- •Г.М.Бутов, с.В. Дьяконов,
- •Введение
- •2. Физико-химические основы процесса получения стирола
- •3. Теоретические основы составления материального баланса, основные показатели химико-технологического процесса
- •4. Теоретические основы составления теплового (энергетического) баланса химико-технологического процесса
- •5. Методика проведения экспериментов и обработка экспериментальных данных
- •5.1. Методика проведения эксперимента
- •5.2. Обработка экспериментальных данных
- •5.3. Определение тепловой нагрузки на реактор и коэффициента полезного действия процесса
- •6. Правила безопасной работы
- •7. Задания
- •8. Контрольные вопросы
- •Исследование кинетики гомогенных химических реакций
- •1. Цели и задачи работы
- •Способы и технология получения сложных эфиров
- •3. Физико-химические основы процесса
- •3.1. Механизм реакции этерификации
- •3.2. Кинетика реакции этерификации
- •3.3. Определение порядка реакции
- •3.4. Расчет термодинамических функций
- •3.5. Составление полного кинетического уравнения реакции
- •4. Экспериментальная часть
- •4.1. Описание лабораторной установки
- •4.2. Методика проведения эксперимента
- •Внимание! секундомер и воздуходувку не выключать
- •4.3. Обработка экспериментальных данных
- •Данные для расчёта общего порядка реакции
- •5. Правила безопасной работы
- •6. Контрольные вопросы
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Химическое равновесие
- •2.1.1. Зависимость константы равновесия от температуры
- •2.1.2. Экспериментальное определение равновесного состава реакционной массы и константы равновесия
- •3.Методика проведения эксперимента и обработка экспериментальных данных
- •3.1. Методика проведения эксперимента
- •3.2. Этерефикация уксусной кислоты этиловым или изопропиловым спиртом
- •3.2.1 Обработка результатов эксперимента
- •4. Задание
- •5. Правила безопасной работы
- •6. Контрольные вопросы
- •Исследование кинетики реакции металлов с кислотами
- •Цели и задачи работы
- •2. Теоретическая часть
- •3. Методика проведения эксперимента
- •Внимание: показание секундомера не обнуляют.
- •4. Обработка экспериментальных данных
- •4.1. Определение лимитирующей стадии процесса
- •5. Задание
- •6. Контрольные вопросы
- •Библиографический список
- •Лабораторный практикум по общей химической технологии
- •400005, Г. Волгоград, пр. Им. В. И. Ленина, 28. Корп. 1
5. Правила безопасной работы
Перед началом эксперимента проверить включение вытяжного шкафа.
Проверить с преподавателем правильность собранной установки.
Не допускать попадания раствора щелочи на кожу рук и в глаза.
Работу выполнять с использованием защитных очков.
Не допускать пролива хлорангидрида бензойной кислоты, а также попадания его на кожу рук и одежду.
При загрузке хлорангидрида бензойной кислоты пользоваться резиновыми перчатками.
Не допускается использование открытого огня вблизи лабораторной установки.
6. Контрольные вопросы
Ход работы и порядок расчетов.
Методы синтеза и технология процессов получения сложных эфиров.
Механизм и кинетика реакций хлорангидридов карбоновых кислот со спиртами.
Экспериментальные методы исследования кинетики гомогенных химических процессов.
Методы определения порядка реакции.
Влияние температуры на скорость химических реакций.
Методы определения энергии активации.
Лабораторная работа № 3
Экспериментальное определение
химического равновесия в гомогенных
системах и термодинамический анализ
химических процессов
ЦЕЛЬ РАБОТЫ
Цель работы: Экспериментальное изучение закономерностей обратимых реакции на примере этерификации уксусной кислоты этиловым спиртом, ирасчет основных термодинамических показателей химического процесса.
Задачи:
– Знакомство с экспериментальными методами исследования химического равновесия.
– Изучение методов расчета константы равновесия реакции по полученным экспериментальным данным и по справочным термодинамическим величинам.
Знания: Студент должен знать теоретические основы химического равновесия, влияние технологических параметров на его смещение.
Умения: На основе полученных экспериментальных данных провести расчеты константы равновесия реакции.
2. Теоретическая часть
2.1. Химическое равновесие
Химические процессы подразделяются на обратимые и на необратимые. Понятие химическое равновесие применимо только к обратимым реакциям. В действительности же все химические процессы обратимы, так как при соответствующих условиях любой процесс может протекать с заметной скоростью, как в прямом, так и в обратном направлении.
Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
К обратимым реакциям можно отнести синтез аммиака из элементов его составляющих:
N2 + 3H22NH3
окисление сернистого альдегида до серного
SO2+ O2 SO3
Синтез сложных эфиров из соответствующих органических кислот и спиртов, например:
CH3COOH+C2H5OHCH3COOC2H5+H2O
Все обратимые процессы во времени стремятся к равновесию, при котором скорости прямого и обратного процесса уравниваются, в результате чего соотношение компонентов в реакционной массе остается неизменным, пока в элементе не изменяются параметры технологического режима.
Устойчивое равновесие характеризуется:
неизменностью равновесного состояния системы во времени при постоянных внешних условиях;
подвижностью равновесия, т.е. самопроизвольным восстановлением состояния равновесия после снятия внешнего воздействия, вызвавшего отклонение системы от положения равновесия;
динамическим характером равновесия, т.е. установлением и сохранением равновесия вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов;
минимальным значением энергии Гиббса /G/ в изобарно-изотермических и энергией Гельмгольца /F/ в изохорно- изотермических процессах (G=0, G<0; F<0).
Качественно подвижное равновесие определяется принципом Ле-Шателье, а количественно – константой равновесия.
При анализе идеальных обратимых химических процессов константу равновесия выражают через концентрации газов (жидкостей) в молях•литр-1
(2.1)
через парциальные давления газов, участвующих в реакции
(2.2)
через мольные доли
(2.3)
а также через число молей веществ участников реакции
(2.4)
В уравнениях (2.1-2.4) П – символ произведения; – стехиометрический коэффициент;j,i– индексы, соответственно относящиеся к продуктам реакции и исходным веществам.
Для реальных процессов константу равновесия выражают через летучести и активности
(2.5)
(2.6)
При небольших давлениях и практически при любых температурах
Ka =Kf=Kp =KN·Pn=Kn (2.7)
Константа равновесия является величиной постоянной (при данных Р и Т) для каждой реакции. Однако, также как и тепловой эффект константа равновесия зависит от температуры.