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.

Presentazione sul tema: "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."— Transcript della presentazione:

1 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

2 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

3 v= k[…] la velocità è data dal prodotto di concentrazioni per una costante k che sperimentalmente è data dalla seguente equazione: -E a /RT k = A e A = fattore sterico E a = energia dattivazione R = costante universale dei gas T = temperatura assoluta

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

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

9 REAZIONI ELEMENTARI avvengono in un solo atto reattivo, gli ordini di reazione coincidono con i coefficienti stechiometrici MOLECOLARITA numero di particelle coinvolte nellatto reattivo, la molecolarità coincide con lordine di reazione totale (somma dei coefficienti stechiometrici) REAZIONI COMPLESSE (SOMMA DI REAZIONI ELEMENTARI)

10 elementare 2HI V= k[HI] 2 Molecolarità 2

11 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

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16 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

17 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 = K equilibrio PUNTO DINCONTRO TRA TERMODINAMICA E CINETICA

18 Il catalizzatore è una sostanza in grado di modificare la velocità di una reazione facendone cambiare il meccanismo, modificando quindi il valore dellenergia dattivazione, 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

19 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 per liquefazione spostano l'equilibrio verso destra. Preparazione catalizzatore Fe3O4 + 4H2 3Fe + 4H2O PREPARAZIONE INDUSTRIALE DELLAMMONIACA, processo lento termodinamicamente sfavorito alle alte temperature. CATALISI ETEROGENEA

20 Il meccanismo di reazione implicato nel processo di catalisi, in base all'adsorbimento superficiale, può così riassumersi: N 2 (g) 2N ads H 2 (g) 2H ads N ads + H ads NH ads NH ads + H ads NH 2ads NH 2ads + H ads NH 3ads NH 3ads NH 3 (g).

21 K p = (p NH3 ) 2 /(p H2 ) 3 p N2 = (Pχ NH3 ) 2 /(Pχ H2 ) 3 Pχ N2 = P -2 χ NH3 2 /χ H2 3 χ N2 χ NH3 2 /χ H2 3 χ N2 aumenta allaumentare di P perchè K è costante a T costante p pressione parziale P pressione totale Χ frazione molare Lammoniaca liquefa prima a temperatura più alta di idrogeno e azoto perché è una molecola polare. La liquefazione si ottiene per espansione della miscela gassosa (azoto idrogeno ammoniaca) reale che nellespandersi si raffredda perché prende lenergia per rompere i legami intermolecolari dallenergia cinetica Lìequilibrio non si raggiunge mai causa sottrazione del prodotto.

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

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

24 Marmitta catalitica (eterogenea) Reazioni catalizzate 2CO(g) + O 2 (g) 2CO 2 (g) 2NO(g) + 2CO(g) N 2 (g) + 2CO 2 (g) 2C 6 H 6 (g) + 15O 2 12CO 2 (g) +6H 2 O(l)

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27 Catalisi omogenea

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