Power Pointe _Motores de Combustão Interna 1

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Professor Dr. Felipe Soto Pau
Combustão em Motores de Combustão Interna 
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Conteúdo
Introdução à Combustão
Processos de combustão teóricos e reais
Entalpia de formação e de combustão
Análise de primeira lei da termodinâmica para os sistemas reagentes. Sistemas em Regime Permanente. Sistemas Fechados
Temperatura adiabática de chama
Variação da entropia em sistemas reagentes
Análise da segunda lei da termodinâmica dos sistemas reagentes
Células Combustíveis
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Neste curso, trataremos especificamente sobre os sistemas cuja composição química varia durante um processo, ou seja, os sistemas que envolvem reações químicas.
Introdução
Sistemas não reativos são sistemas cuja composição química permanece inalterada durante um processo. Esse também é o caso de processos de misturas, durante os quais uma mistura homogênea se formava por meio de dois ou mais fluidos sem que ocorresse nenhuma reação química.
Sistemas reativos
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Sistemas não reativos, levam em conta apenas:
energia interna sensível (associada a mudanças de temperatura e pressão)
energia Interna latente (associada a mudanças de fase).
Sistemas reativos, levam em conta:
energia interna sensível (associada a mudanças de temperatura e pressão)
energia Interna latente (associada a mudanças de fase).
energia interna química, que é aquela associada à destruição e formação de ligações químicas entre os átomos.
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As relações de balanço de energia desenvolvidas para os sistemas não reagentes se aplicam igualmente aos sistemas reagentes, mas os termos de energia neste último caso devem incluir a energia química do sistema.
Neste curso nos concentraremos em um tipo particular de reação química, conhecido como combustão, por causa de sua importância para a engenharia.
A combustão é uma reação química durante a qual um combustível é oxidado e uma grande quantidade de energia é liberada. 
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Com freqüência, e por motivos óbvios, o oxidante mais usado nos processos de combustão é o ar, é gratuito e amplamente disponível.
A composição do ar seco em mol ou volume é de:
20,9% de oxigênio;
78,1% de nitrogênio;
0,9% de argônio e pequenas quantidades de dióxido de carbono, hélio, neônio e hidrogênio.
Assim, o ar seco pode ser aproximado como 21 % de oxigênio e 79% de nitrogênio em moles. 
Na análise dos processos de combustão, o argônio do ar é tratado como nitrogênio e os gases que existem em quantidades muito pequenas são desconsiderados. 
Composição do ar
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Cada mol de oxigênio que entra em uma câmara de combustão é acompanhado por 0,79/0,21 = 3,76 moles de nitrogênio. 
Ou seja: 
1 kmol O2 + 3,76 kmol N2 = 4,76 kmol ar 
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O ar que entra em uma câmara de combustão normalmente contém vapor d' água (ou umidade). Na maioria dos processos de combustão, a umidade do ar e a H2O formadas durante a combustão também podem ser tratadas como gases inertes, como o nitrogênio.
A presença do nitrogênio afeta bastante o resultado de um processo de combustão, uma vez que o nitrogênio em geral entra em uma câmara de combustão em grandes quantidades a baixas temperaturas e sai a temperaturas consideravelmente mais altas, absorvendo uma grande proporção de energia química liberada durante a combustão. 
A temperaturas muito altas, como aquelas encontradas nos MCI, o nitrogênio reage com o oxigênio, formando gases prejudiciais, conhecidos como NOx.
Para facilitar os cálculos teóricos, considere-se que o nitrogênio permanece perfeitamente inerte. 
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Quando os gases de combustão são resfriados abaixo da temperatura do ponto de orvalho do vapor d'água, alguma umidade se condensa.
É importante prever a temperatura do ponto de orvalho, uma vez que as gotas d'água quase sempre se combinam com o dióxido de enxofre que pode estar presente nos gases de combustão, formando ácido sulfúrico, que é altamente corrosivo.
Condensação da umidade
Lembre que o ponto de orvalho é definido como a temperatura até a qual o ar deve ser resfriado para que a condensação de água se inicie, ou seja, para que o ar fique saturado de vapor de água. Na temperatura do ponto de orvalho a quantidade de vapor de água presente no ar é máxima.
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Durante um processo de combustão, os componentes que existem antes da reação são chamados de reagentes e os que existem após a reação são chamados de produtos.
Reagentes e produtos
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Considere, por exemplo, a combustão de 1 kmol de carbono com 1 kmol de oxigênio puro, formando o dióxido de carbono:
C + O2  CO2	
Nesse exemplo, C e O2 são reagentes, uma vez que existem antes da combustão, e o CO2 é o produto, uma vez que existe após a combustão. 
Um reagente não precisa, reagir quimicamente na câmara de combustão. Por exemplo, se o carbono for queimado com ar em vez de oxigênio puro, ambos os lados da equação de combustão incluirão o N2. Ou seja, o N2 aparecerá como reagente e como produto. 
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Colocar um combustível em contato com o oxigênio não é suficiente para iniciar um processo de combustão.
Ainda bem que não, caso contrário, todo o mundo já estaria em chamas. 
O combustível deve ser levado até acima de sua temperatura de ignição para iniciar a combustão.
Temperatura de ignição
Algumas temperaturas mínimas de ignição das diversas substâncias no ar atmosférico são de aproximadamente:
 260°C para a gasolina
 400°C para o carbono
 580°C para o hidrogênio
 610°C para o monóxido de carbono
 630°C para o metano.
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Lembrado dos cursos de química, as equações químicas são balanceadas com base no princípio da conservação de massa (ou no balanço de massa), que pode ser enunciado da seguinte maneira:
a massa total de cada elemento é conservada durante uma reação química.
Balanceamento de equações químicas
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Da mesma forma, o número total de átomos de cada elemento é conservado durante uma reação química, uma vez que o número total de átomos é igual à massa total do elemento dividida por sua massa atômica.
Por exemplo, ambos os lados de 
C + O2  CO2
contêm 12 kg de carbono e 32 kg de oxigênio, embora o carbono e o oxigênio existam como elementos nos reagentes e como um composto no produto. Da mesma forma, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos, e cada uma é de 44 kg. 
Observe que o número total de moles dos reagentes (2 kmol) não é igual ao número total de moles dos produtos (1 kmol). Ou seja, o número total de moles não se conserva durante uma reação química 
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Uma quantidade muito usada na análise dos processos de combustão para quantificar as quantidades de combustível e ar é a razão A/C (ar/combustível). Em geral, ela é expressa em base mássica e é definida como a razão entre a massa do ar e a massa do combustível para um processo de combustão.
As proporções entre combustível e ar devem estar dentro do intervalo adequado para que a combustão se inicie. Por exemplo, o gás natural não queima no ar com concentrações menores do que 5% ou maiores do que cerca de 15%.
Razão A/C
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A razão A/C representa a quantidade de ar usada por unidade de massa de combustível durante um processo de combustão.
Ou seja:
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A massa m de uma substância está relacionada ao número de moles N pela razão m = NM, em que M é a massa molar. 
A razão A/C também pode ser expressa em moles como a razão entre o número de moles do ar e o número de moles do combustível. 
A recíproca da razão A/C é chamada de razão C/A combustível/ar.
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Exemplo 15-1: Balanço da equação de combustão e razão A/C 
Um kmol de octano (C8H18) é queimado com o ar que contem 20 kmol de O2. Admitindo que os produtos contenham apenas CO2, H2O, O2 e N2, determine o número de moles de cada gás dos produtos e a razão A/C desse processo de combustão. A massa molar do ar é Mar = 28,97 kg/kmol ≈ 29 kg/kmol.
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O coeficiente 20 da eq. de balanço representa o número de moles de O2 e não o número de moles do ar. O número de moles de ar seria 20 x 4,76 = 95,2 moles.
A razão A/C é determinada tomando a razão entrea massa de ar e a massa de combustível:
A razão A/C = 24,2 kg de ar/kg de combustível.
Ou seja, 24,2 kg de ar são usados para queimar cada kg de combustível nesse processo de combustão..
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PROCESSOS DE COMBUSTÃO TEÓRICOS E REAIS 
Com freqüência, é útil estudar a combustão de um combustível admitindo que ela seja completa. Um processo de combustão está completo quando todo o carbono do combustível é queimado a CO2 e todo o hidrogênio é queimado a H2O. 
Ou seja, todos os componentes que podem entrar em combustão de um combustível são queimados até o final durante um processo completo de combustão
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Da mesma forma, o processo de combustão é incompleto se os produtos da combustão contêm combustível não queimado, como C, H2, CO e/ou CH.
O oxigênio insuficiente é um motivo óbvio para a combustão incompleta, mas ele não é o único. A combustão incompleta ocorre mesmo quando há mais oxigênio presente na câmara de combustão do que o oxigênio necessário para a combustão completa. 
Isso pode ser atribuído à mistura insuficiente na câmara de combustão durante o tempo limitado em que o combustível e o oxigênio estão em contato. 
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O oxigênio tem uma tendência muito maior de se combinar ao hidrogênio do que ao carbono. Assim, o hidrogênio do combustível normalmente queima até o final, formando o H2O, mesmo quando há menos oxigênio do que o necessário para a completa combustão. Parte do carbono, porém, acaba como CO ou apenas como partículas simples de C (fuligem) nos produtos.
A quantidade mínima de ar necessária para a completa combustão de um combustível é chamada de ar estequiométrico ou ar teórico. Assim, quando um combustível é queimado completamente com o ar teórico, nenhum oxigênio não combinado está presente nos gases do produto. O ar teórico também é chamado de quantidade de ar quimicamente correta, ou 100% ar teórico
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Um processo de combustão com menos do que o ar teórico está fadado a ser incompleto. O processo de combustão ideal durante o qual um combustível é completamente queimado com o ar teórico é chamado de combustão estequiométrica ou combustão teórica daquele combustível.
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Ou seja, a combustão teórica do metano é:
 
CH4 + 2(O2 + 3,76N2)  CO2 + 2H2O + 7,52N2
 
Observe que os produtos da combustão teórica não contêm Metano não queimado e nenhum C, H2, CO ou O2 livre. 
Repita o Exemplo 15-1 considerando:
uma queima estequiométrica
Etanol anidro (C2H5OH) em queima estequiométrica
Óleo diesel (dodecano C12H26) em queima estequiométrica
Biodiesel (C16H32O2) em queima estequiométrica
Farnesano (C15H32) em queima estequiométrica
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A quantidade excedente de ar em geral é expressa em termos do ar estequiométrico como percentual de excesso de ar ou percentual de ar teórico.
Por exemplo:
50% de excesso de ar é equivalente a 150% de ar teórico
200% de excesso de ar é equivalente a 300% de ar teórico.
Obviamente, o ar estequiométrico pode ser expresso como 0% de excesso de ar ou 100% de ar teórico
Nos processos de combustão real é prática comum usar mais ar do que a quantidade estequiométrica para aumentar as chances de combustão completa ou para controlar a temperatura da câmara de combustão. A quantidade de ar acima da estequiométrica é chamada de excesso de ar.
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Quantidades de ar menores do que a quantidade estequiométrica são chamadas de deficiência de ar e são expressas como percentual de deficiência de ar.
Por exemplo, 90% do ar teórico corresponde a 10% de deficiência de ar.
A quantidade de ar usada nos processos de combustão também é expressa em termos da taxa de equivalência, que é a relação entre a razão real combustível/ar e a razão estequiométrica combustível/ar.
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A previsão da composição dos produtos é relativamente fácil quando o processo de combustão é tido como completo e as quantidades exatas de combustível e ar utilizadas são conhecidas. Nesse caso basta aplicar o balanço de massa a cada elemento que aparece na equação de combustão, sem precisar tomar nenhuma medida.
As coisas não são tão simples quando se lida com processos reais de combustão.
Os processos reais de combustão dificilmente são completos, mesmo na presença de excesso de ar. 
Portanto, é impossível prever a composição dos produtos com base apenas no balanço de massa. Assim, a única alternativa que temos é medir a quantidade de cada componente diretamente nos produtos.
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Exemplo 15-2. Razão A/C e Temperatura de Orvalho dos produtos da combustão 
O etano (C2H6) é queimado com 20% de excesso de ar durante um processo de combustão. Admitido combustão completa e uma pressão total de 100 kPa, determine:
a) Razão A/C
b) Temperatura de Orvalho dos produtos 
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A eq. da combustão: 
C2H6 + 1,2at(O2 + 3,76N2)  2CO2 + 3H2O + 0,2atO2 + (1,23,76)atN2 
onde:
at é o coeficiente estequiométrico (lo) do ar
1,2at é o fator que considera o 20% de excesso de ar que significa: 120% de ar teórico  1,2atO2 = 1,0atO2 + 0,2atO2
quantidade estequiométrica de O2 usada para queimar o combustível
excesso de ar que aparece nos produtos
O coeficiente at é determinado pelo balanço de O2: 
O2: 1,2at = 2 + 1,5 + 0,2at  at = 3,5 
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Assim: 
C2H6 + 4,2(O2 + 3,76N2)  2CO2 + 3H2O + 0,7O2 + 15,79N2 
a) Razão A/C
A/C = 19,3 kg/kg de combustível 
Ou seja, 19,3 kg de ar são fornecidos para cada kg de combustível durante esse processo de combustão. 
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b) Temperatura de Orvalho dos produtos 
Temperatura de orvalho dos produtos é a temperatura na qual o vapor de água dos produtos começa a condensar à medida que os produtos são resfriados sob pressão constante. 
A temperatura de orvalho de uma mistura de gás e vapor é a temperatura de saturação do vapor de água correspondente a sua pressão parcial. 
Assim, é necessário determinar a pressão parcial do vapor de água Pv no produto. Os gases da combustão são admitido como gás ideal para: 
Assim
(A – 5)
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Lista exercícios 1.
Combustão e combustíveis MCI.
Data de entregue 05/03/2013 terça-feira, até 22:30 h
via escaninho Prof. Felipe Soto Pau, DCTEF
14-14. Um tanque de 8m3 contem ar saturado a 30oC, 105 kPa. Determine a) a massa de ar seco, b) a umidade específica e c) entalpia do ar por unidade de massa de ar seco.
14-15. Um tanque de ar contem 21 kg de ar seco e 0,3 kg de vapor de água a 30oC e pressão de 100 kPa. Determine a) a umidade específica, b) a umidade relativa e c) o volume do tanque.
14-19. Determine a massa de ar seco e o vapor de água contido em uma sala de 240 m3 a 98 kPa, 23oC e 50% de umidade relativa.
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Lista exercícios 2.
Combustão e combustíveis MCI.
Data de entregue 07/03/2013 quinta-feira, até 22:30 h
via escaninho Prof. Felipe Soto Pau, DCTEF
15-14. O propano (C3H8) é queimado com 75% de excesso de ar durante um processo de combustão. Admitindo combustão completa, determine a razão A\C.
15-20. Uma mistura de combustível de 20% por massa de metano (CH4) e 80% por massa de etanol (C2H6O) é completamente queimada com ar teórico. Se a vazão mássica total do combustível é de 31 kg/s, determine a vazão mássica necessária do ar.
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Problema 15-14
O propano (C3H8) é queimado com 75% de excesso de ar durante um processo de combustão. Admitindo combustão completa, determine a razão A\C. Resposta: 27,5 kg de ar\kg de combustível.
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Problema 15-20
Uma mistura de combustível de 20% por massa de metano (CH4) e 80% por massa de etanol (C2H6O) é completamente queimada com ar teórico. Se a vazão mássica total do combustível é de 31 kg/s, determine a vazão mássica necessária do ar. Resposta:330 kg/s
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Exemplo 15-3 Combustão de um combustível gasoso com ar úmido 
 Um gás natural tem a seguinte análise volumétrica: 72% de CH4, 9% de H2, 14% de N2, 2% de O2 e 3% CO2. O gás é queimado com quantidade estequiométrica de ar que entra na câmara de combustão a 20oC, 1 atm e 80% de umidade relativa. Considerando a combustão completa e a pressão total de 1 atm, determine:
a razão A/C queimandocom a quantidade estequiométrica de ar seco
a razão A/C queimando com a quantidade estequiométrica de ar úmido
a temperatura de orvalho dos produtos
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A umidade do ar não reage com nada, ela apenas aparece como H2O adicionado nos produtos. Assim, por simplicidade, balanceamos a eq. da combustão usando ar seco e depois adicionamos a umidade a ambos os lados de eq.:
Considerando 1 kmol de combustível:
(0,72CH4+0,09H2+0,14N2+0,02O2+0,03CO2) + at(O2+3,76N2) xCO2+yH2O+zN2 
combustível 
ar seco
Fazendo o balanço dos diversos elementos: 
C: 0,72 + 0,03 = x  x = 0,75
H: 0,724 + 0,092 = 2y  y = 1,53
O2: 0,02 + 0,03 + at = x + y/2  at = 1,465
N2: 0,14 + 3,76at = z  z = 5,648 
(0,72CH4+0,09H2+0,14N2+0,02O2+0,03CO2) + 1,465(O2+3,76N2)  					 0,75CO2+1,53H2O+5,648N2 
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a razão A/C queimando com a quantidade estequiométrica de ar seco
(0,72CH4+0,09H2+0,14N2+0,02O2+0,03CO2) + 1,465(O2+3,76N2)  					
			 0,75CO2+1,53H2O+5,648N2 
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Se determina a quantidade de umidade que acompanha 4,76at = 4,761,465 = 6,97 kmol de ar seco. 
Pressão de saturação da água a 20oC na tabela A-4 
Assumindo o comportamento do gás ideal, o número de kmol da umidade do ar é: 
Que resulta em: 
b) a razão A/C queimando com a quantidade estequiométrica de ar úmido
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A eq. balanceada da combustão com ar úmido é obtida adicionando 0,131 kmol de H2O nos dois lados da eq.: 
(0,72CH4+0,09H2+0,14N2+0,02O2+0,03CO2) + 1,465(O2+3,76N2) + 0,131H2O 			
		 0,75CO2+ 1,661H2O + 5,648N2 
combustível
ar seco
umidade
inclui umidade
A temperatura do ponto de orvalho dos produtos é aquela na qual o vapor de água dos produtos começa a condensar à medida que os produtos são resfriado.
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Admitindo o comportamento da gás ideal, a pressão parcial do vapor de água dos gases de combustão é:
Assim:
(Tabela A-5 interpolando entre 20kPa e 25kPa)
Se o processo de combustão fosse atingido pelo ar seco e não pelo ar úmido, os produtos conteria menos umidade e a nova temperatura de orvalho seria de 59,5oC
c) temperatura de orvalho dos produtos
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Problema 15-25. Determinado gás natural tem a seguinte análise volumétrica: 65% de CH4, 8% de H2, 18% de N2, 3% de O2 e 6% de CO2. Determine a razão A/C queimando com a quantidade estequiométrica de ar seco.
Problema 15-26. Repita o problema 15-25 substituindo o ar seco por ar úmido que entra na câmara de combustão a 25º C, 1 atm e 85% de umidade. Também determine a temperatura de orvalho dos produtos.
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Exemplo 15 - 4 
A gasolina é queimada com ar seco (considere a gasolina como iso-octano C8H18). A analise volumétrica dos produtos em base seca é: 10,02% de CO2, 5,62% de O2, 0,88% de CO e 83,48% de N2.
Determine: 
a) a razão A/C
b) a porcentagem de ar teórico utilizado
c) a quantidade de H2O que condensa à medida que os produtos são resfriados até 25oC e 100 kPa. 
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Para os gases ideais, as frações de volume são equivalentes às frações molares. Considerando 100 kmol de produto seco, a eq. de combustão pode ser escrita como: 
Sabemos qual é a composição relativa dos produtos, mas não sabemos quanto de combustível ou de ar é usado durante o processo de combustão. Entretanto, eles podem ser determinados com os balanços de massa: 
xC8H18 + a(O2 + 3,76N2) 10,02CO2 + 0,88CO + 5,62O2 + 83,48 N2 + bH2O 
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xC8H18 + a(O2 + 3,76N2) 10,02CO2 + 0,88CO + 5,62O2 + 83,48 N2 + bH2O 
Os coeficientes desconhecidos x, a e b são determinados com os balanços de massa: 
N2:	a  3,76 = 83,48 		a = 22,20
C:	x  8 = 10,02 + 0,88		x = 1,36
H:	x  18 = b2 			b = 12,24
O2:	a = 10,02 + 0,44 + 5,62 + b/2 	22,20 = 22,20 
O balanço de O2 não é necessário, mas pode ser usado para verificar os valores obtidos dos outros balanços de massa. 
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1,36C8H18 + 22,2(O2 + 3,76N2) 10,02CO2 + 0,88CO + 5,62O2 + 83,48N2 + 12,24H2O 
Substituindo, obtemos:
A eq. de combustão para 1kmol de combustível é obtida pela divisão por 1,36: 
C8H18 + 16,32(O2 + 3,76N2) 7,37CO2 + 0,65CO + 4,13O2 + 61,38N2 + 9H2O 
a) a razão A/C
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b) Para encontrarmos a porcentagem de ar teórico usado, precisamos conhecer a quantidade teórica de ar, que é determinada por meio da eq. de combustão teórica do combustível: 
C8H18 + at (O2 + 3,76N2) 8CO2 + 9H2O + 3,76 at N2 
O2:	at = 8 + 9/2		at = 12,5
C8H18 + 12,5 (O2 + 3,76N2) 8CO2 + 9H2O + 47 N2 
Ou seja, 31% de excesso de ar foi usado durante esse processo de combustão. Observe que parte do carbono formou monóxido de carbono, embora houvesse uma quantidade consideravelmente maior de oxigênio do que o necessário para a combustão completa. 
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c) a quantidade de H2O que condensa à medida que os produtos são resfriados até 25oC e 100 kPa.
C8H18 + 16,32(O2 + 3,76N2) 7,37CO2 + 0,65CO + 4,13O2 + 61,38N2 + 9H2O 
Para cada kmol de combustível queimado (C8H18) 7,37 + 0,65 + 4,13 + 61,38 + 9 = 82,53 kmol de produtos são formados, incluindo 9 kmol de H2O 
A H2O dos gases de combustão começará a condensar quando a temperatura cair até a temperatura de orvalho. Admitindo que a temperatura de orvalho dos produtos está acima de 25oC, parte do vapor de água condensará à medida que os produtos forem resfriados até 25oC.
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Tratando os gases do produto (incluindo o vapor de água restante) como gases ideais, Nw é determinado relacionando-se a fração molar de vapor de água com a pressão parcial:
Nw = 6,59 kmol 
A pressão de saturação da água é 3,1698 kPa (tabela A-4) 
Se Nw kmol de H2O se condensar, haverá (9 – Nw) kmol de vapor de água restante nos produtos . Como resultado, o número de moles dos produtos da fase gasosa também diminuirá para 82,53 – Nw.
Por tanto, a maioria do vapor de água dos produtos (73% dele) condensará à medida que os gases do produto são resfriado até 25oC.
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Problema 15-31. O carbono (C) é queimado com ar seco. A análise volumétrica dos produto é de 10,06% de CO2, 0,42% de CO, 10,69% de O2 e 78,83% de N2. Determine a razão A/C e a porcentagem de ar teórico utilizado.
Problema 15-32. O metano (CH4) é queimado com ar seco. A análise volumétrica dos produto é de 5,20% de CO2, 0,33% de CO, 11,24% de O2 e 83,23% de N2. Determine a razão A/C e a porcentagem de ar teórico utilizado.
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As moléculas de um sistema possuem energia em várias formas:
energia interna sensível (associada a mudanças de temperatura e pressão)
energia Interna latente (associada a mudanças de fase) 
energia química (associada à estrutura molecular)
energia nuclear (associada à estrutura atômica),
ENTALPIA DE FORMAÇÃO E ENTALPIA DE COMBUSTÃO
associadas a uma alteração de estado
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Durante uma reação química, algumas ligações químicas que ligam os átomos em moléculas são quebradas e novas ligações se formam. Em geral, a energia química associada a essas ligações é diferente para os reagentes e os produtos. 
Portanto, um processo que envolve reações químicas envolve mudanças das energias químicas, o que deve ser levado em conta para um balanço de energia
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Admitindo que os átomos de cada reagente permanecem intactos (nenhuma reação nuclear) e desprezando as variações das energias cinética e potencial, a variação da energia de um sistema durante uma reação química deve-se a uma mudança no estado e a uma alteração na composição química. Ou seja: 
Esist = Eestado +  Equim 	
Portanto, quando os produtos formados durante uma reação química saem da câmara de reação no estado da entrada dos reagentes, temos Eestado = 0 e a variação da energia do sistema neste caso é decorrente apenas das variações de sua composição química. 
Esist =  Equim
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Em termodinâmica estamos preocupados com as mudanças da energia de um sistema durante um processo e não com os valores da energia em determinados estados.
Assim, podemos optar por qualquer estado como referência e atribuir um valor zero à energia interna ou entalpia de uma substância naquele estado.
Quando um processo não envolve alterações na composição química,o estado de referência selecionado não tem efeito sobre os resultados. 
Porém, quando o processo envolve reações químicas, a composição do sistema ao final de um processo não é mais igual àquela do início do processo.
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Neste caso é preciso ter um estado de referência comum para todas as substâncias. 
O estado de referência escolhido é 25°C e 1 atm, que é conhecido como o estado de referência padrão. Os valores de propriedades no estado de referência padrão são indicados por um sobrescrito (o) (como ho e uo).
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Ao analisarmos os sistemas reagentes, devemos usar os valores de propriedades relativos ao estado de referência padrão. 
Podemos usar as tabelas existentes subtraindo os valores de propriedades no estado de referência padrão dos valores no estado especificado.
Entretanto, não é preciso preparar um novo conjunto de tabelas de propriedades com essa finalidade.
A entalpia do gás ideal de N2 a 500 K com relação ao estado de referência padrão, por exemplo, é: 
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Considere a formação do CO2 com base em seus elementos, carbono e oxigênio, durante um processo de combustão em regime permanente
O carbono e o oxigênio entram na câmara de combustão a 25°C e 1 atm. O CO2 formado durante esse processo também sai da câmara de combustão a 25°C e 1 atm.
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A combustão do carbono é uma reação exotérmica (uma reação durante a qual a energia química é liberada na forma de calor). Assim, parte do calor é transferida da câmara de combustão para a vizinhança desse processo, que é 393.520 kJ/kmol de CO2 formado.
Quando trabalhamos com reações químicas, é mais conveniente trabalhar com quantidades por unidade de mol do que por unidade de tempo, mesmo para os processos em regime permanente.
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O processo descrito, não envolve interações de trabalho. Assim, da relação de balanço de energia em regime permanente, a transferência de calor durante esse processo deve ser igual à diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes. Ou seja: 
Q = Hprod - Hreag = -393.520 kJ/kmol
Como os reagentes e os produtos estão no mesmo estado, a variação da entalpia durante esse processo deve-se exclusivamente às alterações da composição química do sistema.
Essa variação de entalpia é diferente para diferentes reações e é muito desejável ter uma propriedade que represente as variações da energia química durante uma reação.
*
Essa propriedade é a entalpia da reação hR, que é definida como a diferença entre a entalpia dos produtos em um estado especificado e a entalpia dos reagentes no mesmo estado, para uma reação completa.
Nos processos de combustão, a entalpia da reação geralmente é chamada de entalpia de combustão hc, que representa a quantidade de calor liberada durante um processo de combustão em regime permanente, quando 1 kmol (ou 1 kg) de combustível é queimado completamente em temperatura e pressão especificadas.
*
A entalpia de combustão hc é expressa como:
 hR =hc = Hprod - Hreag 
que é -393 520 kJ/kmol para o carbono no estado de referência padrão.
A entalpia de combustão de determinado combustível é diferente em diferentes temperaturas e pressões. 
A entalpia da combustão é uma propriedade muito útil para a análise dos processos de combustão dos combustíveis.
Entretanto, há tantos combustíveis e misturas de combustíveis diferentes que não é prático relacionar os valores de hc para todos os casos possíveis.
Além disso, a entalpia da combustão não é muito útil quando a combustão é incompleta.
*
Portanto, uma abordagem mais prática seria ter uma propriedade mais fundamental para representar a energia química de um elemento ou um composto em algum estado de referência. 
Essa propriedade é a entalpia de formação hf, que pode ser vista como a entalpia de uma substância em um estado especificado devido à sua composição química.
Para estabelecermos um ponto de partida, atribuímos à entalpia de formação de todos os elementos estáveis (como O2, N2, H2 e C) o valor zero no estado de referência padrão a 25°C e 1 atm. Ou seja, hf = 0 para todos os elementos estáveis.
Isso é como atribuir à energia interna da água líquida saturada um valor zero a 0,01°C.
*
Lembre que a forma estável de um elemento é simplesmente a forma quimicamente estável daquele elemento a 25°C e 1 atm.
O nitrogênio, por exemplo, existe na forma diatômica (N2) a 25°C e 1 atm. Portanto, a forma estável do nitrogênio no estado de referência padrão é o nitrogênio diatômico N2, não o nitrogênio monoatômico N. 
Se um elemento existe em mais de uma forma estável a 25°C e 1 atm, uma das formas deve ser especificada como a forma estável. Para o carbono, por exemplo, a forma estável é admitida como o grafite e não o diamante.
*
Reconsidere a formação do CO2 (um composto) por meio de seus elementos C e O2 a 25°C e 1 atm durante um processo em regime permanente. A variação da entalpia durante esse processo foi determinada como -393.520 kJ/kmol. Entretanto, Hreag = 0, uma vez que ambos os reagentes são elementos no estado de referência padrão, e os produtos consistem em 1 kmol de CO2 no mesmo estado. 
Portanto, a entalpia de formação do CO2 no estado de referência padrão é -393.520 kJ/kmol
Ou seja
*
O sinal negativo deve-se ao fato de que a entalpia de 1 kmol do CO2 a 25°C e 1 atm é 393.520 kJ menor do que a entalpia de 1 kmol de C e 1 kmol de O2 no mesmo estado. Em outras palavras, 393.520 kJ de energia química são liberados (deixando o sistema como calor) quando C e O2 se combinam para formar 1 kmol de CO2. 
Portanto, um composto com entalpia de formação negativa indica que o calor é liberado durante a formação daquele composto por meio de seus elementos estáveis. Um valor positivo indica que o calor é absorvido.
*
Outro termo muito usado em conjunto com a combustão de combustíveis é o poder calorífico do combustível
Em outras palavras, o poder calorífico de um combustível é igual ao valor absoluto da entalpia de combustão do combustível. Ou seja, 
Poder calorífico = Ihcl [kJ/kg combustível]
Poder Calorífico é definido como a quantidade de calor liberada quando um combustível é queimado completamente em um processo em regime permanente e quando os produtos voltam ao estado dos reagentes.
*
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 é chamado de poder calorífico inferior (PCI) quando a H2O dos produtos está na forma de vapor.
Os dois poderes caloríficos estão relacionados por 
PCS = PCI + (mhlv) H2O (kJ/kg combustível) 
em que m é a massa de H2O dos produtos por unidade de massa de combustível e hlv é a entalpia de vaporização da água na temperatura especificada (calor latente de vaporização rvap). 
*
O PODER CALORÍFICO ou a entalpia da combustão de um combustível podem ser determinados com o conhecimento da entalpia da formação dos compostos envolvidos. Isso é ilustrado com o seguinte exemplo.
Exemplo 15 – 5. Avaliação da entalpia de combustão 
Determine a entalpia de combustão da gasolina representada pelo n -octano (C8H18) a 25oC e 1 atm, usando dados da entalpia de formação da Tabela A-26. Admita que a água dos produtos está na fase líquida. 
*
Segundo a Tabela A-26, as entalpias de formação a 25oC e 1 atm são: 
CO2 = -393 520 kJ/kmol
H2O (líq) = -285 830 kJ/kmol
C8H18 (líq) = -249 950 kJ/kmol 
A eq. estequiométrica dessa reação é: 
C8H18 + 12,5(O2 + 3,76N2)  8CO2 + 9H2O (líq) + 47N2 
A entalpia de combustão seria: 
Os reagentes e os produtos estão no estado de referencia padrão de 25oC e 1 atm. Da mesma forma, o N2 e o O2 são elementos estáveis e, então, sua entalpia de formação é zero. Assim, a entalpia de combustão do C8H18 torna-se: 
Substituindo: 
hc = (8 kmol)(-393 520 kJ/kmol) + (9 kmol)(-285 830 kJ/kmol) - (1 kmol)(-249 950 kJ/kmol) 
*
A entalpia de formação a 25oC e 1 atm do octano gasoso é: 
hc = - 5 470 680 kJ/kmol = 47 981,377kJ/kg 
Que é praticamente idêntica ao valor listado de 47 980 kJ/kg da Tabela A-27. Como a água dos produtos está na fase líquida, esse valor hc corresponde ao PCS do C8H18 líquido. 
E qual seria o resultado do octano gasoso 
C8H18 (gás) = -208 450 kJ/kmol
hc = (8 kmol)(-393 520 kJ/kmol) + (9 kmol)(-285 830 kJ/kmol) - (1 kmol)(-208 450 kJ/kmol) 
hc = - 5 512 180 lJ/kmol = 48 254,68 kJ/kg 
Que resulta em um valor maior.
*
Repita o exemplo 15-5, usando óleo Diesel (n-Dodecano C12H26(g)). Entalpia de formação é de -291 010 kJ/kmol (Tabela A-26).
Repita o exemplo 15-5, usando etanol anidrido (C2H6O) em estado líquido e gasoso. Entalpia de formação é (Tabela A-26) :
liq.= -277 690 kJ/kmol
gas= -235 310 kJ/kmol
*
*
*
*
Quando a composição exata do combustível é conhecida, a entalpia de combustão daquele combustível pode ser determinada usando-se os dados de entalpia de formação mostrados anteriormente. 
Para combustíveis que exibem variações consideráveis na composição, como a gasolina, o gás natural e o óleo diesel, é mais prático determinar suas entalpias de combustão experimentalmente, queimando-os diretamente em um calorímetro a volume constante (bomba calorimétrica).
*
Ensaio de PCS em bomba calorimétrica
*
Como resultado da combustão completa do combustível, se forma CO2 e H2O em estado vapor. Quando se determina a quantidade de calor desprendida na bomba calorimétrica, os produtos da combustão se esfriam até a temperatura inicial. 
Neste casso o vapor de H2O se condensa entregando calor, assim se determina o PCS, ou seja tudo o calor obtido pelo efeito da reação de combustão. 
No MCI os produtos saem da câmara de combustão a altas temperaturas, quando não se tem condensação do vapor de água. Por isso é mais conveniente efetuar os cálculos com o PCI. 
Se é medido o PCS em MJ/kg, o PCI é obtido aproximadamente pela seguinte eq. : 
*
onde: 
rvap é o calor latente de vaporização de um kg de água (rvap = 2,512 MJ/kg), 
9H é a quantidade de vapor de água que se forma quando se queima H kg de combustível em kgvapor/kgcomb
W é a quantidade de umidade contida em um kg de combustível em kgumidade/kgcomb. 
Se PCS está em KJ/kg, o PCI é obtido por: 
*
A gasolina representada pelo n -octano (C8H18) tem a seguinte
Continuação Exemplo 15 – 5. Avaliação do PCI 
Assim, por 1 kg de combustível:
0,84 kg de C
0,16 kg de H
Substituindo em:
0
PCI = 44 364 kJ/kg, que é praticamente igual ao valor listado de 44 430 kJ/kg da Tabela A-27
*
Exemplo 16. PCI do Etanol comum brasileiro
O Conselho Nacional de Petróleo estabelece através do Regulamento Técnico No 03/79 que o etanol combustível carburante deve ter uma graduação alcoólica de 91,1 a 93,9 INPM (Instituto Nacional de Pesos e Medidas).
O grau INPM significa o percentual de álcool em peso; o complemento é água.
Considerando um grau alcoólico de 92 INPM, calcule o PCI a partir do PCS = 27 010 kJ/kg de combustível.
*
Influencia da relação PCI / razão (A/C)esteq. sobre a potencia por litro em MCI
A potência efetiva por unidade de volume de trabalho em kW/l, de um MCI é: 
onde
n: rpm
: tempos do motor (4 ou 2)
i: rendimento indicado
V: rendimento volumétrico
m: rendimento mecânico
k: densidade do ar na entrada do cilindro
: coeficiente de excesso de ar 
*
A eq. permite analisar a influencia dos diferentes parâmetros na potencia por litro do motor: 
1. A relação
varia pouco para os combustíveis líquidos de MCI, 
aproximadamente igual a 3 MJ/kg, pelo que praticamente não influencia na potência por litro. 
*
O rendimento indicado i, define o aproveitamento de calor do ciclo real. 
Para aumentar a potencia tem que procurar-se os valores máximos de 
A figura apresenta a variação desta relação para um motor de ciclo Otto a gasolina em função da composição da mistura ar-combustível (): 
O i tem seu valor máximo quando  = 1,05....1,15, o aumento posterior faz que o processo de combustão piora.
A relação
tem seu valor máximo
quando  = 0,85....0,90. 
Estes valores são os que limitam a regulagem da mistura do combustível no ar da admissão. 
*
Rendimento volumétrico ou coeficiente de enchimento V.
V determina a qualidade do processo de admissão.
É a razão entre: 
a quantidade real de carga que entra no cilindro em kg 
a quantidade de carga que poderia entrar no cilindro, estando este a pressão e temperatura da fonte de enchimento. 
para motores normalmente aspirado seria pressão e temperatura atmosférica (po e To) 
para motores sobrealimentados se considera a pressão e temperatura à saída do compressor (pk e Tk) 
*
Fatores que influenciam no enchimento do motor 
1. Variação das rpm: 
As perdas de pressão no sistema de admissão são diretamente proporcionais ao quadrado da velocidade do fluido operante, sendo esta velocidade do fluido operante quase proporcional ao aumento das rpm. 
Por isso, com o aumento das rpm, diminui o V, a pesar que o fluido operante se aquece menos no processo de admissão, por estar menos tempo em contato com as superfícies quentes. 
Porem, este fenômeno faz o efeito de diminuir o enchimento do cilindro, para reduzidas rpm. 
1. marcha lenta motor Diesel
2. máxima carga motor Diesel
3. máxima carga motor Otto
4. carga parcial motor Otto (borboleta parcialmente aberta)
5. marcha lenta motor Otto (borboleta quase fechada) 
*
Fatores que influenciam no enchimento do motor 
1. Variação das rpm: 
O V, a máxima carga no Diesel é maior que o motor de ciclo Otto, e varia menos sensivelmente , isto é pela borboleta 
No motor de ciclo Otto, na medida que vai se fechando a borboleta aumenta a resistência e o V diminui bruscamente
1. marcha lenta motor Diesel
2. máxima carga motor Diesel
3. máxima carga motor Otto
4. carga parcial motor Otto (borboleta parcialmente aberta)
5. marcha lenta motor Otto (borboleta quase fechada) 
Então, porque não eliminamos a borboleta nos modernos motores de ciclo Otto 
*
Nos motores de ciclo Otto (com ignição por centelha), para assegurar a limitação das rpm máximas quando diminui a carga e o funcionamento estável nas rpm mínimas na marcha lenta, é necessária a borboleta na admissão.
Porem, existem tecnologias de motores 4 tempos com ignição por centelha sem borboleta, a Valvetronic da BMW e o MultiAir da Fiat. Ambos se baseiam no mesmo principio de mudar o enchimento do motor através da variação quase ilimitada do levantamento e duração da abertura das válvulas, a diferença é basicamente em como cada um faz essas variações. 
No Brasil tem a venda uma versão do Fiat 500 com o motor 1.4, 16v MultiAir. Além desse motor existe um 2 cilindros turbo vendido na Europa com o MultiAir tb. 
*
2. Influencia do diâmetro do cilindro D e relação S/D (S é curso do pistão)
Com valores maiores de D se podem projetar motores com diâmetros maiores de válvulas ou mais de uma válvula de admissão por cilindro. Assim diminuem as perdas de carga do fluido operante e aumenta o V. 
Atualmente se fabricam muito os motores de percurso curto, os quais S/D < 1. 
Porem, o aumento do D em motores de ciclo Otto está limitado pela combustão detonante, provocando valores de taxa de compressão não muito grandes. 
*
3. Influencia das fases de distribuição dos gases
O V depende da duração do processo e dos instantes em que abrem e fecham as válvulas, ou seja, das fases de distribuição dos gases. 
Como os motores de automóvel trabalham em uma ampla faixa de rpm, a melhor solução é comando de válvulas variáveis. 
A fase de distribuição dos gases elegida, satisfaze condições ótimas de enchimento para determinadas rpm. 
*
Na tubulação do sistema de intercambio de gases, durante a admissão e escapamento acontecem movimentos oscilatórios dos gases que provocam ondas de pressão. 
4. Influencia dos fenômenos oscilatórios que ocorrem na tubulação de admissão 
Este fenômeno pode ser aproveitado para aumentara massa do fluido operante que entra no cilindro. 
Isto se consegue no caso que, ao final da admissão, na válvula de entrada, a pressão supere a pressão atmosférica, fazendo coincidir a parte de alta da onda pressão, com a sessão de passo da válvula antes do fechamento. 
Isto é conhecido como sobre alimentação inercial. 
*
ANÁLISE DE PRIMEIRA LEI PARA OS SISTEMAS REAGENTES 
As relações do balanço de energia (ou da Primeira Lei) aplicam-se aos sistemas reagentes e não reagentes.
Os sistemas quimicamente reagentes envolvem variações em sua energia química e, portanto, é mais conveniente escrever as relações de balanço de energia, para que as mudanças das energias químicas sejam explícitas.
Faremos isso primeiramente para os sistemas contínuos em regime permanente e, em seguida, para os sistemas fechados.
*
Sistemas em Regime Permanente 
Antes de escrevermos a relação de balanço de energia, precisamos expressar a entalpia de um componente em uma forma adequada aos sistemas reagentes. 
Ou seja, precisamos expressar a entalpia de maneira que ela seja relativa ao estado de referência padrão e o termo da energia química apareça explicitamente. 
Quando expresso adequadamente, o termo da entalpia deve reduzir-se à entalpia da formação hof no estado de referência padrão.
*
O termo entre parênteses representa a entalpia sensível relativa ao estado de referência padrão, que é a diferença entre h (a entalpia sensível no estado especificado) e ho (a entalpia sensível no estado de referência padrão a 25°C e 1 atm).
Essa definição nos permite utilizar os valores da entalpia das tabelas, independentemente do estado de referência utilizado em sua construção. 
*
Entalpia de um componente por unidade de mol
*
Quando as variações das energias cinética e potencial são desprezíveis, o balanço de energia em regime permanente
pode ser expresso para um sistema em regime permanente com ocorrência de reação química de forma mais explícita como: 
onde np e nr ponto, representam as taxas de fluxo molar do produto p e do reagente r, respectivamente
Taxa de entrada de energia por calor, trabalho e massa
Taxa de saída de energia por calor, trabalho e massa
*
Na análise da combustão, é mais conveniente trabalhar com quantidades expressas por mol de combustível. Tal relação é obtida pela divisão de cada termo da equação anterior pela taxa de escoamento molar do combustível, resultando em: 
onde Nr e Np representam, respectivamente, o número de moles do reagente r e do produto p por mol de combustível.
Vimos que Nr = 1 para o combustível. Os outros valores Nr (dos outros reagentes) e Np podem ser escolhidos diretamente da equação de combustão balanceada. 
Entrada de energia por mol de combustível por calor, trabalho e massa 
Saída de energia por mol de combustível por calor, trabalho e massa 
*
Tomando a transferência de calor para o sistema e o trabalho realizado pelo sistema como quantidades positivas, a relação de balanço de energia que acabamos de discutir pode ser expressa de forma mais compacta como: 
ou como:
*
em que: 
Se a entalpia da combustão de determinada reação está disponível, a equação de balanço de energia por moI de combustível em regime permanente pode ser expressa como:
*
Às vezes, as relações de balanço de energia acima são escritas sem o termo de trabalho, uma vez que a maioria dos processos de combustão em regime permanente não envolve nenhuma interação de trabalho. 
Normalmente uma câmara de combustão envolve saída de calor, mas não entrada de calor. Assim, o balanço de energia de um processo de combustão com escoamento em regime permanente típico torna-se:
Entrada de energia com massa expressa por mol de combustível 
Saída de energia com massa expressa por mol de combustível 
*
Entrada de energia com massa expressa por mol de combustível 
Saída de energia com massa expressa por mol de combustível 
O balanço expressa que a saída de calor durante um processo de combustão é simplesmente a diferença entre a energia dos reagentes que entram e a energia dos produtos que saem da câmara de combustão.
*
A relação de balanço de energia geral de um sistema fechado Ee - Es = Esistema pode ser expressa para um sistema fechado fixo que reage quimicamente como: 
(Qe - Qs) + (We - Ws) = Uprod - Ureag [kJ/kmol combustível]
Sistemas Fechados
onde:
 Uprod representa a energia interna dos produtos 
 Ureag representa a energia interna dos reagentes.
*
Para evitar o uso de outra propriedade (só entalpia); temos que:
Assim, a equação acima pode-se expressar como:
U = H - PV
Uma expressão da energia interna de um componente químico em termos da entalpia. 
*
Para chegar a:
Os termos Pv são desprezíveis para sólidos e líquidos e podem ser substituídos por RúT para os gases que se comportam como gás ideal. Da mesma forma, se desejado, os termos h - Pv podem ser substituídos por u. 
O termo de trabalho W representa todas as formas de trabalho, incluindo o trabalho de fronteira. 
*
Existem várias considerações importantes na análise dos sistemas reagentes. Por exemplo, precisamos saber se o combustível é um sólido, um líquido ou um gás, uma vez que a entalpia de formação de um combustível depende da fase do combustível. 
Também precisamos conhecer o estado do combustível quando ele entra na câmara de combustão para determinar sua entalpia. 
Para cálculos da entropia, é particularmente importante saber se o combustível e o ar entram na câmara de combustão prémisturados ou separadamente. 
Quando os produtos da combustão são resfriados a baixas temperaturas, precisamos levar em conta a possibilidade da condensação de parte do vapor d'água nos gases do produto.
*
15 - 6. Análise de Primeira Lei da combustão 
Propano líquido (C3H8) entra na câmara de combustão a 25oC e taxa de 0,05 kg/min, onde é misturado e queimado com 50% de excesso de ar que entra na câmara a 7oC. Uma analise dos gases da combustão revela que todo o hidrogênio do combustível queima em H2O, mas que apenas 90% do carbono queima em CO2, com os 10% restante formando CO. Se a temperatura dos gases da combustão é de 1500 K, determine:
a) vazão mássica de ar
b) a taxa de transferência de calor da câmara de combustão
*
Para o processo real de combustão com 50% de excesso de ar e parte do CO nos produtos torna-se: 
C3H8(liq) + 7,5(O2 + 3,76N2)  2,7 CO2 + 0,3 CO + 4 H2O + 2,65 O2 + 28,2 N2 
A reação estequiométrica seria: 
C3H8(liq) + 5(O2 + 3,76N2)  3CO2 + 4H2O + 18,8N2 
O2: 7,5 = 2,7 + 0,3/2 + 4/2 + x  x = 2,65 
a) A razão A/C desse processo de combustão é: 
= 23,53 kgar/kgcomb 
Assim: 
1,18 kgar/min 
*
b) A transferência de calor para esse processo de combustão em regime permanente é determinado do balanço Es = Ee aplicando à câmara de combustão por unidade de kmol de combustível 
ou 
Considerando o ar e os produtos da combustão como gases ideais, se forma a seguinte tabela usando dados das tabelas de propriedades termodinâmicas, antes a hfo do propano líquido é obtida pela subtração da entalpia de vaporização hlv do propano a 25oC da hfo do propano gasoso: 
*
*
Substituindo, temos: 
Qs = (1kmol C3H8)[(-118 622 + h298 - h298) kJ/kmol C3H8] 
+ (7,5 kmol O2)[(0 + 8 150 - 8 682) kJ/kmol O2] 
+ (28,2 kmol N2)[(0 + 8 141 – 8 669) kJ/kmol N2] 
- (2,7 kmol CO2)[(-393 520 + 71 087 - 9 364) kJ/kmol CO2] 
- (0,3 kmol CO)[(-110 530 + 47 517 – 8 669) kJ/kmol CO] 
- (4 kmol H2O)[(-241 820 + 57 999 – 9 904) kJ/kmol H2O] 
- (2,65 kmol O2)[(0 + 49 292 – 8 682) kJ/kmol O2]
- (28,2 kmol N2)[(0 + 47 073 – 8 669) kJ/kmol N2] 
= 363 880 kJ/kmol de C3H8 
Assim, 363 880 kJ de calor são transferido da câmara de combustão para cada kmol (44,097 kg) de propano. Isso corresponde a 363 880/44 = 8 270 kJ de perda de calor por kg de propano.
*
Assim, a razão de transferência de calor para uma vazão mássica de 0,05kg/min para o propano torna-se: 
= (0,05 kg/min)(8 270 kJ/kg)
= 413,5 kJ/min = 6,89 kW
Vimos que 363 880 kJ de calor são transferido da câmara de combustão para cada kmol (44,097 kg) de propano. Isso corresponde a 363 880/44 = 8 270 kJ de perda de calor por kg de propano.
*
Exemplo 15 - 7 
Analise de Primeira Lei da Combustão em uma Bomba Calorimétrica. 
O tanque de volume constante de uma Bomba Calorimétrica contém 1 gmol de gás metano (CH4) e 3 gmol de O2 a 298 K e 1 atm. O conteúdo do tanque é inflamado e o gás metano queima completamente. Se a temperatura final é de 1000 K, determine: 
a) a pressão final do tanque
b) a transferência de calor durante esse processo 
*
Assim como 1 kg = 1000 g, 1 kmol = 1000 gmol,
temos que 1 lb ≈ 453,59237 g, 1 lbmol ≈ 453,59237 gmol. 
Então, usamos estas igualdades para multiplicar por frações equivalentes para converter unidades, mantendo o valor correto: 
1gmol = 0,001kmol ≈ 0,0022 lbmol 
*
A eq. de combustão balanceada é: 
a) A 1000 K, a água existe na fase gasosa. Usando a relação de gás ideal para os reagentes e produtos, a pressão final do tanque é determinada como: 
Substituindo obtemos: 
CH4 + 3O2  CO2 + 2H2O + O2 
*
b) Observando que o processo não envolve trabalho, a transferência de calor durante esse processo de combustão com volume constante pode ser determinada com o balanço da energia Es –Ee = Esistema aplicando ao tanque, 
Como os reagentes e os produtos são considerados gases ideais, toda a energia interna e as entalpias dependem apenas da temperatura, e os termos Pv podem ser substituídos por RuT. Também vemos que os reagentes estão à temperatura de referencia padrão de 25oC, assim o resultado é: 
*
Então, se forma a seguinte tabela usando dados das tabelas de propriedades termodinâmicas:
*
Se Ru = 8,314 kJ/kmol.K, substituindo temos:
Qs = (1 x 10-3 kmol CH4)[(-74 850 – 8,314 x 298) kJ/kmolCH4]
 + (3 x 10-3 kmol O2)[(0 – 8,314 x 298) kJ/kmol O2]
 - (1 x 10-3 kmol CO2)[(-393 520 +42 764 – 9 364 – 8,314x1000) kJ/kmol CO2]
 - (2 x 10-3 kmol H2O)[(-241 820 +35 882 – 9 904 – 8,314x1000) kJ/kmol H2O]
 - (1 x 10-3 kmol O2)[(0 + 31 389 – 8 682 – 8,314 x 1000) kJ/kmol O2]
 = 724,946 kJ/kmol CH4
Em termos de massa, a transferência de calor do tanque seria 724,946/16 = 45,309 kJ/kg de metano
*
Na falta de interações de trabalho e de variações das energias cinética ou potencial, a energia química liberada durante um processo de combustão se perde como calor para a vizinhança ou é usada internamente para elevar a temperatura dos produtos da combustão. 
TEMPERATURA ADIABÁTICA DE CHAMA 
Quanto menor for a perda de calor, maior será a elevação da temperatura. 
No caso-limite de nenhuma perda de calor para a vizinhança (Q = 0), a temperatura dos produtos atinge um máximo, que é denominado temperatura teórica de chama ou temperatura adiabática de chama da reação.
*
A temperatura teórica de chama de um processo de combustão em regime permanente é determinada definindo Q = 0 e W = 0. Isso resulta em: 
Hprod = Hreag	
ou
Após especificar os reagentes e seus estados, a entalpia dos reagentes Hreag pode ser determinada com facilidade.
O cálculo da entalpia dos produtos Hprod não é tão direto, porque a temperatura dos produtos não é conhecida antes dos cálculos.
*
Assim, a determinação da temperatura adiabática de chama exige o uso de uma técnica iterativa, a menos que as equações para as variações da entalpia sensível dos produtos da combustão estejam disponíveis.
Uma temperatura é admitida para os gases do produto e Hprod é determinado para essa temperatura. Se ela não for igual a Hreag, os cálculos são repetidos com outra temperatura. 
Hprod = Hreag 
A temperatura teórica de chama é determinada pela interpolação desses dois resultados.
Quando o oxidante é o ar, os gases do produto consistem principalmente em N2, e uma boa estimativa para a temperatura teórica de chama é obtida pelo tratamento dos gases de todo o produto como N2.
*
Nas câmaras de combustão, a mais alta temperatura à qual um material pode ser exposto é limitada pelas considerações metalúrgicas. 
Assim, a temperatura teórica de chama é uma consideração importante no projeto das câmaras de combustão dos MCI.
*
As temperaturas máximas que ocorrem nos MCI são consideravelmente mais baixas do que a teórica de chama, uma vez que a combustão em geral é incompleta, parte da perda de calor ocorre e alguns gases de combustão se dissociam a altas temperaturas.
A temperatura máxima de uma câmara de combustão pode ser controlada pelo ajuste da quantidade de excesso de ar, que serve como refrigerante.
*
A temperatura teórica de chama de um combustível não é única. Seu valor depende de:
Estado dos reagentes
Grau de conclusão da reação
Quantidade de ar usada.
Para um combustível específico em um estado especificado, queimado com ar a um estado especificado, a temperatura teórica de chama atinge seu valor máximo quando ocorre a combustão completa com a quantidade teórica de ar. 
*
Exemplo 15 - 8 Temperatura Teórica (ou adiabática) de chama em combustão em regime permanente 
A gasolina representada pelo octano líquido C8H18 entra na câmara de combustão de uma turbina a gás de forma continua a 1 atm e 25oC, e é queimado com o ar que entra no mesmo estado. Determine a temperatura teórica de chama para:
a) a combustão completa com 100 % de ar teórico
b) a combustão completa com 400 % de ar teórico
c) a combustão incompleta (CO nos produtos) com 90 % de ar teórico 
*
a) A eq. balanceada com a quantidade teórica de ar é: 
C8H18(liq.) + 12,5 (O2 + 3,76N2)  8CO2 + 9H2O + 47N2 
A temperatura adiabática de chama se calcula a partir da relação Hreag = Hprod 
Como os reagentes estão no estado de referencia padrão e hfo = 0 para O2 e N2, neste caso a relação das entalpias se reduz a: 
Assim, os valores de hfo e h dos diversos componentes a 298 K são: 
*
Substituindo:
(8 kmol CO2)[(-393 520 + hCO2 – 9 364) kJ/kmol CO2]
+ (9 kmol H2O)[(-241 820 + hH2O – 9 904) kJ/kmol H2O)
+ (47 kmol N2)[(0 + hN2 – 8 669) kJ/kmol N2
= (1 kmol C8H18)[(-249 950 kJ/kmol C8H18)
que resulta em:
*
Parece que temos uma eq. com três incógnitas. Na verdade, temos apenas uma incógnita, a temperatura dos produtos, uma vez que h = h(T) para os gases ideais.
Assim, temos de usar um solucionador de equações como o EES (Engineering Equation Solver) ou uma abordagem de tentativa e erro para determinar a temperatura dos produtos. 
Uma primeira opção é obtida dividendo o lado direito da eq, pelo numero total de moles, o que resulta 5 646 081 / (8 + 9+ 47) = 88 220 kJ/kmol. Esse valor de entalpia corresponde a cerca de: 
Para o N2: T = 2 650 K (Tabela A-18)
Para o a H2O: T = 2 100 K (Tabela A-23)
Para o CO2: T = 1 800 K (Tabela A-20) 
Observando que a maioria dos moles são de N2, vemos que Tprod deve estar próximo de 2 650 K, mas um pouco abaixo disso. Portanto, uma boa primeira aproximação é 2 400 K. Nesta temperatura: 
8 x 125 152 + 9 x 103 508 + 47 x 79 320 
 = 5 660 828 kJ
*
Esse valor (5 660 828 kJ para 2 400 K) é mais alto do que calculados 
Assim, a temperatura real está ligeiramente abaixo de 2 400 K. 
A seguir selecionamos 2 350 K. Isso resulta: 
8 x 122 091 + 9 x 100 848 + 47 x 77 496 = 5 526 654 kJ 
Que é mais baixo do que 5 646 081 kJ. Portanto, a temperatura real dos produtos está entre 2 400 e 2 350 K.
Por interpolação, descobrimos que Tprod = 2 395 K 
Ou seja, a Temperatura Adiabática de chama é 2 395 K
*
b) A eq. balanceada do processo de combustão completa com 400% de ar teórico é: 
C8H18(liq.) + 50(O2 + 3,76N2)  8CO2 + 9H2O + 37,5 O2 + 188N2 
Seguindo o mesmo procedimento, a temperatura adiabática de chama neste caso é determinada como Tprod = 962 K 
Observe que a temperatura dos produtos diminui significativamente como resultado do uso de excesso de ar. 
c) A eq. balancea parao processo de combustão incompleta com 90% de ar teórico é: 
C8H18(liq.) + 11,25(O2 + 3,76N2)  5,5CO2 + 9H2O + 2,5CO + 42,3N2
Com o mesmo procedimento, descobrimos que a temperatura adiabática de chama neste caso é Tprod = 2 236 K 
Discussão: a temperatura adiabática de chama diminui como resultado da combustão incompleta ou do uso de excesso de ar. Assim, a máxima temperatura adiabática de chama é atingida quando ocorre a combustão completa com a quantidade teórica de ar. 
*
VARIAÇÃO DA ENTROPIA EM SISTEMAS REAGENTES
Até agora analisou-se os processos de combustão sob os pontos de vista da conservação de massa e da conservação de energia. A análise termodinâmica de um processo não está completa, porém, sem um exame dos aspectos da Segunda Lei.
A exergia e a destruição da exergia são particularmente interessantes, e ambas estão relacionadas à entropia. 
*
As relações de balanço da entropia aplicam-se igualmente aos sistemas reagentes e não-reagentes, desde que as entropias dos constituintes individuais sejam avaliadas adequadamente usando uma base comum. 
O balanço de entropia de qualquer sistema (incluindo os sistemas reagentes) que passa por qualquer processo pode ser expresso como: 
Transferência líquida de
entropia por calor e massa
Geração de
entropia
Variação de
entropia
*
Usando as quantidades por unidade de mol de combustível, e tomando a direção positiva da transferência de calor como sendo para dentro do sistema, a relação do balanço de entropia pode ser expressa de forma mais explícita para um sistema reagente fechado ou em regime permanente como:
em que Tk é a temperatura na fronteira onde Qk a cruza. Para um processo adiabático (Q = 0), o termo da transferência de entropia deixa de existir e a equação é reduzida para: 
(kJ/K)
*
A entropia total gerada durante um processo pode ser determinada pela aplicação do balanço da entropia a um sistema estendido que inclui o próprio sistema e sua vizinhança imediata, onde irreversibilidades externas podem ocorrer.
Ao avaliar a transferência de entropia entre um sistema estendido e a vizinhança, a temperatura de fronteira do sistema estendido é simplesmente considerada a temperatura ambiente.
*
A determinação da variação da entropia associada a uma reação química parece ser direta, exceto por um detalhe: as relações de entropia para reagentes e produtos envolvem as entropias dos componentes, não as variações de entropia, como no caso de sistemas não reagentes.
Assim, enfrentamos problemas para encontrar uma base comum para a entropia de todas as substâncias, como a entalpia.
A pesquisa dessa base comum levou ao estabelecimento da Terceira Lei da Termodinâmica na primeira parte do século passado: a entropia de uma substância cristalina pura à temperatura de zero absoluto é zero. 
*
Portanto, a Terceira Lei da Termodinâmica fornece uma base absoluta para os valores da entropia de todas as substâncias. Os valores da entropia relativos a essa base são chamados de entropia absoluta. Os valores so listados nas Tabelas para diversos gases como N2, O2, CO, CO2, H2, H2O, OH e O são os valores da entropia absoluta do gás ideal na temperatura especificada e à pressão de 1 atm. 
Os valores da entropia absoluta de diversos combustíveis são listados nas Tabelas juntamente com os valores hfo no estado de referência padrão de 25°C e 1 atm. 
*
A equação vista anteriormente é uma relação geral da variação da entropia de um sistema reagente. Isso requer a determinação da entropia individual de cada componente dos reagentes e produtos, o que em geral não é fácil.
Os cálculos de entropia podem ser simplificados se os componentes gasosos dos reagentes e dos produtos forem aproximados como gases ideais. 
Entretanto, os cálculos da entropia nunca são tão fáceis quanto aqueles da entalpia ou da energia interna, uma vez que a entropia é uma função da temperatura e da pressão, mesmo para os gases ideais.
*
Ao avaliarmos a entropia de um componente de uma mistura de gás ideal, devemos usar a temperatura e a pressão parcial do componente. 
Lembre que, a temperatura de um componente é igual à temperatura da mistura, e que a pressão parcial de um componente é igual à pressão da mistura multiplicada pela fração molar do componente.
*
Os valores da entropia absoluta diferentes de Po = 1 atm para qualquer temperatura T podem ser obtidos com a relação da variação da entropia (s) do gás ideal escrita para um processo isotérmico imaginário entre os estados (T,Po) e (T,P), como ilustra a Figura: 
A uma temperatura especificada, a entropia absoluta de um gás ideal em pressões diferentes de Po =1 atm pode ser determinada pela subtração de Ruln(P/Po) do valor tabelado a 1 atm: 
*
em que Po = 1 atm, Pi é a pressão parcial, yi é a fração molar do componente e Pm é a pressão total da mistura. 
Para o componente i de uma mistura de gás ideal, essa relação pode ser escrita como: 
Se uma mistura de gás está a uma pressão relativamente alta ou a uma temperatura relativamente baixa, o desvio do comportamento do gás ideal deve ser levado em conta, incorporando equações de estado mais exatas ou os diagramas de entropia generalizados. 
(kJ/kmol K)
*
ANÁLISE DE SEGUNDA LEI DOS SISTEMAS REAGENTES
Depois que a variação ou geração da entropia são avaliadas, a exergia destruída Xdestruída associada a uma reação química pode ser determinada com
em que To é a temperatura termodinâmica da vizinhança. 
*
Ao analisarmos os sistemas reagentes, estamos mais preocupados com as variações da exergia dos sistemas reagentes do que com os valores da exergia nos diversos estados (Figura). 
Lembre-se de que trabalho reversível Wrev representa o trabalho máximo que pode ser realizado durante um processo.
*
Na falta de variações nas energias cinética e potencial, a relação do trabalho reversível para um processo de combustão em regime permanente que envolve transferência de calor com a vizinhança a To pode ser obtida pela substituição dos termos da entalpia por hfo + h - ho. resultando em:
Uma situação interessante surge quando reagentes e produtos estão à temperatura da vizinhança To. Nesse caso:
que é, por definição, a função de Gibbs de uma unidade de mol de uma substância à temperatura To.
*
em que gfo é a função de Gibbs de formação (gfo=0 para elementos estáveis como N2 e O2 no estado de referência padrão de 25°C e 1 atm, assim como a entalpia da formação) e gTo - go representa o valor da função de Gibbs sensível de uma substância à temperatura To com relação ao estado de referência padrão.
Para o caso muito especial em que Treag = Tprod = To = 25°C (ou seja, os reagentes, os produtos e a vizinhança estão a 25°C) e pressão parcial Pi= 1 atm para cada componente dos reagentes e produtos, a equação é reduzida a 
ou
(kJ)
*
Os valores gjo de diversas substâncias estão listados nas Tabelas. 
*
Exemplo 15 - 9 Trabalho Reversível Associado a um processo de combustão 
Um kmol de carbono a 298 K e 1 atm é queimado em regimem permanente com 1 kmol de oxigênio no mesmo estado que mostra a Figura. O CO2 formado durante o processo é levado até 298 K e 1 atm, às condições da vizinhança. Admitindo que a combustão seja completa, determine o trabalho reversível para esse processo. 
*
Segundo a tabela A-26: 
Como Treag = Tprod = To = 25°C
A eq. de combustão é: 
C + O2  CO2 
0
0
= -1 kmol(-394 360 kJ/kmol) 
= 394,4 103 kJ 
Assim, 394 360 kJ de trabalho poderiam ser realizados quando 1 kmol C fosse queimado com 1 kmol O2 a 25oC e 1 atm em um ambiente no mesmo estado. Neste caso o trabalho reversível representa a exergia dos reagentes, uma vez que o produto (CO2) está no estado da vizinhança. 
*
Também poderíamos determinar o Trabalho Reversível sem envolver a função de Gibbs, usando: 
Wrev = (1kmol de C)[(0 – (298 K)(5,74 kJ/kmol)]
+ (1kmol de O2) [(0 – (298 K)(205,04 kJ/kmol K)] 
- (1 kmol de CO2)[(-393 520 kJ/kmol– (298 K)(213,8 kJ/kmol K)] 
= 394,4 103 kJ
que é idêntico ao resultado obtido anteriormente 
*
Exemplo 15 - 10 Análise de Segunda Lei da Combustão Adiabática 
O gás metano (CH4) entra em uma câmara de combustão adiabática que opera em regime permanente a 25oC e 1 atm. Ele é queimado com 50% de excesso de ar, que também entra a 25oC e 1 atm. Admitindo que a combustão seja completa, determine: 
a) a temperatura dos produtos
b) a geração de entropia
c) o trabalho reversível e a destruição da exergia. 
Admita que To = 289 K e os produtos saem da câmara a 1 atm. 
*
a) A eq. balanceada para o processo combustão completa com 50% de excesso de ar é: 
CH4(gás) + 3(O2 + 3,76N2)  CO2 + 2H2O + O2 + 11,28N2
Sob regime permanente, a temperatura adiabática de chama é determinada com Hprod = Hreag, que se reduz a: 
Uma vez que todos os reagentes estão no estado de referencia padrão e hf = 0 para O2 e N2. 
Assumindo o comportamento de gás ideal para o ar e os produtos, os valores de hf e h dos diversos componentes a 298 K podem ser listados como: 
*
Substituindo em 
temos: 
(1 kmol CO2)[(-393 520 + hCO2 – 9 364) kJ/kmol CO2]
+ (2 kmol H2O)[(-241 820 + hH2O – 9 904) kJ/kmol H2O]
+ (11,28 kmol N2)[(0 + hN2 – 8 669) kJ/kmol N2]
+ (1 kmol O2)[(0 + hO2 – 8 682) kJ/kmol O2]
= (1 kmol CH4)(-74 850 kJ/kmol CH4)
Que resulta em: 
*
Então: 
este valor de entalpia corresponde a 
Para:	CO2  T = 1 340 K 
H2O  T = 1580 K
O2  T = 1820 K 
N2  T = 1900 K
Por tentativa e erro, a temperatura adiabática de chama é 
Tprod = 1 789 K
*
Como a combustão é adiabática, a geração de entropia se determina pela eq.: 
O CH4 está a 25oC e 1 atm e, portanto, sua entropia absoluta é sCH4 = 186,16 kJ/kmol K (Tabela A-26). Os valores listados nesta tabela são para 1 atm. O ar e os produtos estão a uma pressão total de 1 atm, porem, os valores as entropias devem ser calculadas à pressão parcial dos componentes, que é igual a Pi = yi Ptotal, onde yi é a fração molar do componente i. Assim poder substituir na eq.: 
*
Os cálculos da entropia podem ser representados na forma tabular como: 
Assim: Sgerada = Sprod – Sreag = (3 989,71 – 3 023,69) kJ/kmol K 
= 966,02 kJ/kmol K
*
c) A destruição de exergia ou a irreversibilidade associada a esse processo é determinada por meio da eq.: 
ou seja, 288 MJ de potencial de realização de trabalho são desperdiçados durante esse processo de combustão para cada kmol de metano queimado. 
Esse exemplo mostra que até mesmo os processos de combustão completa são altamente irreversíveis. 
Esse processo não envolve trabalho real. Assim, o trabalho reversível e a exergia destruída são idênticos:
Wrev = 288 MJ/kmol de CH4 
Ou seja, 288 MJ de trabalho podem ser realizados durante esse processo, mas não são. Em vez disso, todo o potencial de realização de trabalho é desperdiçado. 
*
O gás metano CH4 entra em uma câmara de combustão que opera em regime permanente a 25oC e 1 atm e é queimado com 50% de excesso de ar, o qual também entra a 25oC e 1 atm. Após a combustão, os produtos são resfriados até 25oC.
Admitindo a combustão completa, determine: 
Admitindo a combustão completa, determine:
a) a transferência de calor por kmol de CH4
b) a geração de entropia
c) o trabalho reversível e a destruição de exergia. 
Admita que To = 298 K e os produtos saem da câmara de combustão a 1 atm. 
*
Esse é o mesmo processo de combustão do exemplo anterior, exceto pelo fato de que os produtos da combustão são levados até o estado da vizinhança por transferência de calor. Assim, a eq. da combustão é a mesma: 
CH4(gás) + 3(O2 + 3,76N2)  CO2 + 2H2O + O2 + 11,28N2
A 25oC, parte da água se condensará. A quantidade de vapor de água que permanece nos produtos é determinada por meio de (consulte o exemplo 15-3): 
e
Assim, 2 – 0,43 =1,57 kmol da H2O formada está na forma líquida, que é removida a 25oC e 1 atm. Quando a pressões parciais dos componentes dos gases do produto são avaliadas, as únicas moléculas de água que precisam ser consideradas são aquelas que estão na fase vapor.
*
a) A transferência de calor é determinada com o balanço de energia Es = Ee:
uma vez que todos os reagentes e produtos estão na referencia padrão de 25oC e a entalpia dos gases ideais depende apenas da temperatura.
Explicitando Qs e substituindo os valores de entalpia de formação: 
Qs = (1 kmol CH4)(-74 850 kJ/kmol CH4)
 - (1 kmol CO2)(-393 520 kJ/kmol CO2)
 - [0,43 kmol H2O(gás)][-241 820 kJ/kmol H2O(gás)
 - [1,57 kmol H2O(líq.)][-285 830 kJ/kmol H2O(líq.)]
 = 871 405 kJ/kmol CH4 
*
Assim:
*
Portanto, a geração de entropia total é determinado pelo balanço de entropia aplicado a um sistema estendido que inclui a vizinhança imediata da câmara de combustão: 
= 2 746 kJ/kmol K CH4
*
c) A destruição da exergia e o trabalho reversível associado a esse processo são determinados com: 
e
*
Combustíveis como o metano normalmente são queimados para fornecer energia térmica a altas temperaturas para uso em máquinas térmicas. 
Entretanto, uma comparação entre os trabalhos reversíveis obtidos nos dois últimos exemplos revela que a exergia dos reagentes (818 MJ/kmol CH4) diminui em 288 MJ/kmol como resultado apenas do processo de combustão adiabática irreversível. 
Ou seja, a exergia dos gases de combustão quentes ao final do processo de combustão adiabática é 818 - 288 = 530 MJ/kmol CH4. 
*
Em outras palavras, o potencial de realização de trabalho dos gases de combustão quentes é de cerca de 65% do potencial de realização de trabalho dos reagentes. Parece que, quando o metano é queimado, 35% do potencial de realização de trabalho é perdido antes mesmo de começarmos a usar a energia térmica (Figura).
Assim, a Segunda Lei da Termodinâmica sugere que deve haver um modo melhor de converter a energia química em trabalho. A melhor maneira, obviamente, é a menos irreversível, sendo melhor ainda o caso reversível.
*
Células Combustíveis
Nas reações químicas, a irreversibilidade se deve à troca descontrolada de elétrons entre os componentes reagentes.
A troca de elétrons pode ser controlada pela substituição da câmara de combustão pelas células eletrolíticas, como as baterias dos automóveis.
Isso é como substituir a expansão irrestrita de um gás nos sistemas mecânicos pela expansão restrita.
Nas células eletrolíticas, os elétrons são trocados através de fios condutores conectados à carga, e a energia química é convertida diretamente em energia elétrica. Os dispositivos de conversão de energia que funcionam de acordo com esse princípio são chamados de células combustíveis.
*
As células combustíveis não são máquinas térmicas e, portanto, suas eficiências não são limitadas pela eficiência de Carnot. Elas convertem energia química em energia elétrica de forma essencialmente isotérmica.
Uma célula combustível funciona como uma bateria, exceto pelo fato de que ela produz sua própria eletricidade, combinando um combustível com oxigênio de uma célula de forma eletroquímica sem combustão, e descarta o calor desperdiçado. Uma célula combustível consiste em dois eletrodos separados por um eletrólito como um óxido sólido, ácido fosfórico ou carbonato fundido.
*
O mesmo projeto pode ser usado para gerar uma pequena quantidade de energia em uma estação de comutação remota ou uma grande quantidade de potência para fornecer eletricidade a toda uma cidade. Portanto, as células combustíveis são chamadas de "microchip da indústria da energia".
A energia elétrica gerada por uma única célula combustível em geral é pequena demais para ter utilidade. Portanto, as células combustíveis em geral são empilhadas em aplicações práticas. Essa modularidade permite que as células combustíveis tenham flexibilidade considerável nas aplicações.
*
O hidrogênio é ionizado na superfície do anodo, e os íons de hidrogênio fluem através do eletrólito até o catodo.Existe uma diferença de potencial entre o anodo e o catodo, e os elétrons livres fluem do anodo para o catodo através de um circuito externo (como um motor ou um gerador).
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Os íons do hidrogênio combinam com o oxigênio e os elétrons livres da superfície do catodo, formando água. 
Portanto, a célula combustível opera como um sistema de eletrólise que funciona ao contrário. 
Em operação contínua, o hidrogênio e o oxigênio entram continuamente na célula combustível como reagentes e a água sai como produto. 
Assim, tem-se na saída da célula combustível uma corrente de água potável.
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A célula combustível foi inventada por William Groves em 1839, mas não recebeu muita atenção até a década de 1960, quando foi usada para produzir eletricidade e água para as naves espaciais Gemini e Apollo durante suas missões até a Lua. 
Hoje elas são usadas com a mesma finalidade nas missões de ônibus espaciais. Apesar dos efeitos irreversíveis, como resistência interna ao fluxo de elétrons, as células a combustível têm um grande potencial para atingir eficiências de conversão muito mais altas.
No momento, as células combustíveis estão disponíveis comercialmente, mas só são competitivas em alguns nichos de mercado devido a seu alto custo.
As células combustíveis produzem potência elétrica de alta qualidade de modo eficiente e silencioso, enquanto geram emissões baixas usando uma variedade de combustíveis como o hidrogênio, o gás natural, o propano o biogás e os álcoois.
*
Já existem automóveis movidos a 100% por célula combustível, mais do que dobrando a eficiência de menos de 30% dos motores a gasolina para até 60% das células combustíveis.
O gargalo ainda está na produção do hidrogênio puro. O problema ainda é separá-los dos outros elementos químicos aos quais está normalmente ligado.
http://autozine.com.br/tecnologia/celula-de-combustivel-a-tecnologia-ecologica-do-futuro 
Em 1999, a DaimlerChrysler anunciou seu automóvel híbridos alimentado por célula combustível, chamado de NECAR IV, com autonomia de 280 milhas para transporte de 4 passageiros a 90 mph (145 km/h). 
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Quantidade versus Qualidade no Dia-a-Dia
Em tempos de crise energética, somos bombardeados com discursos e artigos sobre como "conservar" energia. 
Todos sabemos que a quantidade de energia é conservada. O que não se conserva é a qualidade da energia ou o potencial de trabalho da energia.
Desperdiçar energia é sinônimo de convertê-Ia em uma forma menos útil. Uma unidade de energia de alta qualidade pode ser mais valiosa que três unidades de energia de menor qualidade. 
Por exemplo, uma quantidade finita de energia térmica a alta temperatura é mais atraente para engenheiros de usinas geradoras de potência que uma quantidade imensa de energia térmica a baixa temperatura, como a energia armazenada nas camadas superiores dos oceanos de climas tropicais.
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Como parte da nossa cultura, parecemos fascinados pela quantidade, e pouca atenção é dada à qualidade. Contudo, a quantidade sozinha não consegue expor o cenário completo, visto que precisamos considerar também a qualidade.
Apresentamos a seguir alguns eventos comuns e mostramos sua relevância para a Segunda Lei da Termodinâmica:
Ou seja, precisamos olhar para a questão do ponto de vista da Primeira e da Segunda Lei da Termodinâmica para fazer uma boa avaliação, mesmo em áreas não técnicas.
*
Juan tem 10 amigos, os quais nunca perdem suas festas e estão sempre por perto em ocasiões festivas. Entretanto, parecem estar ocupados quando Juan precisa de ajuda. 
Maria, por outro lado, tem cinco amigos. Eles nunca estão ocupados para ela, que pode contar com eles quando precisa. 
Considere dois estudantes, Juan e Maria:
Quem tem mais amigos? 
Do ponto de vista da Primeira Lei da Termodinâmica, que considera apenas a quantidade, é óbvio que Juan tem mais amigos. Mas, do ponto de vista da Segunda Lei, que também considera a qualidade, não há dúvida de que Maria é quem tem mais amigos. 
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Um outro exemplo com que a maioria das pessoas se identifica é o setor multibilionário dos produtos diet, que se baseia primordialmente na Primeira Lei da Termodinâmica. Contudo, considerando que 90% das pessoas que perdem peso o recuperam rapidamente, com juros, parece que a Primeira Lei sozinha não explora toda a questão.
Isto também se confirma por estudos que mostram que as calorias oriundas de gordura têm mais probabilidade de serem armazenadas que as calorias que vêm dos carboidratos e da proteína.
Um estudo da Universidade de Stanford concluiu que o peso corporal está relacionado a calorias de gordura consumidas e não às calorias em si. Um estudo da Universidade de Harvard não encontrou nenhuma correlação entre calorias ingeridas e grau de obesidade.
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Uma grande pesquisa da Universidade de Comell envolvendo 6500 pessoas de quase todas as províncias da China concluiu que os chineses comem mais - grama por grama, caloria por caloria - que os americanos, mas pesam menos e têm menos gordura corporal.
Estudos indicam que as taxas metabólicas e os níveis hormonais variam perceptivelmente por volta dos 30 anos. Alguns pesquisadores concluíram que uma dieta prolongada ensina o corpo a sobreviver com menos calorias, tomando-o mais eficiente no consumo de combustível. 
Isto provavelmente explica por que as pessoas que fazem dieta ganham mais peso do que o que perderam quando voltam aos seus níveis normais de alimentação.
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É tentador avaliar as coisas com base na quantidade em vez da qualidade, pois é muito mais difícil avaliar qualidade que quantidade. Contudo, avaliações feitas com base apenas em quantidade (a Primeira Lei) podem ser lamentavelmente inadequadas e equivocadas.
Obviamente, é necessário pesquisar mais sobre os efeitos da Segunda Lei nas dietas antes de tentarmos entender totalmente o processo de ganho e de perda de peso.
As pessoas que parecem comer qualquer coisa que queiram, sempre que desejam, sem ganhar peso, são demonstrações reais de que a técnica de contagem de calorias (a Primeira Lei) deixa sem resposta muitas perguntas sobre dietas.
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ASPECTOS DA SEGUNDA LEI NA VIDA DIÁRIA
A termodinâmica é uma ciência natural fundamental que trata dos diversos aspectos da energia, e mesmo pessoas sem conhecimento técnico têm uma compreensão básica da energia e da Primeira Lei da Termodinâmica, uma vez que raramente encontramos aspectos da vida que não envolvam a transferência ou transformação da energia em diferentes formulas.
Por exemplo, todas as pessoas que estão fazendo dieta, baseiam seus estilos de vida no princípio da conservação da energia. 
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Embora os aspectos da Primeira Lei da Termodinâmica sejam facilmente compreendidos e aceitos pela maioria das pessoas, não existe consciência popular sobre a Segunda Lei da Termodinâmica e os aspectos da Segunda Lei não podem ser totalmente apreciados, nem mesmo pelas pessoas com algum conhecimento técnico.
Isso faz com que alguns alunos vejam a Segunda Lei como algo que tem interesse teórico e não como uma ferramenta de engenharia importante e prática. Conseqüentemente, os alunos mostram pouco interesse em um estudo detalhado da Segunda Lei da Termodinâmica. 
Isso é lamentável, porque acabam tendo uma visão unilateral da Termodinâmica e perdem o quadro geral e equilibrado.
*
Muitos eventos comuns que passam despercebidos podem servir como excelentes veículos para conceitos importantes da termodinâmica. 
A seguir tentamos demonstrar a relevância dos conceitos da Segunda Lei, como exergia, trabalho reversível, irreversibilidade e a eficiência de Segunda Lei em diversos aspectos da vida diária, usando exemplos com os quais até mesmo as pessoas sem conhecimento técnico podem se identificar.
Esperamos que isso aumente nossa compreensão e gosto pela Segunda Lei da Termodinâmica e nos incentive a usá-la com mais freqüência em áreas técnicas e não-técnicas. 
*
Os conceitos da Segunda Lei são usados implicitamente em diversos aspectos da vida diária.