шпоргалки по химической технологии. шпоры. Химикотехнологический процесс

• Название: Химикотехнологический процесс
• Анкор: шпоргалки по химической технологии
• Дата: 01.10.2021
• Размер: 251.5 Kb.
• Имя файла: шпоры.doc
• Тип: Документы; #239951
• страница: 1 из 4

1.Технология – наука о наиболее экономичных методах и средствах массовой переработки природных материалов в продукты потребления и средства производства. По способам переработки: механическую (изменяются форма и физические свойства исходных материалов); химическую (изменяется строение исходных материалов). Химико-технологический процесс – сложная система, состоящая из единичных связанных между собой процессов (элементов) и взаимодействующая с окружающей средой. Любое химическое производство представляют в виде химико-технологической системы, в которой реализуется совокупность химико-технологических процессов, протекающих в различных аппаратах. Химико-технологическая система состоит из ряда подсистем. Оновные: подсистема подготовки сырья; подсистема химического превращения; подсистема разделения продуктов химической реакции. Вспомогательные: подсистема утилизации побочных продуктов; доведения целевого продукта до требований стандартов; операции, связанные с требованием экологии (очистка сточных вод). Технологический режим – это совокупность параметров, определяющих условия работы аппарата или системы аппаратов. Отдельные аппараты соединяются в технологическую схему процесса. Критерии для оценки эффективности этапов: степень превращения исходного реагента, выход продукта, селективность. Степень превращения реагента показывает, насколько полно используется исходное сырье— доля исходного реагента, использованного на химическую реакцию. Выход продукта — отношение реально полученного количества продукта к максимально возможному его количеству, которое могло бы быть получено при данных условиях. Селективность. Полная, или интегральная — это отношение количества исходного реагента, расходуемого на целевую реакцию, к общему количеству исходного реагента, пошедшему на все реакции (и целевую, и побочные). Мгновенной, или дифференциальной, селективность - отношение скорости превращения исходных реагентов в целевой продукт к суммарной скорости расходования исходных реагентов. Критерий эффективности работы отдельных аппаратов, цехов или заводов в целом является производительность. Производительность — количество продукта, полученное в единицу времени. Максимально возможная для данного агрегата, машины производительность (проектная) называется мощностью. Увеличение единичной мощности агрегатов ведет к снижению удельных капитальных затрат, повышению производительности труда. Интенсивностью называется производительность, отнесенная к какой-либо величине, характеризующей размеры аппарата, — его объему, площади поперечного сечения и т. д.
2. Термодинамика - наука о переходах энергии, превращениях энергии из одного вида в другой и возможности этих превращений. Хим. термодинамика - изуч энергетические эффекты хим. реакций, возможности их самопроизвольного протекания и направления этих процессов, а также состояние равновесия. В зависимости от свойств границ между термод. сис-ой и окруж средой: открытые системы имеют массообмен и теплообмен с окруж средой; закрытые системы обмениваются энергией, но не обмениваются веществом; изолированная системы - тепло- и массообмена нет. При протекании процесса не меняются масса вещества и энергия системы. Гомогенная – система, внутри которой нет поверхностей, разделяющих отличающиеся по свойствам части системы (фазы). Гетерогенная – система, внутри которой присутствуют поверхности, разделяющие отличающиеся по свойствам части системы. Термодинамические функции состояния – функции, изменение которых не зависит от того, через какие промежуточные стадии идет процесс, а определяется только начальным и конечным состоянием системы. Внутренняя энергия - разность между количеством теплоты, сообщённым системе, и работой, совершённой системой над внешними телами: U=Q-A. {\displaystyle U=QЭнтальпия H = U + p V ,теплота реакции. Сумма внутренней энергии и произведенной работы. Энтропия величина, изменение которой ds равно отношению элементарного количества теплоты dq к постоянной температуре Т. Энергия Гиббса. G = H – Т S = U + p V – Т S , зависимость между изменениями энтальпии, энтропии и свободной энергии. Энергия Гельмгольца A = U – Т S, убыль свободной энергии равна работе, совершённой системой над внешними телами. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца определяют ту часть теплоты (энергии), которую система может отдать; эта часть равна суммарному запасу энергии системы за вычетом той энергии, которая остается в системе.
3. Энергия системы складывается из киентической энергии движения системы как целого, потенциальной энергии системы, обусловленной существованием внешнего силового поля, и внутренней энергией системы. E=E_k+E_п=U. Внутренняя энергия (U) – запас энергии системы, слагающийся из кинетической энергии движения составляющих ее частиц (молекул, атомов и др.) и потенциальной энергии их взаимодействия. Изменение внутренней энергии (ΔU) определяется аконом сохранения энергии (1-й закон термодинамики): теплота, сообщеная системе, расходуется на изменение внутренней энергии и работу против внешних сил. Q=ΔU+A, где Q – количество сообщенной системе теплоты; А – суммарная работа, совершенная системой; ΔU = U2 – U1 – изменение внутренней энергии. Большинство процессов протекает при постоянном давлении (Р=const). А_1-2=Р(V₂–V₁),а ΔQ =ΔU + А = U2 – U1 + РV2 – РV1 = (U2 + РV2) –(U1 + РV1). Введя обозначение U + РV = Н, получим ΔQ =Н2–Н1=ΔH, где Н – энтальпия системы. Таким образом, изменение энтальпии для реакций, происходящих при постоянном давлении, равно количеству теплоты, выделяющейся или поглощающейся данной системой. Энтальпи́я — теплота реакции, сумма внутренней энергии и произведенной работы
4. Экзотермическая реакция(+) - выделение теплоты. СН4(г)+ 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г) + Q. Эта теплота называется тепловым эффектом реакции. Эндотермическая реакция(-) - поглощение теплоты. CaCO3(кр)= CaO(кр) +CO2(г) – Q. Закон Гесса: тепловой эффект хим р-ии зависит только от начального и конечного состояний веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. Следствия: 1. Энтальпия равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников р-ий. ΔH = ΣΔH_{обр.конечн} – ΣΔH_{обр.нач} 2. Энтальпия равна сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов р-ии: ΔH = ΣΔH_{сгор.нач} - ΣΔH_{сгор.конечн} Теплоты сгорания негорючих веществ равны нулю. 3. Энтальпия р-ии равна разности сумм энергий связей E_св исходных и конечных реагентов. ΔH^° = ΣE_исх – ΣE_прод Экзо - образуются соединения с более прочными связями, чем исходные. Эндо - прочнее исходные вещества. 4. Энтальпия р-ии образования вещества равна энтальпии р-ии разложения его до исходных веществ с обратным знаком. ΔH_обр =  –ΔH_разл Энтропия – это мера неупорядоченности состояния системы; стремление частиц к хаотическому движению. Энтропия возрастает (∆Ѕ>0) с увеличением движения частиц при нагревании, испарении, плавлении. Энтропия уменьшается (∆Ѕ < 0) при упорядочении системы (конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация). Изменение энтропии хим р-ии (∆S) равно сумме энтропий продуктов р-ии за вычетом суммы энтропий исходных веществ. ΔS_{реакции} = ΔS_прод – ΔS_исх Энтропия является критерием возможности самопроизвольного протекания процесса в изолированной системе (только такие процессы, которые ведут к увеличению неупорядоченности системы). Энергия Гиббса. ∆G = H – Т S = U + p V – Т S , зависимость между изменениями энтальпии, энтропии и свободной энергии, определяет направление протекания химической реакции При постоянном давлении и температуре (р=const, T=cons) t реакция самопроизвольно протекает в том направлении, которому отвечает убыль энергии Гиббса. Если ∆G < 0, то реакция протекает в прямом направлении. Если ∆G > 0, то реакция протекает в обратном процессе. Если ∆G = 0, то реакция может протекать как в прямом направлении, так и в обратном, и система находится в состоянии равновесия. Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции (∆G) не зависит от пути процесса и может быть рассчитано по следствию из закона Гесса: изменение энергии Гиббса в результате хим р-ии равно сумме энергий Гиббса продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса исходных веществ. ∆G⁰ = ΔG_прод – ΔG_исх
5. Скорость химической реакции - число элементарных актов хим р-ии, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций). Скорость химической реакции есть изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ. Р-ия между молекулами происходит при их столкновении и скорость р-ии пропорциональна числу соударений. Число соударений тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ. A+B→C пропорциональна произведению концентраций А и В: v=k×[A]×[B], где k - коэффициент пропорциональности, константой скорости реакции. Величина k равна скорости реакции для случая, когда концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л. Это соотношение выражает закон действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Гораздо реже реакция осуществляется в результате одновременного столкновения трех реагирующих частиц. 2А+В→А2В может протекать путем тройного столкновения: А+А+В→А2В. Тогда концентрация каждого из реагирующих веществ входит в выражение скорости реакции в степени, равной коэффициенту в уравнении реакции: v=k×[A]×[A]×[B]=k×[A]2[B] Сумма показателей степени называется порядком реакции. Например, в последнем случае реакция имеет третий порядок (второй - по веществу A и первый - по веществу B). Для реакции, которая протекает в несколько стадий, скорость реакции определяется скоростью самой медленной (лимитирующей) стадии. Такая зависимость справедлива для газов и реакций, проходящих в растворе. Реакции с участием твердых веществ не подчиняются закону действующих масс, так как взаимодействие молекул происходит лишь на поверхности раздела фаз. Чем больше поверхность - тем быстрее будет идти реакция.
6. Зависимость скорости реакции от температуры описы­вается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 скорость реак­ции увеличивается в 2-4 раза.   Величина, которая показывает, во сколько раз возрастает ско­рость реакции при повышении температуры на 10°, называется темпе­ратурным коэффициентом скорости реакции γ и он показывает во сколько раз увеличивается скорость р-ии при повышении темп на 10К (=2-4). При концентрациях реагирующих веществ I моль/л ско­рость реакции равна константе скорости k, то   Уравнение показывает, что константа скорости зависит от температуры так же, как и скорость процесса. Правило Вант-Гоффа применяется для ориентировочных расчётов. Более точно зависимость скорости (константы скорости) реакции от температуры описывается уравнением Аррениуса:  , где Е_а – энергия активации реакции; R – универсальная газовая постоянная, R=8,314 Дж/моль∙К; Т – температура, К; A –предэкспонен циальный множи­тель (коэффициент Аррениуса). Энергия активации – это минимальная энергия взаим-щих частиц, уровень которой достаточен для того, чтобы все частицы вступили в химическую реакцию. Характеризует энергетический барьер, преодоление которого реагирующими частицами приводит к образованию конечных веществ. Зависит только от природы реагирующих веществ.
7. Необратимые – р-ии, которые протекают только в одном направлении и заканчивается, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. C2H5OH+3O2→2CO2+3H2O; 2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2↑; BaCl2+H2SO4=BaSO4↓+2HC. Обратимые – р-ии, которые одновременно протекают в прямом и в обратном направлениях: 3H2+N2=2NH3. Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Химическое равновесие - динамическим равновесием. В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но так как скорости их равны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными концентрациями. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, равной отношению констант скоростей прямой и обратной реакций. Константы скорости прямой и обратной реакции – скорости данной реакции при концентрациях исходных для каждой из них веществ в равных единицах. Константа равновесия равна отношению равновесных концентраций продуктов прямой реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций реагентов. К=[HI]²/[H₂][I₂]. Если K_равн<1, то в системе больше исходных веществ. Если К_равн>1, то в системе больше продуктов реакции.
8. Смещение равновесия - процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия. Если происходит увеличение концентраций веществ, стоящих в правой части уравнения, то равновесие смещается вправо (в направлении течения прямой реакции); при обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево (в направлении обратной реакции). Смещение может происходить за счет измения температуры, давления и концентрации. Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится. 1Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема. 2NO+O₂↔2NO₂; v₁=k₁[O₂]_равн[NO]²_равн; v₂=k₂[NO]²_равн. При уменьшении объема системы в 2 раза, давление и концентрация всех газов тоже увеличится в 2 раза. Равновесие нарушится. v”₁=k₁2[O2]_равн (2[NO]_равн)²=8k₁[O₂]_равн[NO]²_равн=8v₁; v”₂=k₂(2[NO]_равн)²=4k₂[NO]²_равн=4v₂ Скорость прямой реакции возросла в 8 раз, а обратной — в 4 раза. Равновесие в системе нарушится — прямая реакция будет преобладать над обратной. После того как скорости сравняются, вновь установится равновесие, но количество NO₂ в системе возрастет, равновесие сместится вправо. 2При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении — экзотермической реакции. Синтез аммиака – экзотермическая реакция, поэтому при повышении температуры сдвигается влево, в сторону разложения аммиака: N₂+3H₂=2NH₃ Синтез оксида азота – эндотермическая и при повышении температуры сдвигается вправо в сторону образования NO. N₂+O₂=2NO 3Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в стoрону прямой реакции. При увеличении концентрации какого-либо из веществ, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества. 4Катализаторы не влияют на положение равновесия, а только ускоряет его достижение.
9. Растворы неэлектролитов не проводят электрический ток. Некоторые свойства растворов зависят от числа частиц (атомов, молекул, ионов) в нем и не зависят от его состава. Такими свойствами, коллигативными, обладают разбавленные растворы неэлектролитов, концентрация которых не более чем 0,2 моль/л. Коллигативные свойства: понижение давления пара, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения растворителя в присутствии в нем растворенного вещества, осмотическое давление. Законы Рауля. При постоянной температуре парциальное давление пapа каждого компонента равно давлению пара этого компонента в чистом виде, помноженному на его мольную долю в растворе. Или: Относительноепонижение парциального давленияпара растворителя над раствором не зависит от природы растворённого вещества и равно его мольной доле в растворе. N₂= , где p0-давление насыщенного пара над чистым растворителем, р-над раствором, N₂-молярная доля растворенного вещества. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения разбавленного раствора нелетучего вещества прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворенного вещества. ∆t_кип=Em; ∆t_зам=Km, где m — молярная концентрация (моляльность); Е и К — эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные, зависящие только от природы растворителя, но не зависящие от природы растворенного вещества. Разность между температурами кипения раствора и чистого растворителя называют повышением температуры кипения раствора ∆t_кип. Разность между температурами замерзания чистого растворителя и раствора называют понижением температуры замерзания раствора ∆t_зам. Осмотическое давление π. Если разделить два раствора с различной концентрацией полупроницаемой перегородкой, пропускающей молекулы растворителя, но препятствующей переходу частиц растворённого вещества, будет наблюдаться явление самопроизвольного перехода растворителя через мембрану из менее концентрированного раствора в более концентрированный – осмос. Осмотическое давление идеальных растворов линейно зависит от температуры и молярной концентрации раствора С: π=CRT. Принципа Вант-Гоффа: Осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в состоянии идеального газа при той же температуре, занимало бы тот же объем, который занимает раствор.