Balanço com reação  - Apostilas - Engenharia_Parte1, Notas de estudo de Engenharia Química. Universidade Estadual do Norte Fluminense (UENF)
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GloboTV7 de Março de 2013

Balanço com reação - Apostilas - Engenharia_Parte1, Notas de estudo de Engenharia Química. Universidade Estadual do Norte Fluminense (UENF)

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Apostilas de Engenharia Química e de Alimentos sobre o estudo do Balanço com reação, Balanços de Massa, exemplos.
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Introdução aos Processos Química

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Capítulo 3 - BALANÇOS DE MASSA NA PRESENÇA DE

REAÇÕES QUÍMICAS

3.1 - Revisão

Antes de tratar os balanços de massa em sistemas envolvendo a presença de reações

químicas são recordados alguns conceitos importantes quando há a presença de reações.

Reação Química:

Transformação de uma ou mais substâncias, denominadas reagentes, em outras

substâncias, denominadas produtos.

Estequiometria:

É a teoria das proporções nas quais as espécies químicas se combinam.

Equação Química:

A equação química é uma representação simbólica da reação química. Também

chamada de equação estequiométrica, ela relaciona as substâncias envolvidas na reação

química e indica a proporção entre os reagentes e os produtos. Tomando como exemplo:

2 SO2 + O2 → 2 SO3 ;

verifica-se que é possível extrair informações qualitativas (as substância que se combinam,

chamadas de reagentes (SO2 e O2), e as que são obtidas, chamadas de produtos(SO3)) e

quantitativas (em que proporções elas se combinam e são obtidas) desta expressão. Assim,

tem-se:

2 moléculas de SO2 + 1 molécula de O2 → 2 moléculas de SO3 ;

que, multiplicada pelo número de Avogadro (x 6,02 x 1023), fornece

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2 mol de SO2 + 1 mol de O2 → 2 mol de SO3 .

Uma equação estequiométrica válida deve estar balanceada, isto é, o número de

átomos de cada espécie atômica deve ser o mesmo nos dois lados da equação, pois não há

geração nem destruição de átomos em uma reação química.

Coeficientes Estequiométricos:

Indicam o número de moles de cada espécie química envolvida na reação

química, que a torna balanceada. São escritos no lado esquerdo de cada símbolo

correspondente às espécies químicas presentes. Na equação em análise:

2 SO2 + O2 → 2 SO3 ;

os coeficientes estequiométricos são:

2 para o SO2 ;

1 para o O2 ;

2 para o SO3 .

Note que a relação indicada nas equações estequiométricas é em base molar. Então,

não necessariamente o número total de moles dos reagentes é igual ao dos produtos, como

ocorre em relação à massa total! É possível haver um aumento ou uma diminuição do número

de moles totais em uma reação química. Isto pode ser visto na reação em análise:

2 SO2 + O2 → 2 SO3 ;

que, em base molar representa:

Reagentes: 3 moles no total ;

Produto: 2 moles no total .

Sendo as massa moleculares das substâncias envolvidas na reação:

SO2 (32 + 16 x 2) = 64 g/gmol ;

O2 16 x 2 = 32 g/gmol ;

SO3 (32 + 16 x 3) = 80 g/gmol ;

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tem-se, em base mássica:

Reagentes: 2 x 64 + 2 x 16 = 160 g no total ;

Produto: 2 x 80 = 160 g no total ;

igualdade imposta pelo princípio da conservação da massa!

Razão Estequiométrica: (re)

A razão estequiométrica entre duas substâncias que participam de uma reação

química é a razão entre os seus respectivos coeficientes estequiométricos, estando a equação

balanceada.

A razão estequiométrica pode ser utilizada como um fator de conversão que

permite calcular a quantidade de um reagente(ou produto) que é consumido(ou produzido),

quando é fornecida uma quantidade de um outro composto que participa da reação.

Voltando a nosso equação exemplo:

2 SO2 + O2 → 2 SO3 ;

tem-se como razões estequiométricas:

re = 2 mol SO produzidos 1 mol O consumido

3

2 ;

re = 1 mol O consumido 2 mol SO consumidos

2

2 , etc.

Exemplo:

Qual a quantidade de O2 necessária para produzir 1600 kg/h de SO3?

1600 kg SO prod.

h 1 kmol SO

80 kg SO 1 kmol O reag.

2 kmol SO prod.

(Massa Molar) (re)

3 3

3

2

3 -1

=

= = 10 kmol O cons. h

32 kg O 1 kmol O

320 kg O h

2 2

2

2

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Note que como as equações estequiométricas são escritas em base molar, cálculos

envolvendo reações químicas são mais diretos nesta base. Assim, no exemplo anterior, antes

de fazer o cálculo do consumo de oxigênio, a informação fornecida foi passada para a base

molar através da utilização da massa molar do SO3. Obtido o resultado, em base molar,

novamente a massa molar do O2 é utilizada para se conhecer a resposta em termos mássicos.

3.2 - Alguns Conceitos Utilizados na Cinética Química

Reagente Limite e Reagente em Excesso:

É comum situações nas quais as reações químicas são conduzidas com a

introdução de reagentes em quantidades diferentes daquelas indicadas pela estequiometria da

reação. Assim, aparecem os conceitos de reagente limite e reagente em excesso. Reagente

limite é aquele que encontra-se no meio reacional em menor quantidade, em termos

estequiométricos. Todos os outros reagentes são chamados de reagentes em excesso. Note que

em função da própria definição, se a reação for conduzida até o final, o reagente limite é o que

desaparece primeiro.

Podemos identificar facilmente o reagente limite em um meio reacional

calculando uma razão, para cada reagente, entre o número de moles efetivamente adicionados

e o número de moles estequimetricamente necessários. Esta razão apresentará o menor valor

para o reagente limite.

Imagine que a reação que estamos utilizando como exemplo,

2 SO2 + O2 → 2 SO3 ,

seja conduzida com a adição de 150 mol de SO2 e 100 mol de O2. Nesta condição, qual o

reagente limite?

Calculando as razões definidas para cada um dos reagentes:

rSO2 150 75 mol adicionados

2 mol estequiométricos = =

rO2 100 1 mol adicionados

1 mol estequiométricos 00= =

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Verificamos então que o SO2 é o reagente limite nestas condições, apesar de haver a

adição de um número de moles superior desta substância. Isto ocorre pois a reação necessita

de um número de moles maior desta substância.

Percentual em Excesso de um Reagente:

A quantidade em excesso de um reagente pode ser representada pelo seu

percentual em excesso. Ele é definido como o percentual representativo do excesso em que é

adicionado determinado reagente em relação à quantidade necessária, deste mesmo reagente,

para reagir com a quantidade utilizada do reagente limite. Ou seja:

% & excesso = moles em excesso moles para reagir com o limite

n - n n

e

e × = ×100 100 ,

onde n é o número de moles alimentados do reagente em excesso e ne é o número de moles do

reagente em excesso para reagirem com o número de moles presentes do reagente limite.

Grau de Conversão de um Reagente:

O grau de conversão (ou simplesmente conversão) de um reagente indica uma

relação quantitativa entre o número de moles alimentados no meio reacional e o número de

moles de efetivamente reagem, de uma determinada substância. A conversão pode ser

apresentada em termos percentuais,

Conversão de i (%) = moles de i que reagem moles de i que entram

& ×100

Note que, em um processo operando em regime estacionário, a quantidade de moles da

espécie química i que reagem é igual a diferença entre a quantidade de moles de i que entra

(nent) e a quantidade de moles de i que sai (nsai). Desta forma, em regime estacionário:

100 n

n - n = (%) i de Conversão

ent

saient ×& .

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Grau de Completação:

O grau de completação é o grau de conversão calculado em relação ao reagente

limite. Ele representa a parcela do limite que reage, podendo ser diferente da unidade em

função de diversos motivos. Entre as causas para a não conversão completa do reagente limite

em um reator químico pode estar o fato da misturação no interior do reator não ser perfeita,

gerando a possibilidade de moléculas do reagente limite atravessarem o reator sem entrar em

contato com as moléculas do ou dos outros reagentes.

Exemplo Ilustrativo:

Acrilonitrila é produzida por uma reação envolvendo propileno, amônia e oxigênio,

representada pela equação química:

C3H6 + NH3 + (3/2) O2 → C3H3N + 3 H2O .

A alimentação contém 10% de C3H6 , 12% de NH3 e 78% de ar, em base molar. Com base

nas informações fornecidas, responda:

a) Qual o reagente limite? Qual o percentual em excesso dos outros reagentes?

b) Calcule a razão kmol de C3H3N produzidos por kmol de NH3 alimentados, para

uma conversão de 30% do reagente limite.

Esquema, com as informações fornecidas:

Alimentação

Base: 100 kmol

10 kmol C3H6

12 kmol NH3

78 kmol Ar (0,21 de O2 e 0,79 de N2)

REATOR

Produtos

Q = ?

C3H6

NH3

O2 e N

C3H3N

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Solução:

i) Verificação se a equação química fornecida está balanceada: Sim!

ii) Quantidade de O2 e N2 alimentadas:

O e2 = 0,21 x 78 = 16,4 kmol de O2

N e2 = 0,79 x 78 = 61,6 kmol de N2

iii) Identificação do reagente limite:

Número de moles estequiométricos: nest . Da reação química tem-se diretamente:

1 mol C3H6 + 1 mol de NH3 + 1,5 mol de O2

Número de moles disponíveis(que entram): ne . Das informações fornecidas:

10 mol C3H6 + 12 mol de NH3 + 16,4 mol de O2

Com estes dados, pode-se construir a seguinte tabela:

Composto nest ne ne / nest

C3H6 1 10 10

NH3 1 12 12

O2 1,5 16,4 10,9

Assim, verifica-se que o C3H6 é o reagente limite.

iv) % em excesso dos outros reagentes:

Antes de determinar o excesso dos outros reagentes, deve-se calcular as

quantidades estequiométricas dos outros reagentes em relação ao reagente limite. Este cálculo

é efetuado utilizando-se as respectivas razões estequiométricas:

NH H3 6

10 mol C H 1 mol NH 1 mol C

10 mol de NH3 6 3 3

3→ = ,

O H2 6

10 mol C H 1,5 mol O 1 mol C

15 mol de O3 6 2 3

2→ = .

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v) Razão kmol de C3H3N produzidos / kmol de NH3 alimentados, para um grau de

conversão do C3H6 igual a 30%:

Sendo o grau de conversão do C3H6 igual a 30%, em função de sua definição

tem-se:

kmol 7 HC 0,3 10

HC - 10 0,3

HC HC - HC

s63 s63

e63

s63e63 =⇒=⇒=

então reagem:

kmol 3 7 - 10 =HC - HC HC s63e63reage63

==

Utilizando o conceito de razão estequiométrica:

produzidos33

reage63

produzido33

reagem63 NHC kmol 3

HC kmol 1

NHC kmol 1 HC kmol 3 =×

Então, a razão solicitada é:

0,25 HN kmol 12

NHC kmol 3 Razão

entram3

produzidos33 == .

Seletividade e Rendimento:

Na maioria dos processos os reagentes formam o produto desejado em uma

reação simples. Entretanto, os reagentes normalmente também se combinam em outras rotas

químicas, assim como o produto formado também pode reagir formando produtos

indesejáveis. O resultado líquido destas reações paralelas (laterais) é a perda de reagentes, ou

seja uma perda econômica. Em outras palavras, nem todo o reagente alimentado é convertido

no produto desejado. Parte é gasta, irreversivelmente, nesta reações paralelas.

Um exemplo é o processo de cloração de benzeno, onde o produto desejado é o

monoclorobenzeno. Neste processo, realizado através do borbulhamento de cloro gasoso em

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benzeno líquido, além da cloração há também a dicloração e a tricloração, formando

diclorobenzeno e triclorobenzeno que devem ser posteriormente separados do monocloro.

Os conceitos de seletividade e de rendimento são usados para indicar, em termos

relativos, a ocorrência de uma reação desejada em relação a reações laterais competitivas.

A seletividade (Sel) de um processo em relação a um determinado produto indesejado

é definida como:

indesejado produto odeterminad de formados moles

desejado produto de formados moles Sel =

O rendimento pode ser representado em relação a duas referências: (i) alimentação do

reator (Rendal) e (ii) consumo de reagente (Rendcon). As respectivas definições são:

limite reagente de salimentado moles

desejado produto de formados moles Rend al =

limite reagente de consumidos moles

desejado produto de formados moles Rend con =

Observe que, pelas definições, o rendimento e a seletividade crescem quando a

ocorrência de reações indesejadas diminui.

Outro fato que deve ser ressaltado é que as definições destes parâmetros cinéticos são

baseadas em números de moles. Assim, cálculos efetuados na base mássica normalmente

geram resultados errados! Somente em situações onde todos os termos da equações de

definição envolvem dados relativos a um mesmo componente, como por exemplo a

conversão, cálculos efetuados na base mássica levam ao mesmo resultado dos efetuados na

base molar.

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Exemplo Ilustrativo:

As reações:

C2H6 → C2H4 + H2

C2H6 + H2 → 2 CH4

ocorrem em um reator contínuo, operando em estado estacionário. As vazões molares na

corrente de alimentação e na corrente de produto são iguais a 100 kmol/h e 140 kmol/h,

respectivamente. As composições das correntes em base molar são:

Alimentação Produto

C2H6 85% C2H6 30,3%

Inertes 15% C2H4 28,6%

H2 26,8%

CH4 3,6%

Inerte 10,7%

Com base nas informações fornecidas, calcule:

a) A conversão do C2H6.

b) O rendimento do C2H4 com base na alimentação e no consumo de reagente.

c) A seletividade do C2H4 em relação ao CH4.

Solução:

• Reações balanceadas? Sim.

• Base de cálculo: Vazões fornecidas.

Figura:

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