Combustão Completa
Combustão Completa (com oxigénio suficiente) de qualquer hidrocarboneto produz dióxido de carbono e água. É bastante importante que se possa escrever equações devidamente equilibradas para estas reacções, porque elas surgem frequentemente como parte dos cálculos termoquímicos. Algumas são mais fáceis do que outras. Por exemplo, com alcanos, aqueles com um número par de átomos de carbono são marginalmente mais difíceis do que aqueles com um número ímpar!
Exemplo 1: Combustão de Propano
Por exemplo, com propano (\ce{C3H8}}), é possível equilibrar os carbonos e hidrogénios à medida que se escreve a equação. O seu primeiro rascunho seria:
p>p>Contagem dos oxigénio leva directamente à versão final:
/p>
Exemplo 2: Combustão com Butano
Com butano (\(\ce{C4H10}}), pode novamente equilibrar os carbonos e os hidrogénios à medida que escreve a equação.
A contagem dos átomos de oxigénio conduz a um ligeiro problema – com 13 no lado direito. O truque simples é permitir-se ter “seis moléculas e meia” no lado esquerdo.
Se isso o ofende, duplique tudo:
Os hidrocarbonetos tornam-se mais difíceis de inflamar à medida que as moléculas se tornam maiores. Isto porque as moléculas maiores não se vaporizam tão facilmente – a reacção é muito melhor se o oxigénio e o hidrocarboneto estiverem bem misturados como gases. Se o líquido não for muito volátil, apenas as moléculas na superfície podem reagir com o oxigénio. As moléculas maiores têm maiores atracções Van der Waals, o que torna mais difícil para elas separarem-se dos seus vizinhos e virarem-se para um gás.
Desde que a combustão esteja completa, todos os hidrocarbonetos arderão com uma chama azul. No entanto, a combustão tende a ser menos completa à medida que o número de átomos de carbono nas moléculas aumenta. Isto significa que quanto maior for o hidrocarboneto, maior será a probabilidade de obter uma chama amarela e fumegante.