Общие представления о катализе


Современные процессы основного неорганического синтеза, нефтепе­ре­работки, нефтехимии и органического синтеза в настоящее время без применения катализаторов невозможно представить. Около 90 % промышлен­ных химико-технологических процессов ведут с применением катализаторов. Примерами неорганического синтеза являются: производства аммиака, азотной и серной кислот; нефтехимии и органического синтеза – процессы производства метанола, сти­рола, бутадиена, фенола и ацетона, ацетальдегида и др. В нефтепере­ра­ботке – это процессы каталитическиого крекинга и риформинга, гидроочи­стки и гидрокрекинга, алкилирования изобутана и изомеризации парафи­новых углеводородов и т.д.

Каталитические процессы имеют ряд важных преимуществ по сравне­нию с некаталитическими. Кроме того, что применение катали­за­торов резко ускоряет скорости химических реакций, процессы с их использованием могут быть организованы как непрерывные, безотходные и ме­нее энерго­емкие, отличающиеся высокими технико-экономическими пока­за­телями и обеспечивающие более высокий выход целевых продуктов.

Катализаторы – это вещества, которые, многократно вступая в промежуточное взаимодействие с участниками реакции, изменяют ее механизм и увеличивают скорость. При этом они восстанавливают свой химический состав после каждого цикла промежуточных взаимодействий.

Влияние катализатора на механизм химической реакции можно пояснить на примере реакции А+В ® D, имеющей без катализатора энергию активации Ео
(рис. 1). Рассмотрим энергетическую диаграмму этой реакции:

Рисунок 1 - Энергетические диаграммы каталитической и некаталитической

реакций

I и II - энергетические уровни исходных реагентов и продуктов реакции; 1 - путь реакции без катализатора; 2 - путь каталитической реакции

 

Ход реакции без катализатора на энергетической диаграмме изображен кривой 1. В присутствии катализатора механизм реакции изменяется, и она протекает через несколько последовательных стадий в соответствии с кривой 2. Например, первой стадией может быть образование промежуточного активированного комплекса АКт:

А + Кт ® АКт, где Кт - катализатор.

Затем активированный комплекс реагирует со вторым реагентом с образованием комплекса катализатора и продукта:

АКт + В ® DКт.

Последней стадией является разложение комплекса DКт с образованием продукта D и высвобождением катализатора для нового каталитического цикла:

DКт ® D + Кт.

Каждая из этих последовательных стадий характеризуется своими значениями энергии активации E1, E2, E3, но, как правило, высота каждого из этих потенциальных барьеров ниже энергии активации Eо. Таким образом, в присутствии катализатора реакция протекает по энергетически более выгодному пути, что позволяет проводить процесс с большей скоростью.

Исходное (I) и конечное (II) энергетические состояния реакционной системы в присутствии катализатора и без него остаются одинаковыми. Следовательно, катализатор не может изменить состояние химического равновесия, которое не зависит от пути реакции. Роль катализатора состоит лишь в изменении скорости достижения состояния равновесия. Катализатор может увеличивать скорость только тех процессов, которые разрешены термодинамически, но не может инициировать термодинамически невозможные реакции.

Некоторые химические реакции без катализаторов практически неосуществимы из-за слишком большой энергии активации. Казалось бы, что для преодоления высокого энергетического барьера можно повысить кинетическую энергию молекул, т.е. увеличить температуру. Но для многих обратимых экзотермических реакций повышение температуры приводит к смещению равновесия в обратную сторону и делает реакцию неразрешенной термодинамически. В таких случаях применение катализатора не только оправдано, но и необходимо. Катализатор снижает энергию активации реакции и позволяет тем самым проводить ее при существенно более низких температурах. Очень важна роль катализаторов в осуществлении сложных реакций, так как катализаторы обладают способностью избирательно влиять на скорость только какой-то одной нужной реакции.

В качестве примера рассмотрим реакцию синтеза аммиака, характеризующуюся очень большим значением энергии активации (примерно 280 кДж/моль). Для преодоления такого высокого энергетического барьера реагенты необходимо было бы нагреть до температур выше 1000°С, при которых равновесная степень превращения даже при очень высоких значениях давления ничтожно мала.

В присутствии катализатора на основе железа энергия активации синтеза аммиака снижается примерно до 160 кДж/моль, что позволяет проводить реально процесс с достаточно высокой скоростью при температурах 400-500°С и высоких давлениях, достигая 20-35%-ной степени превращения исходного сырья.

Чрезвычайно важна роль катализаторов в осуществлении сложных реакций, так как катализаторы обладают способностью избирательно влиять на скорость только какой-то одной нужной реакции. Так, например, сейчас трудно представить процесс крекинга нефтепродуктов (система сложных последовательных и параллельных реакций) без селективно действующих цеолитных катализаторов, позволяющих направить процесс в сторону получения высококачественного бензина.

Каталитические процессы подразделяют на две большие группы – гомогенные и гетерогенные. Наибольшее распространение в промышленности получили гетерогенно-каталитические процессы. В свою очередь, подавляющее большинство гетерогенно-каталитических процессов такие, в которых границей раздела фаз служит поверхность твердого катализатора, находящегося в газообразной или жидкой реакционной среде. Существенным преимуществом таких процессов является простота разделения продуктов реакции и частиц катализатора для повторного использования катализатора.

 



Дата добавления: 2020-07-18; просмотров: 296;


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2024 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.008 сек.