Законы сохранения в ХТП - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Законы сохранения в ХТП. Доклад-сообщение содержит 51 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Лекция 7.2. Законы сохранения в ХТП Классификация реакций Реакционная способность Условие задачи Химическая реакция Материальный баланс Тепловой баланс

Слайд 2

Описание слайда:

1. Классификация химических реакций Химико-технологический процесс (ХТП) –это производственный процесс, при осуществлении которого изменяют химический состав перерабатываемого продукта с целью получения вещества с другими свойствами. Любой ХТП разделяется на ряд стадий: Подвод реагирующих компонентов в зону реакции; Химическое взаимодействие компонентов; Разделение продуктов реакции и выделение целевого продукта из смеси.

Слайд 3

Описание слайда:

1. Классификация химических реакций Цель химической технологии – провести процесс как можно выгоднее, наиболее полно превратить исходное сырье в продукты реакции, получить максимальное количество продукта из взятого сырья, повысить выработку в реакторе в единицу времени. Химические превращения вещества в ХТП осуществляются в специальном аппарате – химическом реакторе ( реактор с мешалкой и теплообменником, насадочная колонна, колонна синтеза, контактный аппарат, автоклавы).

Слайд 4

Описание слайда:

1. Классификация химических реакций Для анализа хода процесса используются ТЭП: Степень превращения – это отношение количества вещества вступившего в реакцию к его исходному количеству: А → В ; ХА = ( GAн – GкА ) / GнА ; Выход продукта – отношение количества полученного продукта к максимально возможному: А → В ; ВА = Gвых/ Gвых.максим= Gвых / GнА ; Селективность – это отношение количества целевого продукта к общему количеству полученных продуктов: А → В ; А → Д; СВ = GB/( GB + GД ) = GB / (GнА- GkA) ;

Слайд 5

Описание слайда:

1. Классификация химических реакций В зависимости от фазового состава реагентов и продуктов : гетерогенные и гомогенные; В зависимости от механизма осуществления реакции: простые и сложные( параллельные, последовательные, многстадийно-параллельные); По молекулярности реакции: моно-, би- и тримолекулярные реакции; По порядку реакции: первого, второго, третьего, дробного и т.д.; В зависимости от наличия катализатора: каталитические, некаталитические, автокаталитические; По тепловому эффекту: экзотермические, эндотермические.

Слайд 6

Описание слайда:

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

Слайд 9

Описание слайда:

Слайд 10

Описание слайда:

1. Классификация химических реакций Поскольку скорость реакции взаимодействия двух веществ пропорциональна произведению концентраций этих двух субстратов, такого типа реакции называются реакциями второго порядка. Если бы для реакции требовалось одновременное участие трёх субстратов, то скорость её должна была бы зависеть от произведения концентраций всех трёх веществ, и мы бы имели реакцию третьего порядка. Этого однако практически не бывает, поскольку в подобных ситуациях сначала обычно реагируют две молекулы. а уж потом в дело вступает третья.

Слайд 11

Описание слайда:

Слайд 12

Описание слайда:

2. Реакционная способность Одной из основных задач химии является установление зависимости между строением молекул, энергетическими характеристиками химических связей и реакционной способностью веществ, а также изучение влияния различных факторов на скорость и механизм химического превращения. Скорость и механизм химических превращений изучает особый раздел химии – химическая кинетика. Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени и в единице объема.

Слайд 13

Описание слайда:

2. Реакционная способность Реакционная способность, характеристика химической активности веществ, учитывающая как разнообразие реакций, возможных для данного вещества, так и их скорость. Например, благородные металлы (Au, Pt) и инертные газы (Не, Ar, Kr, Xe) химически инертны, т. е. у них низкая реакционная способность; щелочные металлы (Li, Na, К, Cs) и галогены (F, Cl, Вг, I) химически активны, т. е. обладают высокой реакционной способностью.

Слайд 14

Описание слайда:

2. Реакционная способность Количественно Реакционную способность выражают константами скоростей реакций или константами равновесия в случае обратимых процессов. Современные представления о реакционной способности основаны на электронной теории валентности и на рассмотрении распределения (и смещения под действием реагента) электронной плотности в молекуле.

Слайд 15

Описание слайда:

2. Реакционная способность Электронные смещения качественно описываются в терминах индуктивных и мезомерных эффектов, количественно — с применением квантовомеханических расчётов. Главный фактор, определяющий относительную Р. с. в ряду родственных соединений, — строение молекулы: характер заместителей, их электронное и пространственное влияние на реакционный центр, геометрия молекул. Р. с. зависит и от условий реакции (природы среды, присутствия катализаторов или ингибиторов, давления, температуры, облучения и т.п.). Все эти факторы оказывают на скорость реакций различное, а иногда противоположное влияние в зависимости от механизма данной реакции.

Слайд 16

Описание слайда:

2. Реакционная способность Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени равной значению стехиометрических коэффициентов при данном веществе в уравнении химической реакции. ( Кинетический закон действующих масс ).

Слайд 17

Описание слайда:

2. Реакционная способность Закон действующих масс устанавливает связь между массами реагирующих веществ в химических реакциях . Закон действующих масс сформулирован в 1864—1867 гг.К.Гульдбергом и П.Вааге. Согласно этому закону скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации. Закон действующих масс используют при различных расчетах химических процессов. Он позволяет решить вопрос, в каком направлении возможно самопроизвольное течение рассматриваемой реакции при заданном соотношении концентраций реагирующих веществ, какой выход нужного продукта может быть получен.

Слайд 18

Описание слайда:

2. Реакционная способность где ai — активности веществ, выраженные через концентрации, парциальные давления либо мольные доли; νi — стехиометрический коэффициент (для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным); Kc — константа химического равновесия

Слайд 19

Описание слайда:

2. Реакционная способность На практике в расчётах, не требующих особой точности, значения активности обычно заменяются на соответствующие значения концентраций (для реакций в растворах) либо парциальных давлений (для реакций между газами). Пример: для стандартной реакции константа химического равновесия определяется по формуле

Слайд 20

Описание слайда:

2. Реакционная способность Химическое равновесие — состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. А + В ⇄ С + D В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

Слайд 21

Описание слайда:

2. Реакционная способность Все химические реакции, в принципе, обратимы. Это означает, что в реакционной смеси протекает как взаимодействие реагентов, так и взаимодействие продуктов. В этом смысле различие между реагентами и продуктами условное. Направление протекания химической реакции определяется условиями ее проведения (температурой, давлением, концентрацией веществ). Многие реакции имеют одно преимущественное направление и для проведения таких реакций в противоположном направлении требуются экстремальные условия. В подобных реакциях происходит почти полное превращение реагентов в продукты.

Слайд 22

Описание слайда:

2. Реакционная способность Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье.

Слайд 23

Описание слайда:

2. Реакционная способность Для того, чтобы совершился элементарный акт химического взаимодействия, реагирующие частицы должны столкнуться друг с другом. Однако далеко не каждое столкновение частиц приводит к химическому взаимодействию. Сталкивающиеся частицы должны обладать энергией, достаточной для преодоления сил отталкивания ( энергия активации реакции)

Слайд 24

Описание слайда:

2. Реакционная способность Энергия активации в химии и биологии — минимальное количество энергии, которую требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Термин введён Сванте Августом Аррениусом в 1889 г. Типичное обозначение энергии реакции Ea.

Слайд 25

Описание слайда:

2. Реакционная способность В химической модели, известной как Теория активных соударений, есть три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция: Молекулы должны столкнуться. Это важное условие, однако его не достаточно, так как при столкновении не обязательно произойдёт реакция. Молекулы должны обладать необходимой энергией Еа. В процессе химической реакции взаимодействующие молекулы должны пройти через промежуточное состояние, которое может обладать большей энергией. То есть молекулы должны преодолеть энергетический барьер; если этого не произойдёт, реакция не начнётся. Молекулы должны быть правильно ориентированы друг относительно друга.

Слайд 26

Описание слайда:

Слайд 27

Описание слайда:

2. Реакционная способность При низкой (для определённой реакции) температуре большинство молекул обладают энергией меньшей, чем энергия активации, и неспособны преодолеть энергетический барьер. Однако в веществе всегда найдутся отдельные молекулы, энергия которых значительно выше средней. Даже при низких температурах большинство реакций продолжают идти. Увеличение температуры позволяет увеличить долю молекул, обладающих достаточной энергией, чтобы преодолеть энергетический барьер. Таким образом повышается скорость реакции.

Слайд 28

Описание слайда:

2. Реакционная способность r = Gпродукта/(V*t) = (GнА – GкА) / (V*t) =GB / (V*t) rпр = Kпр* Сma* Cnb - Закон действующих масс Гульдберга и Вааге Rобр = Kобр* Ckc* Cld G = V * µ / Vm Vm0 = 22.4 дм3 ; Vm0/ VmT = T0 / Tр

Слайд 29

Описание слайда:

P - давление P - давление T – температура V – объем Q - теплота U – внутренняя энергия H – энтальпия S – энтропия G – энергия Гиббса Δ - изменение величины

Слайд 30

Описание слайда:

Q>0, ΔH

Слайд 31

Описание слайда:

Стандартные условия: Стандартные условия: t=25°C, T=298K P=1 атм. Стандартная энтальпия образования вещества:

Слайд 32

Описание слайда:

Энтропийный фактор: Энтропийный фактор:

Слайд 33

Описание слайда:

Энергия Гиббса характеризует динамику, направленность химического процесса: Энергия Гиббса характеризует динамику, направленность химического процесса: - возможно самопроиз- вольное протекание процесса. - реакция невозможна. - система в равновесии.

Слайд 34

Описание слайда:

Слайд 35

Описание слайда:

Обобщенный вид химической реакции b1* B1 + b2* B2 + … = a1 * A1 + a2 * A2 + … Материальный баланс

Слайд 36

Описание слайда:

3. УСЛОВИЕ ЗАДАЧИ

Слайд 37

Описание слайда:

Теплофизические данные

Слайд 38

Описание слайда:

4. Химическая реакция

Слайд 39

Описание слайда:

Слайд 40

Описание слайда:

5. Материальный баланс

Слайд 41

Описание слайда:

5. Материальный баланс Определим расходный коэффициент по углероду, Ку: Ку = GM / GKY = 257.14 / 102.02 = 2.52 т. CH4 на т. Теоретически из 257.14 т/час метана можно получить углерода согласно следующей пропорции: из 16 г. метана можно получить 12 г. углерода; из 257.14 т/час - Х т/час углерода; Тогда Х = ( 257.14 х 12 ) / 16 = 193.6 т/час углерода. Выход по углероду β = 102.02 / 193.6 = 0.58 (58%).

Слайд 42

Описание слайда:

5. Материальный баланс Прореагировало метана 138.8 т/час, тогда из него можно получить углерода согласно следующей пропорции: из 16 г. метана можно получить 12 г. углерода; из 138.8 т/час метана - Х т/час углерода. Тогда Х = ( 138.8 х 12 ) / 16 = 104.1 т/час углерода; Селективность равна γ = 102.02 / 104.1 = 0.98 (98%)

Слайд 43

Описание слайда:

6. Тепловой баланс Тепловые потоки ХТП Q1+ Q2 + Q3 = Q4 + Q5 + Q6 + Qхр + Qп

Слайд 44

Описание слайда:

Тепловые потоки Q1, Q4– тепловые потоки пропорциональные энтальпии или теплосодержанию и массовому потоку = G*C*T. Q2, Q5 - тепловые потоки, связанные с изменением фазового состояния реагентов и продуктов реакции = G * rs. Q3, Q6 – тепловые потоки, связанные с использованием теплоносителя и равные либо Gтн*Cтн* Tтн , либо Gтн* rsтн. Qхр – тепловой эффект химической реакции. Qхр = ΔHT* G/µ Qп – тепловые потери.

Слайд 45

Описание слайда:

Тепловой эффект реакции

Слайд 46

Описание слайда:

12. Определяем нормальный молярный тепловой эффект реакции: 1 * 0 + 2 * 0 - 1 * ( - 75) = 75 Кдж / пробег; 13. Определяем молярные и удельные теплоемкости сырья и продуктов: C0CH=18+61*300/1000= 36 дж/(моль*град) = 2 Кдж /(кг*град ); CtCH=18+61*1700/1000= 120 дж/(моль*град) = 7 Кдж/(кг*град ); CtC = 17+ 4*1700/1000 = 24 = 2 ; CtH = 27+ 3*1700/1000 = 32 = 16 ; 14. Определяем изменение температуры: 1700 – 300 = 1400; 15. Определяем изменение теплоемкости: 1 * 24 + 2 * 32 – 1 * 36 =24 +64–36 =+ 52 дж / (моль*град );

Слайд 47

Описание слайда:

16. Определяем молярный тепловой эффект при температуре реакции: 75000 + 1400 * 52 = 150 Кдж / пробег; Реакция эндотермическая. 17. Определяем химический эквивалент реакции: Qхр = 150 * 28.34 / 12 = 354 Мвт; Если в условии задачи стоит вопрос о расчете только теплового режима рекции, то на этом и завершается выполнение поставленной задачи

Слайд 48

Описание слайда:

18. Определим энтальпии сырья и продуктов: 257.14 * 2 * 300 / 3.6 = 43 Мвт; 92.6 * 7 * 1700 / 3.6 = 306 Мвт; 102.02 * 2 * 1700 / 3.6 = 96 Мвт; 31.2 *16 *1700 / 3.6 = 236 Мвт; 25.7 * 2 * 300 / 3.6 = 4.3Мвт; 2.08 * 2 * 1700/ 3.6 = 2 Мвт; 3.5 * 16* 1700/ 3.6 = 26 Мвт.

Слайд 49

Описание слайда:

Слайд 50

Описание слайда:

Определим массовый расход теплоносителя: Qтн= Gтн*rs Gтн= Qтн/ rs= 1083 Мвт /1000Кдж/кг 1083 кг / с = 3900 тонн в час. 20 . Скорректируем таблицу материального баланса: