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Cinetica chimica

Cinetica chimica. Cinetica chimica. N 2 ( g ), O 2 ( g ), CO 2 ( g ). auto catalizzata. auto non catalizzata. Ossidi d’azoto Idrocarburi incombusti (gassosi o come PM10) Ossido di carbonio. 2 NO 2 ( g )  N 2 ( g ) + 2 O 2 ( g )  G ° = -102,58 kJ mol -1

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Cinetica chimica

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Presentation Transcript

  1. Cinetica chimica Cinetica chimica

  2. N2(g), O2(g), CO2(g) auto catalizzata auto non catalizzata Ossidi d’azoto Idrocarburiincombusti (gassosi o come PM10) Ossido di carbonio 2 NO2(g) N2 (g) + 2 O2(g) G° = -102,58 kJ mol-1 C6H6(g) + 15/2 O2(g)  6 CO2(g) + 3 H2O(l) G° = -3207,36 kJ mol-1 2 CO(g) + O2(g)  2 CO2(g) G° = -514,42 kJ mol-1 Le reazioni di consumo degli inquinanti sono spontanee, ma lentissime!

  3. La TERMODINAMICA permette di stabilire se la reazione è possibile e le quantità di sostanze chimiche che reagiscono per raggiungere lo stato di equilibrio. La CINETICA permette di stabilire quali fattori influenzano il tempo necessario al sistema per raggiungere lo stato di equilibrio. REAZIONE CHIMICA

  4. [CO] [CO2] [O2] [O2] d[O2] d[CO] d[CO2] d[CO] concentrazione = 2 = - dt dt dt dt [CO] [CO2] tempo Velocità di reazione a temperatura costante 2 CO(g) + O2(g)  2 CO2(g)

  5. In generale: a A + b B  c C + d D Definizione di velocità di reazione chimica H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g) N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)

  6. Quali fattori influenzano la velocità di una • reazione chimica? • Temperatura • Concentrazione dei reagenti • Catalizzatori

  7. Effetto della concentrazione: Reagenti  Prodotti Reagenti  Prodotti velocità globale = velocità in avanti – velocità indietro velocità in avanti velocità iniziale La velocità iniziale dipende dalle concentrazioni dei reagenti. Con quale legge?

  8. costante di velocità ordine di reazione (empirico) Legge cinetica a A + b B  c C + d D v = k [A]m[B]n m + n = ordine totale di reazione

  9. v v k = [N2O5] [N2O5] Reazione del primo ordine N2O5(g)  2 NO2(g) + ½ O2(g) v = k [N2O5]

  10. v v v k = [C2H6]2 [C2H6] [C2H6]2 Reazione del secondo ordine C2H6(g)  2 CH3(g) v = k [C2H6]2

  11. [H2PO2-] = cost. [OH-] = cost. v v [H2PO2-] [OH-]2 Reazione del terzo ordine H2PO2-(aq) + OH-(aq)  HPO3-(aq) + H2(g) v = k [H2PO2-][OH-]2

  12. log v pendenza = 3/2 log [C2H4O] C2H4O(g)  CH4(g) + CO(g) v = k [C2H4O]3/2

  13. sembrerebbe ragionevole che: velocità di reazione probabilità che i reagenti s’incontrino  A + B  prodotti v  [A] [B] A + A + B  prodotti v  [A]2 [B] a A + b B  prodotti v  [A]a [B]b perché la legge cinetica non è così?

  14. k1 NO2(g) + F2(g)  NO2F(g) + F(g) k2 NO2(g) + F(g)  NO2F(g) 2 NO2(g) + F2(g)  2 NO2F(g) v = kosservata [NO2][F2] In effetti questa reazione (come la maggior parte delle reazioni chimiche) avviene attraverso una sequenza di reazioni elementari (Meccanismo): se k1 << k2 allora kosservata  k1

  15. Equilibrio chimico 2 NO(g) ⇄N2O2(g) vdiretta = kdiretta [NO]2 2 NO(g)  N2O2(g) vinversa = kinversa [N2O2] N2O2(g)  2 NO(g) all’equilibrio vdiretta = vinversa

  16. Effetto della temperatura: Svante August Arrhenius Wijk (Svezia), 1859 – Stoccolma, 1927 lnk k 1/T T Alla aumentare della temperatura, la costante di velocità di una reazione chimica aumenta sempre.

  17. Energia di attivazione Orientazione Massa ridotta delle specie Distanza dei nuclei … Effetto della temperatura:

  18. Hreaz lnk Eatt reagenti prodotti 1/T stato di transizione

  19. O O N C O O 132 kJ mol-1 + C O O N O 358 kJ mol-1 226 kJ mol-1 + C O O N NO2(g) + CO(g)  NO(g) + CO2(g)

  20. Eatt con il catalizzatore Catalisi: un catalizzatore non reagisce chimicamente, ma cambia solo l’energia dello stato di transizione. stato di transizione Eatt reagenti Hreaz prodotti

  21. C2H4(g) + H2(g)  C2H6(g) C2H4(g) + H(g)  C2H5(g) C2H5(g) + H(g)  C2H6(g) H H Come agisce un catalizzatore? H2(g)

  22. INQUINAMENTO DA GAS DI SCARICO NEI PROCESSI DI COMBUSTIONE (centrali termiche, motori a combustione, etc.) La combustione di idrocarburi produce:H2O e CO2 • Ma in condizioni estreme di temperatura e pressione (come nei motori) produce anche: • composti organici volatili • ossido di carbonio, CO • ossidi d’azoto, NOx

  23. Gli ossidi d’azoto (principalmente NO e NO2) sono composti instabili che si decompongono lentamente e possono reagire con l’ossigeno dell’aria: 2 NO + O2 2 NO2 NO2 + O2 NO + O3

  24. Reazioni per distruggere questi gas di scarico inquinanti: 2 CO + O2 2 CO2 CxHy + a O2 b CO2 + c H2O 2 NO  O2 + N2 2 NO2 2 O2 + N2 Sono reazioni spontanee, ma molto lente. Per renderle veloci occorre un catalizzatore.

  25. composti organici volatili, ossidi d’azoto, CO marmitta catalitica H2O, N2, CO2

  26. Marmitta Catalitica

  27. Platino(ottimo catalizzatore per le ossidazioni) Rodio(ottimo catalizzatore per le riduzioni) Attenzione! Alcuni metalli (come il Piombo) possono “avvelenare” il catalizzatore. Al2O3

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