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;