Каталітичні процеси

Зміст

Вступ

1.Каталітичні процеси

1.1 Активність каталізаторів

1.2 Селективність (вибірковість каталізаторів)

2.Гомогенний і гетерогенний каталіз

3.Найважливіші технологічні характеристики каталізаторів

Висновки

Література

Вступ

Тема реферату «Каталітичні процеси» з дисципліни «Загальна хімічна технологія».

Мета роботи – розглянути:

- історію, поняття та суть каталітичних процесів;

- гомогенний і гетерогенний каталіз;

- найважливіші технологічні характеристики каталізаторів.

Дисципліна "Загальна хімічна технологія" відноситься до циклу загально професійних дисциплін. Вивчення даної дисципліни базується на курсах: загальної неорганічної, органічної і фізичної хімії, фізики, математики, обчислювальної математики, процесів й апаратів хімічної технології і повинно передувати вивченню фахових дисциплін.

Вивчення дисципліни передбачає розгляд загальних проблем аналізу і синтезу хімічних виробництв. У задачу курсу входить загальне знайомство з хімічним виробництвом, його структурою і компонентами; вивчення основ хімічних процесів і реакторів; освоєння загальних методів аналізу і синтезу хімічного виробництва як ХТС; ознайомлення з окремими хімічними виробництвами на прикладі яких предметно демонструються теоретичні положення курсу.

1.Каталітичні процеси

У переважаючий більшості ХТП для керування швидкістю хімічних реакцій використовують каталізатори – речовини, що багатократно вступаючи в проміжні взаємодії з вихідними реагентами і продуктами змінюють механізм реакції і збільшують швидкість досягнення рівноваги.

Перше згадування про каталітичні реакції відноситься до 1480 р. – один з алхіміків Сарт аб Азір описав перетворення спирту в ефір під дією купоросного масла. В XVII – XVIIIсторіччях окремі вчені експериментували пропускаючи реагенти через розігріті глиняні трубки. Таким чином Бекер одержав етилен (маслородний газ), Шеєле та Бухольц етилацетат.

Спочатку такі реакції носили назву «нестехіометричні», і лише у 1839 р. Міттерлих ввів поняття «контактна реакція», а Берцеліус в 1835 р. «катлиз » від грецького каталіціз – зруйнування.

Існує також визначення Борискова : «Каталіз – це збудження хімічних реакцій або зміна їх швидкості під дією каталізаторів»

Каталізаторами можуть бути речовини, що знаходяться в кожнім із трьох агрегатних станів – гази, рідини і тверді тіла.

Каталітичні процеси можна розділити на дві групи: гомогенні і гетерогенні. Якщо в присутності каталізатора реакція прискорюється, то це явище називають позитивним чи просто каталізом. Якщо реакція сповільнюється – це антикаталіз чи інгібірування.

Сутність каталізу однакова для всіх його видів – гомогенного, гетерогенного, але кожний з цих видів має свої відмінні риси. У загальному випадку дія каталізаторів, принципово відрізняється від дії інших факторів, що інтенсифікують хімічні процеси – температура, тиск. Так, при підвищенні температури підвищується енергія реагуючих молекул за рахунок теплоти, що ззовні вводиться.

При внесенні каталізатора енергетичний рівень реагуючих молекул не змінюється. Дія каталізатора не зміщує рівноваги простої реакції, а лише прискорює досягнення рівноваги при даній температурі.

Для процесів, що протікають у кінетичній області, швидкість реакції

Так, як, ΔС не змінюється для каталітичної і некаталітичної реакції, то дія каталізатора складається в підвищенні константи швидкості реакції.

Найбільш розповсюдженою теорією, що служить основою сучасних представлень про каталіз, є теорія проміжних з'єднань. Відповідно до цієї теорії, повільну стадію між вихідними речовинами можна замінити двома чи декількома більш швидкими стадіями за участю каталізатора, що утворить з вихідними речовинами неміцні з'єднання. Швидкість реакції тим більше, чим менше енергія активації внаслідок експонентної залежності

Розглянемо енергетичну картину реакційної системи, наприклад, для бімолекулярної реакції

,

яка проходить під час відсутності каталізатора за схемою

через утворення активного комплексу АВ^* . У присутності каталізатора реакція їде по іншому шляху через кілька елементарних стадій:

А + [kat] = A[kat]

A[kat] + B = AB^* [kat]

AB^* [kat] = R + [kat]

Рис.1. Зміна енергії реагуючої системи

при некаталітичній (1) і каталітичної (2) реакції:

Е – енергія активації некаталітичної реакції;

Е_кат – каталітичної реакції;

е₁ і е₂ – енергії активації проміжних стадій.

1.1 Активність каталізаторів

Найбільш важливою характеристикою каталізаторів є їхня активність, тому що міра дії каталізатора, що прискорює, стосовно даної реакції

Розглянемо на прикладі окислювання сірчистого ангідриду

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ + Q

Енергії активації при 420^о С (693 К) складає 420000 Дж/моль. На ванадієвому каталізаторі V₂ O₅ E_k = 268000 Дж/моль К. R = 8,3 Дж/моль К.

1.2 Селективність (вибірковість каталізаторів)

Вибірковість дії – найважливіша особливість каталізаторів, що визначила успіх їхнього широкого застосу

Внимание, отключите Adblock

Вы посетили наш сайт со включенным блокировщиком рекламы!
Ссылка для скачивания станет доступной сразу после отключения Adblock!

Скачать