Презентация на тему: Лекция 2

Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Термодинамические и кинетические особенности химических реакций Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Принцип подвижного равновесия (принцип Ле Шателье) Лекция 2 Использование законов химической кинетики Лекция 2 Скорость химических превращений Лекция 2 Лекция 2 Кинетические уравнения Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Способы изменения скорости простых и сложных реакций Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Влияние температуры Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Структура математической модели химического реактора Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2 Уравнение материального баланса Лекция 2 Лекция 2 Лекция 2
1/44
Средняя оценка: 4.7/5 (всего оценок: 87)
Скачать (283 Кб)
Код скопирован в буфер обмена
1

Первый слайд презентации: Лекция 2

© М.Г. Беренгартен

2

Слайд 2

И41 Анисимова 6 Горючев 4 Журавлева 5 Касаткина 6,5 Ковалев 3,5 Масютина 3 Мацнева 6,5 Павлов 7

3

Слайд 3

И43 Асташева 6,5 Панин 3,5 Евдокимова 5 Кольцова 4 Сальников 7,5

4

Слайд 4

И44 Барычева 4 Бойко 4 Вознюк 2,5 Докудовская 2,5 Медовникова 7 Фадеев 7 Цейтин 4

5

Слайд 5

И45 Козлова 5,5 Острик 2 Раздорских 5 Шевченко 5,5

6

Слайд 6: Термодинамические и кинетические особенности химических реакций

© М.Г. Беренгартен

7

Слайд 7

Термодинамические расчеты позволяют сделать заключение о принципиальной возможности данного химического превращения предварительно выбрать условия проведения процесса определить равновесный (предельный при данных условиях) состав системы рассчитать энергетические эффекты (теплота реакции, теплота изменения агрегатного состояния и т. д.), необходимые для составления энергетических балансов и определения энергетических затрат. © М.Г. Беренгартен

8

Слайд 8

Предельное состояние реакционной системы характеризуется константой равновесия © М.Г. Беренгартен

9

Слайд 9

© М.Г. Беренгартен

10

Слайд 10

Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса в стандартных условиях  G  =  RT ln Кр (уравнение изотермы Вант-Гоффа) © М.Г. Беренгартен

11

Слайд 11: Принцип подвижного равновесия (принцип Ле Шателье)

если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то направление процесса, течение которого ослабляет влияние произведенного воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении © М.Г. Беренгартен

12

Слайд 12

SO 2 + ½ O 2 = SO 3, Δ H<0

13

Слайд 13: Использование законов химической кинетики

Химическая кинетика: Изучение скорости химических превращений Изучение механизма химических превращений © М.Г. Беренгартен

14

Слайд 14

Скорость химической реакции w rJ - количество (моль)  n J одного из реагентов (или продуктов), прореагировавших (или образовавшихся) в единицу времени   в единице реакционного пространства © М.Г. Беренгартен

15

Слайд 15: Скорость химических превращений

© М.Г. Беренгартен

16

Слайд 16

Из законов стехиометрии следует, что © М.Г. Беренгартен

17

Слайд 17

© М.Г. Беренгартен

18

Слайд 18: Кинетические уравнения

Кинетическое уравнение – зависимость скорости реакции от концентрации участников реакции w rJ = w rJ (C J1,C J2 ….) © М.Г. Беренгартен

19

Слайд 19

Скорость реакции по одному из веществ - ее участников - равна алгебраической сумме скоростей тех элементарных стадий, в которых это вещество принимает участие © М.Г. Беренгартен

20

Слайд 20

Правило знаков производной концентрации данного компонента по времени dc J /d  приписывают знак минус независимо от того, является ли компонент J исходным реагентом или продуктом реакции; скорости элементарных стадий, в которых компонент J расходуется (является реагентом), записывают в общей сумме со знаком плюс, скорости стадий, в которых компонент J образуется (является продуктом), - со знаком минус © М.Г. Беренгартен

21

Слайд 21

A + B → R w1=k1CA CB A + R → S w2=k2CA CR S → M + N w3 = k3 CS w A = w1 + w2 w B = w1 w R = -w1 + w2 w S = -w2 + w3 w M = w N = = w3

22

Слайд 22: Способы изменения скорости простых и сложных реакций

Влияние концентрации © М.Г. Беренгартен

23

Слайд 23

a 1 A  rR a 2 A  sS © М.Г. Беренгартен

24

Слайд 24

© М.Г. Беренгартен

25

Слайд 25

Определим характер функции: © М.Г. Беренгартен

26

Слайд 26

© М.Г. Беренгартен

27

Слайд 27: Влияние температуры

Уравнение Аррениуса k = k 0 exp (- E/RT) Энергия активации элементарной реакции Е - это минимальный избыток энергии над средней внутренней энергией молекул, необходимый для того, чтобы произошло химическое взаимодействие (энергетический барьер, который должны преодолеть молекулы при переходе из одного состояния реакционной системы в другое). © М.Г. Беренгартен

28

Слайд 28

Для большинства химико-технологических процессов Е = 80–100 кДж/моль. Следовательно, при обычных для проведения химических реакций температурах от 300 до 1000 К величина RT, характеризующая тепловую энергию молекул, в 20  70 раз меньше Е © М.Г. Беренгартен

29

Слайд 29

© М.Г. Беренгартен

30

Слайд 30

© М.Г. Беренгартен

31

Слайд 31

© М.Г. Беренгартен

32

Слайд 32

Влияние катализатора Изменение механизма реакции Снижение энергии активации

33

Слайд 33

Моделирование химических реакторов

34

Слайд 34: Структура математической модели химического реактора

Структура модели реактора должна строиться на особенностях протекающего в нем химического процесса. Химический процесс – единство химической реакции и процессов переноса теплоты, массы и импульса).

35

Слайд 35

Размерность модели – число входящих в нее уравнений или иных математических структур. Чем выше размерность, тем модель точнее, но и сложнее. Модель высокой размерности практически невозможно решить (произвести на ее основе точный расчет).

36

Слайд 36

Для понижения размерности целесообразно объединить в одном уравнении несколько элементов химического процесса. Для этого удобно использовать фундаментальные законы. К ним, в частности, относятся законы сохранения – массы и энергии.

37

Слайд 37

Закон сохранения массы учитывает все изменения, которые происходят с веществом в ходе процесса в силу разных причин – и протекающей химической реакции, и переноса вещества в пространстве (вследствие переноса импульса) и вследствие диффузионного массопереноса. Аналогично закон сохранения энергии учитывает все изменения, сопровождающиеся выделением, поглощением или рассеиванием теплоты (энергии).

38

Слайд 38

Основа математической модели реактора – балансовые уравнения. Баланс составляют для некоторого промежутка пространства и промежутка времени.

39

Слайд 39

Примем, что элементарным промежутком пространства является такой объем  V, выделенный внутри реактора, в пределах которого можно пренебречь неравномерностью распределения концентраций и температуры. Элементарный объем неподвижен относительно аппарата и не передвигается вместе с реакционным потоком. В общем случае элементарный объем  V бесконечно мал во всех измерениях.

40

Слайд 40

Элементарным промежутком времени  является такой, в течение которого можно пренебречь изменениями концентрации и температуры внутри элементарного объема  V.

41

Слайд 41: Уравнение материального баланса

Для анализа хода химического процесса выбирают одно или несколько ключевых веществ J и выясняют все изменения которые с ним происходят в результате процессов переноса (конвективного, диффузионного и химического). Баланс составляется для элементарного промежутка времени , в ходе которого может произойти положительное или отрицательное накопление этого вещества в объеме  V.

42

Слайд 42

43

Слайд 43

Судить о ходе процесса можно по изменению количества или концентрации вещества J ( C J ), которая в общем случае является функцией четырех переменных с J = с J ( x, y, z,  )

44

Последний слайд презентации: Лекция 2

 n J,i = 0  n J, конв. +  n J, диф. +  n J, х.р. =  n J, нак.

Похожие презентации

Ничего не найдено