Химическая технология как наука. Создание целесообразных способов производства необходимых человеку продуктов, страница 7

Равновесный процесс - это процесс, состоящий из непрерывного ряда равновесных состояний. Равновесное состояние - состояние, в которое приходит система при постоянных внешних условиях, характеризуемое неизменностью во времени термодинамических параметров и отсутствием в системе потоков вещества и теплоты.

Химическое равновесие характеризуется неизменностью числа молекул веществ, составляющих химическую систему, при неизменных внешних условиях, а также:

- самопроизвольное восстановление состояния равновесия после снятия внешнего воздействия, вызвавшего отклонение системы от положения равновесия.

- скорость прямого процесса = скорости обратимого процесса.

- при     и при

Рассмотрим некоторые факторы, влияющие на равновесие.

1) Принцип Ле-Шателье:” Если воздействовать на систему, находящуюся в химическом равновесии, то состояние системы изменится таким образом, что оказанное воздействие ослабляется”.

- температура. В эндотермических реакциях равновесие сместится в сторону образования продуктов реакции, а в экзотермических реакциях  равновесие сместится в сторону исходных веществ.

- давление. При уменьшении объема реакционной системы → повышается давление→ в сторону продуктов, при увеличении объема реакционной системы → уменьшается давление→ в сторону исходных веществ.

- концентрация. При избытке исходных реагентов  равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции,  а при недостатке - в сторону исходных реагентов.

2) Уравнение Вант-Гоффа:  .

3) Уравнение изотермы: .

16.   СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ И ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА НЕЕ.

Скорость химической реакции - количество прореагировавшего исходного реагента А в 1-цу времени в 1-це объема системы:

При :

При :

Знак “-“ - исходный реагент, а знак “+“ - продукт реакции.

Рассмотрим несколько факторов, влияющих на скорость химической реакции.

1) Концентрация. Скорость химической реакции пропорциональна концентрации реагентов:

, где

k - константа скорости реакции.

2) Механизм реакции. Если реакция проходит в несколько стадий, то определяющей скоростью будет скорость самой медленной стадии.

3) Температура. По правилу Вант -Гоффа: “ При изменении температуры на 10, скорость меняется в 2-4 раза”.

По уравнению Аррениуса: .

4) Катализатор. Обычно катализаторы увеличивают скорость химической реакции, но он обладает селективностью.

17.Методы анализа экспериментальных данных

Константы хим.уравнений находятся только экспериментальным путем.

1.Зависимость Скорости от концентрации при Т=соnst

2.Зависимость Константы скорости от Т

Реакторы для получения экспериментальных данных:

1) периодического действия (изучение гомогенных процессов)

2)  проточные (для гетерогенных процессов)

2 метода анализа  эксп. Данных: Интегральный и Дифференцияльный

Интегральный (суммарный , в целом)

Проверка заданного кинетического ур. Интегрированием и последущим сравнением предсказанной и экспериментальной зависимости концентрации от температуры Т.

Методика:

а) Деоается предположение о механизмеи находится соответствующее выражение скорости. Для исходного вещ-ва А при V=const:

-w_A=-dC_A/dt=f(k*c)=k*f(c) – кинетическое Ур-ие б) f(c) зависит только от концентрации компонентов, котрые можно выразить через величину C_A  : -dC _A /f(C_A)=k*dt

dC _A /f(C_A)= F  (C_A)=k dt=k*t

в) По экспериментальным значениям концентрации компонентов определяется числовое значение F  (C_A) для разных моментов времени.

г) Строятся графики F  (C_A) от t :

“+” Если график Прямая линия (из нуля) то принятое Ур-ие согласуется с экспериментальными данными.

“-“Если экспериментальные точки не ложатся на прямую То Ур-ие выбрали не верно  Выбирают другое.

Этот метод удобен для анализа простых кинетических Ур-ий , описывающих экспериментальные реакции.

Дифференциальный