aula 4. balanço de massa com reação química

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.

ReferenciaFelder, 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 processoscom reação, daqueles vistos até aqui, é o aparecimentode um novo termo na equação de balanço decomponente:

ENTRA = SAI + REAGE

relativo ao desaparecimento ou aparecimento doscomponentes em função da reação químicacomponentes em função da reação química.

A equação estequiométrica da reação química impõerestrições sobre as quantidades relativas dos reagentes eprodutos nas correntes de entrada e de saída

Se A → B, por exemplo, você não pode começar com 1mol 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 asespécies químicas se combinam.p q

A equação estequiométrica de uma reação química éuma declaração da quantidade relativa de moléculas ouuma declaração da quantidade relativa de moléculas oumoles de reagentes e produtos que tomam parte nareaçãoreação.

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) deSO3.

Os números que precedem as formulas para cada espécieq p p psão chamados de coeficientes estequiométricos doscomponentes 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 pparticipantes em uma reação química é a razão entre os seuscoeficientes estequiométricos na equação da reação balanceada.

Esta razão pode ser usada como um fator de conversão paracalcular a quantidade de um reagente (ou produto) específico que éq g ( p ) p qconsumido (ou produzido), dada uma quantidade de outroreagente 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‐molde 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 proporçãot i ét i d ã ( l d Aestequiométrica quando a razão (moles de A

presentes) / (moles de B presentes) é igual à razãot 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 2moles SO2 para cada mol O2d f t l / 2 1 tde forma tal que nSO2/nO2 = 2:1 presentes naalimentação do reator.


Por exemplo:200 mol de SO2 e 100 mol de O2 estão presentes doinicio da reação e esta prossegue até se completar , oSO2 e o O2 desaparecem juntos.

ê lAgora, se você começa o processo com 100 mol O2 emenos do que 200 mol SO2 (quer dizer, se o SO2 está

d d ãpresente em quantidade menor que sua proporçãoestequiométrica), o SO2 desaparece antes do O2.


Quando os reagentes não são alimentados na proporçãoestequiométrica, aquele reagente que desaparece primeiro échamado de reagente limitante.

Os demais são chamados de reagentes em excesso. Um reagente ég glimitante se estiver presente em menor quantidade do que aestabelecida pela proporção estequiométrica, em relação a todos osoutros.

Uma forma prática de se determinar o reagente limitante é fazer arazão alimentação/coeficiente estequiométrico para todos osreagentes.

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 moles1002moles200SOlaçãoRe ==

22 moles2001moles200OlaçãoRe ==

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 requisitoestequiométrico de A, ou a quantidade necessaria para reagircompletamente com o reagente limitante. Então (nA)alim ‐ (nA)esteq é aquantidade 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 oi 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 sãoalimentados ao reator.

O regente limitante é o Br2.O regente limitante é o r2.

Para o H2 estar em proporção estequiométrica, deveria seralimentado 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. Aocontrário frequentemente desenvolvem‐se muitocontrário, frequentemente desenvolvem se muitolentamente. Nestes casos, não é prático projetar o reatorpara a conversão completa do reagente limitantepara a conversão completa do reagente limitante.

Então o efluente do reator sai ainda com algum conteúdod d é b dde reagente não consumido e é submetido a um processode separação para remover os reagentes não consumidosd d dda corrente de produto.

O reagente separado é então reciclado de volta para ag p palimentação (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 onúmero de mols que reage e o número de molsnúmero de mols que reage e o número de molsalimentado do reagente:

f = moles reagidomoles 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 conversãoserá de 0,9 (a percentagem de conversão é 90%) e a fração nãoreagida 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 sãobi d bj ti d d i d t i dcombinados com objetivos de produzir um determinado

produto em uma única reação química. Infelizmente, ost d bi i d freagentes podem combinar‐se em mais de uma forma e o

produto formado pode por a sua vez reagir parat 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 perdaeconômica:obtém‐se menos produto desejado para umad d tid d d t i tid ddada quantidade de reagente, ou uma maior quantidadede reagente precisa ser fornecido ao reator para obter uma

tid d ifi d d tquantidade especifica de produto.


Por exemplo, o etileno pode ser produzido pela desidrogenação do etano (desejado):

C2H6 → C2H4 + H2Uma vez que H2 é produzido, pode reagir com etano 2para produzir metano (indesejado):

C2H6 + H2 → 2 CH4Além disso, o etileno pode reagir com etano para produzir propileno e metano (indesejados):

C2H4 + C2H6 → C3H6 + CH4


Desde que o objetivo do processo é produzir eteno,somente a primeira destas reações, chamadas de reaçõesp ç çmúltiplas (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 deoperação devem levar em consideração não somentecomo maximizar a produção do produto desejado (eteno),mas também, como minimizar a produção de subprodutosindesejáveis (CH4 e C3H6).


Os termos rendimento e seletividade são usados parad ã d j d d idescrever o grau em que a reação desejada predominasobre 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 ttdlformado desejado produto do molsR

reagente)deconsumono(baseadoRendimento

BCR =consumidolimitantereagentedomolsBCR

f dd j dd tdlformado indesejado produto de mols

formadodesejado produtodomolsS =eeletividad


Quanto maiores os valores de rendimento eseletividade, maior será a produção do produtod j ddesejado.

Seletividade apresenta outras definições, como, porp ç pexemplo: quantidade de um produto formado pelaquantidade de todos os produtos formados (desejadose 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 reatorem 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 emexcesso?

c) Calcule os kmol de C3H3N produzidos por kmol de NH3alimentado para uma conversão de 30% do reagentealimentado para uma conversão de 30% do reagentelimitante.

Solução exemplo 1

Tomemos como base de cálculo 100 kmol de alimentação.

Reator

100 kmol alimentação

10 % propileno, C3H6

? kmol acrilonitrila, C3H3NH2OReatorp p , 3 6

12 % amônia, NH378 % Ar

79% nitrogênio N2

H2OC3H6NH3N79% 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 = 101

l ô k lRelação amônia, NH3 = 12 kmol = 121

R l ã i ê i O 16 4 k l 10 9Relação oxigênio, O2 = 16,4 kmol = 10,91,5

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 NH3li 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 quantidadeli t d d il ó 30 % ( talimentada de propileno, só 30 % reage (se converte emproduto).

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 umb tí l l t d i d d t ól écombustível, normalmente um derivado de petróleo, é

queimado com um comburente, normalmente ar (eml ã b tí l) d i texcesso em relação ao combustível), gerando uma mistura

gasosa conhecida como gás de combustão ou gás deh i é ( i é li i d l h i é )chaminé (pois é eliminado pelas chaminés).

O combustível industrial é normalmente formado por umapmistura de hidrocarbonetos, uma vez que são oriundos dopetróleo, com possíveis contaminações de derivadossulfurados.

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 combustãoocorrer 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, osgases 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 depetróleo)).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 umhidrocarboneto (CxHy) dizemos combustão (oxidação)completa.completa.Se CO for formado, dizemos em combustão parcial ouincompleta 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 deoxigênio.

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 emequipamentos industriais, como os fornos de processos eas caldeiras (para geração de vapor de água) para oas caldeiras (para geração de vapor de água), para ocontrole do processo de combustão.

Esta análise normalmente é feita em um equipamentoconhecido como aparelho de Orsat.

Como o gás de combustão é previamenteComo o gás de combustão é previamenteresfriado até a temperatura ambiente,para permitir a condensação da maiorpara permitir a condensação da maiorparte 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 parai 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 qfração 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, bastaconhecer a composição em base seca e a umidade dai t tá d li d ( didmistura em que está sendo analisada (medida

normalmente através de um outro equipamentoh 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 eo resto é água.Calcule a composição molar do gás em base seca.Base: 100 mol de gás úmido

60,0 mol N215 0 l CO15,0 mol CO210,0 mol O285 0 mol gás seco85,0 mol gás seco

60,0/85,0 = 0,706 mol N2 / mol gás seco15,0/85,0 = 0,176 mol CO2 / mol gás seco10,0/85,0 = 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 gásde chaminé é 0,07. Calcule a composição do gás de chaminé em basep ç gúmida.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 H2Omol gás úmido 0,93 mol gás seco mol gás seco

Exemplo 4.8‐1 pag. 127 Composição em base úmida e secaD 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 seco100 mol gás seco (0,65) = 65,0 mol N2100 mol gás seco (0,14) = 14,0 mol CO2100 mol gás seco (0,11) = 11,0 mol CO100 l á (0 10) 10 0 l O100 mol gás seco (0,10) = 10,0 mol O2

107,5 mol gás úmidoAs frações molares par cada componente no gás de chaminéAs frações molares par cada componente no gás de chaminépodem agora ser facilmente calculadas:

7,53 / 107,5 = 0,070 mol H2O / mol gás úmido65,0 / 107,5 = 0,605 mol N2 / mol gás úmido14,0 / 107,5 = 0,130 mol CO2 / mol gás úmido11 0 / 107 5 0 102 l CO / l á ú id11,0 / 107,5 = 0,102 mol CO / mol gás úmido10,0 / 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 éalimentarmos o mais barato em excesso com relação ao outro.

Nos processos de combustão, o reagente mais barato é o ar, daísempre 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 ocarbono no combustível é oxidado a CO2 e todo o hidrogênio éoxidado 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 sãoalimentados a um reator de combustão. Calcule a percentagem de arem excesso.Primeiro, calcule o ar teórico a partir da vazão de alimentação docombustível 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 deb 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 incluiro 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 nãoreagido.

3) Alé d d t d b tã (CO CO H O)3) Além dos produtos de combustão (CO, CO2, H2O).

ReatorCombustível79% nitrogênio, N2

Ar 21% oxigênio O2

Combustível não queimadoOxigênio, O2 não reagidoNitrogênio, 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 realmentealimentado pode ser calculado multiplicando‐se o O2 teórico(determinado a partir da vazão de combustível e estequiometria( p qda 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 O2alimentado.

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 gconversão do etano é 90%; do etano queimado, 25% reagem paraformar CO e o resto forma CO2. Calcule a composição molar do gásd h i é b ã l d á á dde chaminé em base seca e a razão molar da água para o gás dechaminé 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 C2H650% Ar em excesso

79% nitrogênio, N2

Reator F C2H6 = ? mol etano não queimadoF O2 = ? mol oxigênio não reagidoF N2 = ? mol nitrogênio sai sem reagirF ? l CO d id21% oxigênio, O2FCO = ? mol CO produzidoFCO2 = ? mol CO2 produzidoF H2O = ? mol H2O produzida

Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano.Primeiro, começamos com 50 % ar em excesso:çFO2 teórico por estequiometria

1 mol C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ (7/2) 3,5 moles de O200 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 convertemem COem CO.Moles de C2H6 que reagem para formar CO = 90 (0,25) = 22,5 molespor estequiometria

1 mol C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ 2 moles de CO22,5 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% seconvertem em CO2.2Moles de C2H6 que reagem para formar CO2 = 90 (0,75) =67,5 molespor estequiometria

1 mol C2H6 ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ 2 moles de CO22 6 267,5 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 2FN2 alimentado = 2500(0,79) = 1975 mol N2 entra.O nitrogênio é inerte : saída=entradaFN2 saída= 1975 mol N2

Exemplo 4.8‐3 pag. 130 Combustão de etano.Conhecendo que os moles de etano são os limitam areação, uma forma de resolver o balanço de massa edeterminar as quantidades de produtos , é a seguinte:

C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O3,5(67,5) 2(67,5) 3(67,5)

67,5 236,25 135 202,5

C2H6 + 5/2 O2 → 2 CO + 3 H2O2,5(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 molesReage só 90% (90 moles), saí sem queimar 10 moles.

Balanço de oxigênio:Entrada F = 525 molesEntrada FO2 = 525 molesReagem 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 molesSai 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 C2H62500 mol Ar

1975 mol, N2

ReatorC2H6 qF O2 = 232,5 mol oxigênio não reagidoF N2 = 1975 mol nitrogênio (inerte)FCO = 45 mol CO produzido2

525 mol, O2

Entrada = 2600 moles

FCO 45 mol CO produzidoFCO2 = 135 mol CO2 produzidoF 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 secoO i ê i 232 5 / 2397 5 0 097 l O / l áOxigênio : 232,5 / 2397,5 = 0,097 mol O2 / mol gás secoNitrogênio : 1975/2397,5 = 0,824 mol N2 / mol gás secoCO : 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 Princípioselementares dos processos químicos.

2. Teste pag.128.

3 Teste pag 1293. Teste pag. 129.

aula 4. balanço de massa com reação química

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