2 Combust O E Termoqu Mica

Princípio dos estados correspondentes: A equação de van der Waals foi a

primeira abordagem com sucesso a formular uma equação de estado para gases não-ideais. É raramente usada por engenheiros químicos devido a sua faixa de aplicação ser muito estrita. No entanto, seu desenvolvimento sugere que todas as espécies químicas possuem volumes molares iguais,
V¹r = V¹ =V¹c, quando estiverem com temperaturas reduzidas, Tr = T=Tc, e pressão reduzida Pr = P=Pc iguais. Esta constatação, denida como lei
(princípio ou teorema) dos estados correspondentes, foi utilizado para desenvolver a equação de estado generalizada, descrita como: P = (Z n R
T)/V.
Onde Z é denido como fator de compressibilidade do gás. Todos os gases ideais possuem o mesmo fator de compressibilidade (página anterior). Não é o caso dos gases reais salvo nas condições críticas onde Zc possui um valor quase constante. O que mostra que, no ponto crítico, todos gases estão em um estado equivalente.

• COMBUSTÃO:

• Durante o processo de queima, ocorre um reação química que oxida o combustível e libera uma grande quantidade de energia
(combustão).
• A reação química do oxigênio com materiais combustíveis em cujo processo se apresentam luz e rápida produção de calor. • A diferença entre a reação química de oxidação clássica (ferrugem, zinabre, alumina, etc.) e a de combustão é a velocidade com que esta última ocorre, independente da quantidade de calor liberado. 1 kg C + 2,66 kg O2 = 3,66 kg CO2
1 kg S + 1,00 kg O2 = 2,00 kg SO2
1 kg H2 + 8,00 kg O2 = 9,00 kg H2O
Considerando T = 0C e P = 101,3 kPa ρO2 = 1,429 kg/m3 ; ρCO2 = 1,977 kg/m3; ρSO2 = 2,86 kg/m3; ρH2O = 0,805 kg/m3
Desta forma:
1 kg C + 1,866 m3 O2 = 1,866 m3 CO2
1 kg S + 0,700 m3 O2 = 0,700 m3 SO2
1 kg H2 + 5,602 m3 O2 = 11,10 kg H2O

Quando as ligações químicas existentes são destruídas e novas ligações se formam durante o processo de combustão, em geral uma quantidade de energia sensível é absorvida ou liberada

Entalpia de