Термодинамическая вероятность различных направлений сложных реакций в процессах нефтепереработки. Термодинамические расчёты в химической технологии. Оценка возможности протекания реакции. Расчёт теплового эффекта реакции Примеры решения задач

Вероятность
Вероятность
протекания
протекания
химических реакций.
химических реакций.
Скорость химических
Скорость химических
реакций.
реакций.
Подготовила:
Подготовила:
преподаватель химии
преподаватель химии
1 квалификационной
1 квалификационной
категории
категории
Сагдиева М.С.
Сагдиева М.С.
Казань 2017г.
Казань 2017г.

Скорость химических
Скорость химических
реакций
реакций
Химическая кинетика изучает скорость и
изучает скорость и
Химическая кинетика
механизмы химических реакций
механизмы химических реакций

Гомогенные и
Гомогенные и
гетерогенные системы
гетерогенные системы
Фаза –
совокупность всех
гомогенных частей системы,
одинаковых по составу и по
всем
химическим
физическим
свойствам и отграниченных от
других

поверхностью раздела.
системы
и
частей
Гомогенные системы
состоят из одной фазы.
Гетерогенные системы
Гетерогенные системы

Сущность химических реакций сводится к разрыву связей в ис­ходных
веществах и возникновению новых связей в продуктах реакции. При этом
общее число атомов каждого элемента до и после реакции остается
постоянным.
энергии,
поглощением
Поскольку образование связей происходит с выделением, а разрыв связей -
с
сопровождаются
энергетическими эффектами. Очевидно, если разрушаемые связи в исходных
веществах менее прочны, чем образующиеся в продуктах реакции, то энергия
выделяется, и наоборот. Обычно энергия выделяется и поглощается в форме
теплоты.
химические
то
реакции
Со скоростью химических реакций связаны представления о превращении
веществ,
в
промышленных масштабах. Учение о скоростях и механизмах химических
реакций называется химической кинетикой.
эффективность их получения
экономическая
также
а
Под скоростью химической реакции понимают изменение
концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени
при неизменном объеме системы.

Рассмотрим в общем виде скорость реакции, протекающей по
уравнению:
По мере расходования вещества А скорость реакции уменьшается (как это
показано на рис. 4.1). Отсюда следует, что скорость реакции может быть
определена лишь для некоторого промежутка времени. Так как концентрация
вещества А в момент времени Т1 измеряется величиной c1, а в момент Т2 -
величиной С2, то за промежуток времени изменение концентрации вещества
составит ∆С = с2 - с1, откуда определится средняя скорость реакции (и):

Скорость химических реакций
Скорость химических реакций
(для гомогенных систем)


tVv



cV
A + B = D + G
A + B = D + G
cv


t

t = 10 c
C0 = 0,5 моль/л
C1 = 5 моль/л
v
5,05

10

45,0
моль

сл

Скорость химических реакций
A + B = D + G
A + B = D + G
C0 = 2 моль/л
C1 = 0,5 моль/л
t = 10 c
v
25,0

10

15,0
моль

сл
cv


t



tSv


(для гомогенных систем)
v
25,0

10

15,0
моль

сл
(для гетерогенных систем)

Факторы, от которых
зависит скорость
реакции
Природа реагирующих веществ
 Природа реагирующих веществ
Концентрация веществ в
 Концентрация веществ в
системе
системе
Площадь поверхности (для
 Площадь поверхности (для
гетерогенных систем)
гетерогенных систем)
Температура
 Температура
Наличие катализаторов
 Наличие катализаторов

1. Влияние концентраций реагирующих веществ.
Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы
(частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает
реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих
веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован
основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости
реакции от концентрации реагирующих веществ:
скорость химической реакции пропорциональна произведению
концентраций реагирующих веществ.
Для реакции (I) этот закон выразится уравнением
v = ксА­ св,
где СА и Св - концентрации веществ А и В, моль/л; к - коэффициент
пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон
химической кинетики часто называют законом действующих масс.

2.Влияние
температуры
Якоб Вант­Гофф
Якоб Вант­Гофф
(1852­1911)
(1852­1911)

Правило Вант-Гоффа
При нагревании системы на 10 ˚С скорость
реакции возрастает в 2-4 раза
 - температурный коэффициент
Вант-Гоффа.
t
 vv
10
0
100tvv

сообщить молекулам
сообщить молекулам
Энергия, которую надо
которую надо
(частицам) реагирующих
(частицам) реагирующих
веществ, чтобы превратить
веществ, чтобы превратить
их в активные, называется
называется
их в активные
энергией активации
энергией активации
ЕЕа – кдж /моль
а – кдж /моль

На примере реакции в общем виде:
А2+ В2 = 2АВ.
Ось ординат характеризует потенциальную
энергию системы, ось абсцисс - ход реакции:
исходное состояние -* переходное состояние
-* конечное состояние.
Чтобы реагирующие вещества А2 и В2
образовали продукт реакции АВ, они должны
преодолеть энергетический барьер С (рис. 4.2).
На это затрачивается энергия активации Ed, на
значение которой возрастает энергия системы.
При
в ходе реакции из частиц
реагирующих
образуется
промежуточная неустойчивая
группировка,
называемая переходным состоянием или
активированным комплексом (в точке С),
последующий распад которого приводит к
образованию конечного продукта АВ.
веществ
этом

Механизм реакции можно изобразить схемой
Если при распаде активированного комплекса
выделяется больше энергии, чем это необходимо для
активации частиц, то реакция экзотермическая.

Пользуясь растворами солей марганца, железа, меди и цинка и раствором сульфида натрия, осадите в четырех пробирках указанные сульфиды, осадки промойте дистиллированной водой методом декантации , а затем добавьте к каждому из осадков 2‑3 мл разбавленного раствора серной кислоты. Что происходит? Сравните данные опыта с результатами расчета.

Опыт 3. Выбор направления протекания реакции

Между ионами Э 3+ и S 2– в водном растворе возможны следующие взаимодействия:

Обменное взаимодействие;

Взаимно усиливающийся гидролиз;

Окислительно‑восстановительная реакция, если степень окисления (+3) у элемента не слишком устойчива и может понижаться до (+2):

2Э 3+ + 3S 2– → Э 2 S 3 ,

2Э 3+ + 3S 2– + 6Н 2 О → 2Э(ОН) 3 + 3Н 2 S,

2Э 3+ + 3S 2– → 2ЭS + S.

Пользуясь данными таблицы 2, выполните необходимые расчеты и выясните, какой из этих вариантов протекания реакций наиболее вероятен с термодинамической точки зрения при взаимодействии раствора сульфида натрия с солями трехзарядных катионов железа, алюминия, хрома и висмута.

Таблица 2

По каким внешним признакам в каждом конкретном случае можно определить, какое именно взаимодействие осуществилось?

В три пробирки налейте по 1‑2 мл растворов указанных солей и добавьте по 1 мл раствора сульфида натрия. Что наблюдается в каждом случае?

Совпадает ли прогноз с результатами опыта?

Тема: ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. КАТАЛИЗ. РАВНОВЕСИЕ

Лабораторная работа № 7

Химическая кинетика

Литература: 1. С. 104-112; 3. С. 65-68; 4. С. 61-64.

Цель работы: изучение влияния концентрации реагирующих веществ и температуры на скорость химической реакции.

Вопросы и упражнения для самоподготовки.

1. Предмет химической кинетики. Дать определение скорости химической реакции. Перечислить факторы, влияющие на скорость химической реакции.

2. Привести математическое выражение скорости химической реакции. Объяснить, почему в математическом выражении скорости стоит знак минус. Как зависит скорость реакции от температуры?

3. Сформулировать закон действующих масс. Каков физический смысл константы скорости, и какие факторы влияют на ее величину?

Влияние температуры на скорость химической реакции.

4. Энергия активации. Активированный комплекс. Энтропия активации.

5. Кинетическая классификация реакций. Молекулярность и порядок реакции.

6. Катализаторы и катализ.

7. Гомогенный катализ. Теория промежуточных соединений.

8. Обратимые и необратимые процессы. Условия наступления химического равновесия. Константа химического равновесия и факторы, на нее влияющие.

9. Принцип Ле Шателье. Смещение химического равновесия.

1. Как изменится скорость реакции 2NO + O 2 = 2NO 2 , если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза?

2. Найти значение константы скорости реакции А + В = АВ, если при концентрациях вещества А и В, равных соответственно 0,5 и 0,1 моль/л, скорость реакции равна 0,005 мол/л·с.

3. Определить, на сколько градусов следует повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 8 раз, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

Оборудование. Пробирки мерные – 8 шт. Пипетка Пастера (5 мл) – 2 шт. Стакан химический (100 мл). Баня водяная. Термометр лабораторный (100 0 С). Секундомер (или метроном). Плитка электрическая.

Реактивы: Тиосульфат натрия 0,5 % раствор , серная кислота 0,5 % раствор, дистиллированная вода.

I закон термодинамики позволяет рассчитывать тепловые эффекты различных процессов, но не дает информацию о направлении протекания процесса.

Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы:

1. Стремление системы перейти в состояние с наименьшим запасом энергии;

2. Стремление системы к достижению наиболее вероятного состояния, которое характеризуется максимальным количеством независимых частиц.

Первый фактор характеризуется изменением энтальпии. Рассматриваемый случай должен сопровождаться выделением теплоты, следовательно, DH < 0.

Второй фактор определяется температурой и изменением энтропии .

Энтропия (S) - термодинамическая функция состояния системы, которая отражает вероятность реализации того или иного состояния системы в процессе теплообмена.

Как и энергия, энтропия не относится к числу экспериментально определяемых величин. В обратимом процессе, протекающем в изотермических условиях, изменение энтропии можно рассчитать по формуле:

Это означает, что при необратимом протекании процесса энтропия возрастает благодаря переходу в теплоту части работы.

Таким образом, в обратимых процессах система совершает максимально возможную работу. При необратимом процессе система всегда совершает меньшую работу.

Переход потерянной работы в теплоту является особенностью теплоты как макроскопически неупорядоченной формы передачи энергии. Отсюда возникает трактовка энтропии как меры беспорядка в системе:

При увеличении беспорядка в системе энтропия возрастает и, наоборот, при упорядочивании системы энтропия уменьшается.

Так, в процессе испарения воды энтропия увеличивается, в процессе кристаллизации воды - уменьшается. В реакциях разложения энтропия увеличивается, в реакциях соединения - уменьшается.

Физический смысл энтропии установила статистическая термодинамика. Согласно уравнению Больцмана:

От соотношения величин, стоящих в левой и правой части последнего выражения, зависит направление самопроизвольного протекания процесса.

Если процесс проходит в изобарно-изотермических условиях, то общая движущая сила процесса называется свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом (DG) :

Величина DG позволяет определить направление самопроизвольного протекания процесса:

Если DG < 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;

Если DG > 0, то процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении;

Если DG = 0, то состояние является равновесным.

В живых организмах, представляющих собой открытые системы, главным источником энергии для многих биологических реакций - от биосинтеза белка и ионного транспорта до сокращения мышц и электрической активности нервных клеток - является АТФ (аденозин-5¢-трифосфат).

Энергия выделяется при гидролизе АТФ:

АТФ + H 2 O ⇄ АДФ + H 3 PO 4

где АДФ - аденозин-5¢-дифосфат.

DG 0 данной реакции составляет -30 кДж, следовательно процесс протекает самопроизвольно в прямом направлении.

Анализ соотношения энтальпийного и энтропийного факторов в уравнении для расчета изобарно-изотермического потенциала позволяет сделать следующие заключения:

1. При низких температурах преобладает энтальпийный фактор, и самопроизвольно протекают экзотермические процессы;

2. При высоких температурах преобладает энтропийный фактор, и самопроизвольно протекают процессы, сопровождающиеся увеличением энтропии.

На основании изложенного материала можно сформулировать II закон термодинамики:

В изобарно-изотермических условиях в изолированной системе самопроизвольно протекают те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.

Действительно, в изолированной системе теплообмен невозможен, следовательно, DH = 0 и DG » -T×DS. Отсюда видно, что если величина DS положительна, то величина DG отрицательна и, следовательно, процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении.

Другая формулировка II закона термодинамики:

Невозможен некомпенсированный переход теплоты от менее нагретых тел к более нагретым.

В химических процессах изменения энтропии и энергии Гиббса определяют в соответствии с законом Гесса:

Реакции, для которых DG < 0 называют экзэргоническими .

Реакции, для которых DG > 0 называют эндэргоническими .

Величину DG химической реакции можно также определить из соотношения:

DG = DH - T×DS.

В табл. 1 показана возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции при различных сочетаниях знаков DH и DS.

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Термодинамическая вероятность различных направлений сложных реакций в процессах нефтепереработки

В соответствии с уравнением Гиббса термодинамическая вероятность протекания химической реакции определяется знаком и величиной изменения свободной энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала, свободной энтальпии). Изменения энергии Гиббса связано с константой равновесия реакции следующей формулой:

химический реакция термодинамический нефтепереработка

где К р - константа равновесия,

К р = К 1 /К 2 , (К 1 и К 2 - константы скорости прямой и обратной реакций); - изменение энергии Гиббса;

R - газовая постоянная;

Т - температура, К.

Если К 1 > К 2 (т.е. реакция идет в сторону образования продуктов), то K p > 1 и ln K p > 0, т.е. < 0.

Из уравнения следует, что отрицательное значение (при низких температурах Т и давления Р) является условием самопроизвольного протекания химической реакции. Причем, чем больше абсолютное значение отрицательной величины, тем выше вероятность этой реакции.

Известно, что значение возрастает с увеличение молекулярной массы углеводородов (кроме ацетилена) и температуры. Следовательно, высокомолекулярные углеводороды, имеющие большой потенциал образования, термически менее стабильны и более склонны к реакциям разложения, особенно при высоких температурах.

Для оценки термодинамической вероятности той или иной реакции применяют величину изменения свободной энергии, в результате реакции.

Свободной энергией называется та часть внутренней энергии системы, которая может быть превращена в работу. Реакции могут быть обратимыми и необратимыми. К обратимым реакциям, которые в зависимости от условий идут в одну или обратную сторону относят:

1. Образование простейших углеводородов из элементов и разложение углеводородов;

2. Гидрирование олефинов - дегидрирование парафинов;

3. Гидрирование ароматики - дегидрогенизация шестичленных нафтенов;

4. Конденсация ароматических углеводородов;

5. Изомеризация.

Многие реакции: крекинг, коксование, полимеризация являются необратимыми.

Для обратимых реакций любому значению внешних условий (температура и давление) отвечает некоторое состояние равновесной системы, характеризующееся определенным соотношением количеств исходных веществ и продуктов реакции. Это состояние равновесия оценивается константой равновесия.

Термодинамическая вероятность любой (в том числе и необратимой) реакции определяется знаком изменения величины свободной энергии реакции G (если известно значение G для любой изотермической реакции и если это значение оказывается положительным, в указанном направлении реакция термодинамически невозможна. Если же значение отрицательно, то процесс может происходить, и в действительности происходит, хотя бы даже с неизмеримо малой скоростью.

Взяв значения из таблиц значения свободных энергий образования из элементов начальных и конечных веществ G при каких либо температурах и по разнице определив для этих температур изменение свободной энергии реакции G, получаем коэффициенты А и В в уравнении

G Т = А + ВТ,

G = 0, то это температурная граница термодинамической вероятности реакции: нижняя, если?G увеличивается с увеличением Т, и верхняя, если?G увеличивается с повышением температуры. Для обратимых реакций реакция идет и при температурах за пределами термодинамической вероятности, но с глубиной меньшей, чем у противоположной реакции. Впрочем, для обратимых реакций выходы можно изменить, меняя концентрации реагирующих веществ.

Термодинамическая вероятность протекания химической реакции определяется знаком и величиной изменения свободной энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала, свободной энтальпии). Изменение энергии Гиббса связано с константой равновесия реакции следующей формулой:

ln К p = - ?G/(RT),

где К р -- константа равновесия,

К р -- K 1 / K 2 y (К 1 и К 2 -- константы скорости прямой и обратной реакций);

G -- изменение энергии Гиббса;

R-- газовая постоянная;

Т-- температура, К.

Если К 1 > K 2 (т.е. реакция идет в сторону образования продуктов), то Кр > 1 и lпКр > 0, т.е. ?G < 0.

Из уравнения следует, что отрицательное значение?G (при низких значениях температуры Т и давления Р) является условием самопроизвольного протекания химической реакции. Причем, чем больше абсолютное значение отрицательной величины?G, тем выше вероятность этой реакции.

Известно, что значение?G возрастает с увеличением молекулярной массы углеводородов (кроме ацетилена) и температуры. Следовательно, высокомолекулярные углеводороды, имеющие больший потенциал энергии образования?G, термически менее стабильны и более склонны к реакциям разложения, особенно при высоких температурах.

Промышленные термические процессы проводятся, как правило, под давлениями и сопровождаются гомогенными или гетерогенными реакциями.

В принципе, любые термические процессы нефтепереработки сопровождаются как эндотермическими реакциями дегидрирования и разложения углеводородов, так и экзотермическими реакциями синтеза, полимеризации, конденсации и т. п. Эти типы реакций различаются не только по знаку тепловых эффектов, но и по температурной зависимости значений свободной энергии Гиббса. Для эндотермических реакций разложения углеводородов значения?G уменьшаются с ростом температуры, а для экзотермических -- увеличиваются, т. е. реакции разложения -- термодинамически высокотемпературные, а синтеза -- термодинамически низкотемпературные. Аналогичный вывод вытекает и из принципа Ле-Шателье -- Брауна: повышение температуры способствует протеканию эндотермических реакций в сторону образования продуктов, а экзотермических -- в обратную сторону.

В интервале температур 300--1200 °С, в котором осуществляется большинство промышленных процессов нефтепереработки, свободная энтальпия линейно зависит от температуры:

В этом уравнении значение коэффициента b увеличивается с ростом теплового эффекта реакции (для эндотермических реакций b > 0, а для экзотермических b < 0). В реакциях с небольшим тепловым эффектом (например, изомеризации или гидрокрекинга) ?G мало зависит от температуры. В реакциях же со значительным тепловым эффектом (выделение или поглощение) эта зависимость заметно значительнее.

Существенное влияние на величину константы скоростей реакций оказывает, в соответствии с принципом Ле-Шателье -- Брауна, давление. Его рост способствует протеканию реакций с уменьшением объема (в основном реакции синтеза). Низкие же давления ускоряют реакции разложения.

Прогнозирование вероятности образования того или иного продукта разложения при осуществлении термических процессов также может базироваться на основе термодинамических данных, в частности, на значениях энергии связи между атомами в молекулах. Так, анализ данных по свободной энтальпии образования позволяет сделать следующие выводы о направлении разложения углеводородов.

В молекулах алканов энергия разрыва связи между крайним атомом углерода и водородом наибольшая в метане (431 кДж/моль), и она снижается по мере увеличения числа углеродных атомов до 4 и затем становится постоянной (на уровне 394 кДж/моль).

В нормальных алканах энергия разрыва связи между атомами водорода и находящегося внутри цепи углерода постепенно уменьшается в направлении к середине цепи (до 360 кДж/моль).

Энергия отрыва атома водорода от вторичного, и особенно от третичного атома углерода несколько меньше, чем от первичного.

В молекуле алкенов энергия отрыва атома водорода от углеродного атома с двойной связью значительно больше, а от атома углерода, находящегося в сопряжении с двойной связью, -- значительно ниже, чем энергия С--Н-связи в алканах.

В нафтеновых кольцах прочность связи С--Н такая же, как в связях вторичного атома углерода с водородом в молекулах алканов.

В молекулах бензола и алкилароматических углеводородов энергия связи между атомом углерода в кольце и водородом сопоставима с прочностью С--Н-связи в метане, а энергия отрыва водорода от углерода, сопряженного с ароматическим кольцом, значительно ниже, чем энергия С--Н-связи в алканах.

Энергия разрыва углерод-углеродной связи в молекулах всех классов углеводородов всегда ниже энергии С--Н-связи (примерно на 50 кДж/моль).

В молекулах алканов длина, строение цепи и местоположение разрываемой связи оказывают влияние на энергию разрыва углерод-углеродной связи качественно, аналогично влиянию их на прочность С--Н-связи. Так, связь между крайними углеродными атомами ослабляется по мере увеличения числа углеродных атомов (от 360 для этана до 335 кДж/моль для пентана и выше), а связь между внутренними углеродными атомами -- по мере приближения к середине цепи (до 310 кДж/моль). Например, энергия разрыва связи С--С в молекуле н-октана в зависимости от ее местоположения изменяется следующим образом: 335; 322; 314; 310; 314; 322; 335 кДж/моль.

Связи между первичными атомами углерода всегда прочнее, чем С--С-связи в комбинациях с первичным, вторичным (С вт) и третичным (С тр) атомами углерода. Энергия разрыва углерод-углеродной связи (D c - c) уменьшается в следующей последовательности:

D C - C > D C - C вт > D C - C тр > D C вт- C вт > D C вт- C тр > D C тр- C тр.

10. В алкенах углерод-углеродные двойные связи значительно прочнее (но менее чем в 2 раза), чем С--С-связи в алканах. Так, энергия разрыва С = С-связи в этилене составляет 500 кДж/моль. Однако С--С-связи, сопряженные с двойной (т. е. находящиеся к ней в b-положении), значительно слабее С--С-связи в алканах.

11.Энергия разрыва углерод-углеродной связи в кольце циклопентана (293 кДж/моль) и циклогексана (310 кДж/моль) несколько меньше С--С-связи в середине цепи нормального гексана (318 кДж/ моль).

12. В алкилароматических углеводородах углерод-углеродная связь, сопряженная с ароматическим кольцом (С--С ар), менее прочна, чем связь С--С в алканах. Сопряжение с ароматическим кольцом снижает прочность углерод-углеродной связи приблизительно в такой же степени, как и сопряжение с двойной связью. Сопряжение с несколькими бензольными кольцами снижает прочность С-С-связи еще больше.

13.Энергия разрыва (диссоциации) атомов водорода в молекуле водорода несколько выше С--Н-связи в наиболее термостойком метане и составляет 435 кДж/моль.

14. По прочности связь С--S в меркаптанах и связь S--S в дисульфидах сопоставима со связью С--С в алканах.

Очевидно, что при термолизе углеводородного сырья будут разрываться в первую очередь наиболее слабые связи и образовываться продукты преимущественно с меньшей свободной энергией образования. Таким образом, термодинамический анализ позволяет прогнозировать компонентный состав и подсчитать равновесные концентрации компонентов в продуктах реакций в зависимости от условий проведения термических, а также каталитических процессов.

Схемы (I--IV) химических превращений углеводородов при термолизе представлены на рис. 1.

Рис. 1. Схемы превращений углеводородов при термолизе сырья

Размещено на Allbest.ru

Подобные документы

Определение теплоты сгорания этилена. Вычисление энергии Гиббса реакции и принципиальной ее возможности протекания. Расчет приготовления солевого раствора нужной концентрации. Составление ионного уравнения химической реакции. Процессы коррозии железа.

контрольная работа , добавлен 29.01.2014


Понятие и виды сложных реакций. Обратимые реакции различных порядков. Простейший случай двух параллельных необратимых реакций первого порядка. Механизм и стадии последовательных реакций. Особенности и скорость протекания цепных и сопряженных реакций.

лекция , добавлен 28.02.2009


Этанол и его свойства. Расчет изменения энтропии химической реакции. Основные способы получения этанола. Физические и химические свойства этилена. Расчет константы равновесия. Нахождение теплового эффекта реакции и определение возможности ее протекания.

курсовая работа , добавлен 13.11.2009


Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции. Влияние внешних условий на химическое равновесие. Влияние давления, концентрации и температуры на положение равновесия. Типы химических связей.

реферат , добавлен 13.01.2011


Составление ионных уравнений реакции. Определение процентной доли компонентов сплава. Вычисление изменения энергии Гиббса для химической реакции. Построение диаграммы состояния систем висмут-теллур. Определение состояния однокомпонентной системы.

контрольная работа , добавлен 09.12.2009


Зависимость химической реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре. Скорость химических реакций в гетерогенных системах. Влияние концентрации исходных веществ и продуктов реакции на химическое равновесие в гомогенной системе.

контрольная работа , добавлен 04.04.2009


Рассчет сродства соединений железа к кислороду воздуха при определееной константе равновесия реакции. Определение колличества разложившегося вещества при нагревании. Вычисление константы равновесия реакции CO+0,5O2=CO2 по стандартной энергии Гиббса.

тест , добавлен 01.03.2008


Современные катализаторы, используемые в процессах нефтепереработки, критерии оценки их эффективности и особенности использования. Методологические основы процесса каталитического крекинга. Определение непредельных углеводородов в нефтяных фракциях.

курсовая работа , добавлен 20.04.2016


В органическом синтезе в реакциях гидрирования участвуют любые молекулы, имеющие ненасыщенные связи. Синтезы Фишера-Тропша. Обратная гидрированию реакция - процесс дегидрирования в промышленном органическом синтезе и в процессах нефтепереработки.

реферат , добавлен 28.01.2009


Понятие и предмет изучения химической кинетики. Скорость химической реакции и факторы, влияющие на нее, методы измерения и значение для различных сфер промышленности. Катализаторы и ингибиторы, различие в их воздействии на химические реакции, применение.