Práítica 6 - Cinética Heterogênea Elaíne

5/8/2018 Práítica 6 - Cinética Heterogênea Elaíne - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/praitica-6-cinetica-heterogenea-elaine 1/25

UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO

CENTRO DE TECNOLOGIA E GEOCIÊNCIAS

DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA

LABORATÓRIO DE ENGENHARIA QUÍMICA

PRÁTICA 6 – CINÉTICA HETEROGÊNEA DE REATORES

Elaíne Helena da Silva Cabral

Recife, Maio 2011

1. ResumoNesta prática trabalhou-se com uma reação heterogênea catalítica. Para

cada combinação realizada entre a massa de catalisador e a concentração doperóxido de hidrogênio, num reator em batelada, acompanhou-se o aumento



da pressão de oxigênio no sistema com o tempo em uma coluna de mercúriodeterminando assim o consumo de peróxido de hidrogênio.

2. Introdução

Reações heterogêneas são amplamente utilizadas em processosindustriais muito comuns na área de engenharia química. Faz-se, portanto,necessário o estudo de seus conceitos na formação dos alunos.

A presença de mais de uma fase de matéria durante a transformaçãoquímica classifica as reações como heterogêneas. Esse sistema normalmente écomposto por reagentes e produtos na fase líquida ou gasosa e um catalisador,que serve de sítio ativo, promovendo a reação. As leis cinéticas que regem oprocesso levam em conta, além do ato químico intrínseco, as etapas físicascomo adsorção, dessorção e transferência de massa que ocorrem justamentena interface das fases e são influenciados por fatores como temperatura,concentração de reagentes e propriedades do catalisador.

Sua eficiência pode ser avaliada por meio do estudo dos parâmetros quemais influenciam a reação. As experiências em laboratório permitem aobtenção de dados que são usados para propor equações de velocidade dereação, ou seja, o modelo da reação. Tas equações podem ser usadas para

otimizar o processo adequando o sistema para que a velocidade da etapacontroladora seja aumentada, reduzindo assim o tempo de reação.

3. Objetivos

3.1 GeraisA prática tem como objetivo estudar a cinética da reação de

decomposição do peróxido de hidrogênio catalisado por MnO2 e processada emum reator de leito de lama.

3.2 Específicos

• Determinar a cinética química, realizando a reação sob forteagitação do meio.• Determinar o efeito da camada limite, realizando a reação em

meio estático.• Estudar os efeitos das concentrações do peróxido de hidrogênio e

do catalisador.• Propor um modelo cinético para a reação.

4. Revisão Bibliográfica

Em um processo catalítico heterogêneo que envolva três fases (gás,líquido e sólido), a reação química pode ser considerada como apenas uma dasetapas da reação. O que existe, na verdade, é um mecanismo global queconduz um ou mais reagentes a produtos.Esse mecanismo engloba váriasetapas, tais como:

1) Transferência externa dos reagentes; 2) Transferência interna dosreagentes; 3) Adsorção dos reagentes; 4) Reação química; 5) Dessorção dosprodutos; 6) Transferência externa dos produtos; 7) Transferência interna dosprodutos.

Ou seja, primeiro o reagente vai sofrer transferência de massa entre asfases, adsorver na superfície do catalisador, reagir nos sítios ativos do mesmo.Formado o produto, este sofrerá a dessorção para o meio e o processo detransferência de massa entre as fases. Cada uma dessas etapas é regida porsua própria cinética de reação.



4.1 Transferência De Massa

As seguintes equações são utilizadas para quantificar os processos detransferência de massa:

N J = km (C Je-C Js) (01)

N J = - D Jm (dC J / dZ) (02)

Sendo a equação (01) para transferência externa e a equação (02) paratransferência interna, que é governada pela difusão e regida pela lei de Fick.

D Jm e km são, respectivamente, o coeficiente de difusão de J no meio m,dado em cm²/s, e o coeficiente de transferência de massa, dado em cm/s. C Je eC Js são as concentrações no fluído externo e na superfície de contato e Z adireção da difusão.

Note que ambas dependem, as equações apresentam forte dependênciada diferença de concentração.

4.2 Reação QuímicaA equação para a reação química é dada em função da concentração

dos componentes relacionada por uma constante de velocidade, k.

v = k [A]a [B]b ... [X]x (03)

Onde A, B e X representam as concentrações dos componentes e a, b ex a ordem da reação.

4.3 Adsorção – Dessorção

É a interação que ocorre na superfície de contato do componente da

fase fluída com o catalisador sólido. Tal processo pode ser quantificado pelasisotermas de Langmuir:

ii

JJJ

PK 1

PK

Σ+=θ

(04)

θ J representa a fração de sítios ativos, P J e Pi a pressão parcial docomponente J e as pressões parciais de todos os componentes passíveis deadsorção sobre o sólido. K J é a constante de equilíbrio de adsorção.

4.4 Cinética HeterogêneaDe uma maneira geral representa-se um processo heterogêneo pelo

sistema trifásico gás-líquido-sólido:



Figura 1. Etapas envolvidas em uma reação heterogênea

(a) N Jg = aglK Jgm (C Jg - C JIg) (Filme gasoso)(05)

(b) N JL = aglK JLm (C JIL - C JL) (Filme líquido)(06)

(c) N JS = alsK JSm (C JIS - C JS) (Filme sólido)(07)

(d) C JIg = H C JIL (Equilíbrio gás-sólido)(08)

(e) r J = K C JS (Reação de 1a ordem)(09)

Considerando o regime permanente:

N Jg = agl.N JL = als.N JS = r J (mol/cm3.s)(10)

Onde agl e a ls são as áreas interfaciais gás-líquido e líquido-sólido, dadasem cm2/cm3.

A partir da equação (9) tem-se acesso a expressão da velocidade globaldo processo:

r J = P J / [(1/K JGm. agl) + (H/K JLm. agl) + (H/K KLm. als) + (H/K. als)] (11)

Sendo as velocidades de cada etapa:

( )*ggglg CCak r −=(12)

( )l*

lgll CCak r −=(13

)

( )sllss CCak r −=(14

)



n

sCk r ⋅⋅η=(15)

4.5 Caso Particular

No caso da reação de decomposição da água oxigenada em presença docatalisador dióxido de manganês, tem-se um reagente na fase líquida e o outro

na fase sólida:

H O H O Ol

MnO

l g

s

2 2 2 2

2

( ) ( ) ( )

( ) → +

Onde temos a relação entre o número de moles de oxigênio formado e o deperóxido consumido durante a reação de decomposição. Neste caso,

MnO2 o sólido que será o catalisadorda reação;

V g o volume do gás formado dentrodo reservatório;

V r o volume do recipiente;

V L volume do líquido;

V s volume do sólido (V s).

Temos a seguir as equações utilizadas no cálculo da concentraçãoresidual de peróxido no reservatório:

s

s s

mV

ρ =

(16)

RT

V P n

g formadoO

formadoO

,

,2

2=

ou

RT

VPn

2O ⋅∆=∆

ou

C P

RT =

(17)

consumidoO H inicial O H residual O H nnn ,,, 222222−=

(18)

formadoOconsumidoO H nn ,, 2222=

(19)

L

formadoO

inicial O H residual O H V

nC C

,

,,

2

2222

2−=

(20)

Onde

ms massa de sólido utilizada; ρs massa específica do sólido;



formadoOn ,2

número de moles de

oxigênio formados na reação;

formadoO P ,2

pressão absoluta do

oxigênio formado no recipiente;

T a temperatura ambiente emKelvin;

residual O H n ,22

número de moles

residuais de peróxido;

nO2 é o número de moles de oxigênio

liberado (mol);∆ P a variação de pressão (atm);

V o volume do reator (L);

T a temperatura (K) do gás;

R=0.082 a constante universal dosgases (atm L/mol⋅ K);

inicial O H n ,22

número de moles inicial

de peróxido;

consumidoO H n ,22

número de moles de

peróxido consumido durante areação;

residual O H C ,22

concentração residual de

peróxido na solução;

inicial O H C ,22

concentração inicial de

peróxido na solução.

A pressão absoluta do oxigênio formado é determinada pela equaçãoabaixo:

h g P P Hg atm formadoO

∆+= ρ ,2

(21)

A equação cinética que representa melhor esse processo é:

22

22

OHS

OH

L r Mdt

dCV ⋅=−

(22)

Onde VL é o volume do líquido, CH2O2 é a concentração do H2O2, Ms é amassa de MnO2 e rH2O2 representa a velocidade da reação.

A ordem da reação pode ser encontrada utilizando-se o método integralou diferencial, e será aqui representada por c:

2222

O H c

apO H C k r ⋅=(23)

Utilizando a constante de velocidade aparente, K ap, tem-se a seguinteexpressão para o estudo da cinética da reação:

22

22O H

c

apS

O H

L C k M dt

dC V ⋅⋅=−

(24)

Considerando η =1 e n=1, tem-se:



g

lssgllglg

C

k

1

ak

1

ak

1H

ak

1

1r

+++

=

(25)

Assim, através da equação (17) pode-se concluir que:

+++

=⋅=

k ak ak H

ak

C k r

ls s gl l gl g

l ap

1111

1k com ap

c

(26)

Como o peróxido de hidrogênio encontra na fase líquida a expressãopode ser simplificada, retirando-se o termo da transferência da fase gasosapara a líquida:

k ak

C k r

ls s

l c

ap 11

1k com ap

+=⋅=

(27)

A área interfacial líquido-sólido (als) pode ser calculada partindo daaproximação de que o catalisador é uniforme e possui partículas esféricas,dessa forma, sua área passa a ser a área de uma esfera:

( )

SS

LSls

d

V/M6a

ρ=

(28)

Substituindo a equação (22) na equação (21), tem-se:

( ) k

d

V M k

C k r

S S

LS s

l c

ap 1

/6

1

1k com ap

+

⋅

=⋅=

ρ

(29)

E substituindo kap na equação da velocidade "r", encontra-se a seguinte

expressão:

1c

SS

L

S

S

C

1

k

1

r d

V

M6

k

1

r

1×

+

⋅

=

(30)

Que pode ser simplificado para:



l c

s

l

l s

s s

C k M V C

k

d

r ⋅+⋅

⋅

⋅=

11

6

1 ρ

(31)

O coeficiente de transferência de massa líquido-sólido é determinado

experimentalmente através de uma regressão linear do gráfico de velocidadede decomposição do peróxido de hidrogênio versus a massa do sólidocatalítico, onde a velocidade de reação é determinada considerando que onúmero de mols do gás oxigênio liberado é dado de modo simplificado pelaseguinte expressão:

t wk C

C

O H

O H ⋅=

22

22 0ln

(32)

Onde:

liquido

r catalisado

V

mw =

(33)

4. Procedimento Experimental

Materiais:

Agitador magnético; Cronômetro; Bomba de vácuo; Balão de fundo redondo 1L e béquer de 50mL;

Solução de H2O2 2%,2,5% e 3,0%;

MnO2 (0,5g, 0,75g e 1g);

Água destilada; Coluna de mercúrio.

Montagem Experimental:

a)b) Alimentou-se o reator com 50 mL de água destilada e 0,5g de

catalisador;c) Conectou-se o manômetro de mercúrio;d) Isolou-se o sistema e realizou-se o vácuo;e) Ligou-se o agitador magnético na posição 6;f) Adicionou-se num béquer 50 mL de H2O2 1% colocando-o na linha

de alimentação;g) Abriu-se a válvula de alimentação para passagem da H2O2

fechando-a em seguida;



h) Procedeu-se a contagem do tempo acompanhando a variação daaltura da coluna de mercúrio;

i) Encerrou-se o processo quando observado um mínimo de variaçãoda coluna de mercúrio;

j) Repetiu-se o experimento para concentração de 2,5% e 3,0% emassas de catalisador de 0,75g e 1,00g.



Figura 02: Montagem Experimental

5. Resultados e Discussão

5.1 Velocidade Da Reação Química

Para determinar a velocidade da reação química é necessário minimizaros efeitos da transferência de massa na velocidade global da reação, de formaque esta se aproxima da velocidade intrínseca da reação química. Tal efeito éobtido impondo forte agitação ao sistema, o que faz com que a camada limiteentre as fases desapareça e a resistência à difusão seja nula.

Além de servir para eliminar a camada limite, a forte agitação melhora a

velocidade da reação garantindo que toda a área superficial do catalisadorestará disponível para reação, pois impede que o mesmo se aglomere ou secompacte em apenas uma região, o que diminuiria a área de contato com ofluido.

A velocidade da reação depende além da constante da reação química, daordem da reação, que pode ser determinada pelo método da integral oudiferencial. A análise foi feita pelo método da integral considerando,inicialmente, n=1. No entanto, foi observado que, para tal valor, a expressãoda velocidade não apresentou uma boa regressão linear.

Repetiu-se o método considerando dessa vez n = 2 e a expressão da

velocidade foi bem aproximada por uma reta, mostrando que a proposta foiadequada aos dados e a linearização foi satisfatória.

Os resultados foram obtidos utilizando os dados experimentais dispostosnos anexos e com o cálculo da concentração inicial conforme mostrado nos,assim como o cálculo da concentração durante o experimento foi realizadaconsiderando-se a equação 17.

5.1 – Efeito na concentração do peróxido com massa decatalisador fixa.

Nas figuras 3a, 3b e 3c, pode ser verificada a mudança na concentração

de peróxido para a massa de catalisador utilizada e a concentração inicial doperóxido de hidrogênio utilizado.

Verifica-se que, quanto maior a concentração inicial de peróxido, menor,durante a reação, a concentração final se torna, pois conforme pode serverificado com as equações discutidas, mais peróxido reage em menos tempo,devido a grande quantidade inicial que não limita e nem dificulta a reação.

Solução de

H2O2



Embora na figura 3b se perceba que estão próximos os valores paraconcentração de 2,5 e 3,0%, devido a fatos experimentais.

A figura 3a mostra a variação quando a massa de catalisador é de 0,5g, a3b quando a massa é 0,75g e a 3c para massa 1,00g.

Figura 3a – Concentração final de H2O2 (a 2, 2,5 e 3%) em função do tempo para massade catalisador de 0,5g.

Figura 3b – Concentração final de H2O2 (a 2, 2,5 e 3%) em função do tempo para massade catalisador de 0,75g.

Figura 3c – Concentração final de H2O2 (a 2, 2,5 e 3%) em função do tempo para massade catalisador de 1,00g.

A partir das equações resultantes da linearização dos dados é possívelencontrar o valor da constante de velocidade aparente da reação, a partir dovalor da inclinação da reta. Os resultados encontram-se dispostos na tabela aseguir:

Tabela1. Constante de velocidade aparente para diversas situaçõesde reação.

2% de H2O2 2,5% de H2O2 3% de H2O2

0,50g de MnO2 9.07.10-4 6.64.10-4 5.95.10-4

0,75g de MnO2 1.135.10-3 4.75.10-4 5.95.10-4

1,00g de MnO2 6.71.10-4 5.43.10-4 7.73.10-4

Média de Kap. 9.043.10-4 5.607. 10-4 6.543. 10-4

Portanto a constante da reação será de 7, 064 x10-4 s-1, pode-se representar areação com a seguinte evolução cinética da reação:

2222

41006 4,7 O H O H C r −×=

Note que é possível observar que a velocidade de reação é maior à medidaque a concentração de H2O2 é aumentada. Da mesma forma, fixando aconcentração e variando apenas a massa do catalisador, verifica-se que aoaumentar a massa, inicialmente a velocidade também aumenta, mas depoisdiminui.

Com maior quantidade de catalisador disponível, a disponibilidade de sítiosativos é maior e, portanto, espera-se, que a reação seja propiciada. Isso só nãoacontece quando a agitação do sistema não é o suficiente para manter aspartículas sólidas dispersas. Se estiverem aglomeradas, a área superficialdisponível para reação é menor e a velocidade de reação diminui. Isso é o quepode ter ocorrido na linha relacionada à m=0.50g do Catalisador, onde avelocidade caiu, apesar disso o modelo proposto é coerente, pois os valores

encontrados não são tão dispersos, mantendo-se em concordância a ordem degrandeza de 10-4.



5.2 Efeito na concentração de gás oxigênio liberado com massa decatalisador fixa

As figuras 4a, 4b e 4c mostram o quanto varia a liberação de oxigênio dosistema quando se varia a concentração de peróxido utilizado. É coerente queseja liberado mais gás oxigênio quanto maior for à concentração do reagente

peróxido, uma vez que a concentração consumida de peróxido proporciona aformação em dobro na concentração de oxigênio, algo que é verificado atravésdas figuras abaixo.

Figura 4a – Concentração liberada de O2em função do tempo para massa de catalisador de0,50g.

Figura 4b – Concentração liberada de O2em função do tempo para massa de catalisador de0,75g.

Figura 4c – Concentração liberada de O2 em função do tempo para massa de catalisador de1,00g.

5.3 Efeito na concentração de gás oxigênio liberado comconcentração de peróxido fixa

As figuras 5a, 5b e 5c mostram o quanto varia a liberação de oxigênio dosistema quando se varia massa de catalisador no sistema. Neste caso tambémé coerente que a quantidade aumente à medida que a massa de catalisadoraumenta, mostrando que quanto mais catalisador no sistema, menor é a

energia de ativação necessária. Mas deve-se ter atenção ao fato de que há umvalor a partir do qual o catalisador não altera mais a velocidade de reação.

Figura 5a – Concentração liberada de O2em função do tempo e massa de catalisador para operóxido de concentração 2,0%.

Figura 5b – Concentração liberada de O2 em função do tempo e massa de catalisador parao peróxido de concentração 2,5%.

Figura 5c – Concentração liberada de O2em função do tempo e massa de catalisador para operóxido de concentração 3,0%.

Deve-se apenas prestar atenção para a figura 5a, onde a reação liberamais com o 0,75g de massa de catalisador, o que pode ter sido causado porerros de manipulação numérica na planilha de calculo ou através de erros noprocedimento.

5.4 – Efeito na concentração do peróxido com massa decatalisador variando.

Também é esperável que nesse caso, quanto maior for a massa decatalisador, maior seja a quantidade liberada. E é isso que ocorre, exceto para



a figura 6a, onde provavelmente ocorreu um erro em alguma parte doexperimento forçando a curva da massa igual a 0,75g ficar como mais reativado que a com 1,0g de catalisador. Na figura 6a, 6b e 6c temos a variação doperóxido com a massa do catalisador variando para as concentrações iniciaisde 2,0, 2,5 e 3,0%.

Figura 6a – Concentração de H2O2em função do tempo e massa de catalisador para operóxido de concentração 2,0%

Figura 6b – Concentração de H2O2em função do tempo e massa de catalisador para operóxido de concentração 2,5%.

Figura 6c – Concentração de H2O2em função do tempo e massa de catalisador para o

peróxido de concentração 3,0%.

5.5 Efeito da agitação

É esperado, neste tipo de reação, que o aumento da agitação influencie avelocidade da reação de modo que a mesma se torne mais rápida, devido àeliminação da camada limite, facilitando o acesso das moléculas aos sítiosativos nos catalisadores.

Entretanto a figura 7, mostra que o reagente é consumido com maiorvelocidade quando a agitação é lenta para o conjunto que tem massa decatalisador igual a 2,0g e concentração de peróxido igual a 3,0%. Assim, a taxa

de reação é maior para a agitação lenta do que a rápida, o que pode ser vistocom o maior consumo.

Figura 07 – concentração de H2O2 em função do tempo para agitação alta e baixa.

Entretanto, deve-se lembrar que agitação alta e baixo são conceitossinestésicos, isto é, dependem da capacidade de percepção de cada pessoa.Além disso, o agitador não respondia muito bem quando a agitação era ‘baixa’,ocasionando o fato que as duas agitações podem ser consideradas como ‘altas’também.

Esse tipo de resultado só tem maior validade se fossem realizadas seriesde experimento com o objetivo de gerar uma média e desvio padrão dosresultados.

6. Conclusões

Foi estudado a cinética da reação de decomposição do peróxido dehidrogênio catalisado por MnO2 e processada em um reator de leito de lama.Sob forte agitação, foi possível encontrar a constante de reação química eobservar que seu valor encontrado é coerente, indicando que, uma vez nossítios ativos do catalisador, o reagente é rapidamente transformado emproduto, indicando ser essa a etapa controladora do processo.

Além disso, a cinética química proposta para o problema foi de segundaordem em relação à concentração peróxido de hidrogênio, sofrendo influências



de sua variação e também da mudança da quantidade de massa docatalisador. A velocidade aumenta à medida que se aumenta a concentraçãotanto do MnO2 quanto do H2O2.

Quando o experimento foi realizado sem agitação foi observado maisclaramente o efeito que a camada limite exerce, a qual aumenta a resistência

à transferência de massa. Através de um modelo cinético encontramos umaconstante aparente para todos os casos estudados e foram feitas algumassuposições a respeito do regime de agitação, tínhamos portanto um regimequímico.

7. Referência Bibliográfica

- LEVENSPIEL, O, 2000, Engenharia das reações químicas, Editora EdgardBlücher LTDA, São Paulo.

- FOGLER, H. S, 1999, Elementos de engenharia das reações químicas, 3ªed.Prentice Hall.

- ABREU, C.A.M., Cinética das Reações Heterogêneas, Departamento deEngenharia Química -UFPE – Apostila de aula - Recife, 1998.

- BENACHOUR, Mohand – Cinética das Reações Heterogêneas – apostilaL.E.Q. Recife, 2004.

8. Anexos

Tabela 2: Dados adquiridos experimentalmente através do Manômetro

de Mercúriomc= 0.5 g mc= 0.75 g mc=1.00 g

∆h (cm) ∆h (cm) ∆h (cm)

t (s)

H2O2

2%

H2O2

2,5%

H2O2

3%t(s)

H2O2

2%

H2O2

2,5%

H2O2

3%t(s)

H2O2

2%

H2O2

2,5%

H2O2

3%

0 0 0 00 0 0 0 0 0 0 0

5 1.2 2 2.2

5 2.8 2 2.4 5 2.6 2.6 4.6

10 2.4 3 3 10 4.8 3 4 1 4.2 4.2 8



0

15 3.6 3.8 3.8

15 6.6 4 5.215 5.2 5.6 9

20 4.6 4.2 4.2

20 8.4 4.6 6.22

0 6 6.6 9.6

25 5.6 4.4 4.8

25 9.8 5.2 7.225 6.2 7.2 10.2

30 6.2 4.8 5

30 11.2 5.6 7.830 6.4 7.6 10.6

35 6.8 5 5

35 12.4 5.8 8.435 6.6 8 10.8

40 7.2 5.2 5.240 13.2 6 8.8

4

0 6.6 8.2 10.8

45 7.6 5.4 5.2

45 14.2 6.2 945 6.6 8.4 10.8

50 8 5.6 5.2

50 15 6.4 950 - 8.4 -

55 8.2 5.6 -

55 15.6 6.6 955 - 8.4 -

60 8.6 5.6 -60 16 6.6 - - - - -

65 8.8 - -65 16.2 6.6 - - - - -

70 9 - -70 16.4 - - - - - -

75 9 - -75 16.6 - - - - - -

80 9 - -80 16.8 - - - - - -

- - - -85 17 - - - - - -

- - - - 90 17 - - - - - -

- - - -95 17 - - - - - -

Tabela 3: Dados sob baixa agitação adquiridos experimentalmenteatravés do Manômetro de Mercúrio

mc = 0.5g

H2O 3%t (s) ∆h

0 0



5 3.610 5.215 8.220 10.225 12

30 13.635 15.440 16.845 18.450 19.455 2160 22.265 23.270 2475 24.6

80 25.285 25.690 2695 26.2100 26.4105 26.4

110 26.4

Tabela 4: Dados Utilizados para os cálculos Efeito da

concentração de H2O2 (2,00%) X Tempo, para m = 0,5g

Cinética Heter

massa catalisaTabela 5: Cálculos para Efeito da concentração de H2O2 (2%) X

Tempo com m = 0,5g



t (s) Altura (cconcentraç

5 1.2

10 2.415 3.6

20 4.625 5.6

30 6.235 6.8

Tabela 6: Dados Utilizados para os cálculos Efeito daconcentração de H2O2 (2,50%) X Tempo, para m = 0,5g

CinéticaHeterogêne

massacatalisador=

concentraçãoH2O2=

Tabela 7: Cálculos para Efeito da concentração de H2O2 (2,5%) XTempo com m =0,5g



t (s)

Altura

(cm)

0 0

5 210 3

15 3.820 4.2

25 4.4


Cinética Heterogê

massa catalisador

concentração H2O2 =




t (s)

Altura

(cm)

0 05 2.2

10 3

15 3.820 4.2


Cinética Heterogê

massa catalisador

concentraçãoH2O2=

Tabela 11: Cálculos para Efeito da concentração de H2O2 (2,0%) X

Tempo com m =0,75g



t (s)

Altura

(cm)

concent

ão 2%

0 0

5 2.8

10 4.8

15 6.6

20 8.425 9.8


Cinética Heterog

massa catalisadoconcentração H2O2




t (s)

Altura

(cm)

concent

0 0

5 2

10 3

15 4

20 4.625 5.2


CinéticaHeterogêne

massacatalisador=

concentraçãoH2O2=


t (s)

Altura(cm)



Tabela 14: Cálculos Efeito da Agitação Baixa (3,0%) X Tempo, param = 0,5g

mc = 0.5H2O 3%

0 0

5 3.6

Agitação baixa


Cinética Heterog

massa catalisado

concentração H2O2




Altura(cm)

0 05 2.6

10 4.215 5.2

20 625 6.2


CinéticaHeterogê

massacatalisador

concentraçãoH2O2=




t (s)

Altura

(cm)

0 05 2.6

10 4.215 5.6

20 6.6


Cinética Heter

massa catalisad

concentração H2

Tabela 20: Cálculos para Efeito da concentração de H2O2 (3,0%) X

Tempo com m =1,0g



A l t u( c m

0 0

5 4 . 61 0 8

Práítica 6 - Cinética Heterogênea Elaíne

Documents

Transcript of Práítica 6 - Cinética Heterogênea Elaíne