la termodinamica chimica si occupa della differenza di energia tra prodotti e reagenti di una...
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La termodinamica chimica si occupa della differenza di energia tra prodotti e reagenti di una reazione,
identificati anche come stato finale e stato iniziale di una trasformazione.
La cinetica chimica si occupa della velocità con cui la reazione procede. Da misure di velocità di reazione si
può arrivare a capirne il meccanismo a livello atomico.
aA + bB → pP + qQ
V = -1/a x d[A]/dt = -1/b x d[B]/dt =1/p x d[P]/dt =1/q x d[Q]/dt
DEFINIZIONE di velocità di reazione
r1 + r2 p1 + p2
Sperimentalmente si trova che…..
la velocità varia con le concentrazioni
v= k[r1]n [r2]m
n,m= ordini di reazione,
somma degli ordini di reazione dei singoli reagenti= ordine di reazione totale
v= k[…]
la velocità è data dal prodotto di concentrazioni per una costante k che
sperimentalmente è data dalla seguente equazione:
-Ea/RT k = A e
A = fattore sterico
Ea = energia d’attivazione
R = costante universale dei gas
T = temperatura assoluta
Da cosa dipende la velocità
•natura di reagenti e prodotti
•concentrazioni reagenti (teoria delle collisioni “efficaci”)
•temperatura (influenza sul numero di collisioni efficaci)
•catalizzatori
Esistenza di una barriera
TEORIA DELLE COLLISIONI
E. di attivazione Energia cinetica
numero di molecole
COLLISIONI EFFICACI
___________________________
REAZIONI ELEMENTARI
avvengono in un solo atto reattivo, gli ordini di reazione coincidono con i coefficienti stechiometrici
MOLECOLARITA’ numero di particelle coinvolte nell’atto reattivo, la molecolarità coincide con l’ordine di
reazione totale (somma dei coefficienti stechiometrici)
REAZIONI COMPLESSE (SOMMA DI REAZIONI ELEMENTARI)
elementare
2HI
V= k[HI]2
Molecolarità 2
non elementare2NO2Cl 2NO2 + Cl2 totale
v= k1[NO2Cl]
Due Stadi:NO2Cl NO2 + Cl lento v= k1[NO2Cl]
molecolarità 1NO2Cl + Cl NO2 + Cl2 veloce v =k2[NO2Cl]
[Cl] molecolarità 2
LA VELOCITA’ E’ DATA dallo stadio più lento
aA + bB cC + dD
per una reazione elementare
v =k[A]a[B]b v =k[C]c[D]d
EQUILIBRIO
La REAZIONE SI ARRESTA QUANDO LE DUE VELOCITA’
DIRETTA E INVERSA SI EGUAGLIANO
aA + bB cC + dD
v =k[A]a[B]b =v =k[C]c[D]d
k[A]a[B]b =k[C]c[D]d
k/ k = [C]c[D]d /[A]a[B]b = Kequilibrio
PUNTO D’INCONTRO TRA
TERMODINAMICA E CINETICA
Il catalizzatore è una sostanza in grado di modificare la velocità di una reazione facendone cambiare il meccanismo, modificando quindi il valore dell’energia d’attivazione, la barriera da superare, IN Più O IN MENO, CATALISI POSITIVA O NEGATIVA. Teoricamente si recupera inalterato alla fine della reazione.
ESEMPIO DI
CATALISI POSITIVA
3 H 2 (g) + 1 N 2(g) 2 NH 3 (g) + calore
Azoto e idrogeno reagiscono in rapporto 1:3 a temperatura ottimale tra 350-550 °C e pressione ottimale di 140-320 atm utilizzando magnetite (ferro) quale promotore della catalisi. La reazione consiste in un equilibrio chimico in fase gassosa descritto dall'equazione stechiometrica. La reazione è esotermica e sviluppa 92,4 kJ/mol. Le alte pressioni adoperate e la sottrazione dal reattore dell'ammoniaca prodotta spostano l'equilibrio verso destra.
Preparazione catalizzatore Fe3O4 + 4H2 3Fe + 4H2O
PREPARAZIONE INDUSTRIALE DELL’AMMONIACA, processo lento termodinamicamente sfavorito alle alte
temperature.
CATALISI ETEROGENEA
Il meccanismo di reazione implicato nel processo di catalisi, in base all'adsorbimento superficiale, può così riassumersi:
•N2(g) 2N⇄ ads
•H2(g) 2H⇄ ads
•Nads + Hads NH⇄ ads
•NHads + Hads NH⇄ 2ads
•NH2ads + Hads NH⇄ 3ads
•NH3ads NH⇄ 3(g)
.
Si devono rompere i legami di molecole non polari.
H-H NN
Si devono formare i legami di una molecola polare.
N
HH H
CH=CH- + H2 → -CH2-CH2-
IDROGENAZIONE n presenza di Nickel
CATALISI ETEROGENEA
Marmitta catalitica (eterogenea)
Reazioni catalizzate
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
2NO(g) + 2CO(g) → N2(g) + 2CO2(g)
2C6H6(g) + 15O2 → 12CO2(g) +6H2O(l)
S + O2 → SO2 + cal SO2 + ½ O2 → SO3 + cal lenta SO3 + ½ H2O → H2SO4 catalisi omogenea NO + ½ O2 → NO2 SO2 + NO2 → SO3 + NO
Catalisi omogenea