Сделай Сам Свою Работу на 5

Активность и селективность катализаторов.





Любая каталитическая реакция включает по крайней мере две стадии:

1) взаимодействие активного центра с молекулой реагента и образование промежуточного соединения;

2) распад промежуточного соединения с образованием продуктов реакции и "свободного" активного центра.

Последний вновь вступает во взаимодействие с молекулами исходных веществ. Такие циклы могут повторяться многократно. Число циклов, совершающихся за единицу времени на одном активном центре, называют числом обо­ротов катализатора. Мерой каталитической активностиявляется число оборотов катализатора. Для гомогенных катализаторов число оборотов легко подсчитать, если разделить скорость реакции на мо­лярную концентрацию катализатора.

Активность катализатора, так же как и скорость реакции, зависит от условий проведения каталитического процесса: температуры, кон­центрации реагентов, давления, а также растворителя, если каталити­ческая реакция протекает в жидкой фазе. Поэтому сравнение катали­тической активности различных катализаторов проводят при строго одинаковых условиях.

Состояние обратимой реакции, при котором υ называется химическим равновесием.(т.е. V прямой реакции равна V обратной)



Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.
А2 + В2 ⇄ 2AB .

Смещение химического равновесия.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации.

Чтобы реакция на химических производствах проходила как можно полнее, необходимо сместить равновесие в сторону продукта. Для того, чтобы определить, как тот или иной фактор изменит равновесие в системе, используют принцип Ле Шателье (1844 г.):Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить t, р, С), то равновесие сместится в ту сторону, которая ослабит это воздействие.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) при ↑ Среаг →, при ↑ Спрод ← : S2+2O2=2SO2 ,[O]↑ →, [SO2]↑ ←

2) при ↑ p (для газов) - в сторону уменьшения объема,

при ↓ р – в сторону увеличения V; если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.



CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →
1моль=1моль+1моль .

3) при ↑ t – в сторону эндотермической реакции (- Q), при ↓ t – в сторону экзотермической реакции (+ Q).

CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←
N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →

Способы смещения химического равновесия на примере синтеза аммиака.

Сырье: азотоводородная смесь.
Вспомогательный материал: катализатор (пористое железо).
Основной химический процесс:
Предварительно получают азотоводородную смесь. Водород получают парокислородной конверсией метана (из природного газа):
СН4 + Н2О(г) → СО + ЗН2 - Q
2СН4 + О2 = 2СО + 4Н2 + Q
СО + Н2О(г) = СО2 + Н2 + Q
Азот получают ректификацией жидкого воздуха.

Аппарат Назначение Реакция
Турбокомпрессор Сжатие смеси до необходимого давления 25·106 Па -
Колонна синтеза Газы реагируют при 450—500 °С в присутствии катализатора под давлением с образованием 10—20% аммиака N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 кДж
Холодильник Сжижение аммиака -
Сепаратор Отделение аммиака от непрореагировавших азота и водорода -


Особенности технологического процесса:
направление движения азотоводородной смеси в колонне синтеза выбирают таким образом, чтобы максимально использовать теплоту реакции и предохранить наружные стенки аппарата от чрезмерного нагревания. Образующийся аммиак (10—20%) отделяют сжижением, возвращая непрореагировавшую азотоводородную смесь в колонну синтеза. Процесс непрерывный, циркуляционный.
Основной продукт: аммиак.



Применение: производство азотных удобрений, взрывчатых веществ, пластических масс и др.

Контроль знаний:

Дайте определение и приведите примеры гомо- и гетерогенных реакций, состояния химического равновесия, катализа и катализаторов.

 

Литература:

1. Габриелян О.С. Химия: учеб. для студ. сред. проф. учеб. заведений.- 2-е издание / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М., 2013.

2. http://ru.wikipedia.org- энциклопедия.

3. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г, химия. 10 класс: учебник для общеобразовательных учреждений (базовый уровень). – М.: Просвещение, 2016.

 

 

Самостоятельная работа №3

Тема: Роль воды в химической реакции. Истинные растворы. Растворимость и классификация веществ по этому признаку: растворимые, малорастворимые и нерастворимые вещества. Электролиты и неэлектролиты.Электролитическая диссоциация. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Химические свойства воды: взаимодействие с металлами,

основными и кислотными оксидами, разложение и образование кристаллогидратов. Реакции гидратации в органической химии.

 

Основные понятия и термины по теме:вода, растворы, растворение, классификация веществ, виды растворов,факторы растворимости, значение. теория электролитической диссоциации, катионы, анионы, катод, анод,электролиты, неэлектролиты, степень диссоциации.

 

План изучения темы:

(перечень вопросов, обязательных к изучению):

1. Роль воды в химической реакции.

2. Виды растворов. Истинные растворы. Классификация веществ по их растворимости в воде.

3. Факторы, от которых зависит растворимость веществ в воде.

4. Значение водных растворов для организма человека.

5. Механизм электролитической диссоциации.

6. Электролиты и неэлектролиты. Степень электролитической диссоциации.

7. Химические свойства воды. Реакции гидратации в органической химии

 

Содержание:

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.