Aula 4. balanço de massa com reação química

Léyah Matheus
Aula 4.
Balanço de massa com reação químicaBalanço de massa com reação química.
• Estequiometria das reações químicas.Estequiometria das reações químicas.
• Reagente limitante e em excesso.
• Conversão fracional e extensão da reação.Conversão fracional e extensão da reação.
• Equilíbrio químico.
• Reações múltiplas, rendimento e seletividade.Reações múltiplas, rendimento e seletividade.
• Balanços em processo reativos.
• A química da combustão.A química da combustão.
Referencia
Felder, R.M.; Rousseau, R.W. ‐ Princípios 
Elementares dos Processos Químicos LTCElementares dos Processos Químicos. LTC 
Editora. 3ªed. 2005.Capítulo 4 Fundamentos de 
balanços de massa. Pag. 102‐137.
Introduçãot odução
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 químicacomponentes 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 Bmol de A puro e acabar com 2 mol de B.
Conceitos
Estequiometria é a teoria das proporções nas quais as
espécies químicas se combinam.p q
A equação estequiométrica de uma reação química é
uma declaração da quantidade relativa de moléculas ouuma declaração da quantidade relativa de moléculas ou
moles de reagentes e produtos que tomam parte na
reaçãoreação.
Por exemplo, a equação estequiométrica:
2 SO2 + O2 → 2 SO3
Indica que, para cada duas moléculas (ou moles ou lb‐mol)q , p ( )
de SO2 que reagem, uma molécula (mol, lb‐mol) de O2
reage para produzir duas moléculas (moles ou lb‐mol) dereage para produzir duas moléculas (moles ou lb mol) de
SO3.
Os números que precedem as formulas para cada espécieq p p p
são chamados de coeficientes estequiométricos dos
componentes da reaçãocomponentes da reação.
U ã t i ét i lid d tUma equação estequiométrica valida deve estar
balanceada; isto é o número de átomos debalanceada; isto é, o número de átomos de
cada espécie atômica deve ser o mesmo emp
ambos os lados da equação, já que os átomos
não podem ser criados nem destruídos.
A razão estequiométrica de duas espécies molecularesq p
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 éq g ( p ) p q
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:
nmoleSO2 / nmole O2 = 2 / 1 presentes na alimentação do reator.
Por exemplo: 200 mol de SO2 e 100 mol de O2.
Para a reação: 2 SO2 + O2 → 2 SO3ç 2 2 3
Se, por exemplo, você sabe que são produzidos 1 600 kg/h de SO3,
pode calcular a quantidade de oxigênio requerido comopode calcular a quantidade de oxigênio requerido como
1 600 k SO d 1 k l SO 1k l O id 10 k l O1 600 kg SO3 gerados 1 kmol SO3 1kmol O2 consumido =10 kmol O2
h 80kg SO3 2 kmol SO3 gerados h
10 kmol O2 32 kg O2 = 320 kg O2
h 1 kmol O2 h
Exercício para casa:
Teste pag. 103
Considere a reação: C4H8 + 6 O2 → 4 CO2 + 4 H2Oç 4 8 2 2 2
1. A equação estequiométrica está balanceada?
2. Qual é o coeficiente estequiométrico do CO2?
3 Qual é a razão estequiométrica de H2O para O2 ?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?reagem. A que taxa se forma a água?
Reagente limitante e em excesso.
Diz‐se que dois reagentes, A e B, estão em proporção
t i ét i d ã ( l d Aestequiométrica quando a razão (moles de A
presentes) / (moles de B presentes) é igual à razão
t i ét i btid d ã d ãestequiométrica obtida da equação da reação
balanceada.
Para que os reagentes na reação:
2 SO O → 2 SO2 SO2 + O2 → 2 SO3
t j ã t i ét i d i ti 2estejam em proporção estequiométrica, devem existir 2
moles SO2 para cada mol O2
d f t l / 2 1 tde forma tal que nSO2/nO2 = 2:1 presentes na
alimentação do reator.
Reagente limitante e em excesso.
Por exemplo:
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.
ê lAgora, se você começa o processo com 100 mol O2 e
menos do que 200 mol SO2 (quer dizer, se o SO2 está
d d ãpresente em quantidade menor que sua proporção
estequiométrica), o SO2 desaparece antes do O2.
Reagente limitante e em excesso.
Quando os reagentes não são alimentados na proporção
estequiométrica, aquele reagente que desaparece primeiro é
chamado de reagente limitante.
Os demais são chamados de reagentes em excesso. Um reagente ég g
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.
Exemplo para a reação:     2 SO2 + O2 → 2 SO3p p ç 2 2 3
Suponhamos que se alimentam a um reator 200 moles 
de SO e 200 moles de O Determine que é o reagentede SO2 e 200 moles de O2. Determine  que é o reagente 
limitante .
Determinando a relação:Determinando a relação:
moles alimentados / coeficiente estequiométrico fica
2 moles100
2
moles200
SOlaçãoRe ==
22 moles200
1
moles200
OlaçãoRe ==
Então, o SO2 é o reagente limitante
Excesso fracional e porcentagem em excesso.
Suponha que (n ) é o número de moles do reagente em excesso ASuponha 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
á i i l ã é lnecessária para reagir completamente se a reação é completa.
O excesso fracional deste reagente é a razão entre o excesso e o
i it t i ét irequisito estequiométrico:
excesso fracional de A = (nA)alim ‐ (nA)esteq
(nA)esteq
Percentagem em excesso de A 100 vezes o excesso fracional.
Percentagem em excesso de A = (nA)alim ‐ (nA)esteq x 100
(nA)esteq( A)esteq
Exemplo:
Consideremos por exemplo a reação:
H + B → 2 HBH2 + 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.O regente limitante é o r2.
Para o H2 estar em proporção estequiométrica, deveria ser
alimentado a razão de 20 mol H /halimentado a razão de 20 mol H2/h.
Logo:
(25‐20)/20 x 100 = 25% em excesso de H2
Conversão fracional:
As reações químicas não acontecem instantaneamente. Ao
contrário frequentemente desenvolvem‐se muitocontrário, frequentemente desenvolvem se muito
lentamente. Nestes casos, não é prático projetar o reator
para a conversão completa do reagente limitantepara a conversão completa do reagente limitante.
Então o efluente do reator sai ainda com algum conteúdo
d d é b dde reagente não consumido e é submetido a um processo
de separação para remover os reagentes não consumidos
d d dda corrente de produto.
O reagente separado é então reciclado de volta para ag p p
alimentação (se for economicamente viável, para isso,
deve‐se fazer os cálculos da viabilidade econômica).)
Conversão fracional:
A conversão fracional de um reagente é a razão entre o
número de mols que reage e o número de molsnúmero de mols que reage e o número de mols
alimentado do reagente:
f = moles reagido
moles alimentado
A fração não convertida é, então, 1‐f.
Se 100 mol de A são alimentados e 90 moles reagem a conversãoSe 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.g ,
A fração de A não convertida será 1‐XA=1‐0,9 = 0,10.
Reações múltiplas, rendimento e seletividade.
Na maior parte das reações químicas os reagentes são
bi d bj ti d d i d t i dcombinados com objetivos de produzir um determinado
produto em uma única reação química. Infelizmente, os
t d bi i d freagentes podem combinar‐se em mais de uma forma e o
produto formado pode por a sua vez reagir para
t f l t d t d já ltransformar‐se em algum outro produto menos desejável.
O lt d d t õ l l é dOs resultados destas reações paralelas é uma perda
econômica:obtém‐se menos produto desejado para uma
d d tid d d t i tid ddada quantidade de reagente, ou uma maior quantidade
de reagente precisa ser fornecido ao reator para obter uma
tid d ifi d d tquantidade especifica de produto.
Reações múltiplas, rendimento e seletividade.
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 2
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
Reações múltiplas, rendimento e seletividade.
Desde que o objetivo do processo é produzir eteno,
somente a primeira destas reações, chamadas de reaçõesp ç ç
múltiplas (reações em série e em paralelo), é desejada.
As demais reações e consequentemente demais produtosAs demais reações e consequentemente demais produtos,
são indesejáveis.
O projeto de engenharia do reator e as considerações de
operação devem levar em consideração não somente
como maximizar a produção do produto desejado (eteno),
mas também, como minimizar a produção de subprodutos
indesejáveis (CH4 e C3H6).
Reações múltiplas, rendimento e seletividade.
Os termos rendimento e seletividade são usados para
d ã d j d d idescrever o grau em que a reação desejada predomina
sobre as reações competitivas. As demais reações e
t t d i d t ã i d já iconsequentemente demais produtos, são indesejáveis.
reagente)deconsumono(baseadoRendimento
idli it ttdl
formadodesejadoprodutodomols
R
reagente)deconsumono(baseadoRendimento
BCR =
consumidolimitantereagentedomols
BCR
f dd j dd tdl
formadoindesejadoprodutodemols
formadodesejadoprodutodomols
S =eeletividad
Reações múltiplas, rendimento e seletividade.
Quanto maiores os valores de rendimento e
seletividade, maior será a produção do produto
d j ddesejado.
Seletividade apresenta outras definições, como, porp ç p
exemplo: quantidade de um produto formado pela
quantidade de todos os produtos formados (desejados
e indesejados).
Exemplo 4.6‐1 pag. 106p p g
Acrilonitrila (C3H3N) é produzida pela reação de propileno,
amônia e oxigênio:amônia e oxigênio:
C3H6 + NH3 + O2 → C3H3N + H2O
A composição molar na corrente de alimentação no reator
em contém 10% de propileno, 12% de amônia e 78% de ar.em 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 reagentealimentado para uma conversão de 30% do reagente
limitante.
Solução exemplo 1
Tomemos como base de cálculo 100 kmol de alimentação.
Reator
100 kmol alimentação
10 % propileno, C3H6
? kmol acrilonitrila, C3H3N
H2OReatorp p , 3 6
12 % amônia, NH3
78 % Ar
79% nitrogênio N2
H2O
C3H6
NH3
N79% nitrogênio, N2
Ar       21% oxigênio, O2
N2
O2
Façamos inicialmente a estequiometria da reação: 
/C3H6  +  NH3  +  3/2 O2 →  C3H3N  + 3 H2O
Pela estequiometria temos: 
C H NH 3/2 O → C H N 3 H OC3H6 +  NH3  +  3/2  O2 →   C3H3N  +  3  H2O
1 kmol C3H6 :  1 kmol NH3 : 1,5 kmol O2
Q id d i i i i d d ( f li ã )Quantidades iniciais de cada reagente (conforme alimentação):
100 kmol (0,10) = 10 kmol de propileno, C3H6
100 kmol (0,12) = 12 kmol de amônia, NH3
100 kmol (0,78) = 78 kmol de ar
78 kmol (0,21) = 16,4 kmol de oxigênio, O2
78 kmol (0,79) = 61,6 kmol de nitrogênio, N2
Relação propileno, C3H6 = 10 kmol = 10
1
l ô k lRelação amônia, NH3 = 12 kmol = 12
1
R l ã i ê i O 16 4 k l 10 9Relação oxigênio, O2 = 16,4 kmol = 10,9
1,5
reagente limitante
Outra forma:
Pela proporção estequiométrica :
1 1 1 5nC3H6= 1   nNH3=1   nO2 =1,5
para 10 kmol de C3H6 teríamos:
10 kmol C3H6 10 kmol NH3 15 kmol O2
Como em nossa alimentação temos: 
10 kmol C3H6 12 kmol NH3 16,4 kmol O2
a) Então o propileno C H é o reagente limitantea) Então o propileno, C3H6 é o reagente limitante.
b) NH3 e O2 são os reagentes em excesso.
b) NH3 e O2 são os reagentes em excesso.
porcentagem em excesso:
c) Calcule os kmol de C3H3N produzidos por kmol de NH3
li d ã d 30% dalimentado para uma conversão de 30% do reagente 
limitante. 
Já b il C H é t li it tJá sabemos que o propileno, C3H6 é o reagente limitante.
Uma conversão de 30 % significa que da quantidade
li t d d il ó 30 % ( talimentada de propileno, só 30 % reage (se converte em
produto).
10 k l C H (0 30) 3 k l d C H10 kmol C3H6 (0,30) = 3 kmol de C3H6 reage.
Como a proporção estequiométrica  é:
1 1 1nC3H6= 1   nNH3=1    nC3H3N=1 
Devem reagir  também, 3 kmol de NH3 e produzir‐se 
3 k l d il it il C H N3 kmol de acrilonitrila, C3H3N.
Exercício para casa:
Determine  as vazões molares de todos os produtos.
Exercício para casa:
A química da combustão.A química da combustão.
A combustão é um processo industrial em que um
b tí l l t d i d d t ól écombustível, normalmente um derivado de petróleo, é
queimado com um comburente, normalmente ar (em
l ã b tí l) d i texcesso em relação ao combustível), gerando uma mistura
gasosa conhecida como gás de combustão ou gás de
h i é ( i é li i d l h i é )chaminé (pois é eliminado pelas chaminés).
O combustível industrial é normalmente formado por umap
mistura de hidrocarbonetos, uma vez que são oriundos do
petróleo, com possíveis contaminações de derivados
sulfurados.
Independentemente de possíveis mecanismos de reação,
pode‐se escrever as equações a seguir:
Assim, o gás de combustão será constituído normalmente de CO2 e
( d d õ ) ( ) (H2O (produtos das reações), O2 (reagente em excesso), N2 (inerte
proveniente do ar).
O CO d á d b ã b ãO CO poderá aparecer nos gases de combustão, se a combustão
ocorrer com baixo excesso de ar (combustão incompleta).
Q d b tí l é t i d t lf dQuando o combustível é contaminado com compostos sulfurados, os
gases de combustão conterão também SO2.
Combustíveis principais:Co bust e s p c pa s
‐ Carvão (C, S, etc.)
‐ Óleo combustível (hidrocarbonetos pesados, S).( p , )
‐ Gases combustíveis (gás natural, GLP (gás liquefeito de
petróleo)).p ))
‐ Gás de cozinha (propano e butano) e principalmente CH4.
Se houver a formação de CO2, a partir de umSe houver a formação de CO2, a partir de um
hidrocarboneto (CxHy) dizemos combustão (oxidação)
completa.completa.
Se CO for formado, dizemos em combustão parcial ou
incompleta do hidrocarboneto.incompleta do hidrocarboneto.
Combustão completa do dissulfeto de carbono
Por razões econômicas óbvias, o ar atmosférico é fonte dePor razões econômicas óbvias, o ar atmosférico é fonte de
oxigênio.
S i ã l é d 79% d N 21% d OSua composição molar é de 79% de N2 e 21% de O2.
A composição mássica é de 23,2% de O2 e 76,8% de N2.2 2
Em relação ao 79 % N2 e 21% O2 deveria ser 76,7% e 23,3
%%.
A diferença está dada por 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 emO gás de combustão é normalmente analisado em
equipamentos industriais, como os fornos de processos e
as caldeiras (para geração de vapor de água) para oas 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.
Como o gás de combustão é previamenteComo o gás de combustão é previamente
resfriado até a temperatura ambiente,
para permitir a condensação da maiorpara permitir a condensação da maior
parte do vapor de água, a análise é dita
b (d b i )ser em base seca (dry‐basis).
Composição em base úmida (wet‐basis) é usada para
i di f õ l d á d áindicar as frações molares de um gás contendo água.
Composição em base seca (dry‐basis), significa que ap ç ( y ) g q
fração molar do mesmo gás é sem água.
Exemplo:Exemplo:
33,3% CO molar, 33,3% N2 e 33,3% H2O (base úmida).
50% CO molar, 50% N2 (base seca).
P b i ã b ú id b tPara se saber a composição em base úmida, basta
conhecer a composição em base seca e a umidade da
i t tá d li d ( didmistura em que está sendo analisada (medida
normalmente através de um outro equipamento
h d i ô t )chamado psicrômetro).
Exemplo 4.8‐1 pag. 127 Composição em base úmida e seca
De base úmida a base seca.
Um gás de chaminé contém 60 0% molar N2; 15 0% CO2; 10 0% O2 eUm 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.
Base: 100 mol de gás úmido
60,0 mol N2
15 0 l CO15,0 mol CO2
10,0 mol O2
85 0 mol gás seco85,0 mol gás seco
60,0/85,0 = 0,706 mol N2 / mol gás seco
15,0/85,0 = 0,176 mol CO2 / mol gás seco
10,0/85,0 = 0,118 mol O2 / mol gás seco
Exemplo 4.8‐1 pag. 127 Composição em base úmida e secap p g p ç
De base seca a base úmida.
ál d ( é ál d á d h é)Uma análise de Orsat (uma técnica para análise de gás de chaminé)
fornece a seguinte composição em base seca:
N = 65 0% CO = 14 0% CO = 11 0% O = 10 0%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 basep ç g
úmida.
Base de cálculo: 100 mol de gás seco:
S f ã l d H O á é 0 07 ã 0 93 é áSe 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.
0,07 mol H2O x mol gás úmido = 0,0753 mol H2O
mol gás úmido 0,93 mol gás seco mol gás seco
Exemplo 4.8‐1 pag. 127 Composição em base úmida e seca
D b b ú idDe base seca a base úmida.
O gás na base assumida contem então:
100 mol gás seco x 0 0753 mol H2O = 7 53 mol H2O100 mol gás seco x 0,0753 mol H2O = 7,53 mol H2O
mol gás seco
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 l á (0 10) 10 0 l O100 mol gás seco (0,10) =   10,0 mol O2
107,5 mol gás úmido
As frações molares par cada componente no gás de chaminéAs frações molares par 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 l CO / l á ú id11,0 / 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 ég p p ç ,
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
b í l f id i d do combustível fornecido ao reator, assumindo‐se que todo o
carbono no combustível é oxidado a CO2 e todo o hidrogênio é
oxidado a H2Ooxidado a H2O.
Ar teórico: A quantidade de ar que contém o oxigênio teórico.
A A tid d d li t d dAr em excesso: A quantidade de ar alimentado que excede a 
quantidade teórica.
Ar em excesso: A quantidade de ar alimentado que excede 
id d ó ia quantidade teórica.
Conhecendo‐se a estequiometria de reação completa,
d i ó idetermina‐se o O2 teórico.
S 0% d d f li d ãSe 50% de excesso de ar for alimentado no reator, então:
( l ) 1 5 ( l )(mol ar)alimentado = 1,5 (mol ar)teórico
Exemplo 4.8‐2 pag. 128. Ar teórico e ar em excesso
Cem 100 mol/h de butano (C H ) e 5000 mol/h de ar sãoCem 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.
Primeiro, calcule o ar teórico a partir da vazão de alimentação do
combustível e da equação estequiométrica para a combustão
l d bcompleta do butano.
Procedimento para realização de balanço de massa em reatores de 
combustão
Para a realização de balanços de massa em reatores de
b ã di é
combustão.
combustão, o procedimento é o mesmo.
Lembre‐se que:
1) Q d d h fl ã d i l i1) Quando desenhar o fluxograma não esquecer de incluir
o N2 na entrada e na saída.
2) N íd ã d b í l d O ã2) Na saída não se esqueça do combustível e do O2 não
reagido.
3) Alé d d t d b tã (CO CO H O)3) Além dos produtos de combustão (CO, CO2, H2O).
Reator
Combustível
79% nitrogênio, N2
Ar 21% oxigênio O2
Combustível não queimado
Oxigênio, O2 não reagido
Nitrogênio, N2Ar       21% oxigênio, O2
g , 2
CO, CO2, H2O
Procedimento para realização de balanço de massa em reatores deProcedimento para realização de balanço de massa em reatores de 
combustão (cont.)
4) Se é dada uma porcentagem em excesso de ar o O realmente4) 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( p q
da reação) por (1 + fração de excesso de ar).
O N alimentado pode então ser calculado como: 3 76 x OO N2 alimentado pode então ser calculado como: 3,76 x O2
alimentado.
Ob ã l N / l O 0 79/0 21 3 76Observação: 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
Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano.
O etano é queimado com 50% excesso de ar. A percentagem deq p g
conversão do etano é 90%; do etano queimado, 25% reagem para
formar CO e o resto forma CO2. Calcule a composição molar do gás
d h i é b ã l d á á dde chaminé em base seca e a razão molar da água para o gás de
chaminé seco.
Solução: Base de cálculo: 100 mol de etano alimentadoSolução: Base de cálculo: 100 mol de etano alimentado.
100 l C H R t
F = ? mol etano não queimado100 mol C2H6
50% Ar em excesso
79% nitrogênio, N2
Reator
F C2H6 = ? mol  etano não queimado
F O2 = ? mol oxigênio não reagido
F N2 = ? mol nitrogênio sai sem reagir
F ? l CO d id21% oxigênio, O2
FCO = ? mol CO produzido
FCO2 = ? mol CO2 produzido
F H2O = ? mol H2O produzida
Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano.
Primeiro, começamos com 50 % ar em excesso:ç
FO2 teórico por estequiometria
1 mol C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ (7/2) 3,5 moles de O2
00 l 3 0 l d O100 moles C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐ 350 moles de O2
como há 50 % ar em excesso:
(0 21)F = 1 5 (350)(0,21)Far alimentado = 1,5 (350)
Far alimentado = 2500 moles de ar alimentado.
Segundo, percentagem de conversão do etano é 90%
100 mol de etano alimentado(0,90) = 90 moles C2H6 reagem.
Terceiro, de esses 90 moles de C2H6 que reagem, o 25% se convertem
em COem CO.
Moles de C2H6 que reagem para formar CO = 90 (0,25) = 22,5 moles
por estequiometria
1 mol C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ 2 moles de CO
22,5 moles C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐ 45 moles de CO
Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano.
Quarto, de esses 90 moles de C2H6 que reagem, o 75% se
convertem em CO2.2
Moles de C2H6 que reagem para formar CO2 = 90 (0,75) =
67,5 moles
por estequiometria
1 mol C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ 2 moles de CO22 6 2
67,5 moles C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐ 135 moles de CO2
Quinto, balaço de nitrogênio:
Far alimentado = 2500 moles de ar alimentado.
FO2 alimentado = 2500(0,21) = 525 mol O2 entra.O2 alimentado 2
FN2 alimentado = 2500(0,79) = 1975 mol N2 entra.
O nitrogênio é inerte : saída=entrada
FN2 saída= 1975 mol N2
Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano.
Conhecendo que os moles de etano são os limitam a
reação, uma forma de resolver o balanço de massa e
determinar as quantidades de produtos , é a seguinte:
C2H6     +    7/2 O2 →    2 CO2 +   3 H2O
3,5(67,5)           2(67,5)     3(67,5)
67,5          236,25              135           202,5
C2H6     +    5/2 O2 →    2 CO    +   3 H2O
2,5(22,5)           2(22,5)     3(22,5)
22,5          56,25                  45           67,5
Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano.
Balanço de etano:
Entrada F = 100 molesEntrada FC2H6 = 100 moles
Reage só 90% (90 moles), saí sem queimar 10 moles.
Balanço de oxigênio:
Entrada F = 525 molesEntrada FO2 = 525 moles
Reagem 236,25 moles para CO2 e 56,25 moles para CO.
Total de oxigênio que reage= 292 5 molesTotal de oxigênio que reage= 292,5 moles
Sai sem reagir = 232,5 moles.
Balanço de água.
Soma das águas formadas em a combustão:Soma das águas formadas em a combustão:
202,5 + 67,5 = 270 moles água.
Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano.
F C2H6 =   10   mol  etano não queimado
100 mol C2H6
2500 mol Ar
1975 mol, N2
Reator
C2H6  q
F O2 =   232,5 mol oxigênio não reagido
F N2 =  1975   mol nitrogênio (inerte)
FCO = 45 mol CO produzido2
525 mol, O2
Entrada = 2600 moles
FCO          45   mol CO produzido
FCO2 =     135  mol CO2 produzido
F H2O =    270  mol H2O produzida
Saída = 2667,5 moles
O gás de chaminé seco é 2667 5 – 270 (água) = 2397 5 mol gás secoO gás de chaminé seco é 2667,5 – 270 (água) = 2397,5 mol gás seco.
Então, a composição do gás em base seca é:
Etano: 10 / 2397,5 =   0,0042 mol C2H6 / mol gás seco
O i ê i 232 5 / 2397 5 0 097 l O / l áOxigênio : 232,5 / 2397,5 =   0,097 mol O2 / mol gás seco
Nitrogênio : 1975/2397,5 =   0,824 mol N2 / mol gás seco
CO : 45/2397,5 =   0,019 mol CO/ mol gás seco
/ /CO2 : 135/2397,5 =   0,0563 mol CO2 / mol gás seco
E a razão molar da água para gás seco é:
270 mol água / 2397,7 mol gás seco = 0,113 mol água/ mol ás seco de chaminé.
E í iExercício para casa:
1. Estudar epigrafes 4.9 pag. 133 e 4.10 pag. 135 do livro Princípios1. Estudar epigrafes 4.9 pag. 133 e 4.10 pag. 135 do livro Princípios
elementares dos processos químicos.
2. Teste pag.128.
3 Teste pag 1293. Teste pag. 129.
1 von 49

Recomendados

Capitulo 2 balanço de massa von
Capitulo 2   balanço de massaCapitulo 2   balanço de massa
Capitulo 2 balanço de massaPk Keller
32.9K views47 Folien
Aula 14 balanço de energia em processos químicos - 06.05.11 von
Aula 14   balanço de energia em processos químicos - 06.05.11Aula 14   balanço de energia em processos químicos - 06.05.11
Aula 14 balanço de energia em processos químicos - 06.05.11Nelson Virgilio Carvalho Filho
49.7K views50 Folien
Aula 13 balanço de massa - prof. nelson (area 1) - 29.04.11 von
Aula 13   balanço de massa - prof. nelson (area 1) - 29.04.11Aula 13   balanço de massa - prof. nelson (area 1) - 29.04.11
Aula 13 balanço de massa - prof. nelson (area 1) - 29.04.11Nelson Virgilio Carvalho Filho
103.3K views73 Folien
Capítulo 5 balanco com reaccao.pdf tina von
Capítulo 5 balanco com reaccao.pdf tinaCapítulo 5 balanco com reaccao.pdf tina
Capítulo 5 balanco com reaccao.pdf tinaUniversidade Eduardo Mondlane
4.9K views19 Folien
REATORES CONTINUOS, EM SÉRIE E PARELELO von
REATORES CONTINUOS, EM SÉRIE E PARELELOREATORES CONTINUOS, EM SÉRIE E PARELELO
REATORES CONTINUOS, EM SÉRIE E PARELELODaphne Rodrigues
2.2K views14 Folien
introdução ao balanço de massa von
introdução ao balanço de massaintrodução ao balanço de massa
introdução ao balanço de massamlbf23
17.3K views18 Folien

Más contenido relacionado

Was ist angesagt?

Balan o de massa 1 von
Balan o de massa 1Balan o de massa 1
Balan o de massa 1Thassio Nóbrega
3.7K views18 Folien
Cálculo do rendimento von
Cálculo do rendimentoCálculo do rendimento
Cálculo do rendimentoIsadora Girio
13.8K views13 Folien
Operações unitárias von
Operações unitáriasOperações unitárias
Operações unitáriasMarcela Abreu
61.4K views16 Folien
Analise instrumental von
Analise instrumentalAnalise instrumental
Analise instrumentalJ. Messias Britto
73.5K views167 Folien
Apostila cálculo de reatores i von
Apostila cálculo de reatores iApostila cálculo de reatores i
Apostila cálculo de reatores iOnildo Lima
31.6K views62 Folien
Relatório - Volumetria de Complexação: determinação de dureza da água. von
Relatório - Volumetria de Complexação: determinação de dureza da água.Relatório - Volumetria de Complexação: determinação de dureza da água.
Relatório - Volumetria de Complexação: determinação de dureza da água.Dhion Meyg Fernandes
34.7K views14 Folien

Was ist angesagt?(20)

Cálculo do rendimento von Isadora Girio
Cálculo do rendimentoCálculo do rendimento
Cálculo do rendimento
Isadora Girio13.8K views
Operações unitárias von Marcela Abreu
Operações unitáriasOperações unitárias
Operações unitárias
Marcela Abreu61.4K views
Apostila cálculo de reatores i von Onildo Lima
Apostila cálculo de reatores iApostila cálculo de reatores i
Apostila cálculo de reatores i
Onildo Lima31.6K views
Relatório - Volumetria de Complexação: determinação de dureza da água. von Dhion Meyg Fernandes
Relatório - Volumetria de Complexação: determinação de dureza da água.Relatório - Volumetria de Complexação: determinação de dureza da água.
Relatório - Volumetria de Complexação: determinação de dureza da água.
Dhion Meyg Fernandes34.7K views
Texto nº 3 Volumetria de Neutralização von Marta Pinheiro
Texto nº 3   Volumetria de NeutralizaçãoTexto nº 3   Volumetria de Neutralização
Texto nº 3 Volumetria de Neutralização
Marta Pinheiro28.6K views
Relatório Potenciometria von LuaneGS
Relatório PotenciometriaRelatório Potenciometria
Relatório Potenciometria
LuaneGS15.2K views
Balanço de massa von Luisjoaquim
Balanço de massaBalanço de massa
Balanço de massa
Luisjoaquim7.7K views
111272491 exercicios-resolvidos-termo-ii von twolipa
111272491 exercicios-resolvidos-termo-ii111272491 exercicios-resolvidos-termo-ii
111272491 exercicios-resolvidos-termo-ii
twolipa60.3K views
Relatório de preparo e padronização de HCl e H2SO4 von Ivys Antônio
Relatório de preparo e padronização de HCl e H2SO4Relatório de preparo e padronização de HCl e H2SO4
Relatório de preparo e padronização de HCl e H2SO4
Ivys Antônio94.4K views
Relatorio quimica geral_2 - cinetica von Íngrede Silva
Relatorio quimica geral_2 - cineticaRelatorio quimica geral_2 - cinetica
Relatorio quimica geral_2 - cinetica
Íngrede Silva26.3K views
Absorção gasosa von Katia Souza
Absorção gasosaAbsorção gasosa
Absorção gasosa
Katia Souza7.8K views

Similar a Aula 4. balanço de massa com reação química

Teoria do Equilibrio von
Teoria do EquilibrioTeoria do Equilibrio
Teoria do EquilibrioCursos Profissionalizantes
2.4K views13 Folien
Reações Quimicas von
Reações QuimicasReações Quimicas
Reações QuimicasNatalia Pietszyk
638 views7 Folien
Cinética Química - Fisico-química von
Cinética Química - Fisico-químicaCinética Química - Fisico-química
Cinética Química - Fisico-químicaDanilo Alves
3.4K views52 Folien
Aula 14 - Cálculos Estequiométricos II(2).pptx von
Aula 14 - Cálculos Estequiométricos II(2).pptxAula 14 - Cálculos Estequiométricos II(2).pptx
Aula 14 - Cálculos Estequiométricos II(2).pptxMrcioCardoso30
10 views24 Folien
11ºano - Quimica Exercícios von
11ºano - Quimica Exercícios11ºano - Quimica Exercícios
11ºano - Quimica Exercíciosadelinoqueiroz
28.3K views12 Folien
Ficha de aula estequiometria von
Ficha de aula estequiometriaFicha de aula estequiometria
Ficha de aula estequiometriaMário Oliveira
1.3K views5 Folien

Similar a Aula 4. balanço de massa com reação química(20)

Cinética Química - Fisico-química von Danilo Alves
Cinética Química - Fisico-químicaCinética Química - Fisico-química
Cinética Química - Fisico-química
Danilo Alves3.4K views
Aula 14 - Cálculos Estequiométricos II(2).pptx von MrcioCardoso30
Aula 14 - Cálculos Estequiométricos II(2).pptxAula 14 - Cálculos Estequiométricos II(2).pptx
Aula 14 - Cálculos Estequiométricos II(2).pptx
MrcioCardoso3010 views
11ºano - Quimica Exercícios von adelinoqueiroz
11ºano - Quimica Exercícios11ºano - Quimica Exercícios
11ºano - Quimica Exercícios
adelinoqueiroz28.3K views
CALCULO DE REACTORES (REAÇÕES AUTOCATALÍTICAS) 16.12.2022.pdf von LuvumbuMoiss
CALCULO DE REACTORES (REAÇÕES AUTOCATALÍTICAS) 16.12.2022.pdfCALCULO DE REACTORES (REAÇÕES AUTOCATALÍTICAS) 16.12.2022.pdf
CALCULO DE REACTORES (REAÇÕES AUTOCATALÍTICAS) 16.12.2022.pdf
LuvumbuMoiss21 views
Resumo te rico cin-tica qu-mica.QUIMICA von colegioexpansao
Resumo te rico cin-tica qu-mica.QUIMICAResumo te rico cin-tica qu-mica.QUIMICA
Resumo te rico cin-tica qu-mica.QUIMICA
colegioexpansao2.3K views
Aula equilíbrio químico com s tampão curso power point von Taylon Aguiar
Aula equilíbrio químico com s tampão curso power pointAula equilíbrio químico com s tampão curso power point
Aula equilíbrio químico com s tampão curso power point
Taylon Aguiar2.2K views
Equilibrio quimico von caetano01
Equilibrio quimicoEquilibrio quimico
Equilibrio quimico
caetano011.6K views

Último

MAPA - CONFIABILIDADE DE SISTEMAS.pdf von
MAPA - CONFIABILIDADE DE SISTEMAS.pdfMAPA - CONFIABILIDADE DE SISTEMAS.pdf
MAPA - CONFIABILIDADE DE SISTEMAS.pdfwogafib965
6 views4 Folien
Olá, estudante! A atividade MAPA da disciplina visa resgatar os conhecimentos... von
Olá, estudante! A atividade MAPA da disciplina visa resgatar os conhecimentos...Olá, estudante! A atividade MAPA da disciplina visa resgatar os conhecimentos...
Olá, estudante! A atividade MAPA da disciplina visa resgatar os conhecimentos...assedlmoi
22 views3 Folien
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA 542023 .pdf von
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA 542023 .pdfMAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA 542023 .pdf
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA 542023 .pdfwogafib965
44 views5 Folien
MAPA - DESIGN EDUCACIONAL E INOVAÇÕES 542023 .pdf von
MAPA - DESIGN EDUCACIONAL E INOVAÇÕES 542023 .pdfMAPA - DESIGN EDUCACIONAL E INOVAÇÕES 542023 .pdf
MAPA - DESIGN EDUCACIONAL E INOVAÇÕES 542023 .pdfwogafib965
21 views5 Folien
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdf von
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdfMAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdf
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdfwogafib965
72 views4 Folien
MAPA - GESTÃO DE CUSTOS E FORMAÇÃO DO PREÇO DE VENDA - 542023.pdf von
MAPA - GESTÃO DE CUSTOS E FORMAÇÃO DO PREÇO DE VENDA - 542023.pdfMAPA - GESTÃO DE CUSTOS E FORMAÇÃO DO PREÇO DE VENDA - 542023.pdf
MAPA - GESTÃO DE CUSTOS E FORMAÇÃO DO PREÇO DE VENDA - 542023.pdfwogafib965
5 views3 Folien

Último(20)

MAPA - CONFIABILIDADE DE SISTEMAS.pdf von wogafib965
MAPA - CONFIABILIDADE DE SISTEMAS.pdfMAPA - CONFIABILIDADE DE SISTEMAS.pdf
MAPA - CONFIABILIDADE DE SISTEMAS.pdf
wogafib9656 views
Olá, estudante! A atividade MAPA da disciplina visa resgatar os conhecimentos... von assedlmoi
Olá, estudante! A atividade MAPA da disciplina visa resgatar os conhecimentos...Olá, estudante! A atividade MAPA da disciplina visa resgatar os conhecimentos...
Olá, estudante! A atividade MAPA da disciplina visa resgatar os conhecimentos...
assedlmoi22 views
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA 542023 .pdf von wogafib965
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA 542023 .pdfMAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA 542023 .pdf
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA 542023 .pdf
wogafib96544 views
MAPA - DESIGN EDUCACIONAL E INOVAÇÕES 542023 .pdf von wogafib965
MAPA - DESIGN EDUCACIONAL E INOVAÇÕES 542023 .pdfMAPA - DESIGN EDUCACIONAL E INOVAÇÕES 542023 .pdf
MAPA - DESIGN EDUCACIONAL E INOVAÇÕES 542023 .pdf
wogafib96521 views
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdf von wogafib965
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdfMAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdf
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdf
wogafib96572 views
MAPA - GESTÃO DE CUSTOS E FORMAÇÃO DO PREÇO DE VENDA - 542023.pdf von wogafib965
MAPA - GESTÃO DE CUSTOS E FORMAÇÃO DO PREÇO DE VENDA - 542023.pdfMAPA - GESTÃO DE CUSTOS E FORMAÇÃO DO PREÇO DE VENDA - 542023.pdf
MAPA - GESTÃO DE CUSTOS E FORMAÇÃO DO PREÇO DE VENDA - 542023.pdf
wogafib9655 views
MAPA - ENGENHARIA ECONÔMICA - 542023.pdf von wogafib965
MAPA - ENGENHARIA ECONÔMICA - 542023.pdfMAPA - ENGENHARIA ECONÔMICA - 542023.pdf
MAPA - ENGENHARIA ECONÔMICA - 542023.pdf
wogafib96518 views
AE04 - PROJETO DE INSTALACOES INDUSTRIAIS UNICESUMAR 54/2023 von AssessoriaAcademica9
AE04 - PROJETO DE INSTALACOES INDUSTRIAIS UNICESUMAR 54/2023AE04 - PROJETO DE INSTALACOES INDUSTRIAIS UNICESUMAR 54/2023
AE04 - PROJETO DE INSTALACOES INDUSTRIAIS UNICESUMAR 54/2023
MAPA - CIÊNCIAS DO AMBIENTE 54 2023 UNICESUMAR RESPOSTA.pdf von yalerol757
MAPA - CIÊNCIAS DO AMBIENTE 54 2023 UNICESUMAR RESPOSTA.pdfMAPA - CIÊNCIAS DO AMBIENTE 54 2023 UNICESUMAR RESPOSTA.pdf
MAPA - CIÊNCIAS DO AMBIENTE 54 2023 UNICESUMAR RESPOSTA.pdf
yalerol75713 views
MAPA - CIÊNCIAS DOS MATERIAIS - 542023.pdf von wogafib965
MAPA - CIÊNCIAS DOS MATERIAIS - 542023.pdfMAPA - CIÊNCIAS DOS MATERIAIS - 542023.pdf
MAPA - CIÊNCIAS DOS MATERIAIS - 542023.pdf
wogafib9659 views
MAPA - BEDU - LUTAS - 542023.pdf von wogafib965
MAPA - BEDU - LUTAS - 542023.pdfMAPA - BEDU - LUTAS - 542023.pdf
MAPA - BEDU - LUTAS - 542023.pdf
wogafib96517 views
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdf von bexore5034
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdfMAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdf
MAPA - EDUCAÇÃO, DIREITOS HUMANOS E CIDADANIA - 542023.pdf
bexore503415 views
Mapa Gestão de Alimentos e Bebidas.docx von lomoc91282
Mapa Gestão de Alimentos e Bebidas.docxMapa Gestão de Alimentos e Bebidas.docx
Mapa Gestão de Alimentos e Bebidas.docx
lomoc912827 views
MAPA - ENGENHARIA ECONÔMICA - 542023.pdf von yalerol757
MAPA - ENGENHARIA ECONÔMICA - 542023.pdfMAPA - ENGENHARIA ECONÔMICA - 542023.pdf
MAPA - ENGENHARIA ECONÔMICA - 542023.pdf
yalerol7577 views
FUNDAMENTOS DA FARMACOLOGIA.docx von naledo9438
FUNDAMENTOS DA FARMACOLOGIA.docxFUNDAMENTOS DA FARMACOLOGIA.docx
FUNDAMENTOS DA FARMACOLOGIA.docx
naledo94387 views
UNID 6 – Associação de impedâncias 1 – Calcule o valor da impedância equivale... von vihoj47492
UNID 6 – Associação de impedâncias 1 – Calcule o valor da impedância equivale...UNID 6 – Associação de impedâncias 1 – Calcule o valor da impedância equivale...
UNID 6 – Associação de impedâncias 1 – Calcule o valor da impedância equivale...
vihoj474925 views
MAPA - PRÁTICA PEDAGÓGICA EDUCAÇÃO MAKER - 542023.pdf von yalerol757
MAPA - PRÁTICA PEDAGÓGICA EDUCAÇÃO MAKER - 542023.pdfMAPA - PRÁTICA PEDAGÓGICA EDUCAÇÃO MAKER - 542023.pdf
MAPA - PRÁTICA PEDAGÓGICA EDUCAÇÃO MAKER - 542023.pdf
yalerol75726 views
MAPA - FISIOLOGIA HUMANA - 542023.pdf von wogafib965
MAPA - FISIOLOGIA HUMANA - 542023.pdfMAPA - FISIOLOGIA HUMANA - 542023.pdf
MAPA - FISIOLOGIA HUMANA - 542023.pdf
wogafib9656 views
Boletim Informativo Novembro 2023.pdf von Ferreira Lapa
Boletim Informativo Novembro 2023.pdfBoletim Informativo Novembro 2023.pdf
Boletim Informativo Novembro 2023.pdf
Ferreira Lapa35 views

Aula 4. balanço de massa com reação química

  • 1. Aula 4. Balanço de massa com reação químicaBalanço de massa com reação química. • Estequiometria das reações químicas.Estequiometria das reações químicas. • Reagente limitante e em excesso. • Conversão fracional e extensão da reação.Conversão fracional e extensão da reação. • Equilíbrio químico. • Reações múltiplas, rendimento e seletividade.Reações múltiplas, rendimento e seletividade. • Balanços em processo reativos. • A química da combustão.A química da combustão.
  • 2. Referencia Felder, R.M.; Rousseau, R.W. ‐ Princípios  Elementares dos Processos Químicos LTCElementares dos Processos Químicos. LTC  Editora. 3ªed. 2005.Capítulo 4 Fundamentos de  balanços de massa. Pag. 102‐137.
  • 3. Introduçãot odução 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 químicacomponentes em função da reação química.
  • 4. 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 Bmol de A puro e acabar com 2 mol de B. Conceitos Estequiometria é a teoria das proporções nas quais as espécies químicas se combinam.p q A equação estequiométrica de uma reação química é uma declaração da quantidade relativa de moléculas ouuma declaração da quantidade relativa de moléculas ou moles de reagentes e produtos que tomam parte na reaçãoreação.
  • 5. Por exemplo, a equação estequiométrica: 2 SO2 + O2 → 2 SO3 Indica que, para cada duas moléculas (ou moles ou lb‐mol)q , p ( ) de SO2 que reagem, uma molécula (mol, lb‐mol) de O2 reage para produzir duas moléculas (moles ou lb‐mol) dereage para produzir duas moléculas (moles ou lb mol) de SO3. Os números que precedem as formulas para cada espécieq p p p são chamados de coeficientes estequiométricos dos componentes da reaçãocomponentes da reação.
  • 6. U ã t i ét i lid d tUma equação estequiométrica valida deve estar balanceada; isto é o número de átomos debalanceada; isto é, o número de átomos de cada espécie atômica deve ser o mesmo emp ambos os lados da equação, já que os átomos não podem ser criados nem destruídos.
  • 7. A razão estequiométrica de duas espécies molecularesq p 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 éq g ( p ) p q 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: nmoleSO2 / nmole O2 = 2 / 1 presentes na alimentação do reator. Por exemplo: 200 mol de SO2 e 100 mol de O2.
  • 8. Para a reação: 2 SO2 + O2 → 2 SO3ç 2 2 3 Se, por exemplo, você sabe que são produzidos 1 600 kg/h de SO3, pode calcular a quantidade de oxigênio requerido comopode calcular a quantidade de oxigênio requerido como 1 600 k SO d 1 k l SO 1k l O id 10 k l O1 600 kg SO3 gerados 1 kmol SO3 1kmol O2 consumido =10 kmol O2 h 80kg SO3 2 kmol SO3 gerados h 10 kmol O2 32 kg O2 = 320 kg O2 h 1 kmol O2 h
  • 9. Exercício para casa: Teste pag. 103 Considere a reação: C4H8 + 6 O2 → 4 CO2 + 4 H2Oç 4 8 2 2 2 1. A equação estequiométrica está balanceada? 2. Qual é o coeficiente estequiométrico do CO2? 3 Qual é a razão estequiométrica de H2O para O2 ?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?reagem. A que taxa se forma a água?
  • 10. Reagente limitante e em excesso. Diz‐se que dois reagentes, A e B, estão em proporção t i ét i d ã ( l d Aestequiométrica quando a razão (moles de A presentes) / (moles de B presentes) é igual à razão t i ét i btid d ã d ãestequiométrica obtida da equação da reação balanceada. Para que os reagentes na reação: 2 SO O → 2 SO2 SO2 + O2 → 2 SO3 t j ã t i ét i d i ti 2estejam em proporção estequiométrica, devem existir 2 moles SO2 para cada mol O2 d f t l / 2 1 tde forma tal que nSO2/nO2 = 2:1 presentes na alimentação do reator.
  • 11. Reagente limitante e em excesso. Por exemplo: 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. ê lAgora, se você começa o processo com 100 mol O2 e menos do que 200 mol SO2 (quer dizer, se o SO2 está d d ãpresente em quantidade menor que sua proporção estequiométrica), o SO2 desaparece antes do O2.
  • 12. Reagente limitante e em excesso. Quando os reagentes não são alimentados na proporção estequiométrica, aquele reagente que desaparece primeiro é chamado de reagente limitante. Os demais são chamados de reagentes em excesso. Um reagente ég g 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.
  • 13. Exemplo para a reação:     2 SO2 + O2 → 2 SO3p p ç 2 2 3 Suponhamos que se alimentam a um reator 200 moles  de SO e 200 moles de O Determine que é o reagentede SO2 e 200 moles de O2. Determine  que é o reagente  limitante . Determinando a relação:Determinando a relação: moles alimentados / coeficiente estequiométrico fica 2 moles100 2 moles200 SOlaçãoRe == 22 moles200 1 moles200 OlaçãoRe == Então, o SO2 é o reagente limitante
  • 14. Excesso fracional e porcentagem em excesso. Suponha que (n ) é o número de moles do reagente em excesso ASuponha 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 á i i l ã é lnecessária para reagir completamente se a reação é completa. O excesso fracional deste reagente é a razão entre o excesso e o i it t i ét irequisito estequiométrico: excesso fracional de A = (nA)alim ‐ (nA)esteq (nA)esteq Percentagem em excesso de A 100 vezes o excesso fracional. Percentagem em excesso de A = (nA)alim ‐ (nA)esteq x 100 (nA)esteq( A)esteq
  • 15. Exemplo: Consideremos por exemplo a reação: H + B → 2 HBH2 + 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.O regente limitante é o r2. Para o H2 estar em proporção estequiométrica, deveria ser alimentado a razão de 20 mol H /halimentado a razão de 20 mol H2/h. Logo: (25‐20)/20 x 100 = 25% em excesso de H2
  • 16. Conversão fracional: As reações químicas não acontecem instantaneamente. Ao contrário frequentemente desenvolvem‐se muitocontrário, frequentemente desenvolvem se muito lentamente. Nestes casos, não é prático projetar o reator para a conversão completa do reagente limitantepara a conversão completa do reagente limitante. Então o efluente do reator sai ainda com algum conteúdo d d é b dde reagente não consumido e é submetido a um processo de separação para remover os reagentes não consumidos d d dda corrente de produto. O reagente separado é então reciclado de volta para ag p p alimentação (se for economicamente viável, para isso, deve‐se fazer os cálculos da viabilidade econômica).)
  • 17. Conversão fracional: A conversão fracional de um reagente é a razão entre o número de mols que reage e o número de molsnúmero de mols que reage e o número de mols alimentado do reagente: f = moles reagido moles alimentado A fração não convertida é, então, 1‐f. Se 100 mol de A são alimentados e 90 moles reagem a conversãoSe 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.g , A fração de A não convertida será 1‐XA=1‐0,9 = 0,10.
  • 18. Reações múltiplas, rendimento e seletividade. Na maior parte das reações químicas os reagentes são bi d bj ti d d i d t i dcombinados com objetivos de produzir um determinado produto em uma única reação química. Infelizmente, os t d bi i d freagentes podem combinar‐se em mais de uma forma e o produto formado pode por a sua vez reagir para t f l t d t d já ltransformar‐se em algum outro produto menos desejável. O lt d d t õ l l é dOs resultados destas reações paralelas é uma perda econômica:obtém‐se menos produto desejado para uma d d tid d d t i tid ddada quantidade de reagente, ou uma maior quantidade de reagente precisa ser fornecido ao reator para obter uma tid d ifi d d tquantidade especifica de produto.
  • 19. Reações múltiplas, rendimento e seletividade. 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 2 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
  • 20. Reações múltiplas, rendimento e seletividade. Desde que o objetivo do processo é produzir eteno, somente a primeira destas reações, chamadas de reaçõesp ç ç múltiplas (reações em série e em paralelo), é desejada. As demais reações e consequentemente demais produtosAs demais reações e consequentemente demais produtos, são indesejáveis. O projeto de engenharia do reator e as considerações de operação devem levar em consideração não somente como maximizar a produção do produto desejado (eteno), mas também, como minimizar a produção de subprodutos indesejáveis (CH4 e C3H6).
  • 21. Reações múltiplas, rendimento e seletividade. Os termos rendimento e seletividade são usados para d ã d j d d idescrever o grau em que a reação desejada predomina sobre as reações competitivas. As demais reações e t t d i d t ã i d já iconsequentemente demais produtos, são indesejáveis. reagente)deconsumono(baseadoRendimento idli it ttdl formadodesejadoprodutodomols R reagente)deconsumono(baseadoRendimento BCR = consumidolimitantereagentedomols BCR f dd j dd tdl formadoindesejadoprodutodemols formadodesejadoprodutodomols S =eeletividad
  • 22. Reações múltiplas, rendimento e seletividade. Quanto maiores os valores de rendimento e seletividade, maior será a produção do produto d j ddesejado. Seletividade apresenta outras definições, como, porp ç p exemplo: quantidade de um produto formado pela quantidade de todos os produtos formados (desejados e indesejados).
  • 23. Exemplo 4.6‐1 pag. 106p p g Acrilonitrila (C3H3N) é produzida pela reação de propileno, amônia e oxigênio:amônia e oxigênio: C3H6 + NH3 + O2 → C3H3N + H2O A composição molar na corrente de alimentação no reator em contém 10% de propileno, 12% de amônia e 78% de ar.em 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 reagentealimentado para uma conversão de 30% do reagente limitante.
  • 24. Solução exemplo 1 Tomemos como base de cálculo 100 kmol de alimentação. Reator 100 kmol alimentação 10 % propileno, C3H6 ? kmol acrilonitrila, C3H3N H2OReatorp p , 3 6 12 % amônia, NH3 78 % Ar 79% nitrogênio N2 H2O C3H6 NH3 N79% nitrogênio, N2 Ar       21% oxigênio, O2 N2 O2 Façamos inicialmente a estequiometria da reação:  /C3H6  +  NH3  +  3/2 O2 →  C3H3N  + 3 H2O
  • 25. Pela estequiometria temos:  C H NH 3/2 O → C H N 3 H OC3H6 +  NH3  +  3/2  O2 →   C3H3N  +  3  H2O 1 kmol C3H6 :  1 kmol NH3 : 1,5 kmol O2 Q id d i i i i d d ( f li ã )Quantidades iniciais de cada reagente (conforme alimentação): 100 kmol (0,10) = 10 kmol de propileno, C3H6 100 kmol (0,12) = 12 kmol de amônia, NH3 100 kmol (0,78) = 78 kmol de ar 78 kmol (0,21) = 16,4 kmol de oxigênio, O2 78 kmol (0,79) = 61,6 kmol de nitrogênio, N2 Relação propileno, C3H6 = 10 kmol = 10 1 l ô k lRelação amônia, NH3 = 12 kmol = 12 1 R l ã i ê i O 16 4 k l 10 9Relação oxigênio, O2 = 16,4 kmol = 10,9 1,5 reagente limitante
  • 26. Outra forma: Pela proporção estequiométrica : 1 1 1 5nC3H6= 1   nNH3=1   nO2 =1,5 para 10 kmol de C3H6 teríamos: 10 kmol C3H6 10 kmol NH3 15 kmol O2 Como em nossa alimentação temos:  10 kmol C3H6 12 kmol NH3 16,4 kmol O2 a) Então o propileno C H é o reagente limitantea) Então o propileno, C3H6 é o reagente limitante. b) NH3 e O2 são os reagentes em excesso.
  • 28. c) Calcule os kmol de C3H3N produzidos por kmol de NH3 li d ã d 30% dalimentado para uma conversão de 30% do reagente  limitante.  Já b il C H é t li it tJá sabemos que o propileno, C3H6 é o reagente limitante. Uma conversão de 30 % significa que da quantidade li t d d il ó 30 % ( talimentada de propileno, só 30 % reage (se converte em produto). 10 k l C H (0 30) 3 k l d C H10 kmol C3H6 (0,30) = 3 kmol de C3H6 reage. Como a proporção estequiométrica  é: 1 1 1nC3H6= 1   nNH3=1    nC3H3N=1  Devem reagir  também, 3 kmol de NH3 e produzir‐se  3 k l d il it il C H N3 kmol de acrilonitrila, C3H3N. Exercício para casa: Determine  as vazões molares de todos os produtos. Exercício para casa:
  • 29. A química da combustão.A química da combustão. A combustão é um processo industrial em que um b tí l l t d i d d t ól écombustível, normalmente um derivado de petróleo, é queimado com um comburente, normalmente ar (em l ã b tí l) d i texcesso em relação ao combustível), gerando uma mistura gasosa conhecida como gás de combustão ou gás de h i é ( i é li i d l h i é )chaminé (pois é eliminado pelas chaminés). O combustível industrial é normalmente formado por umap mistura de hidrocarbonetos, uma vez que são oriundos do petróleo, com possíveis contaminações de derivados sulfurados.
  • 30. Independentemente de possíveis mecanismos de reação, pode‐se escrever as equações a seguir: Assim, o gás de combustão será constituído normalmente de CO2 e ( d d õ ) ( ) (H2O (produtos das reações), O2 (reagente em excesso), N2 (inerte proveniente do ar). O CO d á d b ã b ãO CO poderá aparecer nos gases de combustão, se a combustão ocorrer com baixo excesso de ar (combustão incompleta). Q d b tí l é t i d t lf dQuando o combustível é contaminado com compostos sulfurados, os gases de combustão conterão também SO2.
  • 31. Combustíveis principais:Co bust e s p c pa s ‐ Carvão (C, S, etc.) ‐ Óleo combustível (hidrocarbonetos pesados, S).( p , ) ‐ Gases combustíveis (gás natural, GLP (gás liquefeito de petróleo)).p )) ‐ Gás de cozinha (propano e butano) e principalmente CH4. Se houver a formação de CO2, a partir de umSe houver a formação de CO2, a partir de um hidrocarboneto (CxHy) dizemos combustão (oxidação) completa.completa. Se CO for formado, dizemos em combustão parcial ou incompleta do hidrocarboneto.incompleta do hidrocarboneto. Combustão completa do dissulfeto de carbono
  • 32. Por razões econômicas óbvias, o ar atmosférico é fonte dePor razões econômicas óbvias, o ar atmosférico é fonte de oxigênio. S i ã l é d 79% d N 21% d OSua composição molar é de 79% de N2 e 21% de O2. A composição mássica é de 23,2% de O2 e 76,8% de N2.2 2 Em relação ao 79 % N2 e 21% O2 deveria ser 76,7% e 23,3 %%. A diferença está dada por a presença de outros gases. O peso molecular médio do ar é 28,84 u.m.a.≈ 29
  • 33. O gás de combustão é normalmente analisado emO gás de combustão é normalmente analisado em equipamentos industriais, como os fornos de processos e as caldeiras (para geração de vapor de água) para oas 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. Como o gás de combustão é previamenteComo o gás de combustão é previamente resfriado até a temperatura ambiente, para permitir a condensação da maiorpara permitir a condensação da maior parte do vapor de água, a análise é dita b (d b i )ser em base seca (dry‐basis).
  • 34. Composição em base úmida (wet‐basis) é usada para i di f õ l d á d áindicar as frações molares de um gás contendo água. Composição em base seca (dry‐basis), significa que ap ç ( y ) g q fração molar do mesmo gás é sem água. Exemplo:Exemplo: 33,3% CO molar, 33,3% N2 e 33,3% H2O (base úmida). 50% CO molar, 50% N2 (base seca). P b i ã b ú id b tPara se saber a composição em base úmida, basta conhecer a composição em base seca e a umidade da i t tá d li d ( didmistura em que está sendo analisada (medida normalmente através de um outro equipamento h d i ô t )chamado psicrômetro).
  • 35. Exemplo 4.8‐1 pag. 127 Composição em base úmida e seca De base úmida a base seca. Um gás de chaminé contém 60 0% molar N2; 15 0% CO2; 10 0% O2 eUm 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. Base: 100 mol de gás úmido 60,0 mol N2 15 0 l CO15,0 mol CO2 10,0 mol O2 85 0 mol gás seco85,0 mol gás seco 60,0/85,0 = 0,706 mol N2 / mol gás seco 15,0/85,0 = 0,176 mol CO2 / mol gás seco 10,0/85,0 = 0,118 mol O2 / mol gás seco
  • 36. Exemplo 4.8‐1 pag. 127 Composição em base úmida e secap p g p ç De base seca a base úmida. ál d ( é ál d á d h é)Uma análise de Orsat (uma técnica para análise de gás de chaminé) fornece a seguinte composição em base seca: N = 65 0% CO = 14 0% CO = 11 0% O = 10 0%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 basep ç g úmida. Base de cálculo: 100 mol de gás seco: S f ã l d H O á é 0 07 ã 0 93 é áSe 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. 0,07 mol H2O x mol gás úmido = 0,0753 mol H2O mol gás úmido 0,93 mol gás seco mol gás seco
  • 37. Exemplo 4.8‐1 pag. 127 Composição em base úmida e seca D b b ú idDe base seca a base úmida. O gás na base assumida contem então: 100 mol gás seco x 0 0753 mol H2O = 7 53 mol H2O100 mol gás seco x 0,0753 mol H2O = 7,53 mol H2O mol gás seco 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 l á (0 10) 10 0 l O100 mol gás seco (0,10) =   10,0 mol O2 107,5 mol gás úmido As frações molares par cada componente no gás de chaminéAs frações molares par 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 l CO / l á ú id11,0 / 107,5 = 0,102 mol CO / mol gás úmido 10,0 / 107,5 = 0,0930 mol O2 / mol gás úmido
  • 38. Ar teórico e ar em excesso Se dois reagentes participarem de uma reação, onde um ég p p ç , 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 b í l f id i d do combustível fornecido ao reator, assumindo‐se que todo o carbono no combustível é oxidado a CO2 e todo o hidrogênio é oxidado a H2Ooxidado a H2O. Ar teórico: A quantidade de ar que contém o oxigênio teórico. A A tid d d li t d dAr em excesso: A quantidade de ar alimentado que excede a  quantidade teórica.
  • 39. Ar em excesso: A quantidade de ar alimentado que excede  id d ó ia quantidade teórica. Conhecendo‐se a estequiometria de reação completa, d i ó idetermina‐se o O2 teórico. S 0% d d f li d ãSe 50% de excesso de ar for alimentado no reator, então: ( l ) 1 5 ( l )(mol ar)alimentado = 1,5 (mol ar)teórico
  • 40. Exemplo 4.8‐2 pag. 128. Ar teórico e ar em excesso Cem 100 mol/h de butano (C H ) e 5000 mol/h de ar sãoCem 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. Primeiro, calcule o ar teórico a partir da vazão de alimentação do combustível e da equação estequiométrica para a combustão l d bcompleta do butano.
  • 41. Procedimento para realização de balanço de massa em reatores de  combustão Para a realização de balanços de massa em reatores de b ã di é combustão. combustão, o procedimento é o mesmo. Lembre‐se que: 1) Q d d h fl ã d i l i1) Quando desenhar o fluxograma não esquecer de incluir o N2 na entrada e na saída. 2) N íd ã d b í l d O ã2) Na saída não se esqueça do combustível e do O2 não reagido. 3) Alé d d t d b tã (CO CO H O)3) Além dos produtos de combustão (CO, CO2, H2O). Reator Combustível 79% nitrogênio, N2 Ar 21% oxigênio O2 Combustível não queimado Oxigênio, O2 não reagido Nitrogênio, N2Ar       21% oxigênio, O2 g , 2 CO, CO2, H2O
  • 42. Procedimento para realização de balanço de massa em reatores deProcedimento para realização de balanço de massa em reatores de  combustão (cont.) 4) Se é dada uma porcentagem em excesso de ar o O realmente4) 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( p q da reação) por (1 + fração de excesso de ar). O N alimentado pode então ser calculado como: 3 76 x OO N2 alimentado pode então ser calculado como: 3,76 x O2 alimentado. Ob ã l N / l O 0 79/0 21 3 76Observação: 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
  • 43. Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano. O etano é queimado com 50% excesso de ar. A percentagem deq p g conversão do etano é 90%; do etano queimado, 25% reagem para formar CO e o resto forma CO2. Calcule a composição molar do gás d h i é b ã l d á á dde chaminé em base seca e a razão molar da água para o gás de chaminé seco. Solução: Base de cálculo: 100 mol de etano alimentadoSolução: Base de cálculo: 100 mol de etano alimentado. 100 l C H R t F = ? mol etano não queimado100 mol C2H6 50% Ar em excesso 79% nitrogênio, N2 Reator F C2H6 = ? mol  etano não queimado F O2 = ? mol oxigênio não reagido F N2 = ? mol nitrogênio sai sem reagir F ? l CO d id21% oxigênio, O2 FCO = ? mol CO produzido FCO2 = ? mol CO2 produzido F H2O = ? mol H2O produzida
  • 44. Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano. Primeiro, começamos com 50 % ar em excesso:ç FO2 teórico por estequiometria 1 mol C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ (7/2) 3,5 moles de O2 00 l 3 0 l d O100 moles C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐ 350 moles de O2 como há 50 % ar em excesso: (0 21)F = 1 5 (350)(0,21)Far alimentado = 1,5 (350) Far alimentado = 2500 moles de ar alimentado. Segundo, percentagem de conversão do etano é 90% 100 mol de etano alimentado(0,90) = 90 moles C2H6 reagem. Terceiro, de esses 90 moles de C2H6 que reagem, o 25% se convertem em COem CO. Moles de C2H6 que reagem para formar CO = 90 (0,25) = 22,5 moles por estequiometria 1 mol C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ 2 moles de CO 22,5 moles C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐ 45 moles de CO
  • 45. Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano. Quarto, de esses 90 moles de C2H6 que reagem, o 75% se convertem em CO2.2 Moles de C2H6 que reagem para formar CO2 = 90 (0,75) = 67,5 moles por estequiometria 1 mol C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ 2 moles de CO22 6 2 67,5 moles C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐ 135 moles de CO2 Quinto, balaço de nitrogênio: Far alimentado = 2500 moles de ar alimentado. FO2 alimentado = 2500(0,21) = 525 mol O2 entra.O2 alimentado 2 FN2 alimentado = 2500(0,79) = 1975 mol N2 entra. O nitrogênio é inerte : saída=entrada FN2 saída= 1975 mol N2
  • 46. Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano. Conhecendo que os moles de etano são os limitam a reação, uma forma de resolver o balanço de massa e determinar as quantidades de produtos , é a seguinte: C2H6     +    7/2 O2 →    2 CO2 +   3 H2O 3,5(67,5)           2(67,5)     3(67,5) 67,5          236,25              135           202,5 C2H6     +    5/2 O2 →    2 CO    +   3 H2O 2,5(22,5)           2(22,5)     3(22,5) 22,5          56,25                  45           67,5
  • 47. Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano. Balanço de etano: Entrada F = 100 molesEntrada FC2H6 = 100 moles Reage só 90% (90 moles), saí sem queimar 10 moles. Balanço de oxigênio: Entrada F = 525 molesEntrada FO2 = 525 moles Reagem 236,25 moles para CO2 e 56,25 moles para CO. Total de oxigênio que reage= 292 5 molesTotal de oxigênio que reage= 292,5 moles Sai sem reagir = 232,5 moles. Balanço de água. Soma das águas formadas em a combustão:Soma das águas formadas em a combustão: 202,5 + 67,5 = 270 moles água.
  • 48. Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano. F C2H6 =   10   mol  etano não queimado 100 mol C2H6 2500 mol Ar 1975 mol, N2 Reator C2H6  q F O2 =   232,5 mol oxigênio não reagido F N2 =  1975   mol nitrogênio (inerte) FCO = 45 mol CO produzido2 525 mol, O2 Entrada = 2600 moles FCO          45   mol CO produzido FCO2 =     135  mol CO2 produzido F H2O =    270  mol H2O produzida Saída = 2667,5 moles O gás de chaminé seco é 2667 5 – 270 (água) = 2397 5 mol gás secoO gás de chaminé seco é 2667,5 – 270 (água) = 2397,5 mol gás seco. Então, a composição do gás em base seca é: Etano: 10 / 2397,5 =   0,0042 mol C2H6 / mol gás seco O i ê i 232 5 / 2397 5 0 097 l O / l áOxigênio : 232,5 / 2397,5 =   0,097 mol O2 / mol gás seco Nitrogênio : 1975/2397,5 =   0,824 mol N2 / mol gás seco CO : 45/2397,5 =   0,019 mol CO/ mol gás seco / /CO2 : 135/2397,5 =   0,0563 mol CO2 / mol gás seco E a razão molar da água para gás seco é: 270 mol água / 2397,7 mol gás seco = 0,113 mol água/ mol ás seco de chaminé.
  • 49. E í iExercício para casa: 1. Estudar epigrafes 4.9 pag. 133 e 4.10 pag. 135 do livro Princípios1. Estudar epigrafes 4.9 pag. 133 e 4.10 pag. 135 do livro Princípios elementares dos processos químicos. 2. Teste pag.128. 3 Teste pag 1293. Teste pag. 129.