К VII. Основной органический синтез.

1. Промышленный органический синтез. Сырьевая база. Основные продукты. Особенности синтеза органических соединений.

2. Производство ацетилена. Физико-химические основы процесса. Сырье. Термоокислительный пиролиз и электропиролиз. Конструкционные особенности реакторов. Переработка ацетилена.

3. Производство этилена и пропилена. Физико-химические основы процесса дегидрирования углеводородов. Сырье. Методы выделения и очистки этилена и пропилена. Синтезы на основе алкенов.

4. Производство бутадиена-1, 3 и изопрена. Физико-химические основы процесса. Сырье. Катализаторы. Двухступенчатый процесс производства. Выделение и очистка диенов. Применение диенов.

5. Синтезы на основе оксида углерода. Синтез-газ и его получение. Синтез углеводородов по Фишеру-Тропшу.

6. Производство метанола. Физико-химические основы процесса. Катализаторы. Контактный аппарат. Синтезы на основе метанола.

7. Производство формальдегида на основе метанола. Физико-химические основы процесса. Катализаторы. Применение формальдегида.

8. Производство карбоновых кислот окислением алканов. Физико-химические основы процесса. Катализаторы. Переработка карбоновых кислот.

9. Производство этанола гидратацией этилена. Физико-химические основы процесса. Технологические схемы и катализаторы. Применение этанола.

10. Производство ацетальдегида гидратацией ацетилена и окислением этилена. Катализаторы Кучерова и Шмидта. Применение ацетальдегида.

11. Производство галогенсодержащих органических соединений. Хлорирование метана. Физико-химические основы процесса. Производство и применение дихлорэтана и хлорвинила.

12. Производство фторированных углеводородов. Тетрафторэтилен. Фреоны. Применение фторированных углеводородов.

 

Литература: 1, 8, 12.

 

Литература

 

1. Общая химическая технология. Под. Ред. Мухленова И.П. и др. М., 1984.

2. Плановский А.Н., Николаев П.И. Процессы и аппараты химической и нефтехимической технологии. М., 1987.

3. Кутепов А.М., Бондарева Т.И., Беренгартен М.Г. Общая химическая технология. М., 1985.

4. Позин М.Е., Зинюк Р.Ю. Физико-химические основы неорганической технологии. Л., 1993.

5. Гуляев А.П. Металловедение. М., 1986.

6. Методические указания по использованию ТСО в курсе «Химическая технология и моделирование технологических процессов». Свердловск, УрГУ, 1987.

7. Химическая энциклопедия в 5-ти томах. М.

8. Основы химической технологии. Мухленов И.П. и др. М., 1991.

9. Якимов М.А. Основы неорганического синтеза. М., 1988.

10. Девятых Г.П., Еллиев Ю.Е. Глубокая очистка веществ. М., 1991.

11. Позин М.Е. Технология минеральных удобрений. Л., 1989.

12. Лебедев Н.Н. Химия и технология основного органического и нефтехимического синтеза. М., 1981.

 

 

Содержание и задачи химической технологии.

 

Технология изучает способы и принципы переработки сырья в продукты потребления и средства производства.

Цели (задачи) химической технологии – повышение производительности труда, улучшение качества продукции и уменьшение ее себестоимости.

Эти цели достигаются в силу взаимосвязанных направлениях:

1. Увеличение мощности производства:

– использование параллельных технологических линий;

– увеличение размеров аппаратов;

– интенсификация;

2. Комплексное использование сырья.

3. Разработка энергосберегающих технологий.

4. Создание безотходных производств.

5. Механизация и автоматизация.

6. Перевод периодического производства в непрерывное.

 

Технология – наука о выгодных, т.е. поглощающих наименее труда людского и энергии природы приемах переработки природных ресурсов в продукты, потребные (необходимые, полезные или удобные) для применения в жизни людей.

 

Сочетание всех этих факторов дает представление о полноте выбранного технологического процесса производства того или иного продукта. При этом мы должны учитывать технико-экономическую эффективность производства.

Главными показателями, которые характеризуют технико-экономическую эффективность производства, являются:

1. Расход сырья.

2. Расход энергии.

3. Выход и количество продукции.

4. Интенсивность процесса.

5. Капитальные затраты и их окупаемость.

6. Себестоимость продукции.

На основе сравнения технико-экономического производства отдельных процессов выбирается рациональная схема производства и условия, которые отвечают данному уровню науки и техники.

 

Технологические определения и понятия.

Химическая технология основана на химических, физических и физико-химических представлениях и понятиях, заимствуя из них определения и понятия, которые позволяют решать конкретные технологические задачи.

Основным понятием является материальный баланс.

Он составляется, для того чтобы:

1. Определить выход продукта или полупродукта.

2. Потребность в основных и вспомогательных материалах.

3. Определить специфику того или иного материала.

Для составления материального баланса исходят из анализа исходного и конечного материала, промежуточных стадий, потерь основного материала.

В основе составления материального баланса лежит закон сохранения вещества.

Материальный баланс составляется на единицу готовой продукции за час, сутки и т.д.

Материальный баланс состоит из приходной и расходной части составляемых из веса веществ, поступивших на переработку, и веса веществ, полученных после переработки.

Уравнение материального баланса можно представить в общем виде:

q₁+q₂=q₃+q₄+q₅+q_6, где

q₁, q₂ – израсходованное сырье и вспомогательные материалы;

q₃ – полученный продукт;

q₄ – побочный продукт;

q₅ – отходы;

q₆ – непрореагировавшее сырье.

 

Из уравнения материального баланса получают балансовые характеристики.

Пусть τ – время, в течение которого снимались балансовые характеристики, q_р – вместимость реактора.

1. Производительность

Средняя производительность по сырью и продукту, кг/час, Т/час.

2. Среднее время контакта

3. Интенсивность

По сырью

По продукту

4. Расходные коэффициенты сырья и вспомогательных материалов

5. Степень использования сырья

•100%

6. Селективность (избирательность)

7. Выход продукта

8. Степень превращения

9. Скорость химико-технологического процесса

 

Энергетический баланс.

Все основные химико-технологические процессы сопровождаются поглощением или выделением тепла, изменением температуры и совершением работы над содержанием реактора или против внешних сил.

Тогда согласно закону сохранения и превращения энергии можно написать уравнение энергетического баланса.

E^- + U^- + A^- = E⁺ + U⁺ + A⁺

E^- – подведенная энергия

U^- – внутренняя энергия входных потоков

A^- – работа, совершаемая над системой

E⁺ – отведенная энергия

U⁺ – внутренняя энергия выходных потоков

A⁺ – работа системы

Частный случай энергетического баланса - тепловой

Тепловой баланс составляется на основе материального баланса и имеет цель определить потребности в расходе тепла на химические процессы.

Приходная Расходная

Q₁ + Q₂ + Q₃ = Q₄ + Q₅

Q₁ – физическое тепло веществ вступающих в реакцию

Q₂ – тепло реакции

Q₃ – тепло вносимое из вне

Q₄ – физическое тепло продуктов

Q₅ – потери тепла

 

Выход продукта.

Это главное для чего составляется материальный баланс.

Выход продукта для различных процессов определяется по разному:

– выход по массе

– выход по току

 

У необратимых реакций, когда возможно полное превращение веществ, Х=1, и это условие выполняется лишь во времени.

У равновесных реакций Х< 1 т.к. равновесие наступает при неполном превращении вещества, и выход будет зависеть от условий проведения процесса.

Для увеличения производительности и выхода продукта в реакцию вводят избыток одного из реагирующих веществ (обычно дешевого) и смещают равновесие, но это до определенного предела:

 

Выход вещества от температуры изменяется по следующим закономерностям

A + B D – Q A + B D + Q

Влияние на Ф, Х, φ основных параметров химико-технологического процесса (Т, τ, р).

1. Влияние температуры

а. Простая необратимая реакция Ф = X

A → B A + B → D

Для этого случая увеличение температуры приводит к увеличению Ф

 

Для обратимых A + B C + D, A B все зависит от Q

а) Экзотермическая реакция

влияние T на кинетический фактор и термодинамику противоречиво

При повышении температуры увеличивается константа скорости реакции и уменьшается X

 

б) Эндотермическая реакция

при увеличении T происходит увеличение К_н, К_с

в) сложная реакция D A B

E2> E1	E2< E1

 

Зависимость Ф = f(τ )

1. A → B, A B простая необратимая и обратимая реакции	2. D A B сложнопараллельные реакции
	K1> K2

 

 

3. Сложно последовательные реакции Ф = f( ), (τ )

A B D

 

Это особенно в органическом синтезе: неполное окисление спиртов, алканов

CH₃OH → CH₃O → CO₂ + H₂O или неполного гидрирования

CO + 2H₂ CH₃OH

 

Скорость процесса

Выход продукта и производительность аппаратуры будет зависеть от того, с какой скоростью протекает данный процесс.

1. Для гомогенных процессов

2. Для гетерогенных процессов

В этом случае K – коэффициент массопередачи, т.е. количество вещества, перешедшее из одной фазы в другую через 1 м² поверхности за 1 час и при давлении 1 атм. Коэффициент K является для каждого процесса сложной функцией и определяется k и D, где k – константа скорости, D – коэффициент диффузии

K= f(k₁•k₂•k₃…..D₁•D₂•D₃•……)

Для гомогенных систем диффузия не является лимитирующей стадией, и поэтому реакция протекает в кинетической области

K= f(k₁•k₂•k₃…..)

Для гетерогенных систем скорость всего процесса в основном определяется диффузией, и реакция протекает в диффузионной области

K= f(D₁•D₂•D₃•……)

Δ С – движущая сила процесса

Δ C=C_нач–С_кон для А→ R или

Δ C=C_действ–С_равн для А R

F – поверхность раздела фаз

Т. к. скорость процесса ~ Δ С то она во многом зависит от последней. Большое влияние (особенно для гетерогенных процессов) оказывает и F.

Для увеличения скорости процесса необходимо найти способы увеличения Δ С, К_р, F.

 

 

Способы увеличения скорости процесса.

1. Увеличение движущей силы процесса.

a) Увеличение концентрации реагирующих веществ в исходном материале

Это достигается для твердых веществ – методами обогащения, для жидких – концентри­рованием.

Δ C=C_нач – С_кон

увеличивается С_нач

Увеличение концентрации реагирующих веществ необходимо ещё и для улучшения каче­ства продуктов, т.к. примеси могут переходить в продукты.

b) Отвод продуктов реакции из реакционной зоны.

Для равновесной реакции

V₁

A + B D

V₂

общая скорость U=V₁–V₂, отвод продуктов уменьшает V₂ (скорость обратной реакции) или Δ C=C_действ–С_равн, отвод продуктов уменьшает С_равн.

Это достигается круговым циклом, или избирательной адсорбцией (абсорбцией) или оса­ждением продуктов в виде кристаллов.

Пример.

3H₂ + N₂ 2NH₃

Выход 20-30% - равновесный, 15-20% - действительный.

Сжижают аммиак

t_сжиж –250°С –293°С –50°С

C_р уменьшается и Δ С увеличивается

c) Смещение равновесия путем изменения Т и р.

Увеличение давления приводит к увеличению концентрации реагирующих веществ, т.е. к увеличению С_действ (увеличению числа столкновений молекул) если реакция в газовой фазе. Для сорбционных процессов увеличение давления и уменьшение температуры будет увеличивать C_действ и уменьшать С_равн если растворение близко к чисто органическому.

Пример: так поглощение HCl из газовой фазы при и t< 108°С получают 20% HCl, а при 20°С – 27-29% HCl.

Дли десорбционных процессов уменьшение р и увеличение Т благоприятно сказывается на ходе процесса.

Для хим-сорбционных процессов увеличение Т и увеличение р приводит к увеличению C_действ и уменьшению С_равн, т.к. в растворе происходит реакция взаимодействия.

Пример: получение нитрозил серной кислоты

NO +NO₂ + H₂O → 2HNO₂

H₂SO₄ + HNO₂ → NOHSO₄ + H₂O

эта реакция идет на границе раздела фаз и она должна лимитироваться диффузией, но изменения р и Т по­зволяют перевести реакцию в кине­тическую область. Повышение Т приводит к увеличению отвода продуктов из пограничных зон за счет конвекции.

2. Увеличение константы скорости процесса.

a) Повышение температуры.

Увеличение Т во всех случаях повышает К процесса, особенно это сказывается для нерав­новесных процессов. В равновесных реакциях увеличение Т увеличивает скорость и пря­мой и обратной реакции и изменение общей скорости будет зависеть от Q реакции (тепло­вого эффекта).

Влияние температуры на применение константы скорости процесса (К) для реакций иду­щих в кинетической области даёт уравнение Аррениуса.

K=K₀exp (– )

ln K = c – – уравнение прямой

и tg α ~ E

Энергию активации процесса можно определить зная K₁ и K₂ при T₁ и T₂ для процесса:

ln K1=K0–	E=
ln K2=K0–

На практике часто используют графики V=f( ) и K=f( ) т.к. потоки одинаковы.

По правилу Вант-Гоффа скорость реакции увеличивается в 2-4 раза при повышении тем­пературы на 10°С:

V₂=V₁

Из сказанного следует, что чем выше энергия, тем больше γ

γ ₁> γ _2.

Для кинетических процессов γ =2-4

Для диффузионных процессов γ =1.2-4.5

 

 

Однако повышение температуры не на всех процессах сказывается одинаково.

b) Применение катализаторов

Катализом называют изменение скорости в результате взаимодействия с веществом катализатора, которые, участвуя в процессе, сами остаются неизменными.

Катализаторы ускоряют химические реакции путём замены одноступенчатого процесса многоступенчатым. Назначение катализаторов – снижать энергию активации процесса в целом. Сам катализатор не участвует в процессе. Катализаторы целесообразно применять для реакций, идущих с высокими энергиями активации для возбуждения молекул.

Без катализатора процесс идёт по схеме

A + B → AB c E

С катализатором

A + K → AK c Е₁, активированный комплекс

AK + B → AB + K c E₂

Cуммарная энергия активации E_x= < E

практически это выглядит так

 

Катализаторами бывают газы, жидкости и твёрдые тела. По фазовому состоянию реаген­тов и катализаторов процессы делят на:

– гомогенный катализ (реагенты и катализатор в одной фазе)

CH₄ + O₂ HCOH +H₂O

– гетерогенный катализ (реагенты и катализатор в разных фазах)

N₂ + 3H₂ 2NH₃

Катализ бывает положительный и отрицательный.

NH₃ + O₂ NO + H₂O +

NH₃ + O₂ N₂O + H₂O –

NH₃ + O₂ N₂ + H₂O –

Катализ характеризуется

a) активностью – это мера ускорения реакции;

b) температурой зажигания – это та минимальная температура, при которой катализатор работает. Чем она ниже, тем активность выше

Каталитические яды – это вещества отравляющие катализатор, они вступают с ним в ре­акцию и уменьшают его активность. Бывают обратимые и необратимые отравления.

Избирательный катализ – это ускорение одной и замедление других реакций.

Автокатализ – в реакциях, в которых катализатором являются либо продукты, либо ис­ходные вещества.

CuO + H₂ → Cu + H₂O, Cu – kat

Катализаторы не ускоряют диффузионные процессы, поэтому они применяются лишь для реакций, идущих в кинетическом режиме.

Подробнее о процессе катализа см. параграф, приведённый ниже.

3. Способы увеличения поверхности соприкосновения

a) Перемешивание. Приводит к увеличению объёма для гомогенных процессов путём за­мены молекулярной диффузии на конвективную. Для реакций, идущих в диффузионной области, перемешивание приводит к резкому увеличению F. Особенно это важно для сис­тем Т-Т; Т-Ж; Т-Г; Ж-Ж; Ж-Г.

b) Измельчение. Проводят для систем Т-Ж, Т-Г.

Во всех других случаях стремятся увеличить поверхность более тяжёлой среды.

 

 

12345678910Следующая ⇒

Поделиться: