) ΔHf = - 285,5 kJ/mol
 C(grafite) + O2(g) CO2(g) ΔHf = - 393,3 kJ/mol 
1/2 N2(g) + 1/2 O2(g)  NO(g) ΔHf = + 45,9 kJ/mol
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Entalpia de Decomposição
Pode ser considerada como a entalpia inversa à de formação de uma substância.
H2O(l  H2(g) + 1/2 O2(g) )	ΔH = + 285,5 kJ/mol CO2(g) C(grafite) + O2(g)	 ΔH = + 393,3 kJ/mol
 NO(g)1/2 N2(g) + 1/2 O2(g)	ΔH = - 45,9 kJ/mol
Observe que ao inverter a equação a variação de entalpia troca de sinal algébrico !
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Entalpia de Combustão
Corresponde à energia liberada na reação de 1 mol de substância (combustível) com O2 puro (comburente).
Se o combustível for material orgânico (C,H e O) a combustão pode ser de dois tipos:
I - Completa: os produtos são CO2 e H2O.
II - Incompleta: além dos produtos acima forma-se, também, CO e/ou C (fuligem).
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Combustão completa	
CHAMA AZUL 
CH4 +2O2 CO2 + H2O	 ΔH=-889,5kJ/mol C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O ΔH = - 1.400 kJ/mol
Na combustão incompleta a chama é alaranjada.
A combustão incompleta origina menor calor liberado do que a combustão completa .
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Entalpia de Dissolução
Corresponde ao calor liberado ou absorvido na dissolução (às vezes seguida de dissociação) de 1 mol de substância de tal modo que pela adição de quantidades crescentes de água, seja alcançado um limite a partir do qual não há mais liberação ou absorção de calor.
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	 Entalpia padrão: é aquela medida no estado padrão. 
Estado padrão: 
 temperatura de 25ºC 
 pressão de 1 atm 
 forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum da substância. 
Substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero. 
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Unidades de energia
Joule(J) = 1 N.m
Caloria = 4,184 J
BTU = 252 cal = 1054,37 J
Eletron-volt(Ev) = 1,602 x 10-19 J 
kWh = 3600 kJ = 860,4 kcal
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Processo exotérmico
Processo em que a energia térmica(calor) é transferida de um sistema para a vizinhança
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Processo endotérmico
Processo em que a energia térmica é transferida da vizinhança para o sistema	
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Entalpia de reação
Variação de entalpia, ΔH, que acompanha uma reação química
ΔHreação = Hprodutos - Hreagentes 
Equação termoquímica
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -890 kJ
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Entalpia de reação, Hr
A entalpia é uma propriedade extensiva : o valor da entalpia é diretamente proporcional à quantidade de reagentes consumida no processo. 
A variação de entalpia para uma reação depende do estado dos reagente e produtos . 
	CH4(g) + 2 O2(g)→CO2(g) + 2 H2O(l) ΔHR= - 890 kJ
	CH4(g) + 2 O2(g)→CO2(g) + 2 H2O(g)ΔHR= - 802 kJ
			2 H2O(l) → 2 H2O(g) H = + 88 kJ 
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Entalpia da reação inversa
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Calorimetria - É a medição do fluxo de calor. O aparelho utilizado para medir o fluxo chama-se calorímetro.
 A unidade usada no SI é J/K. 
A capacidade térmica ,C, de um sistema é a quantidade de calor necessária para alterar de 1°C(ou 1 K) a temperatura do sistema.
		Q = C.ΔT ou C = Q .
				 ΔT
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Calor específico
Para sistemas homogêneos : 
 a quantidade de calor necessária para variar de 1°C (ou 1 K) a temperatura de 1 grama do material ou substância é chamada calor específico 
	
Equação fundamental da calorimetria 
						Q = m.c.ΔT 
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Calor sensível 
Calor utilizado pelo material ou substância exclusivamente para variar sua temperatura 
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 Calor latente
Calor utilizado pelo material ou substância exclusivamente para mudar o estado físico, sem variar a temperatura
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Curva de aquecimento
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Exemplo
Quanto calor é necessário para converter um bloco de gelo de 28 g a -30°C em vapor a 150°C? A entalpia de fusão do gelo a 0°C é 333 J.g-1. A entalpia de vaporização da água a 100°C é 2260 J.g-1. O calor especifico do gelo é 2,06 J.g-1.°C-1 . O calor especifico da água é 4,184 J.g-1.°C-1, o calor específico do vapor de água é 2,01 J.g-1.°C-1
Resposta:
	Q1 = 28 g x 2,06 J.g-1.°C-1 x 30°C = 1730 J
	Q2 = 28 g x 333 J.g-1 = 9324 J
	Q3 = 28 g x 4,184 J.g-1.°C-1 x 100°C = 11715 J
	Q4 = 28 g x 2260 J.g-1 = 63280 J 
	Q5 = 28 g x 2,01 J.g-1.°C-1 x 50°C = 2814 J 
	QTOTAL = 88863 J
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Lei de Hess
Germaine Hess (1802-1850)
 
Lei de Hess : Se uma reação química for a soma de duas ou mais reações, a variação de entalpia ΔH, do processo todo é igual a soma dos valores das variações de entalpia das reações parciais.
ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ...
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Enunciada em 1840, a lei de Hess permite o cálculo da variação da entalpia de uma reação, mesmo que seja difícil a sua determinação.
Lei de Hess 
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A Lei de Hess
A variação da entalpia de uma reação depende apenas dos resultados final e inicial, seja a
Reação com uma única 
etapa ou em 
várias etapas.
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Lei de Hess
			
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Entalpias de Formação
É a variação da entalpia da reação de formação de um mol de um composto a partir de seus constituintes elementares na sua forma mais abundante, ou seja, é a energia liberada ou absorvida pela reação de formação de compostos.
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Conseqüências da Lei de Hess 
Podemos trabalhar com equações químicas como se fossem equações matemáticas, isto é, permite calcular o    de uma determinada reação x (incógnita) pela soma de reações de   conhecidos, cujo resultado seja a reação de x.
Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de   desta reação pelo mesmo número. 
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A Lei de Hess pode ser demonstrada a partir do seguinte exemplo:
Caminho 1
C(graf.) + O2(g)  CO2(g)	ΔH1 = - 393,4 kJ
Caminho 2
C(graf.) + 1⁄2 O2(g)  CO(g)	ΔH2 = - 280,6 kJ CO(g) + 1⁄2 O2(g)  CO2(g)	ΔH3 = - 112,8 kJ
Somando as duas equações resulta:
C(graf.) + O2(g)  CO2(g)	ΔH1 = - 393,4 kJ
A entalpia final será ΔH2 + ΔH3
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EX: Podemos obter NH4Cl(aq) por 2 caminhos diferentes.
1º caminho:
 
NH3(g ) + HCl(g)  NH4Cl(s) H = -41,9 Kcal
+
 NH4Cl(s) + H2O  NH4Cl(aq) H = +3,9 Kcal
 NH3(g) + HCl(g) + H2O  NH4Cl(aq) H=-38 Kcal
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2º caminho:
 
NH3 (g ) + H2O  NH3 (aq) H = -8,5 Kcal
+
HCl (g) + H2O  HCl(aq) H = -17,3 Kcal
+
 NH3 (aq ) + HCl(aq)  NH4Cl(aq) H= -12,2 Kcal
 
NH3(g ) + HCl(g) + 2H2O  NH4Cl(aq) H= - 38 Kcal
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Usando a Lei de Hess
Etapa 1: selecione um dos reagentes na reação global e escreva uma equação química na qual ele também aparece como reagente. 
Etapa 2: selecione um dos produtos na reação global e escreva uma equação química na qual ele também apareça como produto . Adicione esta equação à equação escrita na etapa 1 . 
Etapa 3: cancele as espécies comuns na soma obtida na etapa 2, adicionando uma equação que tenha a mesma substância ou substâncias no lado oposto da equação. 
. 
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Etapa 4: uma vez completa a seqüência , combine as entalpias padrões de reação.
Em cada etapa pode ser necessário inverter a equação ou multiplicá-la por um fator adequado. 
Lembremos que ao inverter uma equação termoquímica, mudamos o sinal da entalpia da reação. Se multiplicamos a equação por um fator, devemos multiplicar a entalpia de reação pelo mesmo fator
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Exemplo
Calcule o ΔH para a reação 
	2 C(s) + H2(g) → C2H2(g ) 
dadas as seguintes reações e suas respectivas variações de entalpia : 
	(a) C2H2(g) + 5/2 O2(g) →2 CO2(g) + H2O(l) H = -1299,6 kJ
	(b) C(s) + O2(g)→CO2(g) ΔH = - 393,5 kJ
	(c) H2(g) + ½ O2(g) →H2O(l) ΔH = - 285,8 kJ
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A equação alvo tem C(s) como reagente na proporção de 2 moles de C(s), portanto , iniciaremos com a equação (b) multiplicada por 2 : 
	2 C(s) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) H = - 787,0 kJ
A equação alvo tem C2H2(g) como produto , portanto adicionaremos a equação (a ) multiplicada por ( -1 ) 
	2 C(s) + 2 O2(g) →2 CO2(g) H = - 787,0 kJ
2 CO2(g) + H2O(l) → C2H2(g) + 5/2 O2(g) H = + 1299,6 kJ 
2 C(s) + H2O(l) →C2H2(g) + 1/2 O2(g) H = + 512,6 kJ 
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A esta nova equação somaremos a equação ( c ) 
2 C(s) + H2O(l) → C2H2(g) + 1/2 O2(g) ΔH = + 512,6 kJ 
	H2(g) + ½ O2(g) →H2O(l) H = - 285,8 kJ
2 C(s) + H2(g) →C2H2(g ) H = + 226,8 kJ
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Um botijão de gás de cozinha contendo butano, foi utilizado em um fogão durante um certo tempo, apresentando uma diminuição de massa de 1,0 kg. Sabendo-se que:
 1 C4H10(g) + 13/2 O2(g)  4 CO2(g) + 5 H2O(g) ΔH= -2900 kJ/mol
Qual a quantidade de calor que foi produzida no fogão devido à combustão do butano?
Exercícios
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Exercícios:
2NO2(g) → N2O4(g) 
Determine o valor de ∆H da reação acima.
Entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol Entalpia de N2O4(g) = +10 kJ/mol
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Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol e kcal/g.
Entalpia de formação de C2H6O(l) = –74 kcal/mol 
Entalpia de formação de CO2(g) = –94 kcal/mol Entalpia de formação de H2O(l) = –68 kcal/mol
 C = 12, O = 16, H = 1
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A oxidação de SO2 a SO3 apresenta ∆H = –99 kJ/mol de SO2, determine a entalpia de um mol de SO3 gasoso.
 Dado:Entalpia de SO2 = –297 kJ/mol
 SO2  SO3
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Calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam.
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 94 kcal/mol 
Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 94,5 kcal/mol
calcule o ∆H para transformar 240 g de grafite em diamante. (C = 12)
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Exercícios:
2NO2(g) → N2O4(g) 
Determine o valor de ∆H da reação acima.
Entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol Entalpia de N2O4(g) = +10 kJ/mol
∆H = –58kJ
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Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol e kcal/g.
Entalpia de formação de C2H6O(l) = –66 kcal/mol 
Entalpia de formação de CO2(g) = –94 kcal/mol Entalpia de formação de H2O(l) = –68 kcal/mol
 C = 12, O = 16, H = 1
∆H = – 326 kcal/mol
7 kcal/g
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A oxidação de SO2 a SO3 apresenta ∆H = –99 kJ/mol de SO2, determine a entalpia de um mol de SO3 gasoso.
 Dado:Entalpia de SO2 = –297 kJ/mol
 SO2  SO3
Resposta: – 396 kJ/mol
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Calcule o ∆H da transformação de Cgraf em Cdiam.
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 94 kcal/mol 
Cdiam + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 94,5 kcal/mol
calcule o ∆H para transformar 240 g de grafite em diamante. (C = 12)
∆H = + 0,5 kcal/mol
x = 10 kcal
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Dadas as seguintes equações termoquímicas:
I- 1 C(s) + 1 O2(g)  1 CO2 (g) ΔH = - 94,0 kcal
II- 1 H2 (g) + ½ O2 (g)  1 H2O(l) ΔH = - 68 kcal
III- 2 C(s) + 3 H2(g) + ½ O2 (g)  1 C2H6O(l) ΔH = -74 kcal
Determine o calor de combustão do etanol .
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Combustão 
A combustão é a liberação controlada do calor da reação química entre um combustível e um oxidante.
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Característica da combustão
A reação de combustão é caracterizada por
Reação exotérmica
Reação de oxidação-redução onde o agente redutor é o combustível e o agente oxidante é o comburente
A reação é acompanhada por chama, na maioria dos casos
Os produtos da combustão são, em sua maioria, gasosos
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Comburentes 
O comburente mais comum é o oxigênio contido no ar atmosférico. 
Outros comburentes:
Oxido nitroso , N2O (nitro das corridas de arrancada)
Cloro, Cl2
Fluor, F2
Peróxido de hidrogênio puro , H2O2 (100%)
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Combustão do metano
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Combustão estequiométrica
		CH4(g) + 2 O2(g)→CO2(g) + 2 H2O(g)
Para o metano,CH4, 
		a razão estequiométrica O2:CH4 é 2,0 
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Combustão sub-estequiométrica
Razões estequiométricas inferiores a 2 são ricas em combustível, já que não há oxigênio suficiente para completar a combustão 
Se o ar é insuficiente, então será gerado CO 
	CH4(g) + 2O2(g)→CO(g) + CO2(g) + 8 H2O(g)
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Combustão sobrestequiométrica
	A adição de excesso de oxigênio assegura a combustão completa
	
	CH4(g) + 2(1+ε) O2(g)→ CO2(g) + 2 H2O(g) + ε O(g)
	
	ε é a fração de oxigênio em excesso
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Calor de combustão
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Poder calorífico
É a quantidade de energia liberada pela combustão completa de uma unidade de massa ou de volume de uma substância combustível.
Devido à formação de água (H2O) nos produtos da combustão foram definidos dois valores de poder calorífico para as substâncias combustíveis: Poder Calorífico Superior e Poder Calorífico Inferior.
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Poder calorífico
O Poder Calorífico Inferior – PCI é o calor de combustão com o vapor de água não condensado. Quando os produtos são resfriados até a temperatura inicial e a água é condensada, seu calor latente de vaporização é libertado e obtém-se o Poder Calorífico Superior – PCS, mais elevado. 
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Poder calorífico
Poder calorífico inferior(PCI)
	CH4(g) + 2 O2(g)→CO(g) + CO2(g) + 2 H2O(g) H= -802 kJ
Se a água é liberada da chaminé como vapor, então a combustão gera o PCI 
Poder Calorífico superior
CH4(g) + 2 O2(g)→CO(g) + CO2(g) + 2 H2O(l) H=-890 kJ
Se bastante calor é extraído do processo, de modo que a H2O condensa, então a combustão gera o PCS . 
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Poder calorífico
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Cálculo do poder calorífico
Uma amostra de GLP é analisada, sendo-lhe atribuída a composição : 72%(p/p) de propano e 28%(p/p) de butano . Calcule o poder calorífico do GLP
Resposta:
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) H = - 2220 kJ
C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(l) H = - 2880 kJ
Assumindo uma amostra de 100 g de GLP:
Número de moles de C3H8 = 72 g = 1,636 mol
									 44 g.mol-1
*
Número de moles de C4H10 = 28 g = 0,483 mol
										 58 g.mol-1
Calor gerado por 100 g de GLP 
Q= (1,636 mol x 2220 kJ.mol-1) + ( 0,483 mol x 2880 kJ.mol-1) = 5022 kJ
Poder calorífico = 5022 kJ = 50,22 kJ.g-1
							100 g
*
Combustíveis 
Combustíveis fósseis
	Carvão mineral 
	Petróleo e seus derivados
	Gás natural 
	Xisto betuminoso
	Metanol (derivado do gás natural ou do carvão mineral)
*
Frações do Petróleo
*
Gás Natural
*
Nafta (gasolina)
Tabela 5.6. Analise da Nafta Liquida
		Componente
		% Vol.
		Componente
		%Vol.
		n-heptano
		1,610
		2,6-dimetilheptano
		2,094
		Metilciclohexano
		2,433
		1c,3c,5-trimetilciclohexano
		2,638
		2-metilheptano
		5,618
		m-xileno
		2,426
		4-metilheptano
		1,824
		p-xileno
		0,797
		3-metilheptano
		4,841
		2,3-dimetilheptano
		1,475
		1c,3-dimetilciclohexano
		3,252
		4-metiloctano
		3,417
		1t,4-dimetilciclohexano
		1,040
		2-metiloctano
		4,491
		1t,2-dimetilciclohenano
		1,169
		3-metiloctano
		4,576
		n-octano
		16,334
		o-xileno
		1,137
		1c,2-dimetilciclohenao
		1,674
		n-nonano
		10,120
		1,1,4-trimetilciclohexano
		3,500
		outros
		23,534
		
		
		TOTAL
		100,000
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Octanagem 
A octanagem é uma escala arbitrária para medir as propriedades detonantes da gasolina, e é baseada na operação de um motor padrão de teste. 
O heptano , C7H14, detona consideravelmente e lhe é atribuído um índice de octanas igual a zero, enquanto o iso-octano queima suavemente e lhe é atribuído uma octanagem de 100
*
Octanagem
Octanagem é a denominação dada à capacidade que um combustível tem de resistir à compressão, sem entrar em processo de detonação (queima espontânea da mistura). Quanto maior a octanagem, maior será a resistência a esse fenômeno, muito prejudicialao motor. 
gasolina de baixa octanagem (não resiste à compressão) sofre combustão prematura, pela simples compressão. 
gasolina de alta octanagem (resiste à compresão) sofre combustão diante de uma faísca produzida pela vela do motor. 
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O índice de octanagem da gasolina brasileira é 86, ou seja, comporta-se como uma mistura contendo 86% de isoctano e 14% de heptano.
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São substâncias adicionadas à gasolina com a finalidade de aumentar a octanagem.
Os principais são o chumbo tetraetila, o etanol, o cloreto de etileno e o metil-trecbutil-éter.
AGENTES ANTIDETONANTES
Evitar a auto-ignição da gasolina, que pode diminuir a potência do motor emissão de fuligem e monóxido de carbono.
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Agentes anti-detonantes
		Nome 
		Número de Octanas
		Nome
		Número de Octanas
		Octano
		- 20
		Orto-xileno
		107
		Heptano
		0
		Metanol
		107
		Hexano
		25
		Etanol
		108
		Pentano
		62
		Tert- butanol 
		113
		1-penteno
		91
		MTBE
		116
		1-buteno
		97
		Para-xileno
		116
		Iso-octano
		100
		Meta-xileno 
		118
		benzeno
		106
		tolueno
		118
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Biocombustíveis
Bioetanol 
Bioetanol de segunda geração 
Biodiesel
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Combustíveis Renováveis
Biomassa 
Lenha 
Carvão vegetal 
Biogás 
Gás de síntese (CO + H2)