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UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 1 de 11 Data: 14 de dezembro OXIDAÇÃO CATALÍTICA DO METANOL PARA PRODUÇÃO DE HIDROGÊNIO MOLECULAR Esmeralda Sandra Maria de Souza1, Maria Gabriela Spironello1, Nicoli Barbieri Alves1*, Marcel Rossetti1,2 1Bacharelado em Engenharia Química pela Escola do Mar, Ciência e Tecnologia da Universidade do Vale do Itajaí, Itajaí, Brasil (nicolibarbieri@edu.univali.br) * 1,2Docente do Curso de Engenharia Química pela Escola do Mar, Ciência e Tecnologia da Universidade do Vale do Itajaí, Itajaí, Brasil 1. INTRODUÇÃO Como formulado por Reis (2017), em decorrência da demanda perante às fontes renováveis, novas formas de conversão de energia estão sendo investigadas. Com o aumento surpreendente do consumo de energia ao nível mundial, tem-se como principal matriz energética o petróleo, sendo este não renovável e altamente poluente. Tendo isto em vista, a busca por alternativas que atendam essas necessidades vem se tornando cada vez mais presente nos quesitos industriais. A partir desta ideia de renovação, surgiram-se as chamadas células de combustível, tais quais promovem a conversão da energia química em energia elétrica, ocasionando rendimentos que em teoria são superiores aos atuais motores de combustão. Dentro destes estudos, a oxidação completa dos álcoois é um objetivo para o alcance satisfatório das células de combustível e, levando em consideração as propriedades físico-químicas, a oxidação do metanol atende os quesitos. O metanol, conhecido por ser o álcool de menor tamanho molecular, é constituído por apenas um átomo de carbono na sua composição, o que simplifica a sua oxidação. Apesar de não ser cancerígeno, apresenta alto grau de toxicidade e inflamabilidade, com baixo ponto de ebulição (65°C). Quando oxidado, a sua conversão para CO2 depende da presença de oxigênio disponível através das espécies da hidroxila (OH-), presentes na molécula de água, como demonstrado a seguir: 𝐶𝐻3𝑂𝐻(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑔) ↔ 𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) Para isto, a reação ocorre dentro de um reator tubular, em estado estacionário, no qual não existe perfil de velocidade, temperatura e concentração no eixo radial. Sabe-se que, em reatores de leito fixo, com relação aos cálculos para o dimensionamento, deve-se calcular a massa do catalisador para o recheio ao invés do volume, visto que, tais catalisadores são geralmente sólidos e a reação ocorre em fase gasosa. A alimentação no reator é feita na parte de baixo, enquanto que os produtos saem por cima, em virtude que os gases tendem a subir UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 2 de 11 por efeito de densidade. Tais gases são forcados a passar pelos poros formados entre as partículas de catalisador. Segundo Azhari et al (2022), as condições favoráveis ao processo de oxidação do metanol na presença de água, são primordialmente à 300 °C e 30 bar, tais propriedades serão discutidas mais adiante, bem como a utilização de catalisadores à base de cobre e metais nobres fornecendo sítios ativos na interação entre o metal e o seu suporte. Esse último foi utilizado com base de óxido de zinco ou dióxido de zircónio, aumentando a velocidade da reação proposta. 2. MEMORIAL DE CÁLCULOS CINÉTICOS 2.1 VELOCIDADE ESPECÍFICA DA REAÇÃO (k) Para o cálculo da velocidade específica, utilizou-se a temperatura ambiente de 25 °C e a do processo de 300 °C. Para tal finalidade, foram disponibilizados por Azhari et al (2022) o fator pré-exponencial relacionado com a frequência das colisões das moléculas dos reagentes, a energia de ativação relacionada com a energia mínima para que a reação ocorra, bem como a constante universal dos gases, como se demonstra abaixo. • A0 = Fator pré-exponencial = 8,8 × 108 𝑠−1𝑔𝑐𝑎𝑡𝑎𝑙𝑖𝑠𝑎𝑑𝑜𝑟 −1; • Ea = Energia de ativação = 76 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ; • Ta = Temperatura ambiente = 25°C = 298,15 K; • Tp = Temperatura do processo = 300°C = 573,15 K; • R = Constante universal dos gases = 8,314 𝐽 𝑚𝑜𝑙∙𝐾 ; • Pp = Pressão do processo = 30 bar = 3 × 106Pa; 2.1.1 TEMPERATURA AMBIENTE (T= 298,15 K) k(T) = A0 × 𝑒 ( −𝐸𝑎 𝑅𝑇 ) 𝑘(298,15) = 8,8 × 108 𝑠 × 𝑔𝑐𝑎𝑡𝑎𝑙𝑖𝑠𝑎𝑑𝑜𝑟 × 𝑒 ( −76×103 𝐽 𝑚𝑜𝑙 8,314 𝐽 𝑚𝑜𝑙∗𝐾 ×298,15𝐾 ) 𝒌(𝟐𝟗𝟖,𝟏𝟓) = 𝟒, 𝟐𝟓𝟕 × 𝟏𝟎 −𝟓 𝒔−𝟏𝒈𝒄𝒂𝒕𝒂𝒍𝒊𝒔𝒂𝒅𝒐𝒓 −𝟏 2.1.2 TEMPERATURA DO PROCESSO (T= 573,15 K) UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 3 de 11 𝑘(573,15) = 8,8 × 108 𝑠 × 𝑔𝑐𝑎𝑡𝑎𝑙𝑖𝑠𝑎𝑑𝑜𝑟 ∗ 𝑒 ( −76×103 𝐽 𝑚𝑜𝑙 8,314 𝐽 𝑚𝑜𝑙∙𝐾 × 573,15𝐾 ) 𝒌(𝟓𝟕𝟑,𝟏𝟓) = 𝟏𝟎𝟒, 𝟐𝟎𝟔 𝒔 −𝟏𝒈𝒄𝒂𝒕𝒂𝒍𝒊𝒔𝒂𝒅𝒐𝒓 −𝟏 Desta forma, pode-se notar que a velocidade específica aumenta a medida que a temperatura é elevada. Ao aumentar a temperatura do sistema, aumenta-se a agitação das moléculas reagentes, fornecendo maior energia cinética a elas, aumentando, portanto, o número de colisões efetivas entre elas e consequentemente, a constante de velocidade da reação. Nesse enquadramento, Azhari et al (2022) descreve a reação como sendo de primeira ordem, para comprovar tal afirmação, realizou-se por meio do método integral de tentativa e erro, o cálculo do coeficiente de determinação (R2), a partir dos resultados experimentais do aumento da concentração de hidrogênio conforme o tempo, para um projeto de reator batelada, como demostra-se a seguir. 2.2 DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO PELO MÉTODO INTEGRAL Tabela 2 – Dados experimentais em batelada Fonte: Azhari et al (2022) 2.2.1 ORDEM ZERO Tempo (min) Ca 0 1 1 5 2 18 3 60 4 163 5 733 6 2183 7 3443 8 5101 UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 4 de 11 Fonte: Autores (2022). 2.2.2 PRIMEIRA ORDEM Fonte: Autores (2022). 2.2.3 SEGUNDA ORDEM Fonte: Autores (2022). Dados os resultados a cima mencionados, fica comprovado que a reação é de y = 595.31x - 1080.4 R² = 0.7599 -2000.0000 -1000.0000 0.0000 1000.0000 2000.0000 3000.0000 4000.0000 5000.0000 6000.0000 0 1 2 3 4 5 6 7 8 C a( C O 2 ) Tempo (min) Ordem zero y = 1.1883x + 0.3488 R² = 0.9901 0 2 4 6 8 10 0 1 2 3 4 5 6 7 8 ln (C a( C O 2 )) Tempo (min) Primeira ordem y = -0.0793x + 0.4608 R² = 0.4225 -0.4 -0.2 0 0.2 0.4 0.6 0.8 1 1.2 1 /C a( C O 2 ) Tempo (min) Segunda ordem UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 5 de 11 primeira ordem em virtude do coeficiente de determinação ser o mais próximo de 1 (ideal), cujo R² = 0,9901. 3. CÁLCULOS TERMODINÂMICOS Para a realização dos cálculos posteriores, utilizaram-se os dados termoquímicos apresentados na Tabela 1, com valores retirados da literatura para as condições estabelecidas do processo. Tabela 01 –Dados Termoquímicos Substância 𝒗𝒊 ∆𝒈𝒇,𝟐𝟗𝟖,𝟏𝟓 ° ( 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ) ∆𝒉𝒇,𝟐𝟗𝟖,𝟏𝟓 ° ( 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ) 𝑪𝑯𝟑𝑶𝑯(𝒈) -1 -161,96 -200,66 𝑯𝟐𝑶(𝒈) -1 -228,57 -241,82 𝑪𝑶𝟐(𝒈) 1 -394,36 -393,51 𝟑𝑯𝟐(𝒈) 3 0 0 ∑ 𝑣𝑖( )𝑓 2 -3,83 48,97 Fonte: KORETSKY, M. D. Termodinâmica para Engenharia Química. Editora LTC, 2007. ed. 1999. 3.1 CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (Kc) 3.1.1 TEMPERATURA AMBIENTE ( T= 298,15 K) Conforme Koretsky (2007), a constante de equilíbrio para temperatura de 298,15K, pode ser calculada a partir da Energia de Gibbs de formação, sendo representada pela Equação 01. 𝐾298,15𝐾= 𝑒𝑥𝑝 ( −∆𝑔𝑟𝑥𝑛 ° 𝑅𝑇 ) 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 01 Para calcular a Energia de Gibbs de formação (∆𝑔𝑟𝑥𝑛 ° ) da reação (Imagem 01), multiplicam-se as energias de Gibbs de cada componente por seus coeficientes estequiométricos e, ao realizar o somatório, leva-se em consideração que o que esta sendo consumido terá o sinal negativo e o gerado terá um sinal positivo, como demonstra a Equação 02. UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 6 de 11 Imagem 01 – Reação de Oxidação do Metanol. ∆𝑔𝑟𝑥𝑛 ° = ∑ 𝑣𝑖(∆𝑔𝑓 ° )𝑖 = (∆𝑔𝑓 ° )𝐶𝑂2 + 3(∆𝑔𝑓 ° )𝐻2 − (∆𝑔𝑓 ° ) 𝐻2𝑂 − (∆𝑔𝑓 ° ) 𝐶𝐻3𝑂𝐻 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 02 Utilizando os valores informados pela Tabela 01, obteve-se o valor da Energia de formação da reação, considerando a constante universal dos gases como 8,314 J/mol.K, calcula-se, portanto, a constante de equilíbrio para temperatura de 298,15 K a partir da equação 01. 𝐾298,15𝐾 = 𝑒𝑥𝑝 ( − (−3,83 × 103 𝐽 𝑚𝑜𝑙 ) 8,314 𝐽 𝑚𝑜𝑙. 𝐾 × 298,15 𝐾 ) 𝑲𝟐𝟗𝟖,𝟏𝟓𝑲 = 𝟒, 𝟔𝟕 3.1.2 TEMPERATURA DO PROCESSO (T= 573,15 K) Para calcular a constante de equilíbrio para temperatura do processo, utiliza-se a Equação de Van’t Hoff (Equação 03), que leva em consideração a dependência de K como função da temperatura, com isso, pode-se calcular a constante de equilíbrio de qualquer reação à qualquer temperatura. 𝑙𝑛 𝐾𝑇 𝐾298,15𝐾 = −∆ℎ𝑟𝑥𝑛 ° 𝑅 × ( 1 𝑇 − 1 298,15 ) 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 03 Para determinar a Entalpia de formação (∆ℎ𝑟𝑥𝑛 ° ), aplica-se a mesma lógica utilizada para obter a Energia de Gibbs de formação, dessa forma a entalpia é calculada a partir da equação 04. ∆ℎ𝑟𝑥𝑛 ° = ∑ 𝑣𝑖(∆𝑔𝑓 ° )𝑖 = (∆𝑔𝑓 ° )𝐶𝑂2 + 3(∆𝑔𝑓 ° )𝐻2 − (∆𝑔𝑓 ° ) 𝐻2𝑂 − (∆𝑔𝑓 ° ) 𝐶𝐻3𝑂𝐻 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 04 Aplicando os valores da Tabela 01, obteve-se o valor da Energia de formação da reação. Considerando a constante universal dos gases como 8,314 J/mol.K, calcula-se a constante de equilíbrio para a temperatura de 573,15 K a partir da equação 03. 𝑙𝑛 𝐾𝑇 𝐾298,15𝐾 = − (48,97 × 103 𝐽 𝑚𝑜𝑙 ) 8,314 𝐽 𝑚𝑜𝑙. 𝐾 × ( 1 573,15 𝐾 − 1 298,15 𝐾 ) 𝑲𝟓𝟕𝟑,𝟏𝟓𝑲 = 𝟔, 𝟏𝟐 × 𝟏𝟎 𝟒 Segundo o Princípio de Le Chatelier, sempre que uma perturbação externa é imposta a um sistema em equilíbrio, esse equilíbrio será deslocado de forma a minimizar a UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 7 de 11 perturbação. Nesse contexto, a temperatura comporta-se como uma perturbação ao sistema. Baseado nisso, sabe-se que o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica, enquanto que a redução desta desloca o equilíbrio no sentido exotérmico, tal comportamento é designado pela variação de entalpia. Como apresentado na Tabela 1, a variação de entalpia (ΔH) é igual a 48,97 𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍 , ou seja, a reação absorve calor no sentido direto, sendo, portanto, titulada como endotérmica no sentido de formação de dióxido de carbono. Como mencionado anteriormente, o aumento da temperatura favorece o sentido endotérmico da reação, nesse caso, o direto, da esquerda para a direita. À vista disso, a constante de equilíbrio também irá aumentar, em virtude de que a resposta do sistema ao aumento de temperatura é a absorção de calor. Sendo o valor numérico positivo, estima-se que a concentração dos reagentes é maior que a dos produtos e a reação ainda não atingiu o equilíbrio químico, considerando o sentido direto o predominante nestas condições. 3.2 CONVERSÃO DE EQUILÍBRIO DA REAÇÃO (𝝃) 𝐶𝐻3𝑂𝐻(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑔) ↔ 𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) A partir da constante de equilíbrio, tem-se uma relação das frações molares com a pressão do sistema, como demonstra-se na equação 04. 𝐾573,15𝐾 = 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 = (𝑦𝐶𝑂2) 𝑣𝐶𝑂2 × (𝑦𝐻2) 𝑣𝐻2 (𝑦𝐶𝐻3𝑂𝐻) 𝑣𝐶𝐻3𝑂𝐻 × (𝑦𝐻2𝑂) 𝑣𝐻2𝑂 × 𝑃𝑣𝑖 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 04 As frações molares iniciais são expressas como: 𝑛𝐶𝐻3𝑂𝐻 ° = 1 𝑛𝐻2𝑂 ° = 1 𝑛𝐶𝑂2 ° = 0 𝑛𝐻2 ° = 0 O Número de moles de cada substância são descritos em relação ao grau de avanço da reação (𝜉): 𝑛𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 1 − 1𝜉 𝑛𝐻2𝑂 = 1 − 1𝜉 𝑛𝐶𝑂2 = 1𝜉 𝑛𝐻2 = 3𝜉 𝑛𝑇 = ∑ 𝑛𝑖 = 2 + 2𝜉 UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 8 de 11 As frações molares que estão expressas na Equação 04, expressam-se pelo número de moles da substância pela número de moles total, ilustrado a seguir: 𝑦𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 𝑛𝐶𝐻3𝑂𝐻 𝑛𝑇 = 1 − 1𝜉 2 + 2𝜉 𝑦𝐻2𝑂 = 𝑛𝐻2𝑂 𝑛𝑇 = 1 − 1𝜉 2 + 2𝜉 𝑦𝐶𝑂2 = 𝑛𝐶𝑂2 𝑛𝑇 = 1𝜉 2 + 2𝜉 𝑦𝐻2 = 𝑛𝐻2 𝑛𝑇 = 3𝜉 2 + 2𝜉 Utilizando-se as relações encontradas a cima, o valor da constante de equilíbrio na temperatura do sistema (𝐾573,15𝐾) e a pressão de operação de 30 bar na equação 04, foi obtido o grau de avanço da reação conhecido como conversão de equilíbrio. 6,12 × 104 = ( 1𝜉 2 + 2𝜉 ) × ( 3𝜉 2 + 2𝜉 ) 3 ( 1 − 1𝜉 2 + 2𝜉) × ( 1 − 1𝜉 2 + 2𝜉) × 302 𝝃 = 𝟎, 𝟖𝟕 Em maio de 1957, Théophile de Donder introduziu na sociedade físico-química o conceito de avanço/extensão da reação como uma grandeza que mede a extensão à qual uma reação prossegue, nada mais sendo do que a maior conversão que pode ser obtida em determinada reação reversível nas condições físicas impostas ao sistema. No problema evidenciado, a conversão máxima é de 0,87, adotando-se o comportamento de gás ideal, no entanto, em tais condições o gás não é ideal. Para trazer a solução matemática para mais próxima da realidade, a fugacidade (φ) do metanol foi utilizada como parâmetro, esta indica o quanto o comportamento de um gás se afasta do comportamento de um gás ideal, para tal, o software thermosolver foi utilizado, como demostra a Figura 01. UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 9 de 11 Figura 01: Cálculo da fugacidade do metanol para Tp: 573,15 K e Pp: 30bar. Fonte: Autores (2022). Com isso, foi possível obter uma conversão de equilíbrio mais próxima da realidade, como mostra-se abaixo. 𝝃 = 𝟎, 𝟖𝟕 × 𝟎, 𝟗𝟏𝟎𝟖 𝝃 = 𝟎, 𝟕𝟗𝟐𝟑𝟗𝟔 Independente das mudanças físicas que possam ser impostas ao sistema para afetar o equilíbrio da reação, tais como aumento da temperatura, diminuição da pressão, aumento da concentração de reagentes ou diminuição da concentração de produtos, a conversão real nunca será maior que a conversão de equilíbrio calculada de aproximadamente 0,79. Segundo Azhari et al (2022), a conversão real máxima que foi obtida no contexto prático por tais autores foi de 0,85, em virtude de vários testes com regulagem dos parâmetros essenciais, tais como temperatura e pressão, sendo essas de 300 °C e 30 bar respectivamente, consideradas por tais autores como ideais ao processo. Tal conversão prática pode ter sido arrendoda, visto que, esta não pode ser maior que a conversão de equilíbrio do sistema. 4. CÁLCULO DA MASSA DE CATALISADOR DO PBR Como mencionado anteriormente o reator utilizado para conduzir tal reação é um reator de leito fixo, cujo parâmetro calculado é a massa de catalisador em seu interior, visto que, tais catalisadores são geralmente sólidos e a reação ocorre em fase gasosa. Para tal feito foi considerada uma alimentação estequiométrica, em que não há produtos nem a presença de inertes nessa corrente. A concentração inicial de metanol foi calculada pela Lei dos gases ideias corrigida pelo coeficiente de fugacidade, e posteriormente aplicada na equação do reator de leito fixo. UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ –UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 10 de 11 𝐶𝐴0 = 𝑦𝑎0 × P 𝑅 × 𝑇𝑝 × φ 𝐶𝐴0 = 0,5 × 3 × 106𝑃𝑎 8,314 𝑃𝑎 × 𝑚3 𝑚𝑜𝑙 × 𝐾 × 573,15 𝐾 × 0,9108 𝐶𝐴0 = 286,7055 𝑚𝑜𝑙 𝑚3 Aplicando na equação do PBR e considerando reação de primeira ordem com variação do volume molar, tem-se: 𝑤 = 𝐹𝐴0 ∫ 𝑑𝑥 (−𝑟𝐴) 𝑤 = 𝐹𝐴0 ∫ 𝑑𝑥 𝑘 × 𝐶𝐴 𝑤 = 𝐹𝐴0 ∫ 𝑑𝑥 𝑘 × 𝐶𝐴0(1 − 𝑥) (1 + 𝜀𝑥) Calculando 𝜀 e substituindo, tem-se: 𝜀 = 𝑦𝐴0 × δ 𝜀 = 0,5 × (−1 − 1 + 1 + 3) 𝜀 = 1 𝑤 = 𝐹𝐴0 𝑘 × 𝐶𝐴0 ∫ 𝑑𝑥 (1 − 𝑥) (1 + 𝜀𝑥) 𝑤 = 𝐹𝐴0 𝑘 × 𝐶𝐴0 ∫ (1 + 𝜀𝑥) (1 − 𝑥) 𝑑𝑥 Adotando-se uma base de cálculo para a vazão molar (𝐹𝐴0) de 100 mols/s, tem-se: 𝑤 = 100 𝑚𝑜𝑙 𝑠 × 1 104,206 𝑔𝑐𝑎𝑡𝑎𝑙𝑖𝑠𝑎𝑑𝑜𝑟 × 𝑠 × 306,788693 𝑚𝑜𝑙 𝑚3 × 4,74349 𝑤 = 100 𝑚𝑜𝑙 𝑠 × 1 104,206 𝑔𝑐𝑎𝑡𝑎𝑙𝑖𝑠𝑎𝑑𝑜𝑟 × 𝑠 × 306,788693 𝑚𝑜𝑙 𝑚3 × 4,74349 𝒘 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟒𝟖 𝒈𝒄𝒂𝒕𝒂𝒍𝒊𝒔𝒂𝒅𝒐𝒓 × 𝒎 𝟑 5. CONCLUSÃO Por efeitos dos resultados obtidos, obteve-se valores consideráveis para a conversão UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS Página 11 de 11 de equilíbrio, levando em consideração o ajuste feito com o cálculo da fugacidade, para a não idealidade do gás de síntese. No entando, sabe-se que a conversão obtida experimente por Azhari et al (2022), foi superior a calculada para o equilíbrio, o que é impossível de obter, ademais a conversão de equilíbrio é justamente a conversão máxima que se pode alcançar. Em relação aos parâmetros cinéticos, a velocidade específica da reação aumentou conforme a temperatura foi elevada, justamente pelo aumento da temperatura deslocar o equilíbrio no sentido endotérmico, favorecendo, portanto a reação direta, de oxidação do metanol para a formação de hidrogênio molecular, como proposto. 6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS AZHARI, Noerma J.; ERIKA, Denanti; MARDIANA, St; ILMI, Thalabul; GUNAWAN, Melia L.; MAKERTIHARTHA, I.G.B.N.; KADJA, Grandprix T.M.. Methanol synthesis from CO2: a mechanistic overview. Results In Engineering, [S.L.], v. 16, p. 100711, dez. 2022. Elsevier BV. BAMPAOU, M.; HAAG, S.; KYRIAKIDES, A.-S.; PANOPOULOS, K.D.; SEFERLIS, P.. Optimizing methanol synthesis combining steelworks off-gases and renewable hydrogen. Renewable And Sustainable Energy Reviews, [S.L.], v. 171, p. 113035, jan. 2023. Elsevier BV. EICHLER, Paulo; SANTOS, Fernando; TOLEDO, Marcilio; ZERBIN, Patrícia; SCHMITZ, Guilherme; ALVES, Camila; RIES, Lúcias; GOMES, Fernando. BIOMETHANOL PRODUCTION VIA GASIFICATION OF LIGNOCELLULOSIC BIOMASS. Química Nova, [S.L.], v. 38, n. 6, p. 828-835, jul. 2015. GN1 Genesis Network. KORETSKY, M. D. Termodinâmica para Engenharia Química. Editora LTC, 2007. ed. 1999. REIS, Renan Gustavo Coelho de Souza dos. Estudo comparativo da oxidação de metanol, etanol, propanol e butanol sobre eletrocatalisadores a base de platina, suportados em carbono. 2017. 120 f. Tese (Doutorado) - Curso de Química, Universidade Federal de Goiás (Ufg), Goiânia-Go, 2017. VALADARES, Arthur Coutinho. AVALIAÇÃO DA VIABILIDADE TÉCNICO- ECONÔMICA DA ETAPA REACIONAL DA HIDROGENAÇÃO SELETIVA DE CO2 A METANOL. 2021. 45 f. TCC (Graduação) - Curso de Engenharia Química, Universidade Federal de São Carlos, São Carlos, Sp, 2021.
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