Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Скорость химических реакций. Основные способы управления скоростью простых и сложных реакций (влияние температуры и концентрации на скорость).

Читайте также:
  1. Danfoss Датчик температуры Pt1000
  2. I. ИСТОРИЯ ВОПРОСА. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ.
  3. I. Концепция научного управления.
  4. I. Организационные структуры управления.
  5. I. Основные направления деятельности
  6. I. основные положения
  7. I. Основные положения

Скорость химической реакции это количество реагента или продукта, которое исчезает или появляется вновь в единице объема за единицу времени. Она зависит: 1) от реакционной способности химических веществ, 2) концентрации, температуры и др., 3) подвижности компонентов, степени их перемешивания, 4) наличия катализатора.

W= -dCA/dτ

wrA=kCACB=kCA(CB0-CA0+CA)

Принципы химической кинетики.

1) Закон действующих масс.

Скорость химической реакции пропорциональна концентрациям исходных реагентов.

aA+bB→rR

W≈CaA * CbB

2) Принцип независимости протекания элементарных реакций;

3) Скорость реакции по одному из компонентов равна алгебраической сумме скоростей реакции, в которой участвует этот компонент.

Функциональная зависимость скорости химической реакции от концентраций компонентов реакционной смеси называется кинетическим уравнением.

Элементарная реакция – реакция, осуществление которой связано с преодолением одного энергетического барьера.

Механизм этой реакции соответствует закону действующих масс.

aA+bB→rR

W≈CaA * CbB

Порядок реакции: частный порядок реакции – это показатель степени, с которой концентрации входят в кинетическое уравнение. Общий порядок – равен сумме показателей степеней всех реагентов, которые входят в кинетическое уравнение.

Порядок реакции является эмпирической величиной и получается из кинетического уравнения.

aA+bB→rR

nA=a, nB=b

nобщ=∑ni

nобщ=a+b – общий порядок реакции

Элементарные реакции проходят через один энергетический барьер. У них кинетическое уравнение и порядок совпадают.

2NO+Br2↔2NOBr

nNO=2

nBr2=1

nобщ=2+1=3

Неэлементарная реакция:

2H2O2→2H2O+O2

nH2O2=1

Правило составления кинетического уравнения.

1) для исходных реагентов знаку «+»

2) для продуктов реакции знаку «-»

Сложные реакции:

WrR= -K1*CA*CB+K2*CR+K3*CR

Неэлементарные реакции:

aA+bB→(K1)rR

WrA=K1*CαA*CβB

α≠a

β≠b

α и β – частные порядки реакции – находят экспериментально

Влияние порядка реакции.

aA→(K)rR

(1/n-1)*[(1/CA)n-1 – (1/CA0)n-1]=kτ

Влияние концентрации.

Согласно закону действующих масс, число элементарных актов превращения будет пропорционально числу встреч частиц А и В.

W≈KCaA*CbB - элементарная реакция

W≈KCαA*CβB - неэлементарная реакция

Из кинетического уравнения следует, что скорость простой реакции пропорциональна концентрациям веществ, являющихся реагентами в данной реакции. Значит, для простых реакций увеличение концентрации исходных веществ практически всегда приводит к увеличению скорости (за исключением реакции нулевого порядка, скорость которых не зависит от концентрации).

Если реакция, описываемая уравнением aA+bB→rR+sS, характеризуется различающимися частными порядками по компонентам А и В, наибольшее влияние на скорость реакции будет оказывать изменение концентрации реагента, имеющего больший частный порядок.

Например, W≈KC2A*C0,25B

Увеличение концентрации реагента А в 2 раза вызовет рост скорости в 4 раза, а повышение В в 2 раза – лишь в 1,19 раз.

Влияние давления.

Влияние давления зависит от типа химической реакции.

WrA=f(Pn-1)

Если n=1, то от давления не зависит

n=2, то прямая зависимость

Влияние температуры.

Как происходит реакция:

1) столкновение исходных молекул, соударение

2) не любое столкновение приводит к химической реакции

3) столкновение должно иметь достаточную энергию.

При увеличении температуры на 10 градусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза.

Распределение Больцмана – доля молекул с энергией >Еа

exp(-Ea/RT)

Более строго зависимость скорости от температуры выражается уравнением Аррениуса: WrA≈Zexp(-Ea/RT)

Z-частота столкновений.

Энергия активации Еа – величина энергетического барьера для осуществления реакции (минимальный избыток энергии над средней внутренней энергией молекул, необходимый для того, чтобы произошло химическое взаимодействие).

ЕА – средняя энергия компонента А.

Выводы:

lnK=lnK0-(Ea/R)*1/T

В силу неравномерности распределения температуры вдоль оси абсцисс химическая реакция более чувствительна к изменению температуры в области низких температур.

1) при различных значениях энергии активации

При изменении температуры от Т1=500К до Т2=600К скорость первой реакции

Е1=165кДж/кмоль Wr↑ в 820 раза, а второй

Е2=40кДж/кмоль Wr↑ в 5 раз

2) при постоянной энергии активации

Е1,2=165 кДж/кмоль

На прямой, соответствующей химической реакции с энергией активации 165 кДж/кмоль, выбраны два участка с разностью температур по 100К на в разных температурных интервалах: 1 участок-в области температур, близких к комнатной, 2 – в области более высоких температур (600К). Для участка 1 константа скорости за 100К увеличится в 1,9*107 раз, а для 2 участка за те же 100К константа увеличилась лишь в 820 раз.

Управление сложными реакциями.

Сложные реакции – обратимы.

A↔(k1)R

xA=xAe(1-exp(-k1τ/xAe))

3) Химико-технологическая схема получения слабой азотной кислоты. Стадия абсорбции оксидов азота, её физико-химические особенности и аппаратурное оформление.

Азотная кислота – один из важнейших многотоннажных продуктов химической промышленности. Она занимает второе место по объему производства после серной кислоты. Азотная кислота широко применяется для производства многих продуктов, используемых в промышленности и сельском хозяйстве (азотные удобрения, синтетические красители, взрывчатые вещества, нитролаки, лекарственные синтетические вещества).

Ткип=86ᵒС

Тзамерз= -41ᵒС

ρ=1,51 г/см3

Ср=0,45 кал/(г*ᵒС)

В промышленности выпускается:

1) неконцентрированная азотная кислота

СHNO3=57%

2) концентрированная азотная кислота

СHNO3=98,9%

3) реактивная – химически чистая для анализа.

Рассмотрим получение разбавленной неконцентрированной азотной кислоты.

Химическая схема получения неконцентрированной азотной кислоты.

1. 4NH3+5O2→4NO+6H2O+Q – конверсия аммиака с целью получения оксида азота

2. 2NO+O2↔2NO2+Q – окисление оксида азота до диоксида азота

3. 4NO22+2H2O→4HNO3 – абсорбция оксидов азота водой

Суммарная реакция образования азотной кислоты:

NH3+2О2→ HNO3+ H2O

Азотную кислоту получают при давлении 1атм. и 7 атм.

Преимущество схемы с высоким давлением (7 атм.):

1) уменьшение габаритов аппаратов;

2) возможность создания установок с большой единичной мощностью;

3) более полное использование энергии

4) отходящие газы из абсорбционной колонны содержат 0,15% окислов азота, что упрощает их очистку;

5) простота обслуживания, снижение капитальных затрат.

Недостатки:

1) повышенный расход катализатора (платины);

2) высокие требования к чистоте газа.


Дата добавления: 2015-08-18; просмотров: 123 | Нарушение авторских прав


Читайте в этой же книге: БИЛЕТ № 9. | Реактор идеального вытеснения, допущения модели. Уравнение материального баланса и расчеты на его основе. | Классификация тепловых режимов химических реакторов. Уравнение теплового баланса для реактора идеального смешения адиабатического. | БИЛЕТ №13. | Гетерогенно-каталитические процессы. Технологические характеристики катализаторов. Механизм действия катализаторов. | БИЛЕТ №15 (1). | Каскад реакторов идеального смешения, допущения модели, математическая модель для изотермического режима, методы расчета (аналитический и графический). | Гетерогенные химические процессы в системе «газ-твердое вещество». Лимитирующая стадия. Зависимость скорости процесса от рабочих условий. Способы определения лимитирующей стадии. | Технологические критерии эффективности работы химического реактора. Степень превращения, селективностью и выходом продукта. | Причины отклонения от идеальных режимов работы реакторов и основные модели реакторов с неидеальной структурой потока. |
<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Лимитирующая внутренняя диффузия.| III стадия. Получение HNO3.

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.011 сек.)