aula 5 balanço com reação quimica

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Balanço de massa e energia 
Balanço de massa com reação química. 
AULA 5 
Estequiometria das reações químicas. 
• Reagente limitante e em excesso. 
• Conversão fracional e extensão da reação. 
• Reações múltiplas, rendimento e seletividade. 
• Balanços em processo reativos. 
• A química da combustão. 
1 
Felder, R.M.; Rousseau, R.W. 
‐ Princípios Elementares dos 
Processos Químicos. LTC 
Editora. 3ªed. 2005.Capítulo 
4 Fundamentos de balanços 
de massa. 
Referencia 
Himmelblau, David M.; Riggs, 
James B. Engenharia Química 
Princípios e Cálculos - 7ª Ed. 
2006. Editora Ltc 
2 
Introdução 
 
A diferença fundamental dos balanços nos processos com reação, 
daqueles vistos até aqui, é o aparecimento de um novo termo na 
equação de balanço de componente: 
ENTRA = SAI + REAGE 
relativo ao desaparecimento ou aparecimento dos componentes 
em função da reação química. 
A equação estequiométrica da reação química impõe restrições 
sobre as quantidades relativas dos reagentes e produtos nas 
correntes de entrada e de saída 
Se A → B, por exemplo, você não pode começar com 1 mol de A 
puro e acabar com 2 mol de B. 
3 
Conceitos 
Estequiometria é a teoria das proporções nas quais as espécies 
químicas se combinam. 
 
 
A equação estequiométrica de uma reação química é uma 
declaração da quantidade relativa de moléculas ou moles de 
reagentes e produtos que tomam parte na reação. 
Por exemplo, a equação estequiométrica: 
2 SO2 + 1 O2 → 2 SO3 
2 moleculas SO2 
2 Mols SO2 
2 lbmols SO2 
1 molecula O2 
1 Mol O2 
1 lbmol O2 
2 moleculas SO3 
2 Mols SO3 
2 lbmols SO3 
Os números que precedem as formulas para cada espécie são 
chamados de coeficientes estequiométricos dos componentes da 
reação. 4 
Uma equação estequiométrica valida deve estar balanceada; isto 
é, o número de átomos de cada espécie atômica deve ser o mesmo 
em ambos os lados da equação, já que os átomos não podem ser 
criados nem destruídos. 
2 SO2 + 1 O2 → 2 SO3 
5 
Balanco estequiometrico 
entrada 
Balanco estequiometrico 
saida 
 
S: 
O: 
A razão estequiométrica de duas espécies moleculares 
participantes em uma reação química é a razão entre os seus 
coeficientes estequiométricos na equação da reação balanceada. 
Esta razão pode ser usada como um fator de conversão para 
calcular a quantidade de um reagente (ou produto) específico que 
é consumido (ou produzido), dada uma quantidade de outro 
reagente ou produto que participe na reação. 
 
Para a reação: 2 SO2 + O2 → 2 SO3 
 
A proporção estequiométrica do SO2 e O2 é: 
n mole SO2/ n mole O2 = 2/1 presentes na alimentação do reator. 
 
Por exemplo: 200 mol de SO2 e 100 mol de O2. 
6 
Para a reação: 2 SO2 + O2→2 SO3 
Se, por exemplo, você sabe que são produzidos 1 600 kg/h de SO3 
 qual a quantidade de oxigênio requerido 
Considere a reação: C4H8 + 6 O2 → 4 CO2 + 4 H2O 
 
 
1. A equação estequiométrica está balanceada? 
2. Qual é o coeficiente estequiométrico do CO2? 
3. Qual é a razão estequiométrica de H2O para O2 ? (inclua as 
unidades). 
4. Quantos lb‐mol O2 reagem para formar 400 lb‐mol de CO2? (use 
uma equação dimensional). 
5. Cem moles/min de C4H8 alimentam um reator, e 50% reagem. A que 
taxa se forma a água? 
7 
Reagente limitante e em excesso. 
Diz‐se que dois reagentes, A e B, estão em proporção 
estequiométrica quando a razão (moles de A presentes) / (moles 
de B presentes) é igual à razão estequiométrica obtida da 
equação da reação balanceada. 
Para que os reagentes na reação: 
2 SO2 + O2 → 2 SO3 
estejam em proporção estequiométrica, devem existir 2 moles 
SO2 para cada mol O2 de forma tal que nSO2/nO2 = 2:1 presentes 
na alimentação do reator. 
Se 200 mol de SO2 e 100 mol de O2 estão presentes do inicio da 
reação e esta prossegue até se completar , o SO2 e o O2 
desaparecem juntos. 
8 
Agora, se você começa o processo com 100 mol O2 e menos do que 
200 mol SO2 (quer dizer, se o SO2 está presente em quantidade 
menor que sua proporção estequiométrica), o SO2 desaparece 
antes do O2. 
Um reagente é limitante se estiver presente em menor quantidade 
do que a estabelecida pela proporção estequiométrica, em relação 
a todos os outros. 
Uma forma prática de se determinar o reagente limitante é fazer 
a razão alimentação/coeficiente estequiométrico para todos os 
reagentes. 
 
O que apresentar menor razão, é o reagente limitante. 
9 
Exemplo para a reação: 2 SO2 + O2 → 2 SO3 
Suponhamos que se alimentam a um reator 200 moles de SO2 e 
200 moles de O2. Determine qual é o reagente limitante . 
 
Determinando a relação: 
moles alimentados /coeficiente estequiométrico fica 
Então, o SO2 é o reagente limitante 
10 
Excesso fracional e porcentagem em excesso. 
Suponha que (nA)alim é o número de moles do reagente em excesso, A, presente na 
alimentação de um reator, e que (nA)esteq é o requisito estequiométrico de A, ou a 
quantidade necessaria para reagir completamente com o reagente limitante. Então 
(nA)alim ‐ (nA)esteq é a quantidade pela qual o A na alimentação excede a quantidade 
necessária para reagir completamente se a reação é completa. 
 
O excesso fracional deste reagente é a razão entre o excesso e o requisito 
estequiométrico: 
Percentagem em excesso de A 100 vezes o excesso fracional. 
11 
Exemplo: 
 
Consideremos por exemplo a reação: 
H2 + Br2 → 2 HBr 
 
Suponha que 25 mol de H2/h e 20 mol de Br2/h são alimentados 
ao reator. 
 
O regente limitante é o Br2. 
 
Para o H2 estar em proporção estequiométrica, deveria ser 
alimentado a razão de 20 mol H2/h. 
 
Logo: 
(25‐20)/20 x 100 = 25% em excesso de H2 
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Conversão fracional: 
As reações químicas não acontecem instantaneamente. Ao 
contrário , frequentemente desenvolvem‐se muito lentamente. 
Nestes casos, não é prático projetar o reator para a conversão 
completa do reagente limitante. 
 
Então o efluente do reator sai ainda com algum conteúdo de 
reagente não consumido e é submetido a um processo de 
separação para remover os reagentes não consumidos da corrente 
de produto. 
 
O reagente separado é então reciclado de volta para a alimentação 
(se for economicamente viável, para isso, deve‐se fazer os cálculos 
da viabilidade econômica). 
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A conversão fracional de um reagente é a razão entre o número de 
mols que reage e o número de mols alimentado do reagente: 
Conversão fracional: 
A fração não convertida é, então, 1‐f. 
Se 100 mol de A são alimentados e 90 moles reagem, a conversão 
será de 0,9 (a percentagem de conversão é 90%) e a fração não 
reagida é 0,10. 
 
A fração de A não convertida será 1‐XA=1‐0,9 = 0,10. 
14 
Reações múltiplas, rendimento e seletividade. 
Na maior parte das reações químicas os reagentes são combinados 
com objetivos de produzir um determinado produto em uma única 
reação química. Infelizmente, os reagentes podem combinar‐se em 
mais de uma forma e o produto formado pode por a sua vez, reagir 
para transformar‐se em algum outro produto menos desejável. 
 
Os resultados destas reações paralelas é uma perda econômica: 
obtém‐se menos produto desejado para uma dada quantidade de 
reagente, ou uma maior quantidade de reagente precisa ser 
fornecido ao reator para obter uma quantidade especifica de 
produto. 
15 
Reações múltiplas, rendimento e seletividade. 
Os termos rendimento e seletividade são usados para descrever o 
grau em que a reação desejada predomina sobre as reações 
competitivas. As demais reações e consequentemente demais 
produtos, são indesejáveis. 
Rendimento (baseado no consumo de reagente) 
16 
Quanto maiores os valores de rendimento e seletividade, maior será 
a produçãodo produto desejado. 
Seletividade apresenta outras definições, como, por exemplo: 
quantidade de um produto formado pela quantidade de todos os 
produtos formados (desejados e indesejados). 
Rendimento e seletividade 
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Por exemplo, o etileno pode ser produzido pela desidrogenação do 
etano (desejado): 
C2H6 → C2H4 + H2 
 
Uma vez que H2 é produzido, pode reagir com etano para produzir 
metano (indesejado): 
C2H6 + H2 → 2 CH4 
 
Além disso, o etileno pode reagir com etano para produzir 
propileno e metano (indesejados): 
C2H4 + C2H6 → C3H6 + CH4 
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Reações múltiplas, rendimento e seletividade. 
Exemplo 
Acrilonitrila (C3H3N) é produzida pela reação de propileno, amônia e 
oxigênio: 
C3H6 + NH3 + O2 → C3H3N + H2O 
A composição molar na corrente de alimentação no reator contém 
10% de propileno, 12% de amônia e 78% de ar. 
 
a) Qual é o reagente limitante? 
b) Quais os reagentes em excesso? Qual a porcentagem em excesso? 
c) Calcule os kmol de C3H3N produzidos por kmol de NH3 alimentado 
para uma conversão de 30% do reagente limitante. 
A química da combustão. 
A combustão é um processo industrial em que um combustível, 
normalmente um derivado de petróleo, é queimado com um 
comburente, normalmente ar (em excesso em relação ao 
combustível), gerando uma mistura gasosa conhecida como gás 
de combustão ou gás de chaminé (pois é eliminado pelas 
chaminés). 
O combustível industrial é normalmente formado por uma 
mistura de hidrocarbonetos, uma vez que são oriundos do 
petróleo, com possíveis contaminações de derivados 
sulfurados. 
19 
Independentemente de possíveis mecanismos de reação, pode‐se 
escrever as equações a seguir: 
A química da combustão. 
Assim, o gás de combustão será constituído normalmente de CO2 e 
H2O (produtos das reações), O2 (reagente em excesso), N2 (inerte 
proveniente do ar). 
Quando o combustível é contaminado com compostos sulfurados, 
os gases de combustão conterão também SO2. 
O CO poderá aparecer nos gases de combustão, se a combustão 
ocorrer com baixo excesso de ar (combustão incompleta). 
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Combustíveis principais: 
‐ Carvão (C, S, etc.) 
‐ Óleo combustível (hidrocarbonetos pesados, S). 
‐ Gases combustíveis (gás natural, GLP (gás liquefeito de petróleo)). 
‐ Gás de cozinha (propano e butano) e principalmente CH4. 
Se houver a formação de CO2, a partir de um hidrocarboneto (CxHy) 
dizemos combustão (oxidação) completa. 
Se CO for formado, dizemos em combustão parcial ou incompleta 
do hidrocarboneto. 
21 
Por razões econômicas óbvias, o ar atmosférico é fonte de oxigênio. 
 
Sua composição molar é de 79% de N2 e 21% de O2. 
 
A composição mássica é de 23,2% de O2 e 76,8% de N2. 
 
Em relação ao 79 % N2 e 21% O2 deveria ser 76,7% e 23,3%. 
 
A diferença está dada devido a presença de outros gases. 
 
O peso molecular médio do ar é 28,84 u.m.a.≈ 29 
O gás de combustão é normalmente analisado em equipamentos 
industriais, como os fornos de processos e as caldeiras (para geração 
de vapor de água), para o controle do processo de combustão. 
Esta análise normalmente é feita em um equipamento conhecido 
como aparelho de Orsat. 
22 
Como o gás de combustão é previamente resfriado até a 
temperatura ambiente, para permitir a condensação da maior 
parte do vapor de água, a análise é dita ser em base seca 
(dry‐basis). 
Composição em base úmida (wet‐basis) é usada para indicar as 
frações molares de um gás contendo água. 
 
Composição em base seca (dry‐basis), significa que a fração molar 
do mesmo gás é sem água. 
Exemplo: 
33,3% CO molar, 33,3% N2 e 33,3% H2O (base úmida). 
50% CO molar, 50% N2 (base seca). 
Para se saber a composição em base úmida, basta conhecer a 
composição em base seca e a umidade da mistura em que está 
sendo analisada (medida normalmente através de um outro 
equipamento chamado psicrômetro). 
23 
De base úmida a base seca. 
Um gás de chaminé contém 60,0% molar N2; 15,0% CO2; 10,0% O2 e o 
resto é água. 
Calcule a composição molar do gás em base seca. 
24 
25 
Exemplo: De base seca a base úmida. 
Uma análise de Orsat (uma técnica para análise de gás de chaminé) 
fornece a seguinte composição em base seca: 
N2 = 65,0% CO2 = 14,0% CO = 11,0% O2 = 10,0% 
Uma medição da umidade mostra que a fração molar de água no 
gás de chaminé é 0,07. Calcule a composição do gás de chaminé em 
base úmida. 
Base de cálculo: 100 mol de gás seco: 
Solução 
O gás na base assumida contem então: 
100 mol gás seco (0,65) = 65,0 mol N2 
100 mol gás seco (0,14) = 14,0 mol CO2 
100 mol gás seco (0,11) = 11,0 mol CO 
100 mol gás seco (0,10) = 10,0 mol O2 
 107,5 mol gás úmido 
26 
Se a fração molar de H2O no gás é 0,07, então 0,93 é gás seco. 
Calcular quanto mol de H2O há por mol de gás seco. 
As frações molares para cada componente no gás de chaminé 
podem agora ser facilmente calculadas: 
 
7,53 / 107,5 = 0,070 mol H2O/ mol gás úmido 
65,0 / 107,5 = 0,605 mol N2 / mol gás úmido 
14,0 / 107,5 = 0,130 mol CO2 / mol gás úmido 
11,0 / 107,5 = 0,102 mol CO/ mol gás úmido 
10,0 / 107,5 = 0,0930 mol O2 / mol gás úmido 
Ar teórico e ar em excesso 
Se dois reagentes participarem de uma reação, onde um é 
consideravelmente mais caro que o outro, uma prática habitual é 
alimentarmos o mais barato em excesso com relação ao outro. 
 
Nos processos de combustão, o reagente mais barato é o ar, daí 
sempre preferencialmente se trabalhar com ar em excesso. 
Oxigênio teórico: Os moles (em batelada) ou vazões molares 
(contínuo) de O2 necessários para a combustão completa de todo o 
combustível fornecido ao reator, assumindo‐se que todo o carbono 
no combustível é oxidado a CO2 e todo o hidrogênio é oxidado a 
H2O. 
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Ar teórico: A quantidade de ar que contém o oxigênio teórico. 
 
Ar em excesso: A quantidade de ar alimentado que excede a 
quantidade teórica. 
Conhecendo‐se a estequiometria de reação completa, determina‐se 
o O2 teórico. 
Se 50% de excesso de ar for alimentado no reator, então: 
(mol ar)alimentado = 1,5 (mol ar)teórico 
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Exemplo : Ar teórico e ar em excesso 
Cem 100 mol/h de butano (C4H10) e 5000 mol/h de ar são 
alimentados a um reator de combustão. Calcule a percentagem de 
ar em excesso. 
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Procedimento para realização de balanço de massa em 
reatores de combustão 
Para a realização de balanços de massa em reatores de 
combustão, o procedimento o mesmo. 
Lembre‐se que: 
1) Quando desenhar o fluxograma não esquecer de incluir o N2 na 
entrada e na saída. 
2) Na saída não se esqueça do combustível e do O2 não reagido. 
3) Além dos produtos de combustão (CO, CO2, H2O). 
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4) Se é dada uma porcentagem em excesso de ar, o O2 realmente 
alimentado pode ser calculado multiplicando‐se o O2 teórico 
(determinado a partir da vazão de combustível e estequiometria da 
reação) por (1 + fração de excesso de ar). 
 
O N2 alimentado pode então ser calculado como: 
3,76 x O2 alimentado. 
 
Observação: em ar: mol N2/mol O2= 0,79/0,21 = 3,76 
 
O ar total com 4,76 x O2 alimentado. 
Observação: em ar: mol ar/mol O2= 1/0,21 = 4,76 
Procedimento para realização de balanço de massa em reatores de combustão 
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Exemplo : Combustão de etano. 
O etano é queimado com 50% excesso de ar. A percentagem de 
conversão do etano é 90%; do etano queimado, 25% reagem para 
formar CO e o resto forma CO2. Calcule a composição molar do gás 
de chaminé em base seca e a razão molar da água para o gás de 
chaminé seco. 
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