La termodinamica chimica si occupa della differenza di energia tra prodotti e reagenti di una reazione, identificati anche come stato finale e stato iniziale.

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1 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.

2 DEFINIZIONE di velocità di reazione
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

3 la velocità varia con le concentrazioni
Sperimentalmente si trova che….. r1 + r2 p1 + p2 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

4 Ea = energia d’attivazione R = costante universale dei gas
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

5 Da cosa dipende la velocità natura di reagenti e prodotti
concentrazioni reagenti (teoria delle collisioni “efficaci”) temperatura (influenza sul numero di collisioni efficaci)  catalizzatori

6 TEORIA DELLE COLLISIONI ___________________________
COLLISIONI EFFICACI E. di attivazione Energia cinetica numero di molecole Esistenza di una barriera

7 REAZIONI COMPLESSE (SOMMA DI 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)

8 elementare 2HI  H2 + I2 V= k[HI]2 Molecolarità 2

9 LA VELOCITA’ E’ DATA dallo stadio più lento
non elementare 2NO2Cl 2NO2 + Cl2 totale v= k1[NO2Cl] Due Stadi: NO2Cl NO2 + Cl lento v= k1[NO2Cl] molecolarità 1 NO2Cl + Cl  NO2 + Cl2 veloce v =k2[NO2Cl] [Cl] molecolarità 2 LA VELOCITA’ E’ DATA dallo stadio più lento

10 per una reazione elementare v =k[A]a[B]b v =k[C]c[D]d
aA + bB cC + dD EQUILIBRIO La REAZIONE SI ARRESTA QUANDO LE DUE VELOCITA’ DIRETTA E INVERSA SI EGUAGLIANO aA + bB cC + dD per una reazione elementare v =k[A]a[B]b v =k[C]c[D]d

11 TERMODINAMICA E CINETICA
PUNTO D’INCONTRO TRA TERMODINAMICA E CINETICA 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

12 ESEMPIO DI CATALISI POSITIVA
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

13 3 H 2 (g) + 1 N 2(g)  2 NH 3 (g) + calore
PREPARAZIONE INDUSTRIALE DELL’AMMONIACA, processo lento termodinamicamente sfavorito alle alte temperature. 3 H 2 (g) + 1 N 2(g)  2 NH 3 (g) + calore CATALISI ETEROGENEA Azoto e idrogeno reagiscono in rapporto 1:3 a temperatura ottimale tra °C e pressione ottimale di 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 Fe3O H2  3Fe + 4H2O

14 Il meccanismo di reazione implicato nel processo di catalisi, in base all'adsorbimento superficiale, può così riassumersi: N2(g) ⇄ 2Nads H2(g) ⇄ 2Hads Nads + Hads ⇄ NHads NHads + Hads ⇄ NH2ads NH2ads + Hads ⇄ NH3ads NH3ads ⇄ NH3(g) .

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16 Si devono rompere i legami di molecole non polari. H-H NN
Si devono formare i legami di una molecola polare.

17 IDROGENAZIONE n presenza di Nickel
CATALISI ETEROGENEA CH=CH- + H2 → -CH2-CH2- IDROGENAZIONE n presenza di Nickel

18 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)

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21 Catalisi omogenea

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