Введение (стр. 1 )

Введение.

Химическая промышленность дает народному хозяйству тысячи продуктов, без которых трудно представить жизнь современного общества. Постоянный рост потребности в этих продуктах стимулирует увеличение производительности существующих мощностей, а также строительство новых производств. Из курса ОХТ известно, что повышение производительности любого аппарата можно достичь увеличением его размеров или интенсивности его работы. Последнее очень важно!

Одним из путей интенсификации производительности аппаратов химической промышленности является увеличение скорости процесса, и достижение максимально возможного его значения. Скорость процесса по целевому продукту есть результат скорости прямой, обратной и побочных реакций, а также диффузии исходных веществ в зону реакции и продуктов из этой зоны. Поскольку основной составляющей суммарной скорости процесса является скорость прямой реакции, то рассмотрим приемы с помощью которых можно ускорить технологический процесс, и увеличить выход продукта.

Запишем выражение для скорости химической реакции в общем виде

ω=k ∆Сn (1.1)

где ω – скорость химической реакции; k – константа скорости химической реакции; ∆С – движущая сила процесса; n – порядок реакции.

Задача по возрастанию скорости процесса будет решена, если найти способы увеличения, во-первых, движущей силы процесса и, во-вторых, константы скорости процесса.

Повышение движущей силы процесса может быть достигнуто за счет:

а) возрастания концентрации взаимодействующих компонентов, поскольку

∆С=САа СВв….(для модельной реакции типа aA+bB→dD) (1.2)

б) увеличения давления (для газов): т. к. скорость процесса в газовой фазе выражается формулой: ω=k ∆рn (1.3)

в) отвода продуктов реакции из реакционного объема ( ∆С=С-С* ).

Повышение константы скорости процесса достигается:

а) увеличением температуры (согласно закону Аррениуса)

k=k0 е-Е/RT (1.4)

б) снижением диффузионных сопротивлений вследствие замены молекулярной диффузии на конвективную (усиленное перемешивание).

За счет увеличения движущей силы и константы скорости реакции под влиянием различных технологических факторов можно ускорить химические реакции в сотни раз. Однако изменение температуры, давления и других параметров всегда связано с усложнением технологии производства и повышением себестоимости продукции.

Где же самый выгодный путь увеличения скорости химической реакции? Оказывается, в присутствии некоторых веществ реакции ускоряются в тысячи и миллионы раз, протекают при низких температурах и давлениях, что экономически выгодно.

в) сильное повышение константы скорости реакции (не изменяя ∆С движущую силу реакции) дает применение таких веществ, как катализаторы.

Ряд промышленных процессов удалось осуществить лишь благодаря применению катализаторов. В настоящее время до 90% производств химической промышленности осуществляется в присутствие катализаторов. Это крупнотоннажные производства серной и азотной кислот, аммиака, водорода (конверсией природного газа паром), синтез метанола и тд.

Первым случаем сознательного применения катализаторов принято считать образование диэтилового эфира из спирта в присутствие серной кислоты, открытое в VIII веке арабским ученым Дабир-Ибн-Хаямом. В конце 18 века впервые применены твердые катализаторы: глины при дегидратации спиртов и металлы в процессе их дегидрирования. В 1811 г. Константин Кирхгоф (академик Петербургской АН) открыл каталитическое превращение крахмала в сахар под действием разбавленных кислот. В тоже время было открыто каталитическое действие платины.

Эти и другие открытия привели к выделению особой группы реакций, которые немецкий химик Эйльгард Мичерлих объединил под общим термином – «контактные реакции», а в 1835 г. швед Йенс Якоб Берцелиус предложил термин катализ, а причину вызывающую катализ, назвал каталитической силой. Хотя сам Берцелиус не придавал какого-то мистического значения малоизученной каталитической силе, это понятие вызвало большую дискуссию в научных кругах, что в итоге принесло пользу науке.

Так в 1852 г. в России объяснил протекание каталитических реакций последовательными превращениями с образованием промежуточных парных соединений между катализатором и реагирующими веществами, которые можно выделить. Наряду с химическими представлениями развиваются и физические теории катализа, основанные на исключительной роли процессов адсорбции реагентов на поверхности катализатора. Наибольший вклад в развитие этих теорий внесли И. Ленгмюр и .

Одной из сильнейших школ в области катализа была советская. Такие известные ученые как , , и другие внесли неоценимый вклад в развитие теории катализа.

Так что же такое катализ, катализаторы? В литературе встречается много определений. Наиболее распространенными являются следующие:

Катализом (от греч. «katalysis» - разрушение) называют изменение скорости или возбуждение химической реакции при воздействии веществ – катализаторов, которые участвуют в реакции, но не входят в состав конечных продуктов.

Катализом называется изменение скорости химической реакции или возбуждение ее в присутствии веществ – катализаторов, которые участвуют в реакции, вступая в промежуточное химическое взаимодействие с реагентами, но восстанавливают свой химический состав при окончании каталитического акта.

Катализом называется изменение скорости химической реакции под действием веществ, которые в результате реакции оказываются химически неизмененными. Эти вещества называются катализаторами.

Катализаторы – это агенты или содержащие их материалы, изменяющие скорость химической реакции.

Обычно катализаторы многократно вступают в химическое взаимодействие, поэтому масса самого катализатора может быть на порядок меньше массы реагентов и продуктов реакции. Например, 1г платинового катализатора вызывает превращение 10 тыс. г SO2 при окисление в SO3 или 1 млн. г NH3 при окисление в NO.

Катализ называется положительным, если скорость реакции увеличивается, и отрицательным, если она уменьшается. В последнем случае говорят об ингибирование. В большинстве случаев под термином «катализ» понимают положительный катализ.

Явление ускорения реакции при воздействии продукта реакции или одного из промежуточных веществ называется автокатализом.

Каталитическое ускорение химической реакции достигается за счет изменения ее механизма.

Общий механизм каталитического действия.

Сущность ускоряющего действия катализаторов состоит в понижение энергии активации (Е) химической реакции в результате изменения реакционного пути с участием катализатора.

Запишем реакцию: А+В→АВ

в присутствие ускоряющего катализатора [К] она может протекать по следующей схеме:

1) образование промежуточного продукта в результате обратимого взаимодействия между катализатором и одним из исходных веществ

А+[К]↔A*[K]

2) образование активного комплекса в результате взаимодействия промежуточного продукта A[K] со вторым компонентом реакции

A*[K]+B→AB*[K]

3) образование конечного продукта и регенерация катализатора

AB*[K]↔AB+[K]

Представим реакцию в виде графической зависимости:

Рис1. Изменение энергии реагирующей системы при некаталитической (1) и каталитической (2) экзотермической реакции:

АВ* - гомогенный активированный комплекс;

Е – энергия активации некаталитической реакции;

Ек - энергия активации каталитической реакции;

е1, е2 - энергия активации промежуточных стадий.

Т. о. уменьшая энергию активации, мы увеличиваем значение константы скорости реакции в соответствии с уравнением Аррениуса (1.4), а следовательно и скорости химической реакции (1.1).

Однако в некоторых типах каталитических реакций одновременно с понижением Е (энергии) происходит уменьшение предэкспоненциального множителя (k0) k=k0 е-Е/RT (1.4), вследствие чего повышение k (константы скорости) и соответственно ω (скорости реакции) с применением катализатора несколько уменьшается по сравнению с ожидаемым на основе снижения энергии. Этот фактор необходимо учитывать только при незначительном снижении энергии.

Способность катализатора увеличивать скорость химической реакции называют активностью катализатора. На основании сделанных выше рассуждений в качестве меры активности катализатора можно принять отношение скоростей реакции в присутствии катализатора и без него при постоянной движущей силе процесса.

Для сравнения скорости каталитического процесса с некаталитическим удобно применять отношение констант скоростей каталитической реакции kk и гомогенной некаталитической реакции k:

(1.5)

А – активность катализатора

Положительной чертой каталитического процесса является понижение уровня энергии активированного комплекса.

Основываясь на фазовом состоянии катализатора и реагирующих веществ можно выделить 3 типа процессов:

1. Гомогенный катализ – процесс, в котором катализатор и реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии (жидком или газообразном). Для данного типа катализа характерно проявление активности отдельным ионом или молекулой катализатора. Поэтому, как правило, увеличение скорости реакции прямо пропорционально концентрации введенного катализатора.

2. Гетерогенный катализ – процессы в которых реагирующие вещества и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях. Гетерогенный катализ характеризуется наличием границы раздела фаз (катализатор – реагирующие вещества), и тем, что одним из участников химической реакции является твердое тело. Процесс осуществляется через образование промежуточных поверхностных химических соединений нестехиометрического состава, с широким набором энергий связи между атомами реагирующих веществ и атомами катализатора.

3. Ферментативный катализ (микрогетерогенный) – играет ведущую роль в химических превращениях в живой природе. Ферменты (энзимы) – катализаторы белковой природы, образующиеся в живых организмах. По химической специфичности и активности ферменты значительно превосходят промышленные катализаторы.