Este documento discute conceitos importantes de balanço de massa em processos químicos com reações, incluindo: 1) estequiometria de reações químicas; 2) reagente limitante versus em excesso; 3) conversão fracional e extensão da reação. Além disso, aborda reações múltiplas, rendimento e seletividade de processos químicos.

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.

27. b) NH3 e O2 são os reagentes em excesso.
porcentagem 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.