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Titolo: Reazione "strana" di metanizzazione

Perdonate la probabile assurdità della domanda, ma per curiosità, esiste 
nella pratica una reazione di metanizzazione di questo tipo : CO + 2 H2 = 
CH4 + 1/2 O2, e se sì a che condizioni di p,T potrebbe avvenire ?
 
La mia curiosità è più che altro capire se esistano reazioni di 
metanizzazione diverse da quelle più note a partire da CO e CO2 (tipo CO + 
3H2 o CO2 + 4 H2, ecc...), ma che abbiano un più favorevole rapporto sia in 
metano/CO o CO2 (che vuol dire meno materia prima eventualmente consumata 
come carbone, biomassa, ecc...) sia come metano/idrogeno (come prima, oppure 
un ridotto consumo di energia/elettricità da introdurre eventualmente dall' 
esterno, se mai si prevedesse una tale configurazione) 
 

 una tale configurazione)
 
 
-- 
1) Resistere, resistere, resistere.
2) Se tutti pagano le tasse, le tasse le pagano tutti
Soviet_Mario - (aka Gatto_Vizzato)
 

 ... credo di non avere colto il punto ...
 
ovvio, non pretendevo che si producesse piï¿œ di 1 mol di CH4 per 1 di CO o 
CO2 ma chi vi fossero (globalmente, non contemporaneamente) rapporti 
favorevoli metano/carbonio ed idrogeno (quindi energia)/metano; per es. : 
una reazione che ho trovato (di nuovo non so a che p, T avvenga) CO + H2 = 
0,5 CH4 + 0,5 CO2 ha un rapporto metano/CO apparentemente scadente ma alla 
fine uno H2/CH4 migliore della sua "gemella" CO + 3 H2 = CH4 + H2O. Alla 
fine, come tutte le cose, ï¿œ una questione di compromessi 
 

 cose, è una questione di compromessi
 
però questa sarebbe più green ...
Se hai voglia, segnalami la pagina di quella reazione


 Se hai voglia, segnalami la pagina di quella reazione
 
 
purtroppo non ho nessun link, l' ho letta appena di sfuggita. cmq come 
dicevo il "green" dipende da cosa hai a disposizione e cosa vuoi ottenere !
Per es. la reazione iniziale CO + 2 H2 = CH4 + 1/2 O2, ammesso che avvenga a 
condizioni operative accettabili, avrebbe il contemporaneo vantaggio di un 
consumo minimo di idrogeno ed una produzione max di metano con la produzione 
di ossigeno sempre utile in processi puliti di gassificazione
 


 
eh ... però questa variante non torna :)


> avendo un bilancio in entropia svantaggioso. La termodinamica dice niet.
 
mah, dai dati termodinamici che ho, se non sbaglio i conti, la reazione 
sarebbe spontanea a t> 450 ï¿œC, che ï¿œ alta ma non improponibile (oltre che ad 
alte pressioni, essendo reaz a diminuzione di moli)
 

 ad alte pressioni, essendo reaz a diminuzione di moli)
 
rifacendo adesso i calcoli (sempre che non abbia sbagliato di nuovo) mi 
viene invece una temp di equil > 1000 °C, se corretto in effetti non ha il 
minimo senso sprecare tutto quel calore per una reazione alla fine così poco 
comoda, per giunta alle + alte pressioni...come non detto ! 
 

 diminuzione di moli)
 
uhm ... ma di quale stai parlando ?
Io mi riferisco a
CO + 2 H2 = CH4 + 1/2 O2
 
che è straordinariamente svantaggiosa in condizioni 
umanamente concepibili (magari a 10 milioni di atmosfere no 
... ma immagino che non verrà mai misurata)


 misurata)
 
no, infatti, vedi mio altro post di correzione (salvo altri errori 
ulteriori) 
 


non l'ho visto, strano.
Ma la correzione consisteva nel fatto che c'era qualche 
errore nella scrittura stechiometrica della reazione (se si, 
qual era ?) o nel fatto che ti sei reso conto che è una 
reazione non spontanea in qualsiasi condizione termodinamica 
concepibile ? Se è la prima, magari riposta la scrittura 
della reazione giusta (non ne so molto delle metanizzazioni).
 
 
BTW. Di recente ho incontrato (Carey-Sundberg del '90) 
alcune reazioni isodesmiche in cui questo metano spiccava 
sempre per stabilità peculiare (parlo cmq di reazioni a 
tonalità termica bassa).
 
Una che potrebbe colpire i chimici è, penso :
 
H2C=O + H2C=CH2
------------------
H2CH2 + O=C=CH2
 
ossia la formazione di metano riesce a trascinare la sintesi 
del "chetene", che non è certo un mostro di stabilità.
Però ora non si menzionava il PERCORSO di reazione 
(sfruttando la legge di Hess può darsi che fosse una 
sequenza opportuna di reazioni diverse e non una unica 
multistadio, quindi pur avendo valore termodinamico, non 
corrisponderebbe a un processo reale).
 
Ciao


 giusta (non ne so molto delle metanizzazioni).
 
onestamente non so che intendi di preciso per condizioni termodinamiche, dai 
ricordi di chimica io ho calcolato la temp di equilibrio della reazione con 
la nota formula sull' energia libera : delta G = delta H° - T*delta S°, da 
cui viene un t > 1000 °C (ma magari non è corretto...) 
 

 viene un t > 1000 °C (ma magari non è corretto...)
 
 
Ma tu che valori hai di DH° ? E quali sono i singoli valori 
di entropie che hai usato ?
 
Perché il fatto è che, anche senza usare numeri :
DH > 0
DS < 0
Sicche il segno di DG è sempre maggiore di zero a qualunque 
T e non intercetta mai l'asse "di equilibrio" DG = 0.
Come possa passare in negativo lo ignoro.
 
Se poi si usa qualche equazione più raffinata, che considera 
come H ed S dipendano dalla pressione (specie in stati 
condensati), allora magari qualcosa cambia segno quel tanto 
che basta. Ma assumendo, cosa lecita per discreti intervalli 
di T, l'entalpia e l'entropia costanti, mi risulta DG sempre 
 > 0 a qualsiasi T, ossia reazione mai spontanea .... boh


intercetta mai l'asse "di equilibrio" DG = 0.
 
probabilmente ho fatto un bel po' di confusione, adesso do un' 
occhiata...cmq se è così ancora peggio... 
 

 non mi torna ... mi riposti di nuovo i conti ?
 
allora in quei giorni quando ho iniziato il post avevo un infortunio al 
polso, quindi non ero proprio al max della mia luciditï¿œ, adesso 
ricontrollando i calcoli giusti sono : delta S = (186,3 + 1/2*205,2 - 
2*130,7 - 197,7) J/(mol*K) = - 170, 2 J/(mol*K), per cui l' unica 
possibilitï¿œ che ci sia una temp T non negativa di equil ï¿œ che anche il delta 
H sia negativo, il che ï¿œ assurdo essendo una reazione chiaramente 
endotermica. Idea bocciata da cestinare, quindi, l' unica opzione 
realistica, se il metano ï¿œ davvero il prodotto desiderato, rimane la vecchia 
strada da gassificazione CO + 3 H2 = CH4 + H2O (o secondariamente come 
praticabilitï¿œ/complessitï¿œ partendo dalla CO2 : CO2 + 4 H2 = CH4 + 2 H2O)