Законы сохранения в ХТП

баланс
Тепловой баланс

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.

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).

– 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) ;

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.

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.

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.

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.

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.

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.

веществ в степени равной значению стехиометрических коэффициентов при данном веществе

в уравнении химической реакции. ( Кинетический закон действующих масс ).

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.

давления либо мольные доли;
νi — стехиометрический коэффициент (для исходных

веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным);
Kc — константа химического равновесия

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

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.

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.

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.

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)

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.

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.

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.

(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

T – температура
V – объем

Q - теплота
U – внутренняя энергия
H – энтальпия
S – энтропия
G – энергия Гиббса
Δ - изменение величины

- реакция

экзотермическая

Q<0, ΔH>0 - реакция
эндотермическая

P=1 атм.

Стандартная энтальпия образования вещества:

- возможно самопроиз-
вольное протекание
процесса.

- реакция невозможна.


- система в равновесии.

b2* B2 + … = a1 * A1 + a2

* A2 + …


Материальный баланс

ХТС

реагенты

Продукты реакции

GB

GA

= 100 м3 в секунду.
Степень превращения = 60%;
Потери сырья, водорода

и тепла = 10%;
Потери углерода = 2%;
Температура сырья = 25 С;
Температура реакции = 1450 С;
Удельная теплота фазового перехода теплоносителя = 1000кдж/кг.

Vtm = V0m * Tr / T0 = 22.4 *

1723/ 298 = 129.5 дм3;
2. Определяем массовый расход метана:
Gмет=Vмет * Mмет / V0m =100*16/22.4 = 71.43 кг/с или 257.14 тонн/час;
3. Определяем потери метана и расход метана, поданного в зону реакции:
Gпотеримет = 0.1 * 257.14 = 25.7 т/час;
Gреакмет = 257.14 – 25.7 = 231.4 т/час;

Gпирмет = 231.4 * 60

/100 = 138.8 тонн/час:
5. Определяем расход метана, не вступившего в реакцию:
Gневстмет= 231.4 – 138.8 = 92.6 тонн/час;
6. Определяем расход полученного углерода:
Gуглерод = 138.8 * 12 / 16 = 104.1 тонн/час;
7. Определим потери графита:
Gпотериуглерод = 0.02 * 104.1 = 2.08 тонн/час; .
8. Определим расход оставшегося графита:
Gкуглерод = 104.1 – 2.08 = 102.02 тонн/час;
9. Определяем расход водорода:
Gводород = 138.8 * 4/ 16 = 34.7 тонн/час;
10. Определяем потери водорода:
Gпотериводород = 0.1 * 34.7 = 3.5 тонн/час;
11. Определяем расход оставшегося водорода:
Gкводород = 34.7 – 3.5 = 31.21 тонн/час;

/ 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%).

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%)

= Q4 + Q5 + Q6 + Qхр + Qп


Q1
ХТП
Q2
Q3
Q4
Q5
Q6
Qп
Qхр

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.

процессе реакции
Изменение температуры в процессе 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 );

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

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.

Gтн= Qтн/ rs= 1083

Мвт /1000Кдж/кг
1083 кг / с = 3900 тонн в час.
20 . Скорректируем таблицу материального баланса: