Управление химическими процессами

• КУРСОВАЯ РАБОТА ПО ХИМИИ НА ТЕМУ:

«УПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИМИ  ПРОЦЕССАМИ»

• Оглавление

1. Введение …………………………………………………………..………..стр. 2
2. Основная часть:
1. Влияние температуры на скорость химических реакций ….…………...стр. 3
2. Электролиз …………………………………………………….………..… стр. 5
3. Радиационно-химические процессы  ………………………….………...стр. 15
4. Растворитель как средство управления химическими процессами .…..стр. 19
5. Современный катализ ………………………………………………….....стр. 26
3. Заключение  ….…………………………………………………………….стр. 32
4. Список литературы ….…………………………………………………….стр. 34

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

• Введение

 

Направленное воздействие  на химическую систему - управление выходом  продуктов и скоростью химического  процесса - относится к числу важнейших  задач, которые стоят перед человечеством. Одной из важнейших проблем развития химической промышленности является проблема управления химическими процессами. Однако набор методов управления химическими процессами удивительно мал, особенно в сравнении с числом реакций и соединений, известных современной химии. 
 Управление химическими превращениями и процессом в целом определяется характером и закономерностями физико-химических и физических процессов. Поэтому для создания теории и методов управления химическими процессами необходимо познание основных законов их протекания и сознательное использование найденных закономерностей.

Существует множество  методов воздействия на химическую систему.

Наиболее общими методами управления химическими процессами являются термическое воздействие  на химическую систему и влияние  растворителя. 
Также для управления химическими процессами необходимо владеть, с одной стороны, теорией катализа, помогающей предвидеть каталитическое действие и выбрать наилучший химический состав катализатора, а с другой,— теорией радиационно-химических процессов и электролиза, позволяющим определить влияние всех физических факторов на скорость химических превращений, дать методы масштабного переноса результатов лабораторных исследований и определения оптимальных условий.

Все остальные способы  воздействия на химическую систему (механические, акустические и т.п.) вне зависимости от степени их действенности носят частный характер и уже хотя бы поэтому не могут быть возведены в ранг методов управления химическим процессом.

 

 

• Влияние температуры на скорость химических реакций

Температура является очень  важным фактором, определяющим скорость реакции, и, соответственно, являющейся методом управления процессом этой реакции.

Опытным путем было установлено, что при повышении температуры  на  каждые 10 ⁰С скорость большинства химических реакций возрастает в 2 – 4 раза (температурный коэффициент скорости реакции). При понижении температуры скорость реакций во столько же раз уменьшается. Значительное увеличение скорости реакций при повышении температуры нельзя объяснить одним только увеличением числа столкновений между молекулами. Согласно кинетической теории, скорость движения молекул растет пропорционально корню квадратному из абсолютной температуры, тогда как скорость реакции увеличивается гораздо быстрее.

Следует считать, что повышение температуры не только вызывает более частые столкновения, но и увеличивает число эффективных столкновений, в результате которых происходит химическое взаимодействие, т.е. увеличивает относительное количество активных молекул. Это может быть объяснено тем, что по мере повышения температуры молекулы становятся менее стойкими и, следовательно, более склонными к химической реакции.[2]

Для количественного  описания температурных эффектов в  химической кинетике используют два  соотношения - правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.

Правило Вант-Гоффа математически выглядит следующим образом:

 

где Т –  температурный коэффициент скорости (=2-4).

Правило Вант-Гоффа является очень грубым и применяется только в очень ограниченном интервале  температур.

Гораздо более точным является уравнение Аррениуса, описывающее температурную зависимость константы скорости:

,

где R - универсальная газовая постоянная; A - предэкспоненциальный множитель, который не зависит от температуры, а определяется только видом реакции; EA - энергия активации, которую можно охарактеризовать как некоторую пороговую энергию: грубо говоря, если энергия сталкивающихся частиц меньше EA, то при столкновении реакция не произойдет, если энергия превышает EA, реакция произойдет. Энергия активации не зависит от температуры.

Графически зависимость k(T) выглядит следующим образом (рисунок 1)[3]:

• Рис.1 График зависимости константы скорости от температуры.

При низких температурах химические реакции почти не протекают: k(T) 0. При очень высоких температурах константа скорости стремится к предельному значению: k(T) A. Это соответствует тому, что все молекулы являются химически активными и каждое столкновение приводит к реакции. [3]

Возможность управлять  химической реакцией при помощи изменения  температуры, на первый взгляд, имеет ряд неоспоримых преимуществ -  высокая эффективность при низких материальных и энергетических затратах, доступность и хорошо развитую научную базу. Однако способ термического воздействия на химическую систему  имеет ограничения, обусловленные температурным интервалом устойчивости различных веществ и фазовым состоянием участников химического процесса.

• Электролиз

Электролиз – это  совокупность процессов, протекающих  в растворе или расплаве электролита, при пропускании через него электрического тока. Электролиз является одним из важнейших направлений в электрохимии.

Электролиз протекает  только в тех средах, которые проводят электрический ток. Способностью проводить  ток обладают также водные растворы оснований и солей. Безводные кислоты – очень плохие проводники, но водные растворы кислот хорошо проводят ток. Растворы кислот, оснований и солей в других жидкостях в большинстве случаев тока не проводят, точно так же не проводят тока водные растворы сахара, спирта, глицерина и другие растворы с нормальным осмотическим давлением.

Электрический ток, проходя  через растворы, вызывает в них  химические изменения, выражающиеся в  том, что из растворов выделяются продукты разложения растворенного  вещества или растворителя. Вещества, растворы которые проводят электрический ток, получили названия  электролитов. Электролитами являются кислоты, основания и соли.

Химический процесс, происходящий при пропускании тока через раствор  электролита, называется электролизом. Исследуя продукта, выделяющиеся у электрода, при электролизе кислот, оснований и солей, установили, что у катодов всегда выделяются металлы и водород, а у анода кислотные остатки или гидроксильные группы, которые затем подвергаются дальнейшим изменениям. Таким образом, первичными продуктами электролиза оказываются те же части кислот, оснований и солей, которые при реакциях обмена, не изменяются, переходят из одного вещества в другое.

Примером электролиза  может служить электролиз расплава хлорида магния. При прохождении  тока через расплав MgCl₂ катионы магния по действием электрического поля движутся к отрицательному электроду. Здесь, взаимодействуя с приходящими по внешней цепи электронами, они восстанавливаются.

Mg₂+ +2e-=Mg

Анионы хлора перемещаются к положительному электроду, и, отдавая избыточные электроны, окисляются. При этом первичным процессом является собственно электрохимическая стадия—окисление ионов хлора:

• 2Cl-=2Cl+2e-

 

а вторичным—связывание образующихся атомов хлора в молекулы:

 

2Cl=Cl₂

Складывая уравнения  процессов, протекающих у электродов, получим суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, происходящей при электролизе расплава MgCl2:

 

Mg2+ + 2Cl-l=Mg + Cl₂

 

Эта реакция не может  протекать самопроизвольно; энергия, необходимая для её осуществления, поступает от внешнего источника тока.

Как и в случае химического  источника электрической энергии, электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом; электрод, на котором  происходит окисление, называется анодом. Но при электролизе катод заряжен  отрицательно, а анод—положительно, т.е. распределение знаков заряда электродов противоположно тому, которое имеется при работе гальванического элемента. При электролизе химическая реакция осуществляется за счёт энергии электрического тока, подводимой извне, в то время как при работе гальванического элемента энергия самопроизвольно протекающей в нем химической реакции превращается в электрическую энергию.

При рассмотрении электролиза  растворов нельзя упускать из виду, что, кроме ионов электролита, во всяком водном растворе имеются ещё ионы, являющиеся ещё продуктами диссоциации воды - Н⁺ и ОН^-. В электролитическом поле ионы водорода перемещаются к катоду, а гидроксила - к аноду. Таким образом, у катода могут разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. Аналогично у анода может происходить разряд как анионов электролита, так и ионов гидроксила. Кроме того, молекулы воды также могут подвергаться электрохимическому окислению или восстановлению.

Какие именно электрохимические  процессы будут протекать у электродов при электролизе, прежде всего будет зависеть от соотношения электродных потенциалов соответствующих электрохимических систем. Это означает, что на катоде будут восстанавливаться окисленные формы электрохимических систем. Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с минимальной затратой энергии. Это означает, что на катоде будут восстанавливаться окисленные формы электрохимических систем, имеющих наибольший электродный потенциал, а на аноде будут окисляться восстановленные формы систем с наименьшим электродным потенциалом. На протекание некоторых электрохимических процессов оказывает тормозящее действие материал электрода.

Рассматривая катодные процессы, протекающие при электролизе  водных растворов, нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода и в случае нейтральных растворов (рН=7) имеет значение: 
φ=-0,059*7=-0,41 В.

Отсюда ясно, что если электролит образован металлом, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем –0,41 В, то из нейтрального раствора у катода будет выделяться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (начиная приблизительно от олова) и после него. Наоборот, в случае электролитов, металл которых имеет потенциал значительно более отрицательный, чем –0,41 В, металл восстанавливаться не будет, а произойдёт выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений—приблизительно до титана. Наконец, если потенциал металла близок к величине –0,41 В (металлы средней части ряда—Zn,Cr,Fe,Ni), то в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза возможно как восстановление металла, так и выделение водорода; нередко наблюдается совместное выделение металла и водорода.

Электрохимическое выделение  водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода. В случае же нейтральных или щелочных сред оно является результатом электрохимического восстановления воды:

2Н₂О + 2е- =Н₂ + 2ОН^-.

Таким образом, характер катодного процесса при электролизе водных растворов определяется прежде всего положением соответствующего металла в ряду напряжений. В ряде случаев большое значение имеют рН раствора, концентрация ионов металла и другие условия электролиза.

При рассмотрении анодных  процессов следует иметь в  виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В  связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с  активным анодом. Инертным называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза. Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чаще применяют графит уголь, платину.

На инертном аноде  при электролизе водных растворов  щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей, а также фтористоводородной кислоты и фторидов происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода. В зависимости от рН раствора этот процесс протекает по-разному и может быть записан различными уравнениями. В щелочной среде уравнение имеет вид:

• 4ОН- =О₂ + 2Н₂О + 4е-,

а в кислой или нейтральной: 2Н2О =О2 + 4Н+ + 4е-