- •Общие понятия и термины.
- •3О2↔2о3 (λ – ультрафиолетовые лучи)
- •Классификация химико-технологических процессов.
- •Материальный и Энергетический Баланс.
- •Классификация химических реакций.
- •Равновесие в технологических процессах.
- •Сдвиг равновесия под влиянием концентрации реагирующих веществ.
- •Кинетика химико-технологических процессов.
- •Реактор идеального смешения непрерывный (рис-н)
- •Каскад реакторов
- •Реакторы полунепрерывные
- •Снижение энергии активации под действием катализатора
- •Устройство реакторов.
- •Трубчатый реактор непрерывного действия. Рив
- •Барботажные реакторы
- •Сырье химической промышленности.
- •Очистка воды
- •Энергия
Классификация химических реакций.
В зависимости от фазового состава реакционной системы различают гомогенный и гетерогенные химические реакции.
В гомогенных процессах химические реакции протекают в одной фазе (газовой или твердой, или жидкой).
Газовая фаза (реакция окисления) N2+O2=2NO.
В случае гетерогенных реакций один или несколько реагентов находится в фазовом состоянии отличным от фазового состояния других реагентов реакции.
Различают двухфазные системы: Г-Ж, Г-Тв, Ж-Тв, Ж-Ж(несмешивающийся).
По механизму осуществления реакции делятся на: простые и сложные. Для описания простых реакций достаточно одного стехиометрического уравнения:
АR или А+ВR.
К сложным относятся реакции, состоящие из 2-х или более взаимосвязанных между собой простых реакций. Они бывают:
1) параллельные:
AR
или
AS
2) последовательные: АRN.
Для описания сложных реакций необходимо несколько стехиометрических уравнений. В действительности все химические реакции обратимы (A→R). Однако, некоторые реакции в одном из направлений протекают с очень малой скоростью, поэтому реакции считают необратимыми.
Например:
BaCl2 + Na2CO3 BaCO3+ + 2NaCl.
хлорид карбонат карбонат хлорид
бария натрия бария натрия
С точки зрения кинетики реакции классифицируются по молекулярности и по порядку реакции.
Молекулярность реакции характеризуется числом молекул, при одновременном взаимодействии которых происходит элементарный акт химического взаимодействия. По этому признаку химические реакции бывают: моно-, ди- и тримолекулярные. Порядок реакции определяется суммой показателей системы у концентрации в уравнении скорости реакции по закону действия масс
aA+bBcC+dDQ (тепловой эффект)
Скорость реакции:
=kCAaCBb
k – const скорости, зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.
С – концентрация вещества [моль/л].
с, d, a, b – стехиометрические коэффициенты
Порядок реакции:
n=a+b
По этому признаку реакции бывают 1-го, 2-го, 3-го и дробного порядка.
По тепловому эффекту реакции делятся на:
экзотермические (Q>0,, H<0) – выделение теплоты в окружающую среду, эндотермические (Q<0, H>0) – поглощение теплоты из окружающей среды.
Q – тепловой эффект химической реакции;
H – энтальпия или теплосодержание.
Равновесие в технологических процессах.
Все химические реакции обратимы и в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Все обратимые химико-технологические процессы стремятся к равновесию, при котором скорости прямого и обратного процессов уравниваются и система находится в равновесии.
В условиях равновесия реакции
aA + bB→ sS + rR
1= k1CAaCBb
2= k2CSaCDd , по условию равновесия
1=2 , тогда k1CAaCBb = k2CSs CRr
где R1 и R2 − сonst скорости прямой и обратной реакции
k1/k2= CSs CRr / CAaCBb= Kp .
где Kp − сonst равновесия.
Как следует из уравнения, константа равновесия зависит от концентрации, т.к. изменение концентрации одного из компонентов равновесной системы вызывает такие же изменение концентрации всех остальных веществ и значение Kp остается прежним. Сдвигая равновесия в сторону получения целевых продуктов можно повысить эффективность производства.
Основными параметрами, влияющими на равновесие химических реакций, является температура, давление и концентрация реагирующих веществ.
Константа равновесия и энергия Гиббса.
Определяя изменения изобарно- изотермического потенциала (энергия Гиббса) для реакций, которые протекают в рассматриваемом процессе, и сравнивая их, устанавливают термодинамически наиболее вероятную реакцию.
Изменение изобарно-изотермического потенциала (G) определяют на основе экспериментальных данных. В общем случае изобарно-изотермический потенциал рассчитывается как
G = Gконечных продуктов - Gисходных продуктов
Для реакции
аA + bB cC + dD
G = cGc + dGD – aGA − bGB
Между изобарно-изотермическим потенциалом и константой равновесия существует взаимосвязь:
G = − RTlnК.
Если отсутствуют табличные значения, то изобарно-изотермический потенциал рассчитываем по уравнению:
G = H – TS,
где H- тепловой эффект реакции,
S – изменение энтропии при реакции.
На основе экспериментальных данных обычно исходят из теплового эффекта реакции, найденного опытном путем. Значение H и S находят по справочным таблицам. Порядок и знак изобарно-изотермического потенциала (G) позволяет расчетным путем определить положение равновесия.
G 0 , Kp 1 – реакция протекает слева направо, в сторону продуктов.
G ≥ 0 , Kp 1– реакция протекает справа налево .
G = 0 , Kp = 1– равновесие
Решаем совместное уравнение:
− RT ∙ lnК = H – TS
lnК =
К = е е
Из этого уравнения следует, что для экзотермических реакций Н < 0 протекающих с изменением энтальпии S > 0, К > 1, G < 0 (тепловой эффект реакции).
Для эндотермических реакций Н > 0, протекающих с уменьшением S < 0,
К < 1, G > 0/