Para remover os óxidos de azoto do gás de escape de automóveis, foi proposto um sistema que utiliza o monóxido de carbono (não queimado) para reduzir o monóxido de azoto sobre partículas de catalisador nos tubos de escape dos carros, de acordo com a reação NO + . Resultados experimentais indicam que a velocidade de reação é representada por:
Considere:
Em que K1 e K2 são constantes de equilíbrio de adsorção em que intervêm o NO e CO, respectivamente.
a) Proponha um mecanismo reacional que explica a cinética observada experimentalmente.
Passo 1
Beleza, o enunciado fala de limpar NO (óxidos de nitrogênio) usando CO num catalisador no escapamento. A cinética experimental ficou assim:
Isso é conteúdo de catálise heterogênea, modelo de Langmuir–Hinshelwood. Vamos precisar dos conceitos de:
Adsorção de moléculas no sítio catalítico.
Equilíbrio de adsorção (constantes , ).
Etapa lenta de reação entre espécies adsorvidas.
Passo 2
Antes de mais nada, lembre que no modelo Langmuir–Hinshelwood a gente assume:
O gás reage depois de se “grudar” no catalisador.
Cada reação elementar pode ser: adsorção, reação no sítio, desorção.
Se as etapas de adsorção estiverem em equilíbrio, dá para usar constantes e e escrever a fração de sítios livres/ocupados.
Passo 3
Vamos propor o mecanismo elementar:
Adsorção do NO (pré-equilíbrio)
com .
Adsorção do CO (pré-equilíbrio)
com .
Reação de superfície (etapa lenta)
Aqui o é um sítio livre no catalisador. A reação lenta é a etapa 3.
Passo 4
Agora, no modelo Langmuir–Hinshelwood, a taxa da etapa lenta é proporcional à concentração (ou pressão) dos adsorvidos:
r = k3,thetarm NO,thetarm CO,
onde thetarm NO = K1,Prm NO1 + K1,Prm NO + K2,Prm CO, thetarm CO = K2,Prm CO1 + K1,Prm NO + K2,Prm CO e r = k3 ,K1,Prm NOD,K2,Prm COD = k3,K1,K2,Prm NO,Prm CO(1 + K1,Prm NO + K2,Prm CO)^2 são as frações de sítios ocupados por NO e CO.
Como estamos em equilíbrio nas adsorções:
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Bastou identificar (onde é a concentração total de sítios) para fechar com a forma dada.