N2O4 2 NO2 d[N2O4] d[NO2] V = - = 1/ 2 dt dt V = k [N2O4]n k, costante specifica di velocità, aumenta all’aumentare della temperatura. n, ordine.

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3 N2O4 2 NO2 d[N2O4] d[NO2] V = - = 1/ 2 dt dt V = k [N2O4]n
k, costante specifica di velocità, aumenta all’aumentare della temperatura. n, ordine di reazione, si determina sperimentalmente e dipende dal meccanismo della reazione.

4 Velocità di reazione a A + b B + ... → c C + d D + ...
definizione di v equazione cinetica v = k [A]m[B]n... v velocità di reazione k costante di velocità m,n ordini di reazione m+n+... ordine di reazione totale

5 La velocità dipende da ... concentrazione dei reagenti temperatura
non dei prodotti temperatura la costante cinetica k aumenta con la temperatura per quasi tutte le reazioni; per molte reazioni raddoppia ogni 10°C di aumento della temperatura catalizzatori

6 Ordine di reazione v = k [A]m[B]n...
Gli ordini di reazione m,n si determinano sperimentalmente non sono uguali ai coefficienti stechiometrici m = 1 v proporzionale a c m = 2 v proporzionale al quadrato di c m = 0 v indipendente da c

7 Reazioni del 1° ordine A → prodotti [A]t = [A]0e-kt
la concentrazione diminuisce con legge esponenziale raddoppiando la concentrazione, la velocità raddoppia il tempo di dimezzamento è costante

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9 Reazioni del 2° ordine A → prodotti
raddoppiando la concentrazione, la velocità quadruplica la concentrazione diminuisce molto lentamente quando rimane poco reagente

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11 Velocità ed equilibrio
All'equilibrio, le reazioni diretta e inversa hanno la stessa velocità A + B ⇆ C + D A + B → C + D velocità diretta = k[A][B] C + D → A + B velocità inversa = k'[C][D] all'equilibrio k[A][B] = k'[C][D]

12 Meccanismi di reazione
La maggior parte delle reazioni si svolge attraverso una successione di reazioni elementari La molecolarità di una reazione elementare dice quante specie reagenti partecipano allo stadio in esame La molecolarità è quasi sempre < 3 Per una reazione elementare, l'ordine di reazione è dato dalla molecolarità

13 2 NO + O2 → 2 NO2 velocità sperimentale v = k [NO]2[O2]
fase 1 (veloce) 2 NO→N2O2 v1=k1[NO]2 N2O2→2 NO v1'=k1'[N2O2] v1 = v1' fase 2 (lenta) O2 + N2O2→2 NO2

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15 Ea = energia di attivazione A = fattore pre-esponenziale
Equazione di Arrhenius ln k = ln A – Ea /(RT) Ea = energia di attivazione A = fattore pre-esponenziale Determinazione grafica di Ea

16 Velocità e Temperatura
ln k = ln A - Ea/RT k = A e-Ea/RT A fattore pre-esponenziale Ea energia di attivazione

17 Teoria degli urti k = A e-Ea/RT
Due molecole, per reagire, si devono urtare L'urto non è sempre efficace Se l'orientazione non è giusta, l'urto non è efficace A misura il n. di urti con orientazione giusta Se l'urto non ha energia > Ea non è efficace

18 (a) Orientazione corretta Reazione (se Ec è sufficiente )
b (b) Orientazione sbagliata Nessuna reazione

19 Energia potenziale ( 10-21 J ) Coordinata di reazione
Ea = 126x10-21 J E = 63x10-21 J Coordinata di reazione

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21 Influenza della temperatura sulla velocità di reazione

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24 Ea E’a E’a  Ea A + B AB Reazione non catalizzata
Reazione catalizzata da C E’a E’a  Ea

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