Trabalho de Cinética MEN - M3

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UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ – UNIVALI 
ESCOLA DO MAR, CIÊNCIA E TECNOLOGIA 
DISCIPLINA: CINÉTICA DE REATORES QUÍMICOS 
 
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Data: 14 de dezembro de 2022 
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 
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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
) 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 01 
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) 
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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) 
 
 
 
 
 
 
 
Tempo (min) Ca 
0 1 
1 5 
2 18 
3 60 
4 163 
5 733 
6 2183 
7 3443 
8 5101 
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2.2.1 ORDEM ZERO 
 
Fonte: Autores (2022). 
 
2.2.2 PRIMEIRA ORDEM 
 
 Fonte: Autores (2022). 
2.2.3 SEGUNDA ORDEM 
 
 Fonte: Autores (2022). 
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
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 Dados os resultados a cima mencionados, fica comprovado que a reação é de 
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, 
podeser calculada a partir da Energia de Gibbs de formação, sendo representada pela 
Equação 02. 
𝑲𝟐𝟗𝟖,𝟏𝟓𝑲 = 𝒆𝒙𝒑 (
−∆𝒈𝒓𝒙𝒏
°
𝑹𝑻
) 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 02 
 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 
03. 
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Imagem 01 – Reação de Oxidação do Metanol. 
∆𝒈𝒓𝒙𝒏
° = ∑ 𝒗𝒊(∆𝒈𝒇
° )𝒊 = (∆𝒈𝒇
° )𝑪𝑶𝟐 + 𝟑(∆𝒈𝒇
° )𝑯𝟐 − (∆𝒈𝒇
° )
𝑯𝟐𝑶
− (∆𝒈𝒇
° )
𝑪𝑯𝟑𝑶𝑯 
 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 03 
 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 02. 
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 04), 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 04 
 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 05. 
∆ℎ𝑟𝑥𝑛
° = ∑ 𝑣𝑖(∆𝑔𝑓
° )𝑖 = (∆𝑔𝑓
° )𝐶𝑂2 + 3(∆𝑔𝑓
° )𝐻2 − (∆𝑔𝑓
° )
𝐻2𝑂
− (∆𝑔𝑓
° )
𝐶𝐻3𝑂𝐻
 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 05 
 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 04. 
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 
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 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 
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 06. 
𝐾573,15𝐾 =
𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒
=
(𝑦𝐶𝑂2)
𝑣𝐶𝑂2 × (𝑦𝐻2)
𝑣𝐻2
(𝑦𝐶𝐻3𝑂𝐻)
𝑣𝐶𝐻3𝑂𝐻 × (𝑦𝐻2𝑂)
𝑣𝐻2𝑂
× 𝑃𝑣𝑖 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 06 
 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 
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𝒏𝑻 = ∑ 𝒏𝒊 = 𝟐 + 𝟐𝝃 
 As frações molares que estão expressas na Equação 06, 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 06, 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 02. 
 
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 Figura 02: Cálculo da fugacidade do metanol para Tp: 573,15 K e Pp: 30 bar. 
Fonte: Autores (2022). 
 
Com isso, foi possível obter uma conversão de equilíbrio mais próxima da realidade, 
como mostra-se abaixo. 
𝜉𝑟𝑒𝑎𝑙 = 𝜉 × 𝜑 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 07 
𝜉𝑟𝑒𝑎𝑙 = 0,87 × 0,9108 
𝜉𝑟𝑒𝑎𝑙 = 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 produtosnem 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. 
 
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𝑪𝑨𝟎 =
𝒚𝒂𝟎 × 𝐏
𝑹 × 𝑻𝒑
× 𝜑 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 08 
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)
 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 09 
𝒘 = 𝑭𝑨𝟎 ∫
𝒅𝒙
𝒌 × 𝑪𝑨
 
𝒘 = 𝑭𝑨𝟎 ∫
𝒅𝒙
𝒌 ×
𝑪𝑨𝟎(𝟏 − 𝒙)
(𝟏 + 𝜺𝒙)
 
Calculando 𝜺 e substituindo, tem-se: 
𝜺 = 𝒚𝑨𝟎 × 𝜹 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 10 
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 
 
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5. CONCLUSÃO 
 Por efeitos dos resultados obtidos, obteve-se valores consideráveis para a conversão 
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.