CAPÍTULO 3 - BALANÇO DE MASSA NA PRESENÇA DE REAÇÕES QUÍMICAS
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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. 
 
\u2022 Reação Química: 
 Transformação de uma ou mais substâncias, denominadas reagentes, em outras 
substâncias, denominadas produtos. 
 
\u2022 Estequiometria: 
 É a teoria das proporções nas quais as espécies químicas se combinam. 
 
\u2022 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 \u2192 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 \u2192 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 \u2192 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. 
 
\u2022 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 \u2192 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 \u2192 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! 
 
\u2022 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 \u2192 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 
 
\u2022 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 \u2192 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. 
 
\u2022 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. 
 
\u2022 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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\u2022 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 reagente