BALANCE_DE_MATERIA_EN_REACTORES_QUIMICOS

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BALANCE DE MATERIA EN REACTORES 
QUIMICOS
Dr. Juan Marlon M. Garcia Armas
Se entiende por proceso químico aquel en el cual ocurren reacciones químicas. En estos casos el 
balance de materia no tiene la forma “entrada = salida” ya que debe contener un término de 
producción o de consumo
Balance de materia en un reactor
Entrada = Salida + Desaparicion + Acumulacion
1. En un Reactor Discontinuo
Entrada = Salida = 0
0 = Desaparicion + Acumulacion
Los reactantes se introducen en el reactor, se mezclan, se dejan que reaccionen un tiempo determinado y 
finalmente se descarga la mezcla resultante.
2. Reactor Continuo de Mezcla Completa
Entrada = Salida + Desaparicion + Acumulacion
El contenido del reactor está perfectamente agitado y su composición es la misma en cada 
instante en todos los puntos del reactor. La corriente de salida de este reactor tiene la 
misma composición que la del fluido contenido en el mismo
Tipo Tanque Tipo Tubular
Consideraciones para un balance de materia en un reactor
 Estequiometria. Ecuacion quimica balanceada
 Reactivo limitante. Un reactivo es limitante si está presente en menor cantidad que su proporción estequiométrica
con respecto a cualquier otro reactivo. Se consume primero.
 Reactivo en exceso. Si hay presentes n moles de un reactivo en exceso y su proporción estequiométrica
corresponde a nd, se define la fracción en exceso como (n – nd)/nd.
 Muchas reacciones químicas proceden lentamente. En estos casos, el reactor se diseña de manera que el reactivo 
límite no se consuma completamente y se diseña un proceso de separación para extraer el reactivo no consumido 
del producto. Se llama fracción de conversión (o conversión fraccionaria) al cociente: f = (moles consumidas)/ 
(moles suministradas)
 Algunas reacciones son irreversibles, es decir, la reacción se lleva a cabo en una dirección (de reactivos a 
productos) y la concentración del reactivo limitante se aproxima a cero. La composición de equilibrio para 
estas reacciones es la que corresponde al consumo completo del reactivo limitante. 
 Otras reacciones son reversibles, es decir, los reactivos forman productos y los productos reaccionan en 
sentido opuesto para volver a formar los reactivos. Se alcanza un punto en el que las velocidades de las dos 
reacciones son iguales. En este punto, las composiciones no cambian y la mezcla de reacción se encuentra 
en equilibrio químico. 
 En algunas reacciones químicas, los productos pueden reaccionar con los reactivos iniciales dando lugar a 
productos no deseados. Estas reacciones se llaman reacciones adyacentes y en estos casos se usan dos 
términos para describir el grado en el que la reacción deseada predomina sobre las reacciones adyacentes: 
Rendimiento y selectividad. 
 Rendimiento: (Moles formadas de producto deseado)/ (Moles que se formarían si no hubiera reacciones 
adyacentes y si el reactivo limitante reaccionara completamente). 
 Selectividad: (Moles formadas de producto deseado)/ (Moles formadas de producto no deseado).
 En el análisis de reactores químicos con separación de productos y recirculación de los reactivos no consumidos, se 
utilizan dos definiciones de conversión de reactivos: 
Conversión global = (ERP– SRP) / ERP 
ERP: Entrada de reactivos al proceso. 
SRP: Salida de reactivos del proceso. 
Conversión en una sola etapa = (ERR – SRR) / ERR 
ERR: Entrada de reactivos al reactor. 
SRR: Salida de reactivos del reactor. 
 Para resolver problemas de balances de masa en procesos con reacciones químicas, se pueden usar diferentes balances: 
Balance para la masa total. Tiene la forma “entrada = salida”, ya que no se tienen en cuenta las reacciones químicas que 
suceden. 
Balance para cada reactivo o para cada producto. Contiene un término de producción si se trata de un producto o un 
término de consumo si se trata de un reaccionante. 
Balance para cada átomo participante en la reacción. Los balances de especies atómicas tienen la forma “entrada = salida” 
ya que los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química
En el proceso ordinario para la fabricación de ácido nítrico, se trata nitrato sódico con un ácido sulfúrico acuoso 
que tiene 95% de H2SO4 en masa. Para que la pasta que resulta pueda fluidizarse, es conveniente emplear ácido 
suficiente de forma que haya un 34% de H2SO4 en peso en la pasta final. Este exceso de H2SO4, en realidad 
estará combinado con el sulfato de sodio en la pasta formando sulfato ácido de sodio, aunque para efectos de 
cálculo puede considerarse como ácido libre. Puede suponerse que la pasta contiene 1,5% de agua en peso y 
que el resto del agua sale con el HNO3 producido. Puede suponerse que la reacción es completa y que el 2% del 
HNO3 formado permanece en la pasta. El NaNO3 utilizado es puro y está seco. 
(a) Calcule el peso y la composición porcentual de la pasta formada por 100 lb de nitrato sódico cargado. 
(b) Calcule el peso de ácido diluido que ha de emplearse por 100 lb de nitrato sódico. 
(c) Calcule la composición de la solución acuosa de HNO3 producida por 100 lb de nitrato sódico cargado.
La reacción química es: 2NaNO3 + 1H2SO4 → 1Na2SO4 + 2HNO3
Un reactor de deshidrogenación se alimenta con etano a una velocidad de 150 kmol/h. Los productos 
de la reacción son acetileno e hidrógeno. Se alcanza una conversión fraccionaria de 0,80. Calcule las 
siguientes propiedades del producto gaseoso final: 
(a) La velocidad de flujo molar total. 
(b) El cociente entre las masas de hidrógeno y acetileno. 
(c) La masa molar promedio. 
(d) La velocidad de flujo másico de acetileno.
C2H6 → C2H2 + 2H2
Se usa un reactor catalítico para producir formaldehido a partir de metanol por medio de la reacción:
CH3OH → HCHO + H2
Se alcanza una conversión en una sola etapa de 70% en el reactor. El metanol en el producto del 
reactor se separa del formaldehido y del hidrógeno en separador especial. La velocidad de 
producción del formaldehido es de 600 kg/h. Calcule la velocidad de alimentación de metanol (kg 
mol/h) que requiere el proceso si no hay recirculación
El óxido de etileno utilizado en la producción de glicol se fabrica mediante la oxidación parcial de etileno 
con un exceso de aire, sobre un catalizador de plata. 
La reacción principal es: 2 C2H4 + O2 → 2 C2H4O 
Desafortunadamente, algo del etileno sufre también oxidación completa hasta CO2 y H2O, a través de la 
reacción: C2H4 + 3 O2 → 2 CO2 + 2 H2O 
Utilizando una alimentación con 10% de etileno y una conversión de etileno del 25%, se obtiene una 
conversión del 80% en la primera reacción. 
Calcúlese la composición de la corriente de descarga del reactor. 
REACCIONES DE COMBUSTION
La combustión es la reacción entre un combustible (sustancia que se quema) y un comburente (sustancia 
que produce la combustión, generalmente oxígeno). 
Es una reacción para producir, además de los productos de combustión, calor y luz. Es muy importante 
en la industria química por la gran cantidad de calor que produce. 
Combustible es cualquier material capaz de liberar energía cuando se oxida de forma violenta con 
desprendimiento de calor. En general se trata de sustancias susceptibles de quemarse, siendo varios los 
tipos de combustible: Combustibles sólidos, como por ejemplo el carbón y la madera, combustibles 
líquidos como el queroseno y la gasolina y combustibles gaseosos como el gas natural (metano) y el GLP 
(propano y/o butano). 
REACTORES QUIMICOS
Dr. Juan Marlon M. Garcia Armas
El diseño de un reactor debe basarse en el estudio cinético y termodinámico de 
la reacción química que se pretende realizar. Además debe tenerse en cuenta la 
producción deseada y las características de la materia prima a utilizar
La termodinámica química permite establecer el calor desprendido o absorbido 
por la reacción, así como la extensión en la que se produce la reacción, 
mediante el cálculo de la constante de equilibrio.
La cinética químicanos aporta datos sobre la velocidad de reacción, así como su 
dependencia con la concentración, temperatura, presión y uso de catalizadores
En una combustión se pueden producir CO2 y CO (SO2 y NO2, NOx). Cuando ello sucede, la combustión se 
denomina incompleta. Pero si todo el carbono que posee el combustible se convierte en CO2 la 
combustión se llama combustión completa. 
La combustión completa entre un alcano (hidrocarburo con todos sus enlaces sencillos) y oxígeno se 
representa por la siguiente ecuación química: 
C(n)H(2n+2) + (3n+1)/2 O2 → (n)CO2 + (n+1)H2O 
Como el gas de chimenea contiene agua, su composición puede expresarse de dos maneras: en base 
húmeda y en base seca. El término composición en base húmeda indica las fracciones molares de los 
componentes de una mezcla gaseosa incluyendo el agua y el término composición en base seca indica las 
fracciones molares del mismo gas sin considerar el agua que contiene
Como en una reacción de combustión el reactivo más barato es el aire, éste se suministra en cantidad 
mayor a la necesaria (teórica). Los siguientes términos son útiles en la combustión: 
Oxígeno teórico: Moles o velocidad de flujo molar (proceso intermitente o continuo) de O2 que se 
necesitan para efectuar la combustión completa del combustible, suponiendo que todo el carbono del 
combustible forma CO2 y todo el hidrógeno forma H2O. 
Aire teórico: Es la cantidad de aire que contiene el oxígeno teórico. 
Aire en exceso: Es la cantidad en exceso del aire que entra al reactor con respecto al aire teórico. El 
porcentaje de aire en exceso se calcula usando la siguiente ecuación: 
% de aire en exceso = [(Moles de aire que entran – moles de aire teórico)/moles de aire teórico] * 100
Se quema carbono puro con aire. Los gases de combustión contienen CO, CO2, N2 y O2 
en las siguientes relaciones molares: 
Moles de N2/mol de O2 = 7,18, y Moles de CO/mol de CO2 = 2. 
Calcúlese el porcentaje de exceso de aire utilizado. 
Un horno quema gas de la siguiente composición en % en volumen:C2H4 = 17%; CH4 = 21%; H2 = 32,9%; CO = 
26,1% CO2 = 3%. Tanto el gas como el aire entran a 21ºC y 1atm, y están prácticamente secos. Los gases de 
combustión abandonan la chimenea a 360 ºC y 0.92 atm y tienen 12.2% en volumen de CO2, 0.4% de CO 
(ambos en base seca), además de O2, N2 y H2O. Calcular: 
a) Los m3 de aire suministrados por m3 de gas. 
b) El porcentaje de exceso de aire 
c) Los m3 de gases de chimenea por m3 de gas utilizado
DISEÑO DE REACTORES QUIMICOS
ESPECIFICACIONES
CONDICIONES 
DETERMINANTES
ELECCION DEL 
TIPO DE 
REACTOR
DISEÑO 
DEL 
REACTOR
VOLUMEN DEL REACTOR
CONDICIONES DE OPERACIÓN
SISTEMAS DE INSTRUMENTACION 
Y CONTROL
REACTORES QUIMICOS
Balance de materia
REACTOR HOMOGENEO IDEAL
Balance de energía
REACTOR HOMOGENEO IDEAL
Reactores de tanque discontinuo
Balance de materia
Reactores de tanque discontinuo
Balance de materia
Reactores de tanque discontinuo
Reactores de tanque discontinuo
Ecuación cinética
Reactores de tanque discontinuo
Ecuación cinética
Ejercicio 1
Solución
PV = nRT
A(g) B(g) + C(g)
REACTORES TUBULARES CONTINUOS
REACTORES TUBULARES CONTINUOS
Balance de materia
REACTORES TUBULARES CONTINUOS
Ecuación cinética
REACTORES TUBULARES CONTINUOS
Ecuación cinética 
(FA0 / CA0) = Qv
REACTORES TUBULARES CONTINUOS
Ecuación cinética 
Orden de reacción
Ejemplo 2
V = 3654.2 litros
El problema también se resuelve hallando el tiempo
Se determina el caudal Q = FA0 / CA0
V = Q x t
REACTORES DE TANQUES CONTINUOS
REACTORES DE TANQUES CONTINUOS
Balance de materia, Reactor 1
REACTORES DE TANQUES CONTINUOS
Balance de materia, Reactor 1
REACTORES DE TANQUES CONTINUOS
Balance de materia, Reactor 2
Ejemplo 3
Se calcula en cada reactor y 
se obtiene un promedio
REACTORES HETEROGENEOS
Reactor por cargas
Reactor de lecho fijo
Ejemplo 4
BALANCE DE ENERGIA EN REACTORES 
QUIMICOS
En procesos donde hay reacciones químicas, por lo general, se presentan cambios
grandes de entalpía.
Si un cambio de entalpia en este caso resulta positivo, es necesario suministrar calor
para evitar que la temperatura y la velocidad de reacción disminuyan, siendo la
reacción endotérmica.
Si el cambio de entalpía es negativo, la reacción suministra calor el cual debe ser
bien aprovechado y el cambio químico es exotérmico.
El calor absorbido o desprendido por un cambio químico se llama calor de reacción y
juega un papel importante en la economía del proceso
CALOR DE REACCION
El calor de reacción o entalpía de reacción, ΔHR es
ΔHR = HPRODUCTOS – HREACTIVOS 
para una reacción en la cual los reactivos se suministran en las cantidades estequiométricas a 
una temperatura T y una presión P, se consumen totalmente y los productos salen a las 
mismas T y P. Las unidades del calor de reacción son unidades de energía por mol. 
En este caso, la unidad mol se refiere bien sea al número de moles consumidos de cada 
reactivo o producidos de cada producto según la ecuación química balanceada. 
Por ejemplo, si para la reacción A + 3B → 2C el ΔHR es 250 kJ/mol, se debe interpretar como 
250 kJ/mol A, -250 kJ/3 mol B y -250 kJ/2 mol C. 
Significa además, que se consumieron 1 mol de A y 3 moles de B produciéndose 2 moles de C. 
CALOR DE REACCION
El calor estándar de reacción, ΔH0R, es el cambio de entalpía de una reacción cuando los 
reactivos y los productos están a la temperatura y a la presión de referencia, generalmente 
25° C y 1 atm. 
Una reacción es exotérmica a una temperatura T si a esa temperatura ΔHR es negativo y es 
endotérmica si ΔHR es positivo.
A presiones bajas y moderadas, ΔHR es independiente de la presión en la práctica. 
El valor de ΔHR depende de los estados de agregación de los reactivos y de los productos 
además del número de moles de los mismos. 
Para una reacción que tiene lugar a volumen constante, el calor de reacción es igual a la 
variación de la energía interna del sistema, ΔUR
LEY DE HESS
A temperatura y presión dadas, la cantidad de energía necesaria para descomponer 
un compuesto en sus elementos es igual a la desprendida en la formación de aquel 
compuesto a partir de sus elementos. (Lavoisier y Laplace en 1780). 
Un corolario de este principio se conoce como ley de Hess o ley de suma constante 
de calor y establece que el calor neto absorbido o desprendido en un proceso 
químico es el mismo si la reacción tiene lugar en una o en varias etapas. 
Según la ley de Hess, las ecuaciones químicas pueden considerarse como igualdades 
matemáticas y tratarse según las reglas del álgebra
REACCIONES DE FORMACIÓN Y CALORES DE FORMACIÓN. CALORES DE COMBUSTIÓN
Una reacción de formación de un compuesto es la reacción en la que se forma el 
compuesto a partir de sus elementos constitutivos como se encuentran normalmente 
en la naturaleza. El calor estándar de una reacción de este tipo es el calor estándar de 
formación del compuesto, ΔHoF. 
Se puede demostrar, mediante la ley de Hess, que si ni es el coeficiente 
estequiométrico de la iésima sustancia que participa en una reacción y (ΔHoF)i es el 
calor estándar de formación de esa sustancia, entonces el calor estándar de la reacción 
es 
ΔHoR = Σni(ΔHoF)i, PRODUCTOS – Σni(ΔHoF)i, REACTIVOS 
El calor estándar de formación de un elemento es cero.
Los datos de calores de formación de los compuestos están tabulados y aparecen en la bibliografía recomendada. 
El calor estándar de combustión, ΔHoC, de una sustancia, es el calor de la reacción de esa 
sustancia con oxígeno, para dar productos específicos, cuando los reactivos y los productos 
están a 25° C y 1 atm (es decir, en el estado de referencia). 
Los calores de combustión están tabulados en la bibliografía, pero es necesario observar en 
cada tabla el estado de referencia empleado y cuáles son los productos de la reacción. 
Los calores de combustión se usan para compuestosorgánicos, por lo general. El calor de 
una reacción que involucra sólo sustancias combustibles y productos de combustión, puede 
calcularse aplicando la siguiente relación, la cual es otra aplicación de la ley de Hess: 
ΔHoR = Σ ni(ΔHoC)i, PRODUCTO – Σ ni(ΔHoc)i, REACTIVOS
CALORES DE REACCIÓN A UNA TEMPERATURA DIFERENTE DE LA ESTÁNDAR
No todas las reacciones químicas suceden a 25° C, 
pero con esa información se puede calcular el calor 
de reacción a cualquier temperatura diferente de 
25° C.
(∆HR)T = ∆HoR - ∆H1 + ∆H2
(∆HR)T
∆HoR
- ∆H1 + ∆H2
El balance de energía en un proceso químico se calcula utilizando la siguiente 
ecuación general: 
Q = ∑∆HoR + ∑∆HS - ∑∆HE
Q: Calor desprendido (negativo) o absorbido (positivo) en el proceso. 
∑∆HoR: Suma de las entalpías estándar de todas las reacciones. 
∑∆HS: Suma de las entalpías de las corrientes de salida a las temperaturas 
correspondientes y referidas a 25 ° C. 
∑∆HE: Suma de las entalpías de las corrientes de entrada a las temperaturas 
correspondientes y referidas a 25 ° C. 
Deben considerarse los cambios de fase que ocurren durante el proceso
REACCIONES ADIABATICAS
Una reacción adiabática es aquella que se lleva a cabo dentro de un recipiente (o 
reactor) que evite las pérdidas de calor. Bajo estas condiciones, la temperatura 
aumentará si la reacción es exotérmica (desprende calor) o disminuirá si es endotérmica 
(absorbe calor). En todo caso es deseable conocer la temperatura final. 
En estos casos, ΔHR = 0 (o sea que no hay cambio de entalpía en el sistema)
En caso de que los reactivos no estén a 25° C: 
ΔHoR = 298
𝑇1
𝐶𝑝(reactivos)dT + 𝑇𝑓
298
𝐶𝑝(productos)dT
EJERCICIOS
1. Se han determinado experimentalmente los siguientes calores de reacción: 
C + O2 → CO2 ΔHR = -393,51 kJ/mol 
CO + ½ O2 → CO2 ΔHR = -282,99 kJ/mol 
Calcule el calor de reacción para: C + ½ O2 → CO. 
2. Se determinaron experimentalmente los calores de las siguientes reacciones de 
combustión: 
C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O ΔHoR = - 1559,8 kJ/mol 
C + O2 → CO2 ΔHoR = - 393,5 kJ/mol 
H2 + ½ O2 → H2O ΔHoR = - 285,8 kJ/mol 
Utilice la ley de Hess y los calores de reacción que se proporcionan, para determinar el 
calor estándar de la reacción 
2 C + 3 H2 → C2H6 
3. Calcule el calor normal de reacción de la siguiente: 
2 FeS2 (s) + 4 O2 → Fe2O3 + 4 SO2
De la Tabla 29 del libro Principios de los procesos químicos de Hougen, Watson y Ragatz: 
ΔHoF FeS2 (s) = - 42,52 kcal/mol 
ΔHoF Fe2O3 = - 196,5 kcal/mol 
ΔHoF SO2 = - 70,96 kcal/mol
ΔHoR = Σni(ΔHoF)i, PRODUCTOS – Σni(ΔHoF)i, REACTIVOS
4. Se produce hidrógeno en forma comercial por la siguiente reacción: 
CO + H2O → CO2 + H2 
Se diseña una planta que utiliza este proceso con el fin de producir 100 kg de H2 por día. 
El vapor y el monóxido de carbono entran al reactor a 150° C y los productos de reacción emergen a 500° C. 
Se alimenta un 50% en exceso de vapor y la reacción es completa. El reactor está rodeado por una chaqueta 
llena de agua, la cual se alimenta a 15° C. Calcúlese el flujo de agua requerido para el enfriamiento si el 
aumento de temperatura del agua debe mantenerse por debajo de 10° C.
Datos
ΔHoF , KJ/mol
CO -110.52
H2O -243.83
CO2 -393.5
Cp, Kcal/Kmol 0C
H2O 9,539 (250C a 5000C)
8,1305 (250C a 1500C)
CO 7,0
CO2 6,995
H2 10,776
Datos teniendo presente que la variación de temperatura
Solucion
1. Base de cálculo: 100 kg de hidrógeno producido o 1 día de operación. 
2. En primer lugar se realiza el balance de masa
Moles de H2 = 
Moles teóricas de agua consumido = 
Suministradas de agua = 
Moles suministradas de CO = 
Moles producidas de CO2 =
3. El balance de energía se plantea de la siguiente manera: El calor desprendido de la reacción es 
aprovechado por el agua para aumentar su temperatura máximo 10° C, es decir, hasta 25° C. La temperatura 
de referencia para estos cálculos es 25° C
Ahora, el calor desprendido por la reacción se calcula con la ecuación 
Q = ∑∆HoR + ∑∆HS - ∑∆HE
4. Calcule
ΔHoR = Σ ni(ΔHoC)i, Productos – Σ ni(ΔHoc)i, Reactivos
El cálculo de ∑∆HS se hace utilizando las capacidades caloríficas medias entre 25° C y 500° C
Se calcula ∑∆HE, teniendo presente que la variación de temperatura es entre 25 y 150° C. 
Reemplazando valores para hallar Q
5. Este calor, Q, lo recibe el agua y se usa para calcular la masa de agua alimentada a la 
chaqueta. Cp del agua 1 Kcal/Kg C