Равновесие аммиака вычисление

Таблица 1У-2. Константы равновесия реакции синтеза аммиака, вычисленные но экспериментальным данным Ларсона

Для полной характеристики химической реакции необходимы тер.модинамические и кинетические данные. Термодинамические характеристики реакции синтеза аммиака обстоятельно исследованы. Известны также зависимости константы химического равновесия, тепла реакции и термодинамического потенциала реакции (свободной энергии) от температуры и давления, а также от состава газовой смеси. Теоретические данные и экспериментальные измерения хорошо согласуются в области наиболее часто применяемых давлений (ниже 600 ат). Иначе обстоит дело с кинетикой реакции. Кинетические характеристики определяются путем измерения скорости реакции, зависящей от изменения концентрации прод жта во времени (в различных условиях), и путем установления механизма реакции. Законы химической кинетики в гомогенной системе часто можно точно выразить математически для многих хи.мических реакций доказано хорошее совпадение результатов вычислений с экспериментальными данными. В зависимости от количества молекул, принимающих участие в реакциях, они подразделяются на MOHO-, ди- и тримодекулярные, или на реакции первого, второго и третьего порядка, так как скорость реакции пропорциональна произведению концентраций. [c.505]

В 1911 г. М. Планк (1858—1947) подтвердил этот вывод для случаев, когда энтропия чистых кристаллических веществ при абсолютном нуле равна 0. Тепловая теорема Нернста немедленно привлекла к себе внимание исследователей прежде всего как основа для расчета энтропии и других термодинамических параметров химических реакций и фазовых переходов. Оказалось, что для вычисления энтропии по формуле Кирхгоффа достаточно знать лишь характер зависимости теплоемкости от температуры. После дискуссии о пределах применимости теоремы Нернста была принята следующая ее формулировка (1911) при абсолютном нуле все равновесные процессы происходят без изменения энтропии, которая остается равной нулю. Она получила приложение в ряде исследований. Сам В. Нернст рассчитал из удельных теплот температуру перехода ромбической серы в моноклинную. Особое значение теорема имела при расчетах режимов различных технологических процессов. Так, Ф. Габер в 1907 г. вычислил значение равновесия реакции синтеза аммиака из элементов. Далее на основе данных теплот образования углеводородов, определенных Ю. Томсеном, оказалось возможным рассчитать, что при взаимодействии водорода с углеродом при 500 °С и атмосферном давлении равновесие реакции наступает [c.242]

Не имеет большого значения, какую концентрацию аммиака, [ЫНз] или [ЫНз], использовали для вычисления значений а. Следовательно, практически можно пользоваться кажущейся концентрацией аммиака в уравнении константы равновесия системы розео-ион—аммиак, особенно в случае, когда общая концентрация аммонийной соли относительно мала. Сделав это, получим следующее уравнение [c.284]

Вспомните выражение для константы равновесия в системе аммиак-вода, приведенное в конце разд. 5-4.) Полученное значение-это все, что требуется для вычисления pH раствора ацетата натрия. [c.243]

Реакция (а) имеет различные технические применения. Равновесие водяного пара по (а) с добавкой не участвующего в реакции азота создается при газификации угля. Через раскаленный уголь продувают последовательно воздух и водяной пар. Вследствие высокой температуры часть двуокиси угле -рода диссоциирует, но вместе с тем происходит и догорание окиси углерод а в двуокись углерода. В то же время окись углерод а образуется и вследствие неполного сгорания углерода по реакции (б), в которой одновременно от распада водяного пара образуется водород. В зависимости от цели конверсии (т. е. переработки газов для изменения их состава) стремятся обогатить равновесную смесь водородом или окисью углерода. Очистку от СОз производят поглощением водой или щелочными растворами под давлением. Смесь СО -f На является сырьем для синтеза спиртов, бензина и т. д. Избыток водяного пара используется при подготовке смеси водорода с азотом воздуха для синтеза аммиака. Эффективность действия избытка массы водяного пара возрастает при понижении температуры, когда константа равновесия превышает единицу. Вычисление, аналогичное выполненному выше, показывает, что при Кр — 1,375 (Г 1000° К) десятикратный избыток водяного пара обеспечивает полноту реакции 97%. При высоких температурах эффективность действия избытка массы одного из исходных веществ становится меньше при Кр ж 0,5 Т ж 1350° К) полнота реакции для того же значения у = 10 составляет 84%. [c.327]

Нернст, пытаясь применить свою теорему к вычислению равновесия реакции синтеза аммиака, на основании измерений Габера в 1907 г. пришел к выводу, что данные Габера преувеличены. Нернст экспериментально проверил свои предположения, впервые проводя исследования процессов разложения [c.454]

Вычислить содержание аммиака, образующегося при других соотношениях Мг и Нг в исходной смеси, также можно при помощи уравнения (6). Для стехиометрической смеси в литературе приводятся экспериментальные данные, подтверждающие правильность принятых теоретических предпосылок, для нестехиометрических смесей такие данные отсутствуют. Однако можно полагать, что и в этих случаях вычисленное содержание аммиака в состоянии равновесия также согласуется с экспериментальными результатами в том же интервале температур, что и для стехиометрической смеси. [c.472]

Равновесие реакции. Окисление аммиака при атмосферном давлении на платиновом катализаторе протекает при высоких температурах (750—850°С). В этих условиях образование закиси азота по реакции (2) не происходит. Реакция же (1) и (3), как показывают термодинамические расчеты изменения свободной энергии реакций, протекают практически полностью слева направо, т. е. необратимы. Вычисленные для этих реакций константы равновесия при 750 °С имеют ничтожно малые значения [c.266]

Термодинамические расчеты показывают, что основные реакции (УП.4)—(VII.6) окисления аммиака протекают необратимо в сторону образования и до конца. Так, при 900 °С константы равновесия этих реакций, вычисленные по уравнению Нернста, имеют следующие значения [c.345]

Произведем вычисление констант химического равновесия в зависимости от температуры для трех очень важных в практическом отношении реакций синтеза аммиака, окисления сернистого газа и синтеза окиси азота. [c.174]

Необходимые для этого атомы дейтерия образуются в результате термической диссоциации молекул дейтерия. Следует отметить, что в условиях опытов реакция NHg = NH2- -H идет лишь в ничтожной степени (А. Фаркас, 1936 г.) это было доказано путем вычисления константы равновесия статистическим методом и подтверждается еще тем фактом, что в соответственной области температур аммиак на пара-орто-превращение водорода не влияет (ср. стр. 102). [c.149]

Сопоставление экспериментальных и вычисленных значений Кр и содержания аммиака (в мол. %) в равновесии при 450° С [c.39]

Беккер и сотр. показали, что данные об электропроводности и магнитной восприимчивости систем металл — аммиак могут быть приближенно объяснены с учетом обоих приведенных выше равновесных уравнений. Однако Арнольд и Паттерсон нашли, что константы равновесия этих процессов, вычисленные при обработке электрохимических данных, не согласуются с константами, полученными из данных по магнитным свойствам систем. Они разрешили это несоответствие, приняв существование других диамагнитных ионов (М ) и получили следующие значения констант равновесия [c.22]

В табл. VHI, 3 приведен найденный опытным путем выход (мольная доля в равновесной смеси) аммиака из стехиометрической смеси Нг и N2 при 450° С и разных давлениях (для сравнения с мольной долей в таблице даются также значения степени диссоциации а аммиака). В последнем столбце таблицы показаны значения константы равновесия, вычисленные по уравнению (VIH, 33) из опытных данных. [c.265]

Растворение хлорида серебра в аммиаке тоже протекает в диффузионном режиме, хотя величина константы скорости и отличается от вычисленной теоретически на целый порядок. Причину этого расхождения следует искать в термодинамике. Константы равновесия изученных реакций следующие [c.196]

Логарифмы констант равновесия реакций синтеза аммвов из спиртов, альдегидов, хлоралкилов и аммиака, вычисленные нами по методу сгруктурных групп [19] [c.388]

В заключение этого раздела рассмотрим новые экспериментальные данные о равновесии синтеза аммиака (в присутствии железного катализатора, нромотированного АЬОз и К2О), полученные в работе Винчестера и Доджа [40]. Эти авторы провели исследование равновесия реакции, подходя к иему с обеих сторон, нри 400 и 450° и давлениях до 3500 атм. Результаты работы приведены, в табл. 8. Данные этой таблицы ярко иллюстрируют увеличение значения К при повышении давления. В цитируемой работе приведены также (табл. 9) интересные результаты сопоставления экспериментально найденных величин Кр и содержания аммиака (в мол. %) в условиях равновесия с вычисленными по уравнениям (I. 12) и (I. 43), а также по методу Джоффе [41], основанному на использовании псевдокритических констант, находимых по уравнениям, аналогичным (I. 19), и, наконец, по уравнению Джиллеснай и Битти [38]. [c.35]

Гилспай и Битти пользуясь приближенным уравнением, полученным из уравнения (14), для вычисления значений константы равновесия аммиака, получили хорошее совпадение с экспериментальными данными. Эти же авторы пытались также рассчитать оптимальное отношение водорода к азоту для образования аммиака, однако при этом они указывают, что так как расчет основан на приближенном уравнении, то полученные результаты неточны. Было найдено, что за исключением низких давлений при 500° С оптимальное значение отношения На меньше 3. [c.207]

Ответ дать, не производя вычислений, а пользуясь приложением III. Следует учитывать также, что [Ag+] зависит от концентрации комплексующего лиганда и уменьшается при избытке последнего,, поэтому некоторые из этих равновесий практически обратимы. Так, AgBr при значительном избытке аммиака переходит в раствор. [c.189]

Реакции с изменением числа молекул. Перейдем теперь к вычислению состава равновесной смеси для реакций с изменением числа молекул, например, когда Av = 2. Для этого типа реакций, если исходные вещества смешаны в эквивалентных количествах, уравнение для расчета равновесия можно свести к уравнению второй степени. В качестве примера рассмотрим синтез аммиака ЗН2 -f N2 = = 2NH3, для которого Av = —2. В производстве синтез аммиака осуществляется по замкнутому циклу в присутствии катализатора при относительно высоких давлениях (л 10 Па) и температурах 750 —900 К. При этом исходные вещества, т. е. Н2 и N2, берутся в эквивалентных количествах. Обозначим через х процентное (молярное) содержание аммиака в равновесной смеси. Исходя из условий синтеза равновесная смесь будет содержать [c.251]

Реакции с изменением числа молекул. Перейдем теперь к вычислению состава равновесной смеси для реакций с изменением числа молекул, например, корда Av = 2. Для этого типа реакций, если исходные вещества смешаны в эквивалентных количествах, уравнение для расчета равновесия можно свести к уравнению второй степени. В качестве примера рассмотрим синтез аммиака ЗНз + N2 = = 2NHs, для которого Av = —2. В производстве синтез аммиака осуществляется по замкнутому циклу в присутствии катализатора при относительно высоких давлениях Па) и температурах [c.251]

Решение типичной задачи на вычисление выхода реакции рассмотрим на примере реакции синтеза аммиака Нгг+ + ЗН2г 2ННзг. При 723 К для этой реакции Кр=Рш, =42-10 . Синтез аммиака осуществляют при высоких давлениях. Примем, что общее давление ро=300 атм при 723 К над катализатором пропускается газовая смесь, состоящая из 25 % (мол) N2 и 75 % (мол) На. Следовательно, в единице объема исходной смеси на 1 моль N2 приходится 3 моля Н2. Каков будет состав газовой смеси при равновесии й какое количество аммиака может быть получено [c.64]

Обсуждение результатов измерений равновесия в растворах. Равновесные растворы встряхивали в течение времени, указанного в табл. 786, затем отфильтровывали уголь и анализировали фиксированные равновесные растворы. В табл. 786 Ссо (оптич.) и Ссо (электр.) соответствуют общим концентрациям кобальта, установленным оптически или электролитически. ае(550) и (Хб (590) — доли общего количества кобальта, присутствующего в виде лутео-ионов, вычисленные из экспериментальных значений экстинкции при данных длинах волн. Кроме пяти первых растворов, в которых концентрация аммиака 0,1 и., наблюдается вообще очень хорошее соответствие между концентрациями кобальта, установленными двумя разными способами, и значениями ае, вычисленными при разных длинах волн. Этот факт непосредственно указывает на то, что в равновесных растворах с концентрацией аммонийной соли более чем 0,1 н., кроме лутео-ионов, содержатся только гидроксопентаммин-ионы. При малых концентрациях аммонийной соли в растворе, по-видимому, присутствует небольшое количество третьего соединения. С точки зрения вышеуказанного непрерывного изменения растворов гидроксопентаммин-соединений с малым содержанием аммония целесообразно предположить, что этим соединением является дигидроксотетраммин-комплекс. Чтобы полностью использовать полученные результаты, было вычислено среднее значение ае для всех исследованных растворов независимо от этого комплекса, причем экстинкции, измеренные при 550 M. v, были приравнены удвоенной величине экстинкции при 590 [c.270]

Вследствие общих закономерностей влияния соли константа равновесия, подобная к ,,, с увеличением ионной силы уменьшалась бы, так как эта константа равна произведению концентраций двухзарядного и однозарядного ионов, деленному на концентрацию трехзарядного иона. Соответственно вычисленное значение константы гидролиза в 1 н. водном растворе аммиака уменьшается не только с увеличением концентрации аммонийной соли, но также с увеличением концентрации кобальта при постоянной концентрации аммонийной соли. Аммиак не входит в выражение для йл,, и поэтому наблюдаехмое изменение кн, с концентрацией аммиака следует рассматривать как влияние среды, так как другие формы комплексообразования исключены (см. стр. 286). У аммиака меньшая диэлектрическая проницаемость, чем у воды, и поэтому следовало бы предположить, что добавление аммиака независимо от величины ионного заряда присутствующих ионов увеличит активность всех ионов почти одинаково [И, стр. 44]. кн, действительно уменьшается — даже значительно — с увеличением концентрации аммиака, что видно из опытов ДЬ 10-—18. [c.273]

HR и его аниона — HR -Dx-Hi - n-h и Dx- — энергии диссоциации указанных связей и jO ti — энергия перехода двойной связи в одинарную. В табл. 29 приведены значения упомянутых величин и результаты вычислений. В некоторых из этих чисел имеются, однако, значительные неопределенности. Тем не менее намечается общая тенденция изменения различных энергетических факторов и потому эти данные заслуживают обсуждения. Судя по наблюдениям равновесий реакций между различ, ными фенил-замещенными карбаниопами и аммиаком, полученные значения вполне приемлемы. [c.271]

Теоретическая и экспериментальная разработка проблемы синтеза NH3 осуш ествлена Габером, эти работы были ачаты им в 1904 г. Совместно с сотрудниками он исследовал вначале процессы разложения и синтеза аммиака, протекающие на железе. Первые исследования показали, что аммиак легко диссоциирует даже при относительно невысоких температурах (700 ), но процесс синтеза NH3, начинающийся лишь при температуре около 1000°, протекает трудно. В результате опытов, проведенных при 1020°, было установлено содержание аммиака в смеои (Ыг-ЬЗНг), составлявшее как при разложении, так и при синтезе 0,012%. Измерив величину константы химического равновесия при 1020°, Габер на основании законов термодинамики вычислил количества аммиака, образующегося при более низких температурах и высоких давлениях. Эти вычисления показали возможность образования при атмосферном давлении и 327° значительных количеств аммиака — порядка 8,7%. Однако в те времена еще не были известны способы снижения температуры синтеза -и проведения реакции при высоких температурах и давлениях. [c.454]

Экспериментальное определение константы равновесия некоторых химических реакций сложнее определения К,, синтеза аммиака. В этих случаях для вычисления констант равновесия можно пользоваться уравнением (17), основанны.м на зависимости между те плом реа.кции ДЯ, термодинамичеоким потенциалом AG и энтропией 7Д5 [c.470]

Уравнения (17) и (19) могут служить для проверки соответствия теоретически вычисленных констант равновесия реакции синтеза аммиака константам, найденным экспериментально. Обычно константы вычисляются для температуры 298°К (25°С), принятой в физико-химических определениях в качестве стандартной. Тепло реакций ДЯ2Э8 = —1 1 000 кал1моль, энтропия 5 н3=46,03 кал моль, 5 N,2=45,79 кал моль, [c.470]

Следогвательно, превращение азото-водородной смеси -в МНз в этих усло-аиях происходит с больщей полнотой, чем соответствовало бы величине константы равновесия, найденной для низких давлений. Например, при 500° и 300 ат в состоянии равновесия образуется 26,4% аМ Миака, а по расчету константе равновесия, равной 0,004, соответствует содержание МНз 23%. При 500° и 1000 ат содержание аммиака составляет 57,47%, а по расчету получается 42,6% МНз. Непостоянство константы равновесия, вычисленной по уравнению (6) исходя из величины парциальных давлений, объясняется отклонением реальных газов от состояния идеальных газов. Эти отклонения возрастают. с повышением давления. Одновременно, как видно из данных табл. 92, значительно увеличиваются константы равновесия Кр- [c.476]

Константа равновесия реакции Кр по величине очень близка Ку при дa влвнии 1 ат и ниже, а в некоторых случаях при давлении нескольких десятков атмосфер. При lOпpeдeлeни и по величине Kf при 500° и 100 ат содержания аммиака, равного 10,6%, погрешность составляет 0,2%. Вычисление летучести чистых газов, как будет показано далее, не очень сложно. Определение же парциальной летучести газов в смеси представляет собой сложную и пока нерешенную задачу. Следовательно, точное [c.477]

В промышленных установках, работающих под давлением 1000 ат. температура на катализаторе превышает 500° вследствие больщой скорости реакции и трлщности отвода тепла. В этих условиях описанный способ определения К-. можно применить для приближенного вычисления процентного содержания МНз в состоянии равновесия. Несоответствие между вычис ленными и измеренными значениями К 1 при более высоких давлениях может быть следствием неприменимости закона аддитивности объемов к газовым смесям с высоки.м содержа-Н ием аматиа а или же рез льтатом погрешностей, дапущенных при определении коэффициента активности для аммиака (что, однако, менее вероятно). [c.481]

Синтез и разложение аммиака практически происходят только на катализаторах. После открытия этого явления началис > обстоятельные изыскания катализаторов синтеза аммиака. Одновременно с изучением веществ, оказывающих каталитическое влияние на процесс образования аммиака, проводились исследования физико-химических условий равновесия реакции. Теоретические вычисления показали значительное увеличение содержания аммиака в реакционной смеси по мере снижения температуры, что послужило стимулом для изыскания катализаторов, действующих при низких температурах. [c.484]

Алгоритм технологического расчета АПЕ абсорбера (АБ) базируется на математической модели АБ, с состав которой входят уравнения физико-химического равновесия системы рассол — парогазовая смесь NHg—СО2—Н2О, уравнения кинетики тепло- й массопере-дачи, гидродинамические характеристики, уравнения общего теплового баланса, общего и покомпонентных материальных балансов процесса абсорбции. Элементарным звеном математической модели АБ является г-я тарелка (отдельный контактный элемент). Расчет проводится от тарелки к тарелке методом итераций, начиная с нижней (первой) тарелки. При этом в уравнениях теплового и материального балансов используются значения составов и температур потоков на входе и выходе тарелки, а при вычислении равновесных концентраций компонентов в парогазовом потоке — средние арифметические значения концентраций компонен1 ов в жидкости на входе и выходе тарелки. Расчет тарелки заканчивается, если полученные в некотором -S-M и предыдущем (s—1)-м приближениях значения содержания аммиака в жидкости отличаются на величину, по абсолютному значению не превышающую заданную погрешность вычислений. Расчет последующей (г+1)-й тарелки начинается после завер- [c.115]

На основе своих экспериментальных данных Ларсон и Додж предложили следующее эмпирическое уравнение изохоры для вычисления константы равновесия синтеза аммиака [c.202]

Пользуясь фарфоровой трубкой и железом в качестве катализатора, они нашли, что при давлении в 1 ат и 1 020° С равновесие достигается при наличии в смеси газов 0,012 объемного процента аммиака. Термические данные, которыми располагали в то время, не давали возможности вычислить равновесные концентрации при других температурах с какой-либо степенью точности. Пользуясь сведениями, которые можно было почерпнуть из литературы, Габер и ван-Оордт вычислили те концентрации,. которых можно было ожидать при 927, 627, 327 и 27° С. Приближенный характер вычисленных ими величин доказывается тем фактом, что согласно расчету при 327° С должно было быть 8,73% аммиака, в то время 1как теперь известно, что равновесная концентрация аммиака меньше 2%. [c.40]

Процент аммиака при равновесии (вычисленный по экспериментальным данным, полученным ИЛСА). [c.110]

Предложена система очистки Газа с высокой концентрацией примесей (N2, СО2), например азотоводородной смеси, используемой на заводах синтеза аммиака, во всем интервале температур 290—20° К. Очистка производится главным образом в реверсивных теплообменниках. При температурах ниже 63° К (тройная точка азота) также применяются реверсивные теплообменники вплоть до температур, при которых возникает инверсия кривых фазового равновесия (в этой области температур до 20° К используются сдвоенные переключающиеся теплообменники). Вычисления показывают, что потери холода, обусловленные применением сдвоенных переключающихся теплообменников, в данном случае благодаря очень низкой удельной теплоемкости металлов вблизи 20° К не слищком велики. Обсуждаются преимущества пластинчато-ребристых теплообменников, особенно при температурах ниже 63° К. [c.99]