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Aula 06   tecnologia da engenharia química - reações industriais - 11.03.11
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Aula 06 tecnologia da engenharia química - reações industriais - 11.03.11

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Aula da Disciplina Processos de Produção Quimcos, da Faculdade Area1 - Grupo DeVry - Tema: Reações Industriais

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  • 1. Processo de Produção Químico
    1º. Sem./2011
    Eng.Produção e Ambiental
  • 2. 2
    Processo Químico
    Na Aula Anterior ...
    • Síntese da Amônia – HNO3
    • 3. Cinética e Equilíbrio dos Processos Químicos
    • 4. Rendimento e Conversão
  • 3
    Processo Químico
    Nesta Aula Veremos ...
    • Tecnologia da Engenharia Química
    • 5. Reações Industriais – Conceitos
    • 6. Estequiometria Industrial e Cálculos de Rendimentos das Reações
    • 7. Exercícios de aplicação – Acido Sulfúrico
    • 8. Produção de Anidrido Maléico
  • 4
    Indústria Química
    Introdução
    O objetivo do engenheiro, seja de processo ou de produção, é fazer a taxa de conversão se aproximar ao máximo do rendimento da reação.
  • 9. 5
    Indústria Química
    Introdução
    Importância do Problemas de Estequiometria Industrial:
    Balanços de materiais;
    Balanços de energias;
    Relações de equilíbrio;
    Equações de velocidade de processos (reatores).
    5
  • 10. 6
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Reações Industrias – Como acontecem ?
    Reações não são completas (o que é?)
    Produtos e reagentes “geralmente” não são puros
    Produtos e reações colaterais
    Quase sempre se utilizam quantidade em excesso de reagente ! Para que?
    Resp.: garantir consumo total do reagente mais valioso.
    Excesso de reagente pode ser reciclado no processo
  • 11. 7
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Reações completas (irreversíveis): pelo menos um dos reagentes esgota-se ou atinge uma concentração não mensurável, ex.: reações de combustão
    • C8H12 (l) + 11 O2 (g)  6 H2O(g) + 8 CO2 (g)
    Reações incompletas (reversíveis): nenhum dos reagentes se esgota no decorrer da reação. Ex.: maioria das reações em sistemas fechados
    • N2(g) + 3H2(g)⇄ 2NH3(g)
  • Exercício de Aplicação
    A amônia é usado na preparação do ácido nítrico (HNO3), que, por sua vez, é um importante intermediário químico na preparação de fertilizantes, tintas, fibras e explosivos. O processo pode ser traduzido pelo seguinte conjunto de equações químicas:
    Escreva a equação química da reação inversa de cada uma das reações apresentadas.
    Duas destas reações podem considerar-se completas. Quais são?
  • 12. Resolução
    a) Escreva a equação química da reação inversa de cada uma das reações apresentadas.
    b) Duas destas reações podem considerar-se completas. Quais são?
    4 NO(g) + 6 H2O(g)  4 NH3(g) + 5 O2(g);
    2 NO2(g)  2 NO(g) + O2(g);
    2 HNO3(l) + NO(g)  3NO2(g) + H2O(l)
    b) As duas primeiras são reações de combustão e, por isso, são praticamente completas.
  • 13. 10
    Reações Colaterais
    Integração das plantas de produção de hidrogênio através do gás metano (GN ou Nafta) e oxigênio (ar) com a produção da amônia.
    2 CH4(g) + O2(g) + N2 (g)  2 CO(g) + 4H2 (g) + N2 (g)
    Este processo é muito útil porque elimina o O2 do ar e permite obter H2 necessário à síntese da amônia
  • 14. 11
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Reações colaterais: reações que envolvem os mesmos reagentes mais originam produtos diferentes. Vejamos a reação de produção de H2 a partir do metano:
    2CH4(g) + O2(g) + N2(g) 2CO(g) + 4H2(g) + N2 (g)
    Neste caso o rendimento desta reação não é 100% devido a existência de reações secundárias como:
    CH4(g) + 2O2(g) + N2(g) CO2(g) + 2H2O(g) + N2 (g)
  • 15. 12
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Definições Importantes
    Reagente limitante e reagente em excesso
    Grau de pureza (reagentes e produtos)
  • 16. 13
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Reagente limitante: aquele que se esgota, se a reação for completa.
    Reagente em excesso: o que sobra no final da reação.
    Reagente limitante
    Reagente em excesso
  • 17. 14
    Indústria Química
    Reações Industriais
    • Por que usar um reagente em excesso?
    • 18. Qual a relação com o custo do processo?
    A utilização de reagentes em excesso justifica-se, por exemplo, quando há diferença significativa de custos entre os vários reagentes.
    Na produção de amônia acontece isso mesmo: o nitrogênio, como é mais barato, é usado em excesso, no sentido de esgotar ao máximo o hidrogênio (reagente mais caro) para obter amoníaco.
  • 19. 15
    Indústria Química
    Reações Industriais
    • Reagente limitante e reagente em excesso:
    Reação Completa: forma 2 mols de NH3 a partir de 1 mol de N2 e 3 de H2.
    Imagine agora a mistura de 1,5 mol de H2 e 1 mol de N2.
    • Como só existe 1,5 mol de H2, só reage 0,5 mol de N2, sobrando outro 0,5 mol de N2.
    • 20. O H2, condiciona a produção de amônia, logo é o reagente limitante. O N2, por sua vez, é o reagente em excesso: a sua quantidade é superior à prevista pela estequiometria da reação
  • 16
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Reagente em excesso x Reagente limitante
    • Para aumentar o rendimento é geralmente desejável que, nas reações industrias, um ou mais reagentes estejam em excesso em comparação com as quantidades estequiométricas (teóricas).
    • 21. No equilíbrio teremos reagentes não consumidos e produtos;
    • 22. As quantidades máximas dos produtos serão determinadas pelo reagente-limite (geralmente o mais caro);
    • 23. Os excessos dos outros reagentes deverão ser calculados em relação a quantidade de reagente-limite;
    • 24. Mesmo havendo reagentes em excesso geralmente não se chega a esgotar o reagente-limite (estado equilíbrio ou tempo de contato insuficiente entre os reagentes);
    16
  • 25. Exercício de Aplicação
    Na indústria do ácido sulfúrico, o oxigênio, retirado diretamente do ar, é usado em excesso para obter trióxido de enxofre, a partir de dióxido de enxofre (extraído da pirólise), segundo:
    Uma amostra de ar com 160 g de oxigênio é colocada num reator com 384 g de dióxido de enxofre para produzir trióxido de enxofre. Qual é o reagente em excesso e qual é o reagente limitante?
    b) Qual a massa máxima de trióxido de enxofre que se poderia obter nestas circunstâncias?
  • 26. Resolução
    Ar com 160 g de O2 + 384 g de SO2 para produzir SO3. Qual é o reagente em excesso e qual é o reagente limitante?
    2 : 1  2
    a) A estequiometria da reação revela que: 2 mols de SO2 por cada mol de O2:
    No caso, há 160g / 32g mol–1 = 5 mols de O2 e 384g / 64g mol–1 = 6 mols de SO2.
    Para consumir 5 mols de O2, seriam necessários 2 × 5 =10 mols de SO2.
    Como há menos, o SO2 é o reagente limitante e o O2 é o reagente em excesso (apesar de existir no vaso reacional maior massa e maior quantidade de matéria que SO2).
  • 27. Resolução
    b) Qual a massa máxima de trióxido de enxofre que se poderia obter nestas circunstâncias?
    2 : 1  2
    6 mols  6 mols
    b) O cálculo deve partir do “reagente limitante”.
    Já vimos que existem 6 mols de SO2.
    De acordo com a reação sabemos que 2 mol SO2 2 mol SO3.
    Então 6 mols SO26 mols SO3.
    Como M(SO3) = 80 g/mol, a massa de SO3 é 6 mols × 80 g/mol = 480 g.
  • 28. 20
    % Grau pureza =
    Massa de substância
    x 100
    Massa de amostra
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Grau de Pureza
    Massa de amostra = massa de substância + massa de impureza
  • 29. Indústria Química
    Reações Industriais
    • Exemplo:se partirmos de 100 kg de uma matéria-prima cujo grau de pureza seja 82%, isso significa que só 82 kg são de substância com interesse para a reação e os restantes 18 kg são impurezas.
    • 30. E se tivermos, digamos, 272 kg de matéria-prima? Podemos calcular a massa de impurezas presentes na amostra da seguinte forma:
    A massa de substância disponível para reagir será:
  • 31. Indústria Química
    Reações Industriais
    Vejamos o caso da produção de hidrogênio a partir do gás metano para ser utilizados na síntese da amônia:
    2 CH4(g) + O2(g) + N2(g) 2 CO(g) + 4 H2(g) + N2(g)
    AR = 79% N2 + 21% O2 (para efeito de cálculos)
    Quem é a impureza no AR ?
    O nitrogênio é a impureza !!!
    Reação com gás metano é muito útil porque elimina o oxigênio da mistura (ar) e permite obter hidrogênio, necessário à síntese da amônia. Sendo o CO posteriormente removido.
  • 32. Indústria Química
    Reações Industriais
    Algumas Conclusões
    A presença de impurezas na matéria-prima é um fator importante a ser levado em conta.
    O ar, usado como fonte de N2 na produção de amônia, contém O2, que é indesejável para este processo industrial.
    O O2 é, nesse caso, uma impureza.
    A indústria da amônia poderia usar N2 muito mais puro, obtido por destilação do ar, mas esse seria muito mais caro!
    Tal N2, altamente purificado, é utilizado, por exemplo, na indústria alimentícia ou na indústria farmacêutica, onde o grau de pureza é muito importante.
  • 33. 24
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Como medir a performance das reações químicas e do processo ?
    Conversão (reagentes)
    Grau de complementação de uma reação
    Seletividade (produtos)
    Rendimento !!?? (produtos)
  • 34. 25
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Conversão
    Para que serve? Para apurar a maior ou menor transformação de reagente alimentado no processo em reagente que efetivamente reagiu (se transformou em produto) .
    % Conv. =
    Quantidade reagente reagiu
    x 100
    Quantidade reagente entrada
    Quant. reag. reagiu = Quant. reag. entrada – Quant. reag. saida
  • 35. Indústria Química
    Reações Industriais
    • Síntese da Amônia: O rendimento da reação de síntese da amônia a 500 ºC e a 150 atm, é frequentemente acima de 98%, enquanto que a conversão é de apenas de (14 a 20%).
    • 36. Exemplo:Na reação de 50 mols de N2 com 150 mols de H2 só reagiu 10 mols de N2 (Conv. = 20%), se todo N2 reagisse a Conversão do nitrogênio seria de 100%) !
    No início:
    50 mols 150 mols 0 mols
    No equilíbrio
    10 mols 30 mols 20 mols Conv. N2=10/50 = 0,20
    Conv. N2=(10/50).100 = 20%
    26
  • 37. Indústria Química
    Reações Industriais
    Grau de Complementação
    Para que serve ?
    Para apurar a percentagem de reagente-limitante que se transforma em produto no decurso da reação.
    Como se calcula ?
    % Grau Compl. =
    Quantidade produto desejado
    x 100
    Quantidade reagente entrada
    27
  • 38. Indústria Química
    Reações Industriais
    Seletividade
    Para que serve ? Importante para avaliação de processos que ocorrem com reações paralelas. Esse parâmetro dá a ideia da proporção do produto desejado dentre outros produtos da reação.
    % Selet. =
    Quantidade produto desejado
    x 100
    Quantidade produto totais formados
    Quant. Prod. Totais = Quant. reag. entrada – Quant. reag. saída
    Quant. Prod. Totais = Quant. reag. que reagiu
    28
  • 39. 29
    Indústria Química
    Reações Industriais
  • 40. % Rend. =
    Quantidade produto obtido (real)
    x 100
    Quant. reag. limitante (alimentação)
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Rendimento (baseado reagente limitante alimentado - carga)
    Para que serve ? Para apurar a maior ou menor transformação da carga de reagente limitante (mais caro) em produtos.
    Como se calcula? a quantidade obtida (massa ou mols) de produto desejado dividida pela quantidade alimentada do reagente mais importante (limitante
    30
  • 41. % Rend. =
    Quantidade produto obtido (real)
    x 100
    Quant. reag. limitante (consumida)
    Indústria Química
    Reações Industriais
    Rendimento (baseado em reagente limitante consumido)
    Para que serve ? Para apurar a maior ou menor transformação de reagente limitante (mais caro) que realmente reagiu em produtos.
    • Como se calcula? a quantidade obtida (massa ou mols) de produto desejado dividida pela quantidade consumida do reagente mais importante (limitante)
    31
  • 42. Indústria Química
    Reações Industriais
    Rendimento(estequiométrico) (baseado no consumo teórico do reagente limitante)
    Para que serve ? Para apurar a maior ou menor transformação de reagentes em produtos.
    • Como se calcula? a quantidade obtida (massa ou mols) de produto desejado dividida pela quantidade teoricamente obtida deste produto admitindo-se o consumo completo do reagente limitante na(s) equação(ões) química(s)
    % Rend. =
    Quantidade produto obtido (real)
    x 100
    Quantidade produto (teórico)
    32
  • 43. Indústria Química
    Reações Industriais
    • Não confunda rendimento com conversão!!!
    • 44. O rendimento da reação de síntese da amônia, a 500 ºC e a 150 atm, é frequentemente acima de 98%, enquanto que a conversão é de apenas de (14 a 20%).
    50 mols 150 mols 100 mols (teórico) - Rend. = 100%
    50 mols 150 mols 98 mols (processo) – Rend. = 98/100 = 98%
    Recirculação – economia do processo – equipamentos necessários
    33
  • 45. Indústria Química
    Reações Industriais
    • Produção de Metanal através da Oxidação do Metanol
    • 46. CH3OH + ½ O2 CH2O + H2O (I)
    • 47. CH3OH + O2 CH2O2+ H2O (II)
    • 48. CH3OH + 3/2 O2 CO2+ H2O (III)
    • 49. Determine
    • 50. Reagente Limitante ?
    • 51. Reagente em excesso ?
    • 52. Produto desejado ?
    • 53. Sub-produtos formados ?
    34
  • 54. Indústria Química
    Reações Industriais
    • Produção de Metanal através da Oxidação do Metanol
    • 55. Descrição Resumida:
    • 56. No reator entra metanol e ar e sai metanal (formaldeído), os subprodutos gás carbônico e ácido formico e materias primas que não reagiram
    • 57. Na torre de absorção entra a corrente vinda do reator em contra corrente com água, com objetivo de absorver o metanal
    • 58. Esta reação pode ocorrer na ausência de catalisador, sendo todo metanol convertido em CO2 e H2O (III)
    35
  • 59. Indústria Química
    Reações Industriais
    • Produção de Metanal através da Oxidação do Metanol
    • 60. Catalisador é usado para evitar a conversão total do metanol em CO2 e H2O, graças a possibilidade de conduzir a reação a temperaturas mais baixas
    • 61. Catalisador de Platina (processo ICI)
    • 62. Catalisador de óxido de ferro e molibdênio (processo Perstorp)
    36
  • 63. REATOR
    ABSORÇÃO
    Indústria Química
    Reações Industriais
    • Produção de Metanal através da Oxidação do Metanol
    3
    4
    1
    2
    5
    • Qual a composição qualitativa de cada corrente ?
    37
  • 64. 38
    Indústria Química
    Anidrido Maléico
    C=OCH=CHC=O2
  • 65. 39
    Indústria Química
    Anidrido Maléico
    Aplicações
    • Utilizado na fabricação de: plastificantes; resinas poliéster; resinas alquídicas e malêicas;
    • 66. Na produção de aditivos para óleos lubrificantes; inseticidas, herbicidas e fungicidas; ácido fumárico; cola para papel.
    • 67. É utilizado na produção de copolímeros, como os copolímeros reativos de metacrilato de metila-anidrido maléico.
    • 68. É utilizado como aditivo em polipropileno visando induzir modificações nas propriedades deste polímero e em materiais onde este é adicionado.
    • 69. Como aditivo em elastômeros do tipo EPDM para melhorar a força de adesão em tintas a base de EVA(Espuma Vinílica Acetinada) e outras aplicações.
    • 70. Em formulações de epóxi para acabamentos resistentes à UV.
  • Indústria Química
    Anidrido Maléico
    Aplicação: Produção de anidrido maléicoa partir de n-butano usando um sistema de reator de leito fluidizado e um solvente orgânico para recuperação contínua do anidro maléico.
    Descrição: n-butano e ar são alimentados em um reator com catalisador de leito fluidizado - reator (1) para produzir anidrido maléico. O reator de leito fluidizado elimina concentrações de pontos quentes homogeizando a mistura reacional proporcionando uma reação próxima da estequiométrica. Isso implica em uma redução significativa da taxa de ar em relação ao processo em reator de leito, proporcionando uma economia de energia e de investimento em compressor . O leito catalítico permite a adição de catalisador líquido on-line / afastamento para ajustar a atividade do catalisador e reduz o tempo para a mudança de catalisador para fora.
    40
  • 71. 41
  • 72. 42
    Anidrido Maléico
  • 73. 43
    Exercício de Aplicação
    Exemplo: Processo Orgânico Contínuo em fase Gasosa: Produção de Anidrido Maléico (MAN) por Oxidação Catalítica Parcial do n-Butano
    “Anidrido maléico era tradicionalmente fabricado pela oxidação do benzeno ou outros compostos aromáticos. Devido as crescentes pressões ambientais e à elevação do preço do benzeno, a maior parte das plantas de anidrido maléico agora usam n-butano como matéria prima, em processo chamado "Produto Refinado II“ através de um catalisador Vanádio-P(Fósforo)-O(Óxido de)-(VPO). O "Produto Refinado II“ é uma parte de uma fração de C4 resultante de craqueamento e essencialmente é uma mistura dos isômeros n-Buteno e n-Butano. Em 2006, somente poucas plantas continuavam a usar benzeno”
    43
  • 74. 44
    Exercício de Aplicação
    REAÇÃO PRINCIPAL: H3C-CH2-CH2-CH3 + 3,5O2-> C2H2(CO)2O + 4H2O
    DADOS: A reação esta Balanceada ?
    Determinar:
    % de conversão global
    % seletividade em MAN
    % de complementação em MAN
    Produção kg/h de MAN
    % de rendimento em MAN
    DICA para RESOLUÇÃO:Primeiramente determinar a % molar do reagente limitante n-butano
    44
  • 75. 45
    Exercício de Aplicação
    Determinar:
    Quem é o reagente limitante. Por que ?
    Quem é o reagente em excesso. Por que ?
    Qual é o produtos desejado ?
    Quais os produtos colaterais formados ?
    45
  • 76. 46
    Exercício de Aplicação
    46
  • 77. 47
    Resolução
    1º. Passo: Determinar % molar do reagente limitante n-Butano (%Xi)
    • Como se calcula a % molar de uma mistura gasosa ?
    • 78. % molar i = Xi . 100%,
    • 79. Xi = ni / n total,
    • 80. Mols n-butano: n1 = 700/58,12 = 12,04 mols
    • 81. Mols Ar: n2= 23.500/29,0 = 810,3 mols
    • 82. Mols total: nt = n1+ n2= 12,04 + 810,3 = 822,38 mols
    • 83. Fração Molar (n-butano): Xi = 12,04/822,38 = 0,01464
    • 84. %molar (n-butano) = Xi . 100 = 1,464 % molar
    47
  • 85. 48
    Resolução
    1- % de conversão global
    • Quant. Reagente Reagiu = Entrou – Saiu
    • 86. Quant. Reag. Entrada = 1,464
    • 87. Quant. Reag. Saida = 0,25
    • 88. Entrada – Saída = 1,464 – 0,25 = 1,214
    • 89. % Conv. = (1,214 / 1,464).100 = 82,9%
    48
  • 90. 49
    Resolução
    2 - % seletividade em MAN
    • Quant. MAN desejado (obtido) = 1,1
    • 91. Quant. Prod. Totais = Quant. n-butano que Reagiu = Quant. n-butano Entrada – Quant. n-butano Saída (não reagiu) = 1,464 – 0,25 = 1,214 (MAN e Colaterias)
    • 92. % selet. = (1,1 / 1,214).100 = 90,6%
    49
  • 93. 50
    Resolução
    3 - % de complementação em MAN
    • % compl. = (Quant. Prod. Obtido) / (Quant. Reag. Entrada) . 100,
    • 94. Quant. Prod. Obtido = 1,1 (MAN)
    • 95. Quant. Reag. Entrada = 1,464 (n-butano)
    • 96. Logo,
    • 97. % Compl. em MAN = (1,1/1,464).100 = 75,13%
    • 98. Significa que (100 - 75,13)= 24,87% de prod. colaterais
    50
  • 99. 51
    Resolução
    4 - Produção kg/h de MAN: é obtida pela estequiometria da reação, relacionando-se a massa do reagente limitante necessário com a massa empregada corrigida pela fração de complementação
    • Pela Estequiometria:
    • 100. 1 mol n-butano 1 mol MAN
    • 101. 58,12 98,2
    • 102. 700kg.(75,13%) X
    • 103. X = 887,04 kg de Produção de MAN,
    51
  • 104. 52
    Resolução
    5 - % de rendimento em MAN (baseado na carga)
    • Pela Estequiometria:
    • 105. 1 mol n-butano 1 mol MAN
    • 106. 58,12 98,2
    • 107. 700kg.(75,13%) X
    • 108. X = 887,04 kg de Produção de MAN, Logo,
    • 109. % rend. em MAN (carga) = (887,04 / 700).100 = 126,75%
    52
  • 110. 53
    Exercício de Aplicação
    Ácido nítrico é produzido pela oxidação de amônia com excesso de oxigênio, sobre um catalisador de platina, em uma seqüência de reações exotérmicas. Um esquema simplificado desse processo é
    a) Escreva as equações químicas balanceadas das reações que ocorrem no reator, na torre de oxidação e na torre de absorção. Note que, desta última, sai NO(g), nela gerado. A maior parte desse gás é aproveitada na própria torre, onde há oxigênio em excesso. Duas reações principais ocorrem nessa torre.
    b) A velocidade da reação que ocorre na torre de oxidação, ao contrário da velocidade da maioria das reações químicas, diminui com o aumento da temperatura. Baseando-se em tal informação, explique o que deve ser o dispositivo A.
    53
  • 111. 54
    Resolução
    Ácido nítrico é produzido pela oxidação de amônia com excesso de oxigênio, sobre um catalisador de platina, em uma seqüência de reações exotérmicas. Um esquema simplificado desse processo é
    (a) No reator: (Pt)
    4NH3(g) + 5O2(g) -> 4NO(g) + 6H2O(g)
    Na torre de oxidação:
    2NO(g) + O2(g) -> 2NO2(g)
    Na torre de absorção:
    2NO2(g) + H2O(l) -> HNO3(aq) + HNO2(aq)
    3HNO2(aq) -> HNO3(aq) + 2NO(g) + H2O(g)
    Uma parte do NO(g) é aproveitada na própria torre:
    2NO(g) + O2(g) -> 2NO2(g)
    RESPOSTA (A)
    54
  • 112. 55
    Resolução
    Ácido nítrico é produzido pela oxidação de amônia com excesso de oxigênio, sobre um catalisador de platina, em uma seqüência de reações exotérmicas. Um esquema simplificado desse processo é
    (b) Na torre de oxidação, o NO é convertido a NO2.
    NO + ½ O2 NO2
    De acordo com o enunciado, uma vez que a velocidade dessa conversão diminui com o aumento da temperatura, o dispositivo A deve ser um sistema de refrigeração (trocador de calor), para aumentar a rapidez do processo.
    RESPOSTA (B)
    55
  • 113. 56
    Onde Estudar a Aula de Hoje
    • Estequiometria Industrial – Autor: Reynaldo Gomide (Cap. II – Balanços Materiais) – xerox (pg. 35 a 76)
    • 114. Síntese do Ác. Nítrico – Processo Ostewald (Cap. 18)
    • 115. Síntese do Ác. Sulfúrico – Processo de Contato (Cap. 19)
    • 116. Processo Produção Anidrido Maleico
    • 117. Processo Produção Anidrido Ftálico
  • 57
    Processo Químico
    Na Próxima Aula Veremos ...
    • Tecnologia da Engenharia Química - Reatores Químicos
  • Obrigado
    58
    Prof. Nelson VirgílioEng. Químico - UFBA
    Pós Processos Petroquímicos
    Univ. Bolonha - Itália