aula prática de combustão

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INTRODUÇÃO 
É muito importante para todos os estudantes, bem como para qualquer cidadão, 
conhecer as características da combustão completa e da combustão incompleta. 
Isso pode valer a vida de alguém. Sabemos de inúmeros casos de pessoas que, 
para se defenderem do frio, colocaram latões com carvão em brasa dentro de 
seus barracos durante a noite e morreram durante o sono, sufocados pelo gás 
monóxido de carbono (CO). Outros, depois de acender a lareira sem a devida 
orientação, morreram por ação desse mesmo gás, dormindo em pousadas. E, 
ainda, outros já foram vítimas fatais dentro de garagens fechadas, fazendo algum 
tipo de conserto nos seus carros, enquanto os mesmos eram deixados ligados. 
Todos esses casos de morte por asfixia e envenenamento pelo gás monóxido 
de carbono (CO) estão ligados à “combustão incompleta” ou “combustão 
parcial”. Esse tipo de combustão ocorre por deficiência de oxigênio no ambiente 
ou por pequena área de contato do combustível com o ar. São comuns as 
fogueiras feitas com pneus, que geram grande quantidade de “fumaça preta” ou 
“fuligem”, que é um sinal de que a queima está ocorrendo de forma incompleta. 
 
 
Como vemos acima, a queima incompleta acontece por deficiência na oferta de 
gás oxigênio (O2), tornando impossível a formação de dióxido de carbono. Na 
verdade, sempre que há queima incompleta, há alguns átomos de carbono que 
são totalmente queimados, outros que se queimam parcialmente e outros que 
não sofrem queima alguma, dando origem apenas à fuligem, que é um sólido 
fino de carbono puro, que aparece como uma fumaça preta. O monóxido de 
carbono (CO), em outras palavras, a presença de fumaça preta é um alerta válido 
e seguro, mas, insuficiente porque existem queimas incompletas que não 
produzem fuligem. E o gás monóxido de carbono por si só não dá nenhuma pista 
de sua presença: ele é incolor e inodoro. 
Não é fácil entender as ligações entre o carbono (“C”, coluna 14 ou IVA) e o 
oxigênio (“O”, coluna 16 ou VIA) na molécula de monóxido de carbono (CO), pois 
o carbono precisa fazer quatro ligações “normais” e o oxigênio, duas. 
Dos três pares de elétrons compartilhados, representados por traços na 
ilustração ao lado, dois pares pertencem ao oxigênio e um par pertence ao 
carbono. Outra representação aceitável para essa molécula seria, no lugar dos 
traços, usarmos setas apontadas para os átomos “beneficiados”, sendo, então, 
duas apontadas para o carbono e uma apontada para o oxigênio. 
Compartilhando os elétrons dessa forma, ambos adquirem estabilidade com oito 
elétrons (quatro pares) cada um. 
Essas ligações não são ligações “covalentes normais”, em que o par eletrônico 
é formado por um elétron de cada átomo ligante. Elas são chamadas de 
“covalentes coordenadas”, “adicionais” ou, ainda, “dativas”; embora esse último 
termo seja considerado inadequado pela IUPAC. 
O problema principal desse gás, nesses eventos, é que ele forma com a 
hemoglobina do sangue um composto mais estável do que a hemoglobina com 
oxigênio. Ou seja, esse gás não apenas “abafa” e impede a absorção do oxigênio 
do ar; mas, ao contrário, entra no nosso corpo “no lugar” do oxigênio. Em 
concentrações acima de 400 ppm (partes por milhão) o monóxido de carbono já 
é mortal. 
Os fumantes em geral estão sempre se expondo aos riscos do monóxido de 
carbono, pois ele está associado ao desenvolvimento de doenças coronárias, 
interferindo com a oxigenação do miocárdio (principal músculo do coração), além 
do aumento da adesividade das plaquetas nas paredes das artérias. 
Procedimento Experimental 1. 
Utilizando uma régua (ou escalímetro, trena, etc.), obtenha as dimensões dos 
copos para poder calcular o volume dos mesmos. Anote os valores calculados 
no quadro 1 abaixo. 
 2. Coloque o copo na balança e aperte a tecla “Tara”. Em seguida, adicione 
água no copo até preenchê-lo completamente, e anote o valor de massa de água 
no quadro 1 abaixo. Repita este procedimento para todos os copos. 
 3. Realize o procedimento abaixo para cada copo anotando os tempos obtidos 
no quadro 1 abaixo. Repita o procedimento três vezes para cada copo. 
 a) Cole a vela no prato com um pouco de cera derretida. 
b). Coloque um pouco de água no prato. 
 c). Acenda a vela e deixe queimar durante 05 segundos ou até que fique coma 
chama estabilizada. 
d). Rapidamente, cubra a vela com o copo. 
 e). Cronometre o tempo em que a vela ficará acesa, anotando o tempo gasto no 
quadro 1 abaixo. 
5. Resultados 
Quadro 1 - Dados do experimento 
 
Responda as questões a seguir antes da aula prática e junte ao relatório da aula 
prática. 
1. O que é combustão? Quais os fatores que influenciam a velocidade de uma 
combustão? 
2. Como você calcularia o volume de um copo cilíndrico? E de um copo cônico? 
(Descreva o procedimento e apresente as equações necessárias). 
Procedimento dois – A chama da vela. 
1. Pegue um pedaço de 10cm de barbante, segurando-o com uma pinça grande 
de laboratório. 
2. Cuidadosamente, aproxime a ponta do barbante até a chama da vela, para 
que o barbante entre em combustão e coloque-o dentro do almofariz. Observe. 
Se necessário, repita o procedimento. 
3. Segure o outro pedaço de barbante da mesma forma que o primeiro. 
 4. Cuidadosamente, molhe o barbante na cera derretida, bem próximo da 
chama. Não deixe que o barbante pegue fogo antes de estar totalmente 
“molhado” de cera. Obs.: Se o professor preferir, pode derreter separadamente 
certa quantidade de parafina em um béquer aquecido por bico de Bunsen, para 
que os alunos “molhem” os barbantes na cera de forma mais segura. 
5. Aproxime o barbante com cera até a chama, de forma que entre em 
combustão a partir de uma das pontas. Coloque o barbante no almofariz e 
observe sua queima. Se necessário, repita o procedimento. 
3). Quais foram as diferenças de comportamento dos dois pedaços de barbante, 
com e sem parafina, durante a combustão? Descreva. 
4). Como você explica a diferença de comportamento nos dois casos de 
combustão do barbante? Qual foi o combustível “preferencial” em cada caso? 
Explique.