Глава 3. Использовшше зактюв химической кинетики

65

§ 3.2. Зависимость скорости химических реакций от концентрации реагентов. Кинетические уравнения

Скорость химического превращения з;_шисит от большого числа перемснных. Результаты экспериментальных исследований

различных реакций показали, что на скорость влияют не только факторы, определяющие состояние химического равновесия (тем­ пература, давление, состав реакционной системы), но и иные при­

чины, такие, как наличие или отсутствие посторонних веществ,

не претерпевающих изменений в результате реакции, условия физи­

ческой транспортировки реагентов к реакционным центрам и др.

Факторы, оказывающие влияние на скорость химического пре­

вращения, обычно подразделяют на две группы: чисто кинетиче­

ские (микрокинетические), определяющие скорость взаимодейст­

вия на молекулярном уровне, и макрокинетические, определяющие

влияние на скорость реакции условий транспорта реагентов к зоне

реакции, наличия или отсутствия перемешивания, геометрических

размеров реактора.

Рассмотрим сначала влияние микрокинетических факторов на

скорость химю1.еских реакций.

Законы химической кинетики основаны на двух простых прин­

иипах (постулатах), впервые установленных при изучении реак­ ций в растворах:

скорость химической реакции пропорциональна концентрациям

реагентов;

суммарная скорость нескольких последовательных превращений,

широко различающихся по скорости, определяется скоростью наибо­

лее медленной стадии.

Функцион<Uiьная зависимость скорости химической реакции

от концентраций компонентов реакционной смеси

назьшается кинетическим уравненишvt реакции.

В химической кинетикс принято делить химические реакции

на элементарные и неэлементарные (сложные).

Элементарными (одностадийными) назьшаютсн реакции, осу­

ществление которых связано с преодолением одного энергетиче­

ского барьера нри переходе из одного состонния реакционной

системы в другое. Механизм такой реакции соответстпует ее сте­

хиомстрическому уравнению.

Кинетическое уравнение необратимой элементарной реакции

аА + ЬВ --t r R + s S

(f)

5-3394

66	Раздел первый. Химические процессы и реакторы

в соответствии с первым постулатом, основанном на законе дейст­

вующих масс, имеет вид

(3.4)

Коэффициент пропорциональности k, входящий в кинетичес­

кое уравнение (3.4), называют константой скорости химической

реакции. Uелочисленные показатели степени а и Ь у концентра­

ций реагентов А и В в кинетическом уравнении (3.4) для элемен­

тарной реакции называются порядками реакции по реагентам соот­

ветственно А и В. Их сумма а + Ь = п называется обищм порядком

реакции. Для элементарных реакций частные порядки (порядки

реакций по отдельным реагентам) равны соответствующим стехи­ ометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Наряду с понятием <<порядок реакции>> в химической кинетике

используют понятие «молекулярность реакции>>. Молекулярность

реакции равна минимальному числу молекул, одновременно при­

нимающих участие в одном элементарном акте реакции.

Для элементарных реакций порядок равен молекуляриости и может иметь значения 1, 2, 3. Порядок (или молекулярность) элементарных реакций не превышает значения 3, так как вероят­

ность одновременного столкновения более чем трех молекул чрез­ вычайно низка.

Однако большинство химических реакций не являются эле­

ментарными: они протекают через ряд промежуточных стадий.

Стехиометрическое уравнениенеэлементарной (сложной) реакции

отражает лишь начальное и конечное состояния данной реакци­ онной системы и не описывает механизм реакции.

Сложную реакцию иногда удобно рассматривать как формаль­

но простую, т. е. считать, что она протекает в одну, а не в несколь­

ко стадий. Так можно поступить, если в условиях рассматривае­

мой задачи промежуточные продукты не обнаруживаются.

Для формально простой реакции

аА + ЬВ + dD ---7 r R + s S + q Q

кинетическое уравнение по аналогии с простой (элементарной)

реакцией можно записать в следующем виде:

а ~ 8

Wrл = k СлСвСD'

где частные порядки реакции а, ~ и () находят экспериментально.

В общем случае а * а, ~ * Ь, 8 * d, т. е. молекуляриость и порядок

реакции не совпадают. Полный порядок реакции п =а+ ~ + ()

и частные порядки в таком уравнении могут быть целочисленны­

ми, но могут быть и дробными, так как закон действующих масс,

Глава З. Использование законов химической кинетики

67

предполагающий целочисленные показатели степеней у концент­ раций в кинетическом уравнении, строго применим только к эле­

ментарным реакциям.

Н аряду с неэлементарными реакциями, которые можно рас­

сматривать как формально простые, существует много сложных

реакций, которые явно распадаются на стадии (продукты различ­

ных стадий образуются в значительных количествах).

Простейшими типаМ'и сложных реакций являются параллель­

ные и nоследовательные.

В лараллельных реакциях взаимодействие одних и тех же реа­

гентов может протекать по разл ичным реакционным путям с об­ разованием различных продуктов. В качестве примера можно ука­

зать на nараллель ные реакции окисления аммиака, продуктами

которых могут быть или оксид азота NO , или оксид диазота N20,

или азот N 2•

В последовательных реакциях продукт первой реакции явлнет­ ся исходным реагентом для второй. Реакния может состоять как

из двух, так и из большего числа стадий, следующих друг за дру­

гом. Примером таких реакций могут служить реакции расщепле­

ния углеводородов с длинной углеродной цепочкой на все более

мелкие молекулы.

В случае, есл и известен механизм сложной реакции (элемен­ тарные стадии, через которые она протекает),

скорость реакции по одному из веществ - ее участников - равна

алгебраической сумме скоростей тех элементарных стадий, в кото­

рых это вещество принимает участие.

При определении знаков у членов этой суммы удобно пользо­

ваться формальным правилам: производной концентрации данно­ го компонента по времени dc/d-r приписывают знак минус неза­ висимо от того, является ли комnонент J исходным реагентом или

продуктом реакции; скорости элементарных стадий, в которых

комnонент J расходуется (является реагентом), записывают в об­ шей сумме со знаком плюс, скорости стадий, в которых компо­ нент J образуется (является продуктом),- со знаком минус.

Пример 3.1. Составим кинетическое уравнение по веществам R и А­

участникам сложной реакuии:

k

А+ В~ R

k

R ~ S +Т

kз

R~ M + N.

68	Раздел первый. Химические процессы и реакторы

Эта реакция состоит из трех стадий. Вторая и третья стадии являются

последовательными по отношению к первой и параллельны по отноше­

нию друг к другу. Скорость по компоненту R, участвующему во всех трех

реакциях,

d CR

W,R = --- = -k1СдСВ + k2cR + k3CR. dт

Скорость по исходному реагенту А, участвующему лишь в первой эле-

ментарной стадии,

Пример 3.2. Обратимую реакцию

A+BpR+S

с точки зрения химической кинетики можно рассматривать как сложную, состоящую из двух стадий:

	k
1) А+ В ~ R + S
	k
2) R + S ~А+ В.
Поэтому с помощью уравнений
d Сл	d с8	СдСв- k2CRCS;
WrA = -~ = w, 8	= -~ = k1

можно записать скорость исчезновения или образования участников этой

реакции.

§ 3.3. Способы изменения скорости

простых и сложных реакций

Как указывалось, скорость химической реакции зависит от большого числа различных факторов. Из кинетических уравнений

следует, прежде всего, что скорость простой реакции пропорцио­

нальна концентрациям веществ, являющихся реагентами в данной

реакции. Следовательно, для простых реакций увеличение кон­

центрации исходных веществ практически всегда приводит к уве­

личению скорости (за исключением реакций нулевого порядка,

скорость которых не зависит от концентрации).

Если реакция, описываемая стехиометрическим уравнением (1),

характеризуется различающимися частными порядками по ком­

понентам А и В, наибольшее влияние на скорость реакции будет оказывать изменение концентрации реагента, имеюшего больший

Глава 3. Использова11ие зако11ов химической ки11етики

69

частный порядок. Например, если кинетическое уравнение реак­ uии, в которой участвуют два реагента, имеет вид wrл = kc~c~·25 , то

увеличение конuентраuии реагента А в 2 раза вызовет рост скоро­ сти в 4 раза, а двукратное повышение конвентраuии реагента В приведет к возрастанию скорости лишь в l, 19 раза.

Для сложных реакuий, в частности для параллельных, вопрос

о выборе конuентраций реагентов для управления процессом так­

же не является однозначным. Рассмотрим для примера систему из

двух параллельных реакuий разного порядка (при постоянной тем­

пературе):

(!I)

k2

а2А ----7 sS.

Говоря об увеличении скорости такой реакuии, нужно сначала решить, какая реакция более важна, т. е. какая реакция приводит

к образованию нужного целевого продукта. Нас интересует чаще всего не то, насколько быстро израсходуется реагент А, а насколь­

ко быстрее будет образовываться целевой продукт по сравнению

с побочным.

Пусть в рассматриваемом примере целевым является продукт

первой реакции R, а побочнымпродукт S.

Для анализа соотношения скоростей целевого и побочных про­ uессов пользуются мгновенной или дифференциальной селектив­ ностью (см. § 1.3), равной отношению скорости расходования

реагента А на целевую реакuию к общей скорости расходования реагента и на целевую, и на побочные реакuии.

Значение дифференциальной селективности в ходе процесса

в общем случае не остается постоянным, так как оно определяется отношением скоростей реакций, а скорость реакции по мере ее протекания меняется. Таким образом, дифференциальная селек­

тивность характеризует эффективность целсвой реакции в нското­

рый момент времени при некотором значении конuентраций реа­

гентов и продуктов и при заданной температуре. Лишь в том случае,

когда параметры процесса во времени и пространстве не меняют­

ся (это возможно при проведении проuесса в стационарном реак­

торе идеального смешения), <р' остается постоянной величиной.

При протекании химической реакции меняются концентрации

реагентов и продуктов. Рассмотрим, как при изменении концент­ рации исходного реагента А для системы параллельных реак­

ций (II) при постоянной температуре процесса меняется диффе­ ренuиальная селективность <р'.

70	Раздел nepвыit. Химические процессы и реакторы
Пусть целевая реакция имеет по исходному реагенту А поря­
док n1, а побочная реакция- n2, тогда
		Wr(Л->R) = klc~;
	Wrл = k1С~1				+ k2c;1 ;
	<р	,	=	k1	c~	(3.5)
			k1c~1 + k2c;2
Проанализируем зависимость <р' от концентрации реагента А
Для удобства преобразуем выражение (3.5):
	<р'					(3 .6)
Здесь Л= k/k 1 -	величина,			не зависящая от концентрации
реагента А; l'ln = n2 -	n 1 -	разность порядков побочной и целевой

реакций по исходному реагенту А.

Очевидно, что <р' может быть как возрастающей, так и убыва­

ющей функцией от концентрации. Определим характер функ­

ции <р'(сл) по знаку первой производной:

(3 .7)

Как видно из уравнения (3.7), знак первой производной зави­ сит от знака l'ln (Л= kjk 1 - всегда положительна, ел в любой сте­ пени также nоложительная величина). Если l'ln < О, т. е. если n 1 > n2

(порядок целевой реакции по исходному реагенту больше порядка

побочной реакции), то <р'(сл)- возрастающая функция; скорость

целевой реакции с ростом концентрации исходного реагента

Рис. 3.1. Зависимость дифференциальной

селективности от концентрации исходного

реагента А для параллельных реакций

при различных соотношениях порядков

реакций n1 и n2:
1-	n,= 1, k, = 10 '1.1, n2 = 2,5, k, = 15 м4·5/(Ю.ЮJJь15ч);
2 -	n	1	= 2,5, k, = 15 м4	•5/(кмоль1	•5 ч),	n = 1;
						2

k1 = 10 •г'

Глава 3. Использование зактюв химической кинетики

71

возрастает значительно быстрее скорости побочной реакции и доля

скорости целевой реакции в суммарной скорости возрастает

(рис. 3.1, кривая 2).

В этом случае желаемый результатувеличение скорости об­ разования целевого продукта R по сравнению со скоростью обра­ зования побочного продукта S (увеличение дифференциальной

селективности <р')- достигается при использовании исходного ре­ агента высокой концентрации.

При /'..n > О (n 1 < n2) характер зависимости <р' от концентрации

исходного реагента противоположный: d<p'jdcл <О, следовательно,

<р'(сл)- убывающая функция (кривая /), и более высокая диффе­

ренциальная селективность по целевому продукту достигается при

низкой концентрации исходного реагента. Следовательно, не всег­ да выгодно стремиться увеличивать концентрацию реагента. Прав­ да, при низких концентрациях реагента небольшим будет абсо­

лютное значение скорости при прочих равных условиях. Тогда

нужно искать другие пути увеличения скорости реакции при со­

хранении высокого значения дифференциальной селективности.

При /'..n =О дифференциальная селективность, как это видно из

уравнения (3.7), остается постоянной величиной при любых зна­ чениях концентрации исходных реагентов, и изменить <р' можно,

лишь изменив соотношение kik1•

Проще всего можно повлиять на это соотношение, изменив

температуру проведения реакции, так как температура является

одним из технологических параметров, в наибольшей степени влия­

ющим на скорость химической реакции. Рассмотрим влияние тем­

пературы на скорость химической реакции более подробно. Экспериментально при изучении кинетики химических реак­ ций было обнаружено, что при увеличении температуры на 10 гра­ дусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза. Более строго эта

зависимость выражается в виде уравнения Аррениуса

(3.8)

где k - константа скорости реакции; k0 - предэкспоненциальный

множитель; Е- энергия активации реакции; R- универсальная

газовая постоянная; Т- температура.

Энергия активации элементарной реакции Е- это минимальный

избыток энергии над средней внутренней энергией молекул, необхо­

димый для того, чтобы произошло химическое взаимодействие (энер­

гетический барьер, который должны преодолеть молекулы при пере­ ходе из одного состояния реакционной системы в другое).

72	Раздел первый. Хилшческие процессы и реакторы

Для обратимых реакций разность энергий активации прямой

(Е1) и обратной (Е2) реакций равна тепловому эффекту реакции.

Предэкспоненциальный множитель k0 учитывает число соуда­ рений, вероятность распада активированного комплекса реакции

на исходные реагенты без образования продуктов реакции , про­

странствеи ную ориентанию молекул реагентов, а также ряд других

факторов, влияюших на скорость реакции и не зависнщих от тем­ пературы . При более строгом рассмотрении следует учесть, что k0 также зависит от температуры, но при температурах, когда RT «Е,

с достаточно хорошим приближением этой зависимостью можно пренебречь 1•

Часто уравнение Аррениуса представляют в виде линейной за­

висимости логарифма константы скорости от обратной темпера­

туры : 1n k = /( 1/Т). В таком виде удобно провести его анализ.

Из анализа зависимости lп k = f(l/ Т), приведе н ной на рис. 3.2,

можно сделать следуюшие выводы.

Во-первых, из неравномерности температурной шкалы следу­

ет, что химические реакции более чувствительны к изменениям

температуры в области более низких температур. На примой /,

соответствуюшей химической реакции с энергией активации

165 кДж/моль, выбраны два участка 1 и //, характеризуюшиеся одинаковым изменением температуры (1'1 Т= 100 К), но в разных

температурных интервалах: у•1асток 1 - в обл~:~сти темнератур, близких к комнатной, участок 1/- в области более высоких темпе­ ратур (-600 К). Для участка 1при изменении темnературы на 100 гра­

дусов константа скорости реакции k 1 увеличивается в 1,9 · 107 раз,

для участка /1 при том же 1'1 Т наблюдается увеличение константы скорости лишь в 820 раз, примерно на четыре порядка ниже, чем на участке /.

Второй важный вывод вытекает из сравнения температурных

зависимостей скоростей реакций с различными значениями энер­ гии активации. Чем выше энергия активации реакции, тем более

чувствительн а она к изменениям температуры .

При изменении темnер~:~туры от 500 до 600 К скорость первой

реакции (Е= 165 кДж/моль) увеличивается в 820 раз (у•шсток 11 ),

а скорость второй реакции (Е= 40 кДж/моль)- лишь в 5,3 раза

(участок 1//).

Последний вывод чрезвычайно важен при выборе условий про­ ведения сложных (параллельных и последовательных) реакций.

1 Для большинства химико-технологических процессов Е= RO+IOO кДж/моль. Сле­ довательно, при обыч11ых дЛЯ проведения химических реакций температурах от 300 до 1000 К вели•rина RT, характеризуюшал тепловую энергию молекул, в 20-70 раз

~!ei!ЫlJe Е.

Глава 3.	Использовтше зако11ов химической киllеmики		73
		ln k
Рис. 3.2. Зависимость константы скорос­		о
ти химической реакции от температу­
ры мя реакций с энергиями активации
J 65 кДж/моль ( /) и 40 кДжjмоль (2):		-25
у•1асток 1- изменение lп k nри росте темnе­
ратуры с 300 до 400 К; участок JJ- то же,
при росте температуры с 500 до 600 К; учас­
ток JI1 -	изменение ln k для рсакuии с низ­
кой энергией акпшаuии nри изменении тсм­
нературы с 500 до 600 К
		Т, К700	500 400

Рассмотрим, например, влияние температуры на дифференциаль­ ную селективность для параллельных реакций (II):

q>' = -----	k2	,----
1			n2-n1
	+-с		А
	k
	1

Для того чтобы выделить только влияние температуры на се­ лективность, примем, что целсвая и побочная реакции имеют оди­

наковый порядок (n, = n2). Преобразуем уравнение (3.6) с учетом уравнения (3.8):

q>'

1+ crexp [L1E /(RТ)] ·

Прснебрегая слабым влиянием температуры на предэкспо­

ненциальные множители в уравнении Аррениуса, считаем, что

а= k	_ /k,_	0	от температуры не зависит. Производная
2	11

d q>'

dT

положительна, если L'lE = Е, - Е2 >О, и отрицательна, если L'lE <О.

Таким образом, если энергия активации целевой реакции прс­

вышает энергию активации побочной реакции, то с ростом темпе­

ратуры наблюдается возрастание дифференциальной селективности,

74	Раздел первый. Хилtические процессы и реакторы

т. е. относительно более быстрое увеличение скорости целевой ре­

акции по сравнению с ростом скорости побочной реакции и сум­ марной скорости процесса. Наоборот, если Е1 < Е2, для увеличе­

нин дифференциальной селективности <р' нужно понижать, а не

повышать температуру.

Из уравнения Аррениуса видно, что принципиально возможен еще один путь управления скоростью химической реакциииз­

менение величины Е- энергии активации реакции. Высота энер­

гетического барьера реакции тесно связана с ее механизмом. Если

изменить путь реакции, направив ее к конечным продуктам через

некоторые новые промежуточные комплексы, то можно изменить

и значение энергии активации. Такой путь возможен при приме­

нении катализаторов.

Из приведенного выше рассмотрения влияния температуры на скорость реакции с различной энергией активации следует, что

в случае применения катализатора для ускорения целевого про­

цесса при проведении параллельных реакций возможна такая си­ туация, когда энергия активации побочной реакции окажется выше энергии активации целевой реакции, и тогда повышение

температуры, часто применяемое для интенсификации химико­

технологических процессов, приведет к снижению селективности

по целевому продукту.

Вопросы и упражнения

для повторения и самостоятельной проработки

1.Чем различаются определения скорости гомогенной и гетероген­

ной химических реакций?

2.Как взаимосвязаны между собой реальные скорости образования

или расходования отдельных участников реакции

аА + ЬВ ~ r R + s S ?

3. В чем заключается различие между микрокинетикой и макроки­ нетикой?

4. Что такое частный порядок реакции по компоненту J? Как в·заи­ мосвязаны частные порядки по разным компонентам и общий порндок

реакции?

5. Какие реакции называют простыми, формально простыми, слож­

ными?

6. Как составляют кинетические уравнения простых реакций?

7. Как составляют кинетические уравнения сложных реакций: а) с из­

вестным механизмом реакции; б) с неизвестным механизмом реак11ии? 8. Используя правило составления кинетических уравнений слож­ ных реакний (см. § 3.2), запишите кинетические уравнения для расчета

скорости по веществам А, В, R и М для сложной реакшiИ

Глава 3. Использовтше законов химической кипетики

75

А+В 1 f=::=k==:± R+S

k)

A+R --"k"3-~ М.

9. При постоянной температуре протекают две параллельные реакции:

A~R
А	S,
характеризующиеся значениями констант скорости k		1	=	ю-з с-1 , k	2	= 1о-2	С1 •

Перед началом реакции Сл.о = 2 кмольjм3 , сRЛ = с~.о =О. Определите значе­

ния скорости химической реакции по исходному реагенту А (w,л) и про­

дукту S в момент времени, когда cR = 0,05 кмольjм', cs = 0,5 кмольjм3 . 10. Протекает сложная реакция

A+B~2R

при температуре, когда константы скоростей отдельных элементарных

реакций имеют следующие значения: k			1	= 0,02 м3/(кмоль ·с), k				2	= 0,0015 С1 ,
k, = 0,0028 с-1 • Начальный состав реакционной смеси: ел						0	= О, 1 кмольjм3 ,
с~.о =	0,3 кмоль/м3, с1,.о = cs.o	= cr.o = О.		В реакторе установились концент­
рации	продуктов: cR = 0,028	кмольjмЗ,			еР = 0,05 кмольjм3 ;			степень пре­
вращения исходного реагента Хл = 0,2.					Определите значения скоростей

химической реакции по веществам R и Р.

11.Протекает сложная реакция

Аf=:::k)==:± R

k)

R _ _:k:!_з~ s

при температуре, когда константы скоростей отдельных элементарных

реакций имеют следующие значения: k

1

= 0,0028 с-1

,

k

2

= 0,051 с-1

,

~ = 0,0032 с-1 • Начальная концентрация исходного реагента Сло = 1,65 кмольjм';

Фактическая степень превращения исходного реагента х,~ составлнет 30%

от равновесной степени превращения хлс; концентрация продукта R cR =

=О, 15 кмольjм3 . Определите значение скорости реакции по продукту R (w,R).

12.От каких микрокинетичсских факторов зависит скорость хими­

ческой реакции?

13.В гомогенной химической реакции участвуют два реагента А и В. Реакция имеет первый порндок по реагенту А и второй порядок по реа­ генту В. Увеличение концентрации какого реагента даст боm,ший эффект

увсличенин скорости реакции?

14.Выведите уравнение зависимости дифференциал,,ной селектив­

ности от концентрации реагента А для параллельных реакций, имеющих разный порядок по реагенту А.

15.Вещества А и В участвуют в двух параллельных реакциях, причем частный порядок по реагенту А выше в целсвой реакнии, а частный порядок

76	Раздел первый. Химические процессы и реакторы

по реагенту В выше в побочной реакции. Какие можно сделать рекомен­ дации 110 изменению концевтрацнй реагентов для обесnе•1ения высокой дифференциальной селективности'? Как можно эти рекомендац11и выпол­

нить при техвологическом оформлении nроцесса?

16. Заnишите уравнение Аррениуса в дифференциальной, интеграль­

ной и логарифм ической формах. В чем суть ураввення Аррениуса?

17. Оnределите энергию активации реакции, если nри изменении температуры с 450 до 500 ос ее скорость возрастет в 2, 73 раза.

18. При темnературе 748 К константа скорости реакции составляет 3,2 · 105 ч - 1 • Оnределите константу скорости этой реакции при температу­ ре 793 К, если ее энергия актив;щии Е= 87, 9 кДж/моль.

19. Пр11 проведении кинетических эксnериментов оnределены следу­

ющие значения константы скорости химической реакции при разли•1ных

темnературах:
Т, К ........ ...................	298	323	348	373	398
k, мJ/(кмоль · ч) .... ...	0,51	0,82	1,35	1,92	2,62

Определите энергию активации реакции .

20. Для реакции п-го nорядка

пА --t Продукты

экспериментально nолучена зависимость концентрации реагента от вре­

мени nроведения реакции в nериодическом реакторе при nостоянной тем­

nературе:

"t,	мин .... .. .... .......	...... о	1	2	3	4	5
с~,	кмольjм3 ..••.....	• 2,00	0,96	0,63	0,47	0,39	0,31

Оnределите nорядок реакции и вычислите константу скорости.

21. По•1ему эффективность nовышения темnературы, как средства от­

носительного увеличения скорости реакции, выше nри низких темпера­

турах, чем nри вЪiсоких?

22.Проанализируйте зависимость дифференциальной селективности

от темnературы для двух nараллельных реакuий одинакового nорядка.

23.Две nараллельные реакции

а,А + Ь1В --t rR + sS (целевая реакция)

а2А + Ь2В --t уУ + zZ (nобочная реакция)

характеризуются следующими к11нетическими уравнениями :

WrА,нсл	о.нс'·54.		Wгл,поб	.1.s co.2s
	= k1('А	8 '		= k2Сл В

и энергиями активации Е, = 45 кДжjмоль, Е2 = 65 кДж/моль.

Проанализируйте зависимость дифференциальной селекпннюсти для такой системы реакций: а) от концентрации реагента А: б) от концентра­ ции реагента В; в) от темnературы . Какие можно дать рекомендации no

выбору технологического режима для этого nроцесса на основе проведеи­

ного анализа?