- •Часть 1
- •Тема 1. Основные и технологические понятия и определения.
- •§ 1. Классификация моделей хтс.
- •1) Функциональная (принципиальная)
- •1) Основные операторы:
- •Вспомогательные операторы:
- •§ 2. Типы технологических связей хтп.
- •1) Последовательная; 2) Параллельная; 3) Обводная (байпас); 4) Рециркуляционная;
- •§ 3 Классификация химических реакций применяемых в промышленности.
- •1) Гомо и гетерофазные процессы.
- •2) Гомо и гетерогенные процессы.
- •3) Простые и сложные реакции.
- •4) Элементарные и неэлементарные реакции.
- •§ 4 Безразмерные характеристики материального баланса.
- •§ 5 Материальный баланс и его характеристики (простые реакции).
- •§ 6 Тепловой баланс и хтп и его характеристика.
- •Тема 2. Прикладная термодинамика химических процессов.
- •§ 1. Расчет тепловых эффектов химических реакций.
- •§ 2. Термодинамическая вероятность протекания химических реакций.
- •§ 3. Расчет равновесия обратимых химических реакций.
- •Закон действующих масс.
- •§ 4. Экспериментальное определение равновесного состава реакционной массы и константы равновесия.
- •§ 6. Законы смешения равновесия.
- •I) Давление.
- •II) Концентрация веществ.
- •III) Температура.
- •Тема 3: Кинетика гомогенных химических процессов.
- •§ 1 Скорость химических процессов.
- •Зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ. Основной закон кинетики.
- •1) Метод.
- •2) Метод
- •Зависимость скорости химической реакции от температуры. Общее кинетическое уравнение.
- •§2 Исследование кинетики гомогенных химических реакций.
- •Исследование гомогенных химических реакций в реакторах периодического действия емкостного типа.
- •Интегральный метод анализа кинетической зависимости.
- •Тема 4: Особенности кинетики гетерогенных каталитических процессов (гкп).
- •§1 Основные стадии гкп. Общее уравнение кинетики.
- •1) Внешнедиффузионная.
- •2) Внутренняя диффузия.
- •4) Химическое превращение.
- •§2 Внешнедиффузионная и внутредиффузионная области, лимитирующие в гетерогенном каталитическом процессе.
- •§3 Адсорбция на поверхности катализатора.
- •Основные положения теории:
- •§5. Кинетика реакции на поверхности катализаторов (кинетическая область, как лимитирующая гкп).
- •§6 Исследование кинетики гкп.
- •§7 Определение лимитирующей стадии гкп.
- •Часть 2 Основы расчета химических реакторов. Классификация химических реакторов.
- •Тема 1. Расчет изотермических реакторов для проведения гомогенных реакций..
- •§ 1. Реактор рис-п.
- •§ 2. Реактор идеального смешения рис-н.
- •§ 3. Реактор идеального вытеснения рис-в.
§ 2. Термодинамическая вероятность протекания химических реакций.
При исследовании сложных и простых обратимых химических реакций, возникает необходимость установить, какие реакции из нескольких обратимых термодинамически наиболее вероятны, и в каком направлении будут протекать эти реакции.
Мерой сродства реагентов химических взаимодействий в изобарно-изотермических процессов служит энергия Гиббса ( ). Энергия Гиббса рассчитывается или определяют на основе экспериментальных данных.
энергия Гиббса веществ участников реакций при температуре 2980 К. νi , νj – стехиометрические коэффициенты. При определении ΔG0 r (свободная энергия) на основе экспериментальных данных обычно используют тепловой эффект реакции, найденный опытным путем, пользуясь уравнением:
- изменение энтропии реакции;
νi и νj – стехиометрические коэффициенты. - энтропия химических веществ при температуре 2980 К. Если возникает необходимость расчета энергии Гиббса для реальных условий , то используют формулу Темкина-Шварцмана:
Термодинамическая вероятность и направление протекания химически обратимых реакций определяется величиной и знаком энергии Гиббса. Существует следующая зависимость этой величины: 1) << 0, наиболее вероятно протекание химической реакции в прямом направлении (в сторону продуктов). 2) >> 0, наиболее вероятно протекание реакции в обратном направлении. (в сторону реагентов). 3) ≈ 0, термодинамическое равновесие.
При отсутствии экспериментальных данных для теплоемкости веществ, их можно рассчитать эмпирическими методами, для этого из большего числа, имеющихся в настоящее время эмпирических методов, могут быть рекомендовано: метод Маслова; метод Андерсена, Ватсона и Бай, метод Мэтьюза и Харда.
§ 3. Расчет равновесия обратимых химических реакций.
Все обратимые реакции во времени стремятся к равновесию, при которой скорости прямого и обратного процесса равны. В результате чего соотношение компонентов в реакционной массе остается неизменной пока в системе не изменяются параметры технологического режима (температура, давление, концентрации компонентов). При изменении параметров технологического режима равновесие в системе нарушается, самопроизвольно переходит в новое состояние, которому соответствует новое соотношение компонентов реакционной массы.
Закон действующих масс.
Подвижное равновесие обратимых химических реакций в химической технологии, количественно оценивается константами равновесия, которые выражаются законом действующих масс. Допустим, что в системе протекает жидкофазная обратимая реакция.
Как известно из общей химии, скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентрации реагентов А и В (СА и СВ).
Скорость обратимых реакций пропорциональна произведению концентрации продуктов:
Из условий равенства скорости прямой и обратной реакции в момент равновесия:
, получим, что константа равновесия: . При анализе обратимых реакций в газовой фазе константу равновесия выражают через парциальные давления: ; Pi – парциальное давление реагентов; Pj – парциальное давление продуктов.
Константу равновесия можно выразить также через отношение мольных долей участников реакции: ; n – общее количество молей содержащиеся в системе. .
Константу равновесия можно выразить через число молей компонентов. .
Для реальных систем, константу равновесия выражают через летучесть «f» или активность «а». При небольших давлениях, практически при любых температурах, соблюдают равенство: , Δn – изменение числа молей входе химической реакции (для газообразных реагентов): , при этом, надо помнить, что в зависимости от типа химической реакции и использовании исходных данных (концентрация, парциальное давление), единицы измерения констант равновесия, будут различны. В случае уравнения (3) константа KC – безразмерная величина. Но если в реакторе осуществляется газообразная реакция
, единицы измерения константы равновесия в этом случае [мПа, атм, бар].