5. Общие закономерности химических процессов
5.1. Понятие о химическом процессе
Химико-технологическим процессом, как было показано ранее, называют сочетание связанных друг с другом и проводимых в определенной последовательности химических, физико-химических, физических и механических операций с целью получения конечного продукта. Собственно химический процесс – это вторая и главная подсистема ХТС. Эффективность его требует соблюдения некоторых условий, содержание которых определяется технологическим режимом.
Технологический режим – это совокупность параметров, обеспечивающих устойчивое и максимально эффективное проведение химического процесса.
Параметром технологического процесса называют величину, характеризующую один из показателей режима работы аппарата. Как правило, параметр – это величина, позволяющая дать количественную оценку работы аппарата. Основными параметрами химического процесса являются температура, давление, соотношение реагентов, их расход в единицу времени, время контакта, объемная скорость подачи сырья, активность катализатора, коэффициент рециркуляции, сила тока, напряжение. Сочетание оптимальных параметров позволяет вести процесс с максимально возможными выходом и качеством целевого продукта с высокой скоростью и минимальной себестоимостью.
5.2. Классификация химических реакций
Как было уже указано, химический процесс составляет главную подсистему – химическое превращение сырья. Химические реакции классифицируют по ряду признаков.
1. По фазовому состоянию реакционной системы. В зависимости от того, одну или несколько фаз образуют реагенты и продукты реакции, химические реакции делят на гомофазные или гетерофазные.
Гомофазными называют реакции, в которых исходные реагенты, стабильные промежуточные продукты и продукты реакции находятся в пределах одной фазы.
Гетерофазными называют реакции, в которых исходные реагенты, стабильные промежуточные продукты и продукты реакции образуют более чем одну фазу.
2. По месту протекания реакции классифицируют на гомогенные (протекают в объеме одной фазы) и гетерогенные (протекают на поверхности раздела фаз).
Понятия «гомогенная» и «гетерогенная» реакции не совпадают с понятиями «гомофазный» и «гетерофазный» процессы. Гомогенность и гетерогенность реакции отражает в определенной степени ее механизм: протекает ли реакция в объеме какой-то одной фазы или на поверхности раздела фаз. Гомофазность и гетерофазность процесса позволяют лишь судить о фазовом составе участников реакции. Например, протекающий в растворе процесс нейтрализации кислоты щелочью – это гомофазный гомогенный процесс. Каталитический синтез аммиака – это гомофазный гетерогенный процесс. Окисление углеводородов в жидкой фазе газообразным кислородом – это гетерофазный процесс, но протекающая химическая реакция является гомогенной. Наконец, реакция получения гашеной извести (5.1)
СаО + Н2О = Са(ОН)2, (5.1)
при которой все три участника процесса находятся в разных фазах, а реакция идет на границе раздела воды и оксида кальция, является гетерофазной гетерогенной реакцией.
3. По механизму осуществления различают простые (одностадийные) и сложные (многостадийные), в том числе параллельные, последовательные, параллельно-последовательные, обратимые, цепные, сопряженные реакции.
Простыми называют реакции, осуществление которых связано с преодолением только одного энергетического барьера (одна стадия).
Сложные реакции включают в себя ряд параллельных и/или последовательных стадий (простых реакций).
В реальных условиях одностадийные реакции встречаются очень редко. Однако некоторые сложные реакции, проходящие через ряд промежуточных стадий, удобно считать формально простыми. Это возможно тогда, когда промежуточные продукты реакции в условиях рассматриваемой задачи не обнаруживаются.
4. По обратимости реакции подразделяют на обратимые и необратимые.
5. По знаку теплового эффекта реакции делят на экзотермические, сопровождающиеся выделением теплоты (Q > 0) и уменьшением энтальпии реакционной системы (Н < 0) и эндотермические, протекающие с поглощением теплоты (Q < 0) и увеличением энтальпии реакционной системы (H > 0).
6. По наличию катализатора различают каталитические и некаталитические реакции.
7. По температуре проведения реакции классифицируют на низкотемпературные и высокотемпературные.
8. Классифицируя реакции по молекулярности, учитывают количество молекул, участвующих в элементарном акте реакции. Различают моно-, би- и тримолекулярные реакции.
9. По порядку реакции классифицируют по виду кинетического уравнения. Порядком реакции называют сумму показателей степени у концентраций регентов в кинетическом уравнении.
Графическое представление о технологической классификации химических реакций показано в таблице 5.1 (А, В – исходные реагенты; w – скорость реакции; k – константа скорости; С – концентрация).
Таблица 5.1
Технологическая классификация химических реакций
Признак классификации |
Примеры химических реакций |
1. Механизм и химизм реакции: – простая необратимая – простая обратимая – с неблагоприятным равновесием – сложная необратимая – параллельная предыдущей – последовательная
– сложная обратимая |
2KClO3 = 2KCl + 3O2; SO2 + 0,5O2 ↔ SO3; 3H2 + N2 ↔ 2NH3; NH3 + 1,25O2 = NO + 1,5H2O; 2NH3 + 1,5O2 = N2+ 3H2O; С6Н5СН3 + О2 = С6Н5СН2ООН = = С6Н5СНО + Н2О; СО + Н2О ↔ СО2 + Н2; СО + 2Н2 ↔ СН3ОН |
2. Величина и знак теплового эффекта реакции: – сильноэкзотермическая – слабоэкзотермическая
– сильноэндотермическая – слабоэндотермическая |
SO2 + 1,5O2 ↔ SO3 + 297 кДж/моль; С6Н12 ↔ СН3(СН2)2СН=СН–СН3 + циклогексан 2-гексен + 59,9 кДж/моль;
С6Н12 = С6Н6 + 3Н2 – 221 кДж/моль; ROH + R1COOH ↔ RCOOR1 + H2O – – 50 кДж/моль |
3. Кинетическая модель – порядок реакции – нулевой – первый – второй – третий – дробный |
Уравнение скорости реакции:
|
4. Температура реакции: – высокотемпературная (более 5000С) – среднетемпературная (160 – 5000С) – низкотемпературная (менее 1600С) |
обжиг известняка; конверсия метана; синтез аммиака; синтез карбамида; получение нитрата и сульфата калия |
;
;
;
;
;
;
;