9. Основные стадии химико-технологического процесса.
Различают простые (одностадийные) и сложные (многостадийные) реакции, в частности параллельные, последовательные и последовательно-параллельные реакции.
Простыми называют реакции, для осуществления которых требуется преодоление лишь одного энергетического барьера (одна стадия).
Сложные реакции включают в себя несколько параллельных или последовательных стадий (простых реакции).
10. Понятие лимитирующей стадии.
Нередко скорость сложной химической реакции может зависеть только от скорости одной из ее стадий. Эту стадию называют лимитирующей (т. е. определяющей скорость всей реакции в целом).
Принцип лимитирующей стадии – скорость последовательной реакции определяется скоростью наиболее медленной стадии, суммарная скорость параллельных реакций определяется скоростью наиболее быстрой стадии.
11. Скорость химико-технологического процесса.
В химической технологии используют два показателя скорости химического процесса – скорость превращения вещества и скорость реакции.
Скорость
превращения i-го вещества
определяется количеством вещества,
превращающегося в единицу времени в
единице реакционного пространства
В случае гомогенных реакций реакционным пространством является объем V, для гетерогенных реакций (проходящих на границе раздела фаз) реакционным пространством считается поверхность F. Скорость не может быть отрицательной величиной, поэтому для исходных веществ в уравнении появляется знак «–».
Скорости
,
вычисленные по разным веществам,
отличаются между собой, а соотношение
между количеством
превращенных веществ и их стехиометрическими
коэффициентами
постоянны, т.е.
/vi
= const. Аналогично, соотношение
/
= сonst. Это соотношение – скорость
реакции
:
Через скорость реакции можно вычислить скорости превращения веществ:
12. Правило Вант-Гоффа.
Зависимость скорости реакции от температуры для невысоких температур подчиняется правилу Вант-Гоффа: при увеличении температуры Т на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза:
где 
и
– скорости реакции при температурах
Т2
и Т1;
– температурный коэффициент, определяется
экспериментально.
13. Способы повышения скорости химико-технологических процессов.
1. Влияние температуры. Направление смещения равновесия при изменении температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. Повышение температуры всегда благоприятствует накоплению веществ, образующихся в данной реакции с поглощением теплоты, т. е. усиливает эндотермическое направление процесса. Понижение температуры действует в противоположную сторону, т. е. усиливает экзотермическое направление.
2. Влияние
давления.
Характер влияния давления на равновесие
химических реакций определяется знаком
разности числа молей газообразных
участников реакции
или знаком изменения объема
.
Для газовых реакций, в которых число
молей продуктов превышает число молей
реагентов, т. е.
,
увеличение давления неблагоприятно.
Смещению равновесия реакции вправо
способствует снижение давления. Если
же реакция протекает с уменьшением
числа молей (
),
повышение давления целесообразно –
оно смещает равновесие реакции в сторону
образования продуктов.
3. Влияние концентрации. В соответствии с принципом Ле Шателье введение в равновесную систему дополнительных количеств какого-либо вещества вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этого вещества уменьшается. Поэтому введение избытка исходных веществ смещает равновесие вправо; введение избытка продукта вызовет смещение равновесия влево.
4. Влияние инертного газа. Введение инертного газа в систему при р = const подобно эффекту уменьшения общего давления. Если реакция протекает с уменьшением числа молей ( ), разбавление инертным газом смещает равновесие реакции в сторону исходных реагентов; при увеличении числа молей ( ) равновесие смещается вправо. Поэтому в технологических процессах, сопровождаемых химическими реакциями, для которых , стремятся к уменьшению накопления инертных газов в системе.
14. Закон действующих масс.
ЗДМ: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Для реакции
:
где C – концентрация реагентов; V – скорость; k – константа скорости.
15. Константа скорости реакции.
Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) – коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении реакции. Она численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равном 1 моль/л.
Константа скорости реакции зависит от температуры (уравнение Аррениуса), от природы реагирующих веществ, от катализатора, но не зависит от их концентрации.
16. Уравнение Аррениуса.
Более строго [по сравнению с правилом Вант-Гоффа] влияние температуры реагирующих масс на константу скорости реакции для большинства процессов, идущих в кинетической области, определяется уравнением Аррениуса:
где 
– предэкспоненциальный множитель,
связанный с вероятным числом ударений;
– энергия активации.
– универсальная газовая постоянная;
17. Энергия активации химико-технологического процесса.
Энергия активации элементарной реакции Е – минимальный избыток энергии над средней внутренней энергией молекул, необходимый для того, чтобы произошло химическое взаимодействие (энергетический барьер, который должны преодолеть молекулы при переходе из одного состояния реакционной системы в другое).
18. Сущность каталитического ускорения реакций.
Сущность ускоряющего действия катализаторов состоит в понижении энергии активации химической реакции в результате изменения реакционного пути с участием катализатора или вследствие осуществления реакции по цепному механизму при инициирующем действии катализатора.
19. Значение и область применения промышленного катализа.
Катализ – явление возбуждения химических реакций веществами – катализаторами.
Катализ играет исключительную роль в осуществлении химических превращений в природе и промышленности. Катализаторы применяют при получении более 30 % объема продукции всех отраслей промышленности. Абсолютное большинство важнейших химических продуктов (более 70 %) получают с использованием катализаторов на той или иной технологической стадии.