CAPÍTULO 3 - BALANÇO DE MASSA NA PRESENÇA DE REAÇÕES QUÍMICAS

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Introdução aos Processos Química 
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Capítulo 3 - BALANÇOS DE MASSA NA PRESENÇA DE 
REAÇÕES QUÍMICAS 
 
3.1 - Revisão 
 
 Antes de tratar os balanços de massa em sistemas envolvendo a presença de reações 
químicas são recordados alguns conceitos importantes quando há a presença de reações. 
 
• Reação Química: 
 Transformação de uma ou mais substâncias, denominadas reagentes, em outras 
substâncias, denominadas produtos. 
 
• Estequiometria: 
 É a teoria das proporções nas quais as espécies químicas se combinam. 
 
• Equação Química: 
 A equação química é uma representação simbólica da reação química. Também 
chamada de equação estequiométrica, ela relaciona as substâncias envolvidas na reação 
química e indica a proporção entre os reagentes e os produtos. Tomando como exemplo: 
 
 2 SO2 + O2 → 2 SO3 ; 
 
verifica-se que é possível extrair informações qualitativas (as substância que se combinam, 
chamadas de reagentes (SO2 e O2), e as que são obtidas, chamadas de produtos(SO3)) e 
quantitativas (em que proporções elas se combinam e são obtidas) desta expressão. Assim, 
tem-se: 
 2 moléculas de SO2 + 1 molécula de O2 → 2 moléculas de SO3 ; 
que, multiplicada pelo número de Avogadro (x 6,02 x 1023), fornece 
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 2 mol de SO2 + 1 mol de O2 → 2 mol de SO3 . 
 
 Uma equação estequiométrica válida deve estar balanceada, isto é, o número de 
átomos de cada espécie atômica deve ser o mesmo nos dois lados da equação, pois não há 
geração nem destruição de átomos em uma reação química. 
 
• Coeficientes Estequiométricos: 
 Indicam o número de moles de cada espécie química envolvida na reação 
química, que a torna balanceada. São escritos no lado esquerdo de cada símbolo 
correspondente às espécies químicas presentes. Na equação em análise: 
 2 SO2 + O2 → 2 SO3 ; 
os coeficientes estequiométricos são: 
 2 para o SO2 ; 
 1 para o O2 ; 
 2 para o SO3 . 
 
 Note que a relação indicada nas equações estequiométricas é em base molar. Então, 
não necessariamente o número total de moles dos reagentes é igual ao dos produtos, como 
ocorre em relação à massa total! É possível haver um aumento ou uma diminuição do número 
de moles totais em uma reação química. Isto pode ser visto na reação em análise: 
 2 SO2 + O2 → 2 SO3 ; 
que, em base molar representa: 
 Reagentes: 3 moles no total ; 
 Produto: 2 moles no total . 
 
 Sendo as massa moleculares das substâncias envolvidas na reação: 
 SO2 (32 + 16 x 2) = 64 g/gmol ; 
 O2 16 x 2 = 32 g/gmol ; 
 SO3 (32 + 16 x 3) = 80 g/gmol ; 
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tem-se, em base mássica: 
 Reagentes: 2 x 64 + 2 x 16 = 160 g no total ; 
 Produto: 2 x 80 = 160 g no total ; 
igualdade imposta pelo princípio da conservação da massa! 
 
• Razão Estequiométrica: (re) 
 A razão estequiométrica entre duas substâncias que participam de uma reação 
química é a razão entre os seus respectivos coeficientes estequiométricos, estando a equação 
balanceada. 
 A razão estequiométrica pode ser utilizada como um fator de conversão que 
permite calcular a quantidade de um reagente(ou produto) que é consumido(ou produzido), 
quando é fornecida uma quantidade de um outro composto que participa da reação. 
 Voltando a nosso equação exemplo: 
 2 SO2 + O2 → 2 SO3 ; 
tem-se como razões estequiométricas: 
 
 re = 2 mol SO produzidos
1 mol O consumido
3
2
 ; 
 
 re = 1 mol O consumido
2 mol SO consumidos
2
2
 , etc. 
 
Exemplo: 
 Qual a quantidade de O2 necessária para produzir 1600 kg/h de SO3? 
 
 
1600 kg SO prod.
h
 1 kmol SO
80 kg SO
 1 kmol O reag.
2 kmol SO prod.
 
 (Massa Molar) (re)
3 3
3
2
3
-1
=
 
 
 = = 10 kmol O cons.
h
 32 kg O
1 kmol O
 320 kg O
h
2 2
2
2 
 
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 Note que como as equações estequiométricas são escritas em base molar, cálculos 
envolvendo reações químicas são mais diretos nesta base. Assim, no exemplo anterior, antes 
de fazer o cálculo do consumo de oxigênio, a informação fornecida foi passada para a base 
molar através da utilização da massa molar do SO3. Obtido o resultado, em base molar, 
novamente a massa molar do O2 é utilizada para se conhecer a resposta em termos mássicos. 
 
3.2 - Alguns Conceitos Utilizados na Cinética Química 
 
• Reagente Limite e Reagente em Excesso: 
 É comum situações nas quais as reações químicas são conduzidas com a 
introdução de reagentes em quantidades diferentes daquelas indicadas pela estequiometria da 
reação. Assim, aparecem os conceitos de reagente limite e reagente em excesso. Reagente 
limite é aquele que encontra-se no meio reacional em menor quantidade, em termos 
estequiométricos. Todos os outros reagentes são chamados de reagentes em excesso. Note que 
em função da própria definição, se a reação for conduzida até o final, o reagente limite é o que 
desaparece primeiro. 
 Podemos identificar facilmente o reagente limite em um meio reacional 
calculando uma razão, para cada reagente, entre o número de moles efetivamente adicionados 
e o número de moles estequimetricamente necessários. Esta razão apresentará o menor valor 
para o reagente limite. 
 Imagine que a reação que estamos utilizando como exemplo, 
 2 SO2 + O2 → 2 SO3 , 
seja conduzida com a adição de 150 mol de SO2 e 100 mol de O2. Nesta condição, qual o 
reagente limite? 
 Calculando as razões definidas para cada um dos reagentes: 
 rSO2
150 75 mol adicionados
2 mol estequiométricos
 = = 
 
 rO2
100 1 mol adicionados
1 mol estequiométricos
 00= = 
 
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 Verificamos então que o SO2 é o reagente limite nestas condições, apesar de haver a 
adição de um número de moles superior desta substância. Isto ocorre pois a reação necessita 
de um número de moles maior desta substância. 
 
• Percentual em Excesso de um Reagente: 
 A quantidade em excesso de um reagente pode ser representada pelo seu 
percentual em excesso. Ele é definido como o percentual representativo do excesso em que é 
adicionado determinado reagente em relação à quantidade necessária, deste mesmo reagente, 
para reagir com a quantidade utilizada do reagente limite. Ou seja: 
 
 % & excesso = moles em excesso
moles para reagir com o limite
 n - n
n
e
e
× = ×100 100 , 
 
onde n é o número de moles alimentados do reagente em excesso e ne é o número de moles do 
reagente em excesso para reagirem com o número de moles presentes do reagente limite. 
 
• Grau de Conversão de um Reagente: 
 O grau de conversão (ou simplesmente conversão) de um reagente indica uma 
relação quantitativa entre o número de moles alimentados no meio reacional e o número de 
moles de efetivamente reagem, de uma determinada substância. A conversão pode ser 
apresentada em termos percentuais, 
 
 Conversão de i (%) = moles de i que reagem
moles de i que entram
& ×100 
 
 Note que, em um processo operando em regime estacionário, a quantidade de moles da 
espécie química i que reagem é igual a diferença entre a quantidade de moles de i que entra 
(nent) e a quantidade de moles de i que sai (nsai). Desta forma, em regime estacionário: 
 
 100 
n
n - n 
 = (%) i de Conversão
ent
saient ×& . 
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• Grau de Completação: 
 O grau de completação é o grau de conversão calculado em relação ao reagente 
limite. Ele representa a parcela do limite que reage, podendo ser diferente da unidade em 
função de diversos motivos. Entre as causas para a não conversão completa do reagente limite 
em um reator químico pode estar o fato da misturação no interior do reator não ser perfeita, 
gerando a possibilidade de moléculas do reagentelimite atravessarem o reator sem entrar em 
contato com as moléculas do ou dos outros reagentes. 
 
Exemplo Ilustrativo: 
 Acrilonitrila é produzida por uma reação envolvendo propileno, amônia e oxigênio, 
representada pela equação química: 
 C3H6 + NH3 + (3/2) O2 → C3H3N + 3 H2O . 
A alimentação contém 10% de C3H6 , 12% de NH3 e 78% de ar, em base molar. Com base 
nas informações fornecidas, responda: 
 a) Qual o reagente limite? Qual o percentual em excesso dos outros reagentes? 
 b) Calcule a razão kmol de C3H3N produzidos por kmol de NH3 alimentados, para 
uma conversão de 30% do reagente limite. 
 
 Esquema, com as informações fornecidas: 
 
Alimentação
Base: 100 kmol
10 kmol C3H6
12 kmol NH3
78 kmol Ar (0,21 de O2 e 0,79 de N2)
REATOR
Produtos
Q = ?
C3H6
NH3
O2 e N
C3H3N
 
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 Solução: 
 i) Verificação se a equação química fornecida está balanceada: Sim! 
 ii) Quantidade de O2 e N2 alimentadas: 
 O e2 = 0,21 x 78 = 16,4 kmol de O2 
 N e2 = 0,79 x 78 = 61,6 kmol de N2 
 
 iii) Identificação do reagente limite: 
 Número de moles estequiométricos: nest . Da reação química tem-se diretamente: 
 1 mol C3H6 + 1 mol de NH3 + 1,5 mol de O2 
 Número de moles disponíveis(que entram): ne . Das informações fornecidas: 
 10 mol C3H6 + 12 mol de NH3 + 16,4 mol de O2 
 Com estes dados, pode-se construir a seguinte tabela: 
Composto nest ne ne / nest 
C3H6 1 10 10 
NH3 1 12 12 
O2 1,5 16,4 10,9 
 
 Assim, verifica-se que o C3H6 é o reagente limite. 
 
 iv) % em excesso dos outros reagentes: 
 Antes de determinar o excesso dos outros reagentes, deve-se calcular as 
quantidades estequiométricas dos outros reagentes em relação ao reagente limite. Este cálculo 
é efetuado utilizando-se as respectivas razões estequiométricas: 
 
 NH
H3 6
 10 mol C H 1 mol NH
1 mol C
 10 mol de NH3 6 3
3
3→ = , 
 O
H2 6
 10 mol C H 1,5 mol O
1 mol C
 15 mol de O3 6 2
3
2→ = . 
 
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 v) Razão kmol de C3H3N produzidos / kmol de NH3 alimentados, para um grau de 
conversão do C3H6 igual a 30%: 
 Sendo o grau de conversão do C3H6 igual a 30%, em função de sua definição 
tem-se: 
 
kmol 7 HC 0,3 
10
HC - 10
 0,3 
HC
HC - HC
s63
s63
e63
s63e63
=⇒=⇒= 
então reagem: 
 
 kmol 3 7 - 10 =HC - HC HC
s63e63reage63
== 
 
Utilizando o conceito de razão estequiométrica: 
 
 
produzidos33
reage63
produzido33
reagem63
NHC kmol 3 
HC kmol 1
NHC kmol 1
 HC kmol 3 =× 
 
Então, a razão solicitada é: 
0,25 
HN kmol 12
NHC kmol 3
 Razão
entram3
produzidos33
== . 
 
• Seletividade e Rendimento: 
 Na maioria dos processos os reagentes formam o produto desejado em uma 
reação simples. Entretanto, os reagentes normalmente também se combinam em outras rotas 
químicas, assim como o produto formado também pode reagir formando produtos 
indesejáveis. O resultado líquido destas reações paralelas (laterais) é a perda de reagentes, ou 
seja uma perda econômica. Em outras palavras, nem todo o reagente alimentado é convertido 
no produto desejado. Parte é gasta, irreversivelmente, nesta reações paralelas. 
 Um exemplo é o processo de cloração de benzeno, onde o produto desejado é o 
monoclorobenzeno. Neste processo, realizado através do borbulhamento de cloro gasoso em 
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benzeno líquido, além da cloração há também a dicloração e a tricloração, formando 
diclorobenzeno e triclorobenzeno que devem ser posteriormente separados do monocloro. 
 Os conceitos de seletividade e de rendimento são usados para indicar, em termos 
relativos, a ocorrência de uma reação desejada em relação a reações laterais competitivas. 
 A seletividade (Sel) de um processo em relação a um determinado produto indesejado 
é definida como: 
 
 
indesejado produto odeterminad de formados moles
desejado produto de formados moles Sel = 
 
 O rendimento pode ser representado em relação a duas referências: (i) alimentação do 
reator (Rendal) e (ii) consumo de reagente (Rendcon). As respectivas definições são: 
 
 
limite reagente de salimentado moles
desejado produto de formados moles Rend al = 
 
 
limite reagente de consumidos moles
desejado produto de formados moles Rend con = 
 
 Observe que, pelas definições, o rendimento e a seletividade crescem quando a 
ocorrência de reações indesejadas diminui. 
Outro fato que deve ser ressaltado é que as definições destes parâmetros cinéticos são 
baseadas em números de moles. Assim, cálculos efetuados na base mássica normalmente 
geram resultados errados! Somente em situações onde todos os termos da equações de 
definição envolvem dados relativos a um mesmo componente, como por exemplo a 
conversão, cálculos efetuados na base mássica levam ao mesmo resultado dos efetuados na 
base molar. 
Introdução aos Processos Química 
 99 
 
Exemplo Ilustrativo: 
 As reações: 
 C2H6 → C2H4 + H2 
 C2H6 + H2 → 2 CH4 
ocorrem em um reator contínuo, operando em estado estacionário. As vazões molares na 
corrente de alimentação e na corrente de produto são iguais a 100 kmol/h e 140 kmol/h, 
respectivamente. As composições das correntes em base molar são: 
 Alimentação Produto 
 C2H6 85% C2H6 30,3% 
 Inertes 15% C2H4 28,6% 
 H2 26,8% 
 CH4 3,6% 
 Inerte 10,7% 
 Com base nas informações fornecidas, calcule: 
a) A conversão do C2H6. 
b) O rendimento do C2H4 com base na alimentação e no consumo de reagente. 
c) A seletividade do C2H4 em relação ao CH4. 
 
Solução: 
• Reações balanceadas? Sim. 
• Base de cálculo: Vazões fornecidas. 
 
Figura: 
 
 
 
 
 
 
Introdução aos Processos Química 
 100 
 
• Conversão de C2H6: 
Pela definição de conversão: 
 % 50,1 0,501 
100 0,85
140 0,303 - 100 0,85 
HC
HC - HC
e62
s62e62 ⇒=
×
××
= 
• Rendimento com base na alimentação: 
 0,471 
100 0,85
140 0,286 
HC
HC
e62
s42
=
×
×
= 
 
• Rendimento com base no consumo: 
 0,940 
140 0,303 - 100 0,85
140 0,286 
HC - HC
HC
s62e62
s42
=
××
×
= 
• Seletividade do C2H4 relativa ao CH4: 
 7,94 
140 0,036 
140 0,286 
CH
HC
s4
s42
=
×
×
= 
 
 
3.3 – Balanços de Massa 
 
 A presença de reação química no interior do volume de controle leva a necessidade de 
preocupação em relação ao termo de geração, mesmo com uma operação em regime 
estacionário. 
 Como já discutido no capítulo anterior, se efetuarmos o balanço em termos mássicos a 
geração aparecerá somente nos balanços por componentes. Em termos molares, de acordo 
com os coeficientes estequiométricos da reação, pode haver geração também em termos 
globais. Esse fato ocorre quando o somatório dos coeficientes estequiométricos dos reagentes 
é diferente do somatório dos coeficientes estequiométricos dos produtos. Todavia, devido ao 
fato da equação estequiométrica fornecer informações diretamente em relação aos 
componentes, ao escrever o sistema de equações gerado pelo balanço de massa, normalmente 
utiliza-se as equações dos balanços por componentes, deixando de fora a equação do balanço 
global. 
Introdução aos Processos Química 
 101 
 
 Se lembrarmos do conceito de grau de liberdade, constatamos que o aparecimento do 
termo de geração em nossas equações trás a necessidade de informações adicionais para 
podermos resolver o sistema de equações formado pelo balanço de massa. Estas informações 
adicionais (equações matemáticas) são fornecidas pelas equações estequiométricas e, quando 
a reação química não ocorre completamente ou há mais de uma reação presente, os 
parâmetros cinéticos também devem ser utilizados. 
 Os balanços de massa com a presença de reações químicas são normalmenteefetuados 
na base molar, pois as informações vindas das reações químicas são fornecidas 
invariavelmente nesta base. Muitas vezes, quando as informações sobre a reação não são bem 
conhecidas os balanços por componentes são substituídos por balanços atômicos, nos quais, 
mesmo com a presença de reações químicas, a geração é nula. 
 
Exemplo Ilustrativo: 
 Seja a desidrogenação de etano conduzida em reator contínuo, em estado estacionário. 
A reação é: 
 C2H6 → C2H4 + H2 
100 mol/min são alimentados no reator e na corrente do produto formado há uma vazão de 
hidrogênio igual a 40 mol/min. Com base nas informações fornecidas, determine as 
quantidades de etano (q1) e eteno (q2) na corrente de produto. 
 
Figura: 
 
 
 
 
 
Solução: 
• A equação está balanceada e não há problemas de unidades. 
• Pela estequiometria, quando são formados 40 mol de H2 , reagem 40 mol de C2H6 
e também são formados 40 mol de C2H4. 
 
Introdução aos Processos Química 
 102 
 
• Balanços de massa por componente: 
C2H6: ent - sai + g = 0 
 100 – q1 - 40 = 0 ⇒ q1 = 60 mol/min. 
C2H4: e - s + g = 0 
 0 – q2 + 40 = 0 ⇒ q1 = 40 mol/min. 
 # em termos atômicos: 
 C: ent = sai 
 
42
422
62
621
62
62 HC mol 1
C mol 2 HC mol q 
HC mol 1
C mol 2 HC mol q 
HC mol 1
C mol 2 HC mol 100 ×+×=× 
 ⇒ q1 + q2 = 100 (1) 
 
 H: ent = sai 
 
42
422
62
621
2
2
62
62
HC mol 1
H mol 4 HC mol q 
 
HC mol 1
C mol 2 HC mol q 
H mol 1
H mol 2 H mol 40 
HC mol 1
H mol 6 HC mol 100
×+
+×+×=×
 
 ⇒ 3 q1 + 2 q2 = 260 (2) 
 
 Resolvendo o sistema formado pelas eqs. (1) e (2): 
 q1 = 60 mol/min de C2H6 e q2 = 40 mol/min de C2H4 . 
 
Exemplo Ilustrativo: 
 Metano é queimado com oxigênio, formando dióxido de carbono e água. A 
alimentação do reator é formada por 20% de CH4 , 60% de O2 e 20% de CO2 em base 
molar. A queima é efetuada com uma conversão do reagente limite de 90%. Com base nas 
informações fornecidas, determine: 
 (a) A composição, em base molar, do produto formado. 
 (b) A vazão do produto formado nas condições especificadas, se a vazão da mistura 
alimentada no reator for igual a 150 mol/h. 
Introdução aos Processos Química 
 103 
 
Solução: 
 Será apresentada uma forma de resolução que trata o item (a) de forma independente 
em relação ao item (b). 
• Equação envolvida: 
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 
• Definição do reagente limite: tomando como base 100 mol de alimentação, tem-se 
na corrente de alimentação: 
20 mol CH4 ; 60 mol O2 ; 20 mol de CO2 
 Fazendo a razão entre quantidades e coeficientes estequiométricos dos 
reagentes: 
 CH4 : 20/1 = 20; 
 O2 : 60/2 = 30. 
 Assim, o metano é o reagente limite e, conseqüentemente, o oxigênio encontra-
se em excesso. 
• Continuando com a base de cálculo igual a 100 mol de alimentação: 
 
Figura: 
 
 
 
 
 
 
 
 Da definição de conversão: 
 CH mol 2 n 
02
n - 02
 
CH
CH - CH
 0,9 Conv. 4sCH4
sCH4
e4
s4e4
=⇒=== 
 
 Da informação retirada da conversão fornecida, completa-se as informações 
relativas à reação química, utilizando-se as razões estequiométricas: 
 mol 18 2 - 20 =CH - CH CH
s4e4reage4
== 
Introdução aos Processos Química 
 104 
 
 mol 36 2 18 =
CH mol 1
O mol 2
 CH O
4
2
reage4reage2
=××= 
 mol 18 1 18 =
CH mol 1
CO mol 1
 CH OC
4
2
reage4formado2
=××= 
 mol 36 2 18 =
CH mol 1
OH mol 2
 CH OH
4
2
reage4formado2
=××= 
 
• Balanços por componente: 
CH4: Da conversão vem diretamente que: nCH4 = 2 mol. 
CO2 : ent - sai + g = 0 
 20 – nCO2 + 18 = 0 ⇒ nCO2 = 38 mol. 
H2O : ent - sai + g = 0 
 0 – nH2O + 36 = 0 ⇒ nH2O = 36 mol. 
O2 : ent - sai + g = 0 
 60 – nO2 - 36 = 0 ⇒ nO2 = 24 mol. 
 
 Note que nCH4 + nCO2 + nH2O + nO2 = 100 mol, igual à alimentação. Isto ocorre pois na 
equação química, os somatórios dos coeficientes esquiométricos dos reagentes e dos produtos 
são iguais. 
• No item (b) temos a alimentação de 150 mol/h, que toma o lugar da base utilizada 
anteriormente de 100 mol de alimentação. 
 
3.3.1 – Conversões em Sistemas com Reciclo 
 Em processos com reciclo, a conversão pode ser informada de duas formas distintas. A 
conversão global (CG), que está baseada em informações relacionadas à entrada e à saída do 
processo como um todo, e a conversão no reator (CR) ou de simples passo, baseada nos dados 
na alimentação e na saída do reator. Na figura 3.3.1.1 é mostrado um esquema de um processo 
com reciclo e também apresentadas as variáveis pertinentes para a determinação destas 
conversões. 
Introdução aos Processos Química 
 105 
 
 
FIGURA falta 
 
 
 
 
 
Figura 3.3.1.1 – Conversão em Processos com Reciclo 
 
ent
saient
n
 n - n
 CG 
processo no entrando reagente moles
processo do saindo reagente moles - processo no entrando reagente moles Global Conversão
=∴
=&
 
*
ent
*
sai
*
ent
n
n - n
 CR 
reator no entrando reagente moles
reator do saindo reagente moles -reator no entrando reagente moles Reator no Conversão
=∴
=&
 
 
 Estas conversões podem ser apresentadas em termos de porcentagens. 
 Observe o exemplo mostrado na figura 3.3.1.2. Veja que, em uma reação A → B, 
apesar de 75% do reagente (A) ser consumido ao passar pelo reator, ele é recuperado 
completamente através do reciclo. Neste exemplo, a conversão no reator é de 75% e a 
conversão global é de 100%, pois a quantidade de A que sai do processo é nula. 
 
Falta figura. 
 
 
 
 
Figura 3.3.1.2 – Exemplo de Processo com Reciclo, Reação A →→→→ B. 
Introdução aos Processos Química 
 106 
 
Exemplo Ilustrativo: 
 Propano é desidrogenado para formar propeno em um reator catalítico. A reação de 
desidrogenação é: 
 C3H8 → C3H6 + H2 
O processo deve ser projetado para uma conversão global de 95% do propano. Os produtos da 
reação são separados em duas correntes: a primeira, contendo H2 , C3H6 e 0,555% de C3H8 , 
deixa o processo e é considerada o produto; a segunda contém o restante do C3H8 não reagido 
e 5% do propeno da corrente de produto, e é reciclada, sendo misturada a carga fresca do 
reator. 
 Com base nos dados acima, calcule: 
(a) a composição do produto; 
(b) a razão entre moles reciclados e moles de carga fresca; 
(c) a conversão no reator, em termos percentuais. 
Solução: 
• Definição da base de cálculo: 100 mol de carga fresca. 
• Cálculos efetuados na base molar. 
• Esquema do processo: 
 
Falta figura: 
 
 
 
 
 
 
 
• Tomando como referência as vazões molares definidas no esquema, deve-se 
calcular: 
 No item (a): QQ y iii ∑= , onde yi é a fração molar de cada 
componente; 
 No item (b): ( ) 100 R R Razão 21 += ; 
Introdução aos Processos Química 
 107 
 
 No item (c): 
( )
 100 
 R 100
 P- R 100
 CR
1
11 ×
+
+
= 
• Antes de iniciar os balanços, é bom organizar e tirar as informações dos dados 
fornecidos. 
Da conversão global, tem-se: 
 mol 5 Q 
100
Q - 100
 0,95 CG 1
1
=⇒== 
Informações adicionais: 
 Q1 = 0,00555 P1 
 R2 = 0,05 Q2 
 
• Balanços em um volume de controle que envolve todo o processo: 
C3H8 : ⇒=+ 0 g s - e 
 mol 95 HC 0 HC - Q - 100
reage83reage831
=⇒= 
 
C3H6 : ⇒=+ 0 g s - e 
 0 HC Q - 0 
produzido632
=+ 
como, pela 
estequimetria: mol. 95 Q HC HC 2reage83produzido63 =⇒= 
 
H2 : ⇒=+ 0 g s - e 
 0 H Q - 0produzido23
=+ 
como, pela estequimetria: mol. 95 Q HC H 3reage83produzido2 =⇒= 
 
• Composição da corrente de saída: 
0,026 
95 95 5
5 
Q
Q
 y
i
1
C3H8 =
++
== ∑ 
0,487 
95 95 5
95 
Q
Q
 y
i
2
C3H6 =
++
== ∑ 
Introdução aos Processos Química 
 108 
 
0,487 
95 95 5
95 
Q
Q
 y
i
3
H2 =
++
== ∑ 
 
• Para buscar informações em relação à corrente de reciclo, deve-se utilizar outro 
volume de controle. Definindo um VC ao redor do separador, tem-se: 
C3H8 : R Q P 111 += 
 lembrando de uma das informações adicionais: 
 Q1 = 0,00555 P1 e que Q1 = 5 mol ⇒ P1 = 901 mol. 
 Substituindo os valores de Q1 e de P1 ⇒ R1 = 896 mol. 
 
• Conhecido Q2 , o valor de R2 vem da segunda informação adicional: 
 R2 = 0,05 Q2 = 0,05 x 95 ⇒ R2 = 4,75 mol. 
 
• A razão entre as vazões de reciclo e de carga fresca é então: 
 ( ) 9,0 1004,75 896 Razão =+= . 
 
• Conversão no Reator: 
 ( ) % 9,5 CR 100 
896 100
901 - 896 100 CR =⇒×
+
+
=