Равновесие азот аммиак

Графики на рис. IV- и 1У-2 представляют зависимость процентного содержания аммиака, находящегося в равновесии со смесью водорода и азота, от температуры и давления. Константа равновесия К аммиака в данных условиях может быть рассчитана по формуле Харрисона и Кобе [c.319]

Каждое из этих уравнений может иметь преимущества перед другими в зависимости от того, интересуемся ли мы азотом, аммиаком, водородом или диссоциацией аммиака.) Составьте выражения для константы равновесия применительно к каждому уравнению и установите взаимосвязь между ними. [c.175]

Во многих важных равновесных системах, как, например, в рассмотренной выше системе водород-азот-аммиак, все вещества находятся в одинаковом фазовом состоянии. Такие равновесные системы называются гомогенными. Но равновесие может устанавливаться и между веществами, которые находятся в разных фазовых состояниях, и в таком случае говорят о гетерогенном равновесии. В качестве примера рассмотрим разложение карбоната кальция [c.48]

Во-вторых, этот закон нельзя отнести, наиример, к химическому равновесию. Так, аммиак (I система) и хлористый водород (II система) могут находиться в равновесии с азотом ( II система). Однако между собой они будут, как известно, быстро реагировать. [c.26]

В настоящее время изучено довольно много газовых систем, где при высоком давлении наблюдается фазовое равновесие газ — газ. Одной из таких систем является система азот—аммиак, характер фазового равновесия в которой изображен на рис. 25. [c.84]

Рис. 26. Равновесие газ — газ в системе азот — аммиак — водород при 100 С

Рис, 118. Ограниченная взаимная растворимость газов. Изотермы равновесия газ —газ в си-стеме азот — аммиак. [c.311]

Таким образом, равновесное содержание аммиака резко возрастает с давлением. Это имеет важное значение для промышленного получения аммиака из водорода и азота. При низких температурах порядка комнатной, константа равновесия синтеза аммиака велика и возможно близкое к количественному превращению азота и водорода в аммиак. Однако скорость реакции при такой температуре слишком низкая. При повышении же температуры в силу экзотермичности процесса константа равновесия падает до очень низких значений. Как показывает приведенный расчет, поскольку реакция идет с уменьшением числа частиц, можно даже при столь малой константе равновесия, как то имеет место при 500°С, получить значительное содержание аммиака в равновесной смеси, повышая давление в реакторе. Это и используется на практике — реакцию проводят при повышенных давлениях. [c.225]

Сравнение скоростей отдельных стадий схемы (V.240) со скоростью реакции синтеза аммиака показывает, что адсорбция водорода идет со скоростью, значительно превышающей скорость реакции [529—531]. Гидрирование азота, адсорбированного при высоких температурах, протекает быстро и при температурах, значительно более низких, чем температура реакции [538—540]. Адсор бционно-химическое равновесие азота на железе [c.215]

Так, например, М. И. Темкин и автор [138] дали оценку величин теплот адсорбции азота, оптимальных для реакции синтеза аммиака. Значения их оказались примерно средними между максимальными и минимальными величинами, экспериментально найденными из данных для адсорбционно-химического равновесия азота на железе [153]. [c.462]

Если смесь одного объема азота и трех объемов водорода пропустить через контактный аппарат, то при температуре 200° и давлении в 10 атмосфер, на выходе из аппарата, в газовой смеси будет содержаться 50,66 объемных процента аммиака. Остальной газ будет состоять из непрореагировавших азота и водорода, которые находятся в равновесии с аммиаком. [c.93]

В водном растворе азот аммиака находится в равновесии между газообразной и гидроксильной формой [c.62]

Рнс. 123. Равновесие газ — газ в системе азот — аммиак [c.371]

Так, например, в случае равновесия в тройной системе аммиак— азот — водород при 100° фаза, более богатая аммиако.м, имеет больший удельный вес до давления 3500 кг/см между 3500 и 3700 кг/см наступает баротропное явление, и эта фаза становится уже более легкой. Аналогичные эффекты наблюдались в системах азот—аммиак, аммиак — метан и др. [c.373]

Обычно В курсах термодинамики рассматривают три закона первый, второй и третий — они составляют основу изучаемой дисциплины. Однако сейчас все чаще вводят в изложение термодинамики закон термического равновесия, сформулированный Р. Фаулером в 1931 г., т. е. много позже установления основных законов. Поскольку нарушать установившуюся традиционную нумерацию основных принципов было крайне нецелесообразно, новый закон и получил мало удачное название нулевого. Он сформулировал так две системы, находящиеся в термическом равновесии с третьей системой, состоят в термическом равновесии друг с другом. На первый взгляд зто положение может показаться достаточно очевидным и даже тривиальным. Однако это не так. Этот закон нельзя отнести, например, к химическому равновесию. Так, аммиак (I система) и хлористый водород (II система) могут находиться в равновесии с азотом (III система). Однако между собой они будут, как известно, быстро реагировать. [c.32]

Изучение равновесия азота, водорода и аммиака послужило толчком к исследованию свойств газов под высокими давлениями, в частности химического равновесия реальных систем, содержащих сжатые газы. Ряд важнейших представлений о гетерогенно-газовых каталитических [c.316]

Этой зависимости дается теоретическое объяснение. Уравнение можно вывести, приняв, что адсорбция аммиака и его диссоциация на поверхности протекают значительно быстрее, чем десорбция азота, которая и определяет наблюдаемую скорость процесса. Поэтому адсорбированный азот находится в равновесии с аммиаком и водородом в газовой фазе. При выводе уравнения скорости приняты некоторые дополнительные допущения. [c.324]

На сегодняшний день считается разработанным метод расчета термодинамических свойств квазиидеальной плазмы (область I на диаграмме ])ис. 1) в условиях полного равновесия или термодинамического локального равновесия. Хороший обзор методов расчета термодинамических свойств плазмы в этих условиях содержится, например, в [89, 91 ] и, видимо, на них останавливаться в данном параграфе нецелесообразно. В табл. 1 приведен лишь перечень некоторых работ по расчетному определению термодинамических свойств плазмы водорода, гелия, неона, аргона, лития, калия, цезия, водяного пара, воздуха, углекислого газа, азота, аммиака, кислорода и углерода, а также диапазоны температур и давлений (или плотности), в которых выполнены расчеты. [c.11]

Таким образом, щелочные свойства аммиака являются результатом донорно-акцепторного взаимодействия азота аммиака с протоном воды. Это обратимая реакция. При охлаждении равновесие сдвигается вправо (экзотермический процесс), а при нагревании — влево (выделяется аммиак, на что указывает усиление запаха). [c.334]

В результате исследования влияния на кинетику синтеза аммиака изменения давления, температуры и объемной скорости при соотношении Нг N1 от 0,5 до 10,0 было установлено, что стадией, определяющей скорость синтеза аммиака, является процесс хемосорбции азота на активной поверхности катализатора свободной не только от атомов азота и иминных радикалов, находящихся в адсорбционно-химическом равновесии с аммиаком и водородом газовой фазы, но и от атомов водорода, находящихся в адсорбционном равновесии с водородом газовой фазы. Водород в процессе синтеза аммиака под давлением оказывает двойственное влияние на активность катализатора положительное при высоких температурах и отрицательное при низких. В первом случае свободная работающая поверхность уменьшается с увеличением соотношения КНз На, а во втором — с увеличением отношения Нг На. [c.230]

Баротропное явление наблюдается также при фазовых равновесиях газ — газ. Так, например, при равновесии в тройной системе аммиак—азот — водород при 100 °С фаза, более богатая аммиаком, имеет большую плотность до давления 350 МПа, между 350 и 370 МПа наступаег баротропное явление, и эта фаза становится уже более легкой. Аналогичные эффекты наблюдались в системах азот — аммиак, аммиак — метан и др. [c.87]

Сопостанлеиие констант равновесия основных (1.23, 1.27) и побочной. 22) реакций указывает иа предпочтительность реакций восстановлении ок- дов азота аммиаком по сравнению с реакцией аммиака с кислородом абл. 1,23) [60]. [c.61]

Если в реакции участвует только одно вещество, адсорбционное равновесие которого определяет степень заполнения, то скорость реакции окажется пропорциональной концентрации этого вещества в степени 1—а, где а — число, у которого нет никаких оснований быть целым. Таким образом, реакция оказывается дробного порядка по исходному веществу. Как мы покажем в главе II, примером может слуншть реакция углерода с кислородом — основная реакция весьма важного в технике процесса горения угля. В более сложных случаях, когда степень заполнения поверхности определяется не адсорбционным, а химическим равновесием, величина С представляет собой равновесную концентрацию адсорбирующегося вещества, а реакция имеет дробный порядок и тормозится продуктом, как в уже упоминавшихся примерах каталитического синтеза аммиака и метилового спирта. Так, для процесса синтеза аммиака на железном катализаторе, согласно Темкину и Пыжеву [14], скорость реакции определяется медленной активированной адсорбцией азота, причем адсорбированный азот находится в равновесии с аммиаком и водородом в газовой фазе, откуда [c.21]

Указанные факты и приводят к выводу об адсорбции и десорбции азота как лимитирующей стадии синтеза и разложения аммиака . Последнее недавно подтверждено в диссертации И. Шолтена [1153], сопоставившего скорость химической адсорбции азота на железном катализаторе со скоростью синтеза аммиака и изучавшего также адсорбционное равновесие азота на железе. [c.216]

Измерения изотопных эффектов привели к пока неустраненным затруднениям в теории синтеза аммиака. По общепринятой теории М. И. Темкина [103], расиад аммиака контролируется десорбцией Ng, а синтез — его хемосорбцией с поддержанием полуравновесия N2 на поверхности с N113газ- При такой схеме изотопный водородный эффект для синтеза должен отсутствовать, а для распада возмоя ен изотопный эффект, вызванный различием в контактах равновесия газообразного аммиака с хемосорбированным азотом и газообразным водородом. Различие нулевых энергий между D, и Н, больше, чем между ND3 и NH,,, поэтому замена в аммиаке Н на D должна увеличивать равновесную концентрацию N2 в адсорбционном слое. Благодаря неоднородности поверхности влияние этого фактора иа скорость распада необязательно, но при наличии влияния можно ожидать а = кц/кх) < 1. Па опыте Тейлор и Юнгерс [104] нашли для 680° С а = 1,6. Работа старая и никем не повторявшаяся, поэтому можно было бы усомниться в результате. Однако новые измерения Гориути и сотрудников, сравнивших скорость реакхщи вблизи равновесия со скоростями изотопного обмена N , показывают, что значения так называемых стехиометрических чисел при широком изменении экспериментальных условий равны двум. Авторы приходят к выводу, что эта величина требует участия водорода на контролирующей стадии. Следует подчеркнуть перспективность оригинального изотопного метода японских исследователей, который было бы желательным применить и к другим процессам [105]. [c.19]

Таким образом, при температуре 25° С константа равновесия образования аммиака из азота и водорода достаточно велика, и с точки зрения учения о химическом равновесии этот процесс является быгодным при обычной температуре (т. е. знаменатель дроби, выражающей Кр, во много раз меньше, числителя [c.29]

В результате работ Габе,ра, ван-Оордта, ле-Россиньоля, Нернста, Еллинека и Поста за период с 1904 по 1908 г. были установлены данные по равновесию системы аммиак-водород-азот с хорошей точностью и в широких пределах как температур, так и давлений. Кроме того Габер проделал значительную работу по катализаторам для этой реакции. Постепенно стали выявляться возможности гфомышленного оформления этого способа, хотя и было очевидно, что разработка промышленного процесса в который вводятся большие количества газов при высоких температурах и под высокими давлениями, будет связана с очень большими трудностями. [c.40]

На возможность гетерогенного равновесия газ — газ указывал еще Ван-дер-Ваальс и другие. Однако эксперимрнтальное подтверждение эти предположения получили совсем недавно в работах И. Р. Кричевского, П. Е. Большакова и Д. С. Циклиса [Б-13]. В системе азот — аммиак, а затем в других газовых смесях (двойных и тройных) наблюдалась ограниченная взаимная растворимость газов при очень высоких давлениях, когда действие межмолекулярных сил становится столь значительным, что уже нельзя говорить об энергетической независимости газов в смеси , а поэтому и положение о неограниченной взаимной растворимости газов может быть поставлено под сомнение. Эти работы привели к ряду интересных заключений и позволили не только дать общую картину фазовых равновесий в бинарных системах, но и предположить возможность практически использовать в будущем рассматриваемый эффект для разделения газов. [c.328]

Здесь (1) — наблюдаемая скорость реакции, равная разности скоростей образования и разложения А. if, и —константы скорости образования и разложения А. Pj , Pjj и NHj — парциальные давления газов, а — постоянная. Для обычного промышленного KaTajui3aTopa а = 0,5, При равновесии И) = О, следовательно К,/К2 = К, где К — константа равновесия синтеза аммиака. А, и при высоких давлениях несколько изменяются с давлением, вследствие отклонений от законов идеальных газов и других причин. Теоретический вывод уравнения основан на представлении, что стацией реакции, определяющей скорость образования А., является а1 тивнрован-иая адсорбция азота. Зависимость выхода А. от объемной (спорости, выражаемой в lui газовой смеси, проходящей через 1 катализаторной массы в час, при различных давлениях, показана на диаграмме (рис, 2). При повышении объемной скорости растет производительность катализатора, выражаемая в кг NH , на [c.101]

В настоящее время считают, что стадией, определяющей скорость каталитического процесса синтеза аммиака, является хемосорбция азота на активной части поверхности катализатора, свободной от атомов азота или иминных радикалов, находящихся в равновесии с аммиаком и водородом газовой фазы [1, 2]. Предполагают, что вдали от равновесия могут быть две замедленные стадии хемосорбция азота и первая стадия его гидрирования [3]. Подробный анализ кинетики синтеза аммиака дан в работе [4]. Во всех случаях отмечается положительное влияние водорода на скорость процесса синтеза. Однако в работе [5] было показано, что на однопромотированном катализаторе (Fe/AlaOg) при температуре ниже 200° С и атмосферном давлении скорость синтеза аммиака была в 30 раз ниже, чем можно было ожидать из данных по хемосорбции азота. Предполагается, что в этих опытах хемосорбция азота была подавлена относительно большим количеством хемосорбирован-ного водорода. При исследовании раздельной и последовательной хемосорбции азота и водорода на железных катализаторах, содержащих различные промоторы, был сделан вывод о том, что одной из положительных сторон щелочного промотирования (КаО) является увеличение скорости хемосорбции азота в присутствии водорода [6]. В нашем исследовании влияния щелочного промотирования на кинетику и механизм синтеза аммиака при высоком давлении было показано, что добавка КгО оказывает сложное комплексное действие, в частности увеличивает число активных участков на поверхности катализатора, так как препятствует увеличению степени покрытия поверхности водородом и отрицательному заряжению его поверхностных комплексов [7]. Следует еще упомянуть, что при высоком давлении (150—310 атм) при температуре ниже 370° С уравнение Тёмкина — Пыжева неприменимо, что, по мнению Нильсона и др. [8], связано с изменением механизма для покрытия поверхности . [c.143]

Совершенно иная картина наблюдается при высокой температуре (450— 500° С) синтез аммиака достигает максимума вблизи стехиометрического состава, т. е. в условиях максимальных равновесных концентраций, а степень приблил ения к равновесию проходит через минимум. При высоких температурах увеличение содержания водорода приводит к повышению активности катализатора, что связано с уменьшением степени покрытия поверхности катализатора азотом, находящимся в равновесии с аммиаком и водородом газовой фазы. Указанное пологкение соответствует уравнению Тёмкина — Пыжева. Из сказанного видно, что наблюдается двойственное влияние водорода на активность катализатора отрицательное при низких температурах и положительное при высоких, что показано на рис. 1. Механизм влияния водорода на активность катализатора пока недостаточно выяснен, и эта проблема является предметом нашего исследования. Чем больше объемная скорость (меньше время контакта) и выше общее давление, тем значительнее отрицательное влияние водорода при низких температурах, т. е. более опти-мальпы составы азото-водородной смеси с меньшим отношением Нг N2 (табл. 2). [c.144]