Nei primi del '900 c'era tutta un'economia basata su di esso.
E' pericoloso, come l'idrogeno d'altra parte, ma seguendo tutte le precauzioni nel trattarlo in piccole quantità, come sono descritte dalla legislazione vigente, non ci dovrebbero essere problemi.
credo che sia anche quello che sviluppa la mela durante la maturazione e che (mantenendo le mele vicino all'altra frutta) fa maturare i frutti.
credo si potrtebbe produrre facilmente dell etilene mettendo delle mele dentro un contenitore collegato a un tubo con una pompa anche se la qualità nn sarebbe la stessa
volevo chiedere a nabla e a DAVY-91
quanto gas di etilene si ottiene da un litro di alcool etilico da 95°
che si trova nei supermercati a 13 euro, secondo la reazione:
Da 46,07 g di C2H6O(l) otterresti 28,05 g di C2H4(g).
Il problema, però, è che la reazione che hai scritto non è spontanea ed è endotermica a 298,15 K e 100 kPa.
Dunque,
se prendi 1 l d'etanolo a 0 °C e 100 kPa esso ha densità (fonte it.wikipedia) pari a 0,805 g/cm^3; quindi 1 l ammonta a 805 g d'etanolo ovvero a 17,47 mol = 805 g / (46,07 g/mol). Le quali si decompongono, secondo la reazione
C2H5OH --> C2H4 + H2O,
in altrettante moli di C2H4.
Se il C2H4 così prodotto lo immagazzino a 20 °C e 1 atm, sapendo che il volume molare è R*293,15°K/1atm = 24,055 l/mol ti ritroverai con 420,24 l di C2H4.
Ma attenzione! Questi conti valgono (oltre che solamente alle pressioni e temperature indicate) solo se la reazione ipotizzata è completa!
Ti ripeto che il problema di quella reazione è che essa è inversa e diventa spontanea solo ad alta temperatura (per ora non ho calcolato quale). Ma a te non basta che la reazione avvenga! Devi poi salire ulteriormente in temperatura affinché la costante d'equilibrio diventi molto grande, sennò la reazione sarà incompleta. Molto probabilmente la reazione sarà tutta in fase gassosa però la temperatura così elevata potrebbe darti problemi di termolisi...
L'immagine che hai allegato si riferisce alle reazioni inverse di queste (da en.wikipedia):
CH3CH2SO4H + H2O ? CH3CH2OH + H2SO4
C2H4 + H2SO4 ? CH3CH2SO4H.
Il problema è sempre quello: devi far avvenire delle reazioni inverse. Quindi, molto probabilmente, c'è da salire parecchio in temperatura, con tutti i problemi che ne derivano: fase gassosa, reazioni indesiderate, termolisi, incompletezza...
Concludendo, temo che il tuo schema sia un po' troppo semplificato.
il fatto che si alzi il punto di liquefazione è dato che mischiando due gas si ottiene un azeotropo che ha caratteristiche diverse (come quando si mischia acqua e alcol si abbassa il punto di ebollizione e si alza quello di congelamento, o come il ghiaccio-sale che ha un punto di fusione più basso e di congelamento più basso)
e la sua fiamma è una delle più forti per cui può fondere il tungsteno, infine si parla che questo gas non esce dalla bombole ell'ossigeno e si parla dell'idrogeno tuttavia non si parla mai del misto di idrogeno ossigeno che, anche se non ne conosco le proprietà è possibile ch abbia tutte le stesse proprietà
Ritorno un attimo sulla reazione
C2H5OH(g) --> C2H4(g) + H2O(g).
Consultando un po' di tabelle si trova che:
- la reazione è endotermica;
- la reazione sarà spontanea ad alte T;
- Kc cresce esponenzialmente al crescere linearmente della T (come prevede appunto la teoria in questo caso);
- la reazione è sfavorita da un aumento di pressione.
Per esempio, si trova che Kc = 10,75 mol/l a 600 K. In questo caso, aumentare la temperatura è doppiamente benefico perché:
1) aumenta la velocità di reazione;
2) sposta l'equilibrio chimico sempre più verso i prodotti.
Attenzione però perché a salire troppo in T potrebbero avvenire altre reazioni indesiderate o termolisi.
Invece, occorrerà un compromesso riguardo la pressione totale: un suo aumento sposterebbe l'equilibrio verso sinistra; d'altra parte, invece, velocizzerebbe il raggiungimento di tale equilibrio.
Purtroppo, per scegliere la miglior temperatura cui far avvenire la reazione, servirebbero dati sulla cinetica chimica (es. ordine di reazione, energia d'attivazione, fattore di frequenza, ...); ma non solo della reazione in esame! Anche delle eventuali reazioni competitive. Prendiamo, per esempio, la reazione
C2H5OH(g) --> CH4(g) + CO(g) + H2(g)
a 600 K. Si vede sùbito dal calcolo del ?G0 che tale reazione sarebbe termodinamicamente favorita rispetto alla
C2H5OH(g) --> C2H4(g) + H2O(g).
Sottolineo il "sarebbe". All'atto pratico bisogna vedere quale fra tutte le reazioni possibili ha la cinetica più veloce. Però io non dispongo di questi dati...
E' un'operazione semplicissima:
Si prendono parti uguali di sabbia, carbonato di sodio e ossido di piombo.
Si mettono in un crogiuolo di porcellana e si riscalda con un becco di Bunsen.
Dopo un pò si produce il vetro che può essere colato in uno stampo.
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