Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение icon

Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение


Скачать 335.42 Kb.
НазваниеУчебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение
страница3/7
Размер335.42 Kb.
ТипУчебное пособие
1   2   3   4   5   6   7
A= А´

и тогда:

Iпрод. = А´ (4.19)

Получим выражение, аналогичное уравнению (4.18), только вместо выхода продукта на пропущенное сырьё фигурирует выход целевого продукта на разложенное сырьё.

Опуская в этих выражениях постоянные величины А и А´, а также значки при выходах на пропущенное и разложенное, получим формульное выражение основной задачи химической технологии:

Iпрод. = (4.20)

Основная задача химической технологии – провести процесс с максимальной интенсивностью по целевому продукту Iпрод. Интенсивность прямо пропорциональна выходу продукта и обратно пропорциональна времени пребывания реагентов в зоне реакции.

  1. Выход продукта в основном зависит от термодинамических особенностей реакции. В – термодинамический критерий эффективности процесса. Чтобы его увеличить, необходимо, изменяя условия проведения реакции, сдвинуть равновесие процесса в сторону образования целевого продукта. Основные условия (термодинамические параметры), влияющие на количество получаемого продукта, - температура, давление и концентрация реагирующих веществ.

  2. τ – кинетический параметр процесса. Скорость реакции обратно пропорциональна времени пребывания реагентов в зоне реакции: w=

Из выражения (4.20): чем меньше τ, тем выше интенсивность процесса. Для уменьшения τ мы должны реакцию провести с максимальной скоростью w.

Совокупность технологических параметров (термодинамических и кинетических) определяет технологический режим проведения химико-технологического процесса и непосредственно влияет на интенсивность процесса. Однако, решающее значение при выборе условий проведения процесса имеют вопросы скорости химических превращений, изучаемые кинетикой.


^ 5. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ ХИМИКО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

При проектировании технологических процессов очень важны термодинамические расчеты химических реакций. Они позволяют сделать заключение о принципиальной возможности данного химического превращения, предварительно выбрать условия проведения процесса, определить равновесный состав продукта, что необходимо для составления энергетических балансов.

Термодинамические параметры делятся на экстенсивные и интенсивные. Величины, пропорциональные массе термодинамической системы, называются экстенсивными, это - объем, внутренняя энергия, энтропия, энтальпия. Экстенсивные параметры обладают свойством аддитивности. Интенсивные величины не зависят от массы термодинамической системы, и только они служат термодинамическими параметрами состояния. Это – температура, давление, а также экстенсивные величины, отнесенные к единице массы, объема или количества вещества. Изменение интенсивных параметров с целью ускорения химико-технологического процесса называется интенсификацией.


^ 5.1 Равновесие в технологических процессах

Химические реакции делятся на обратимые и необратимые. Необратимые процессы протекают лишь в одном направлении. Например, реакция СО2 + Са(ОН)2СаСО3 + Н2О практически необратима. Но гораздо большее количество химических реакций является обратимыми: наряду с химическим взаимодействием между исходными веществами (прямая реакция) протекает взаимодействие и между продуктами (обратная реакция). По мере протекания процесса скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается; в какой-то момент времени скорости прямой и обратной реакции становятся равными – наступает состояние химического равновесия. К химическому равновесию применим второй закон термодинамики в его общем виде, т.е. одним из условий химического равновесия в изолированной системе является максимум энтропии S, а также при Т и р=const условие равновесия – это минимум энергии Гиббса (dG=0).

Положение равновесия всегда зависит от внешних условий. Качественно влияние основных параметров технологического режима на равновесие определяется принципом Ле-Шателье, согласно которому: в системе, выведенной внешним воздействием из состояния равновесия, происходят изменения, направленные к ослаблению воздействий, выводящих систему из равновесия.

Рассмотрим пример: промышленная каталитическая реакция окисления сернистого ангидрида до серного 2SO2 (г)+ O2 (г)  2SO3(г) (*). Основные условия, влияющие на количество получаемого целевого продукта – температура, давление и концентрация реагирующих веществ (сернистого ангидрида, кислорода воздуха, серного ангидрида). Для сдвига равновесия данной реакции вправо, т.е. увеличения выхода целевого продукта, согласно принципа Ле-Шателье, необходимо:

- взять избыток одного из исходных веществ (целесообразнее брать избыток более доступного и дешёвого реагента - кислорода воздуха);

- отводить продукт реакции из зоны реакции;

- реакция эндотермична, т.е. протекает с поглощением тепла, поэтому для смещения равновесия вправо необходимо подводить тепло;

- влияние давления: чувствительность положения равновесия к изменениям давления тем больше, чем большим изменением объёма сопровождается тот или иной процесс. Значительные изменения объёма могут происходить только в реакциях, в которых участвуют газы, или в тех случаях, когда хотя бы один из компонентов находится в газообразном состоянии. В нашем примере число молей продукта (SO3) меньше, чем суммарное число молей исходных реагентов. Поэтому повышение6 давления смещает равновесие реакции в сторону образования продукта.

Итак, применяя принцип Ле-Шателье, можно, не выполняя термодинамических расчётов, предсказать направление химических реакций, т.е. качественно судить о состоянии их равновесия.

Количественный подход.

  1. Зависимость положения равновесия от соотношения концентраций реагирующих веществ. Впервые зависимость направления химических процессов от концентрации реагирующих веществ установил Бекетов. В математической форме закон действующих масс был выражен Гульдбергом и Вааге.

^ Формулировка закона действующих масс: скорость химической реакции в данный момент прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции

aA + bB  rR + sS

cкорость прямой реакции w1 = k1[A]a[B]b;

скорость обратной реакции w2 = k2[R]r[S]s

Константа равновесия (К) вычисляется как отношение констант скоростей прямой и обратной реакций при равновесии, т.е. при равенстве w1 = w2:

k1[A]a[B]b= k2[R]r[S]s;

К =

Константа равновесия не зависит от концентрации реагирующих веществ, т.к. изменение концентрации одного из веществ вызовет в состоянии равновесия изменение концентрации всех остальных веществ.

Для газов К можно выразить через парциальные давления реагирующих компонентов:

Кр =

Рассмотрим пример: гидролиз сложных эфиров, например,

СН3-СН2-ОSO3H(ж) + HOH(ж) ↔ СН3-СН2-ОH(ж) + Н2SO4 – Q


К = .

[C2H5OH] = ,

При Т, Р = const K= const, поэтому при увеличении концентрации эфира и воды выход спирта увеличится, и при уменьшении концентрации серной кислоты выход спирта увеличится.

^ 2) Влияние температуры.

Зависимость константы равновесия К от температуры выражается уравнением изобары Вант-Гоффа

(**).

Характер этой зависимости определяется знаком теплового эффекта реакции.

Определим, как влияет температура на положение равновесия в нашем примере:

Проинтегрируем (**): , .

Т.к. гидролиз сульфоэфира – реакция эндотермическая, т.е. ΔН>0, то с повышением температуры равновесие сдвигается в сторону образования продуктов реакции, т.е. увеличивается равновесная степень превращения.

Рассмотрим ещё один пример: прямая гидратация этилена

СН2=СН2 (г) + НОН (пар)↔ С2Н5ОН (пар) + Q

Качественный уровень (по принципу Ле-Шателье): равновесие сдвигается вправо при уменьшении температуры, отводе тепла, увеличении концентраций исходных веществ, уменьшении концентрации продукта реакции и увеличении давления.

Количественный уровень: , ΔН<0, поэтому , , значит, с уменьшением температуры константа равновесия увеличивается.

^ 3) Влияние давления на количественном уровне.

Рассмотрим на примере прямой гидратации этилена. Т.К. все реагенты находятся в газообразном состоянии, то запишем К для данной реакции через парциальные давления

Кр = .

По закону Дальтона: Рспирт + Рэтен + Рвода = Робщ,

спирт/ Робщ) + (Рэтен/ Робщ) + (Рвода/ Робщ) =1.

При равновесии спирт*/ Робщ) = const = xp, где Рспирт* - равновесное парциальное двление спирта; xp – равновесная степень превращения.

^ Рспирт* = xp· Робщ.

этен/ Робщ) + (Рвода/ Робщ) =1 - xp,

этен/ Робщ) = (Рвода/ Робщ) - т.к. стехиометрические коэффициенты равны.

2(Рэтен/ Робщ) =1 - xp,

Рэтен* = (1 - xp) Робщ, Рвода* = (1 - xp) Робщ.

Подставим найденные равновесные парциальные давления в выражение для Кр:

Кр = .

При синтезе спирта в промышленных условиях хр<<1, хр = 0,04, поэтому этой величиной в формуле для Кр можно пренебречь, следовательно (1 - хр)≈ 1, тогда Кр =, хр = (Кр · Робщ)/4, т.е. чем больше давление, тем больше равновесная степень превращения. Таким образом можно получить уравнения, связывающие хр и Кр для любой обратимой реакции.


^ 5.2 Термодинамический анализ

Знание законов термодинамики необходимо инженеру не только для проведения термодинамических расчетов, но и для оценки энергетической эффективности химико-технологических процессов. Ценность анализа энергетической и экономической эффективности заключается в том, что часто на самых ранних стадиях исследования новых предложений удается предвидеть их экономическую целесообразность или, наоборот, полную бесперспективность. Термодинамический анализ дает возможность установить это до составления проекта.

В последние годы получил развитие эксергетический метод термодинамического анализа. Этот метод основан на применении понятия эксергия для исследования промышленных процессов.

Сущность эксергетического метода заключается в том, что любые потоки энергоносителей (вода, пар, химические продукты) или энергии (электроэнергия, теплота) оценивают по той максимально полезной работе, которую они могут принести. Максимальную способность системы к совершению работы с учетом взаимодействия с окружающей средой, параметры которой не зависят от воздействия рассматриваемой системы, называют технической работоспособностью или эксергией. В качестве окружающей среды при этом понимают среду практически неограниченных

размеров, характеризующуюся относительно постоянными параметрами – температурой Т0, давлением р0 и химическим составом.

Энергия, отведенная в окружающую среду в виде теплоты или работы, становится внутренней энергией окружающей среды. Окружающая среда служит аккумулятором энергии, имеющим большие размеры, параметры состояния окружающей среды, несмотря на получение энергии, не меняются. Таким образом, окружающая среда – это источник исходных веществ и приемник продуктов, который обладает минимальной свободной энергией и поэтому не может быть источником работы. Система, находящаяся в термодинамическом равновесии с окружающей средой, теряет способность совершать полезную работу. Если параметры состояния

вещества соответствуют параметрам компонентов окружающей среды, практическая энергетическая пригодность вещества равна нулю. Поэтому состояние термодинамического равновесия его с окружающей средой принимают за нулевой уровень при расчете практической энергетической пригодности этого вещества. Теплота имеет тем меньшую практическую пригодность, чем меньше разница между температурой источника теплоты и температурой окружающей среды. Находящиеся в среде внешние источники массы и энергии, параметры которых существенно отличаются от параметров среды, рассматриваются отдельно от среды.

В общем, виде формула для определения эксергии потока вещества выглядит следующим образом:

Е = Ек + Ер0Е +ЕсВаh + Ej + …. ,

где Ech-химическая эксергия, Ejядерная эксергия, Ек и Ер кинетическая и потенциальная эксергии, Δ0Е – физическая эксергия.

Важнейшими составляющими данной формулы для процессов химической технологии являются физическая и химическая эксергия. Сумма этих составляющих названа термической эксергией Е1.

Е1 = Δ0Е + Есh,

Для определения физической эксергии вещества пользуются формулой

Δ0Е = ΔH – T0 ΔS ,

где ΔH – разность энтальпий в начале и конце процесса, ΔS– изменение энтропии при переходе от исходных веществ к продуктам реакции при температуре окружающей среды.

Химическая эксергия рассчитывается по уравнению

Есh = ΣΔμj*nj


^ 5.3 Эксергетический баланс, эксергетический КПД

Для оценки экономической эффективности технологических процессов используют уравнения материального и теплового балансов. При этом следует отметить, что энергетический баланс учитывает только количественные соотношения энергий, на основе которых определяется производительность аппарата, расход теплоносителя и коэффициент полезного действия. Но при этом не дается оценка качественного различия энергоресурсов разной физической природы и разного потенциала. В связи с этим указанные балансовые уравнения, базирующиеся на законах сохранения и превращения массы и энергии, дополняют эксергетическим балансом, основанным на одновременном учете первого и второго начал термодинамики.

Уравнение эксергетического баланса в общем, виде имеет следующий вид:

ΣЕ′= ΣЕ′′ + D ,

где ΣЕ′ и ΣЕ′′ - входящие и выходящие потоки эксергии, D –потери эксергии

Термины «потери энергии» и «потери эксергии» имеют принципиальное различное содержание. Как известно, энергия исчезать не может, и потери энергии означают потери не вообще, а потери для данной системы или потери для данной цели, если часть энергии непригодна для нее по своей форме или параметрам. Потери эксергии означают, напротив, ее полное исчезновение, уничтожение, связанное с диссоциацией энергии.

Для эксергии неприменим общий закон сохранения: сумма эксергий всех элементов системы в ходе процесса уменьшается, только при отсутствии потерь сумма эксергий до и после процесса остается постоянной, в каждом необратимом процессе эксергия преобразуется в энергию.


^ 6. КИНЕТИКА В ХИМИЧЕСКОЙ ТЕХНОЛОГИИ

Химические процессы осуществляются в химическом реакторе, представляющем основной аппарат производственного процесса. От конструкции химического реактора и режима его работы. Под химическим процессом в реакторе понимают химическую реакцию или совокупность нескольких реакций и сопутствующие ей явления массо - и - теплопереноса.


^ 6.1 Скорость гомогенной и гетерогенной химической реакции

Факторы, влияющие на скорость химического процесса, различны для гетерогенных и гомогенных систем.

В случае гомогенной химической реакции:

r=±,

где r – скорость химической реакции; ni – количество (в молях) одного из реагентов (или продуктов); τ – время; V – реакционный объём.

Скорость химической реакции может быть измерена по любому компоненту, участвующему в реакции. Она всегда положительна, поэтому знак перед производной dni/dτ должен определяться тем, является ли вещество i исходным реагентом (тогда dni/dτ отрицательна) или продуктом (тогда dni/dτ положительна).

В том случае, если реакция протекает при постоянном объёме, скорость определяют как изменение молярной концентрации сi в единицу времени r =±,

Численно скорость выражают в кмоль/(м3·ч), моль/(л·с) и т.д.

Скорость химического превращения зависит от большого числа переменных. На скорость влияют на только факторы, определяющие состояние химического равновесия (Т, Р, состав реакционной смеси), но и иные причины. Установлено, что, во-первых, скорость химической реакции пропорциональна концентрации реагентов.

Пусть уравнение необратимой одностадийной реакции имеет вид:

аА + bВ→rR + sS.

Кинетическое уравнение этой реакции (согласно закону действующих масс) w = kcAacBb, где k – константа скорости химической реакции, её физический смысл состоит в том, что она равно скорости химической реакции, когда концентрации исходных реагентов равны между собой и равны 1.

Во-вторых: суммарная скорость нескольких последовательных превращений, сильно различающихся по скорости, определяется скоростью наиболее медленной (лимитирующей) стадии.

Пути увеличения скорости реакции

  1. Для простых реакций увеличение концентрации исходных веществ практически всегда приводит к увеличению скорости. Если частные порядки по компонентам А и В отличаются (а>b), то наибольшее влияние на скорость реакции будет оказывать концентрация реагента, имеющего больший частный порядок (т.е. концетрация реагента А).

  2. Влияние температуры. Экспериментально при изучении химической кинетики было обнаружено, что при увеличении температуры на 100С скорость реакции возрастает в 2-4 раза. Более строго эта зависимость выражается в виде уравнения Аррениуса:

k = k0e-E/RT,

где k – константа скорости реакции, k0 – предэкспоненциальный множитель, Е – энергия активации реакции, R – универсальная газовая постоянная, Т – температура.

Энергия активации реакции Е – это минимальный избыток энергии над средней внутренней энергией молекул, необходимый для того, чтобы произошло химическое взаимодействие. Другими словами, Е – это энергетический барьер, который должны преодолеть молекулы при переходе из одного состояния реакционной системы в другое. Для обратимых реакций разность энергий активации прямой и обратной реакций равна тепловому эффекту реакции.

Предэкспоненциальный множитель k0 учитывает: число соударений; вероятность распада активированного комплекса реакции на исходные реагенты без образования продуктов реакции; пространственную ориентацию молекул реагентов и т.д.

Из уравнения Аррениуса следует, что:

а) При увеличении температуры увеличивается константа скорость, а, следовательно, и скорость химической реакции;

б) Изменить скорость реакции можно изменением величины Е. Высота энергетического барьера тесно связана с механизмом реакции. Если изменить путь реакции, направив её к конечным продуктам через некоторые новые промежуточные комплексы, то можно изменить и значение энергии активации. Такой путь возможен при применении катализаторов.

3. Влияние перемешивания. В гомогенных процессах более интенсивное перемешивание содействует выравниванию концентраций исходных веществ и температур во всём объёме.

4. Влияние давления на скорость реакции чувствительно только для процессов, идущих в газовой фазе. При повышении давления уменьшается объём газовой фазы и, соответственно, концентрация взаимодействующих веществ.

Гетерогенные химические реакции. В случае гетерогенной химической реакции:

r =±,

где w – скорость химической реакции; ni – количество (в молях) одного из реагентов (или продуктов); ji – cтехеометрический коэффициент; S – поверхность контакта реагентов; τ – время.

Большинство химических реакций, используемых в ХТП, протекает с участием веществ, находящихся в разных фазах. Для всех таких реакций: прежде чем произойдёт химическая реакция, реагенты из ядра потока одной фазы должны перейти к поверхности раздела фаз или в объём другой фазы. Гетерогенные реакции протекают на поверхности раздела фаз. Таким образом, гетерогенные процессы – это многостадийные процессы: наряду с одной или несколькими чисто химическими стадиями существуют стадии, которые можно назвать физическими (перенос вещества от одной фазы к другой, причём концентрация вещества в разных фазах, или же в ядре фазы и на поверхности раздела, различна). Разность концентраций является движущей силой этих процессов переноса (диффузионных). При протекании гетерогенных процессов собственно химическая стадия может представлять собой как гетерогенную, так и гомогенную химическую реакцию.

Общая скорость химического процесса в реакторе определяется скоростью наиболее медленной стадии его. Здесь возможны два крайних случая:

1.Скорость химической реакции меньше скорости физических процессов подвода реагентов и отвода продуктов:

r хр < r под (от).

В этом случае химический процесс лимитируется скоростью химической реакции и ускоряется факторами, влияющими на нее: повышение температуры, увеличение концентрации реагентов, повышение давления (для газообразных систем). Принято говорить, что в этом случае гетерогенный химический процесс протекает в кинетической области.

2.Скорость химической реакции больше скорости физических процессов подвода реагентов и отвода продуктов:

r хр> r под (от)

В этом случае химический процесс лимитируется процессом диффузии (масса переноса) компонентов к поверхности раздела фаз и обратно и ускоряется факторами, влияющими на диффузию: повышение давления, перемешивание, гомогенизация системы. Принято говорить, что в этом случае гетерогенный химический процесс протекает в диффузионной области.

^ Увеличение поверхности раздела фаз достигается:

– для системы Г-Ж созданием пленки жидкости, стекающей по насадке, вспениванием жидкости и т.п.;

– для системы Г-Т фильтрацией газа через твердую фазу и перемешиванием;

– для системы Ж-Т измельчением твердой фазы, применением кипящего слоя и т.п.;

– для системы Ж-Ж интенсивным перемешиванием, созданием эмульсии.

^ 6.2 Общие сведения о катализе и катализаторах

6.2.1 Основные понятия

Катализом называется изменение скорости химических реак­ций или возбуждение их в присутствии веществ — катализаторов, которые участвуют в реакции, вступая в промежуточное химиче­ское взаимодействие с реагентами, но восстанавливают свой хи­мический состав при окончании каталитического акта.

Например, реакция соединения A + B = P

в присутствии катализатора (K) может протекать в две стадии. Сначала катализатор реагирует с ве­ществом A: A + K = AK (эта стадия может быть как обратимой, так и не­обратимой), а промежуточный продукт AK затем реагирует с веществом B, образуя продукт P, при этом катализатор регенерируется: AK + B = P + K.

В результате этих двух реакций общее количе­ство катализатора ^ K не изменяется. При гетеро­генном катализе роль K выполняет поверхность твердого тела, а при ферментативном - белковые молекулы.

Обычно катализатор многократно вступает в такое взаимодей­ствие, изменяя скорость химической реакции в течение длитель­ного времени и образуя продукты реакции, масса которых может превосходить массу самого катализатора в тысячи и даже мил­лионы раз. Однако катализатор не может служить беспредельно: в одних процессах его используют непрерывно в течение несколь­ких лет, в других — лишь несколько минут. Катализ может нару­шиться в результате изменения состава и структуры катализа­тора, происшедшего из-за побочных химических реакций пли меха­нических и температурных воздействий. При возбуждении развет­вленных цепных реакции, в частности, реакций, приводящих к взрыву, возможно в принципе и однократное участие катализатора в химической реакции.

Катализ называют положительным, если скорость реакции увеличивается. Отрицательный катализ связан, как правило, с за­медленным превращением в продукт промежуточного химического соединения.

Положительный катализ происходит тогда, когда скорость об­разования промежуточных соединений катализатора с реагентами и дальнейшего превращения их в продукт больше, чем скорость получения продукта некаталитическим путем.

Эксплуатационные свойства твёрдых катализаторов

Активность катализатора – это мера ускоряющего воздействия по отношению к данному процессу.

^ Селективность (избирательность) катализатора – способность катализатора избирательно ускорять целевую реакцию при наличии нескольких побочных. Количественно селективность катализатора можно оценить как селективность процесса – интегральную и дифференциальную

^ Температура зажигания – это минимальная температура, при которой технологический процесс начинает идти с достаточной для практических целей скоростью

^ Прочность зерен катализатора должна обеспечивать его эксплуатацию в промышленном реакторе в течение нескольких лет.

Термостойкость катализатора имеет большое значение для реакторов с неподвижным катализатором, где температура меняется в значительных пределах.

Сравнение между энергетиче­ских кривых каталитической реакции и реакции, протекающей в отсутствие катализатора (рис. 10) показывает, что обе кривые начинаются и заканчиваются в одних и тех же точках, соответствующих реаген­там и продуктам реакции. Это говорит о том, что катализатор не может повлиять на термодинамиче­ские характеристики реакции - тепловой эффект ΔН, изменение энтропии ΔS, изменение энергии Гиббса ΔG и термодинамическую константу равновесия K. Все эти величины определяются только состоянием реаген­тов и продуктов и совершенно не зависят от пути реакции. Напомним важные термо­динамические соотношения между ними: если реакция протекает при постоянной температуре, то



Независимость константы равновесия от наличия катализатора означает, что ка­тализатор не может сместить положение химического равновесия и повлиять на вы­ход продуктов, а может только ус­корить или замедлить достижение состоя­ния равновесия.

Невозможность изменить термодина­мические функции химической реакции - принципиальное свойство катализаторов. Оно фактически следует из определения. Согласно ему, катализатор не меняет со­стояние реагентов и продуктов. Если бы он мог это делать, то он был бы не катализато­ром, а обычным участником реакции - реа­гентом или продуктом.

Не меняя термодинамику, катализатор кардинально влияет на кинетику процес­са. Он направляет реакцию по другому пути и меняет ее механизм. Новый путь характеризуется другой энергией актива­ции - меньшей в случае положительного и большей в случае отрицательного катали­за. Упрощённо путь каталитиче­ской реакции изображают энергетической кривой с одним максимумом (см. рис. 10, а). Эта кривая не отражает сам механизм катализа, связанный с образова­нием промежуточных соединений.




Рис. 10. Сравнение энергетических кривых каталитической реакции (пунктир) и реакции, протекающей без катализатора (сплошная линия). Упрощенная схема (а); правильное изображение (б)


Даже простейший механизм катализа включает минимум две стадии и обра­зование одного устойчивого промежуточного ве­щества - комплекса реагента с катализатором АК. Поэтому энергетическая кривая должна содер­жать два максимума, соответствующих переход­ным состояниям обеих стадий, и один минимум, отвечающий образованию АK (см. рис. 10, б).

Если изменение энергии активации состав­ляет ΔE = Eнекат - Eкат, то, используя уравнение Аррениуса для константы скорости, можно оце­нить влияние катализатора на скорость реакции, т. е. активность катализатора:



в предположении, что константы A в уравнении Аррениуса для обеих реакций не сильно отлича­ются друг от друга. Это предположение ничем не обосновано, но другого простого пути оценки ак­тивности катализатора просто нет.

Например, разложение пероксида водорода в водном растворе характеризуется энергией акти­вации 76 кДж • моль-1, а в присутствии катализа­тора (ионов I-) энергия активации уменьшается до 57 кДж-моль-1. Скорость реакции за счет катали­затора при комнатной температуре увеличивается в 2000 раз.

1   2   3   4   5   6   7

Похожие:

Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconУчебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение
Химическая технология. Часть Физико-химические закономерности в химической технологии: Учебное пособие для студентов химического...
Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconУчебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2013. 89с. Введение
Химическая технология. Часть Важнейшие производства: Учебное пособие для студентов химического факультета. – Уфа: риц башГУ, 2013....
Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconУчебное пособие для студентов химического факультета уфа риц башгу 2008 2 Учебное пособие предназначено для студентов химического 3-го курса химического факультета Башгосуниверситета. Оно включает 3 раздела, посвящённых
Связь химической технологии с теоретической химией, физикой, техникой, экономикой
Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconУчебное пособие для студентов 3 курса химического факультета уфа риц башгу 2013 удк 66. 021 Ббк 35
Учебное пособие предназначено для студентов 3 курса химического факультета БашГУ
Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconУчебное пособие для студентов 3 курса химического факультета уфа риц башгу 2009 удк 66. 021 Ббк 35
Учебное пособие предназначено для студентов 3 курса химического факультета БашГУ
Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconДля студентов 3 химического факультета Башгосуниверситета. Уфа рио башГУ
Печатается в соответствии с решением кафедры вмс и охт (протокол №6 от 30. 01. 2007 г.)
Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconМетодическое указание по курсу «Общая химическая технология» для студентов 3 и 4 курсов химического факультета Башгосуниверситета. Уфа рио башГУ
Печатается в соответствии с решением кафедры вмс и охт (протокол №11 от 13. 04. 2005 г.)
Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconУчебное пособие для студентов высших и средних специальных учебных заведений. М., 2001. Введение
Канке В. А. Философия: учебное пособие для студентов высших и средних специальных
Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconЛекция для студентов лечебного факультета Обсуждено на умк кафедры бжимк 2013 г
Безопасность жизнедеятельности. Учебное пособие для студентов / Под ред чл корр. Рамн, проф. И. М. Чижа. – М: Первый мгму им. И....
Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconУчебное пособие для студентов очной и заочной формы обучения факультета психологии Подходы к исследованию внимания в отечественной и зарубежной психологии
Учебное пособие разработано кандидатом психологических наук, доцентом кафедры психологии личности Л. И. Габдулиной
Учебное пособие для студентов химического факультета. Уфа: риц башГУ, 2012. 89с. Введение iconУчебное пособие по курсу «Общая химическая технология» для студентов специальностей 240701, 240702, 240706, 240901
Данное учебное пособие предназначено для того, чтобы обеспечить методическое руководство самостоятельной работой студентов, изучающих...
Вы можете разместить ссылку на наш сайт:
Документы


При копировании материала укажите ссылку ©ignorik.ru 2015

контакты
Документы