Себестоимость продукции

Разделяется на фабрично-заводскую себестоимость, а именно денежное выражение затрат данного предприятия на изготовление единицы продукта и полную себестоимость, которая включает еще и затраты предприятия на сбыт готового продукта.

Фабрично-заводская себестоимость складывается из следующих статей расхода:

1. Сырье, доля затрат на сырье составляет основную долю расходов (60 – 70 и более %);

2. Затраты на топливо и энергию;

3. Амортизационные отчисления, идущие на возмещение износа основного оборудования, коммуникаций, зданий;

4. Зарплата основных рабочих;

5. Цеховые расходы – зарплата вспомогательных рабочих, администрации цеха, вспомогательных служб, текущий ремонт оборудования;

6. Общезаводские расходы – расходы на администрацию завода, охрану, пожарную службу, очистные сооружения).

Если из сырья помимо основного продукта получают побочные продукты, их стоимость вычитается из себестоимости основного продукта.

Прибыль - в бухгалтерском учете - превышение доходов от продажи товаров и услуг над затратами на производство и продажу этих товаров.

3. Сырье – это исходный многокомпонентный материал, поступающий на массовую переработку (и обладающий стоимостью).

В состав сырья входит реагент – индивидуальное химическое соединение, принимающее участие в основной химической реакции химико-технологического процесса и переходящее в результате в целевой продукт.

Остальные компоненты сырья называются примесями. В идеальном случае в химическом превращении должен принимать участие только реагент, на практике встречаются системы, в которых происходит и превращение примесей.

Образующиеся в ходе химических реакций вещества называются продуктами, продукт, ради которого организовано производство называется целевым, все остальные продукты называются побочными.

Реакция, в которой образуется целевой продукт, называется целевой, все другие реакции - побочными реакциями.

В качестве примера:

Процесс газофазной каталитической дегидратации этилового спирта до этилена.

Сырье – водный раствор этанола (азеотроп)

В системе протекают две химических реакции:

1. Внутримолекулярная дегидратация: этанол ® этилен + вода

2. Межмолекулярная дегидратация: этанол + этанол ® диэтиловый эфир + вода

В самом общем виде схема процесса включает три стадии:

Первая стадия - подготовка сырья (испарение воды и этанола, перегрев паров этанола и воды до рабочей температуры), на этой стадии химических превращений не происходит.

Вторая стадия - химическое превращение, образуются новые вещества – продукты реакции (этилен, эфир и вода); так как обычно химическая реакция протекает не до конца,отметим, что часть этанола остается без изменения.

Третья стадия – разделение реакционной смеси (выделение продуктов реакций и не превращенного этанола, который возвращается в начало процесса.

В этом примере:

Сырье – смесь этанол + вода, Реагент – этанол; Целевой продукт - этилен, Целевая реакция - мономолекулярная дегидратация; Побочный продукт – диэтиловый эфир; Побочная реакция - межмолекулярная дегидратация;

Вода одновременно Примесь и Побочный продукт, выделяющийся как в целевой, так и в побочной реакциях

4. 1. По механизму: простые и сложные реакции.

Простая реакция состоит из однотипных элементарных актов взаимодействия реагирующих частиц. В простой реакции реагенты непосредственно превращаются в конечные продукты без образования продуктов промежуточных, то есть она является одностадийной. Соответственно, для простой реакции существует одно переходное состояние (один энергетический барьер). Для описания простой реакции достаточно одного стехиометрического уравнения.

Сложная реакция состоит из нескольких простых реакций – то есть элементарных стадий, связанных друг с другом через реагенты или продукты.

2. По молекулярности реакции

Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия.

Мономолекулярная реакция – простая реакция, в которой превращается одна частица (молекула, ион или радикал), пример мономолекулярной реакции – изомеризация молекул, дегидратация этанола до этилена.

В бимолекулярной реакции превращается две частицы, в тримолекулярной соответственно три при их одновременном столкновении.

3. По порядку реакции.

В общем виде кинетическое уравнение, то есть уравнение, связывающее скорость химической реакции с концентрацией реагентов может быть записано в виде:

Для простой реакции порядок по реагенту равен числу частиц реагента участвующих в реакции, и соответственно суммарный порядок реакции совпадает с ее молекулярностью, то есть всегда величина целочисленная и положительная. Для сложной реакции порядок может быть целочисленным, дробным и отрицательным.

Может ли порядок по реагенту быть нулевым? Формально может, например для реакции

aА + bB ® cC

в условиях значительного избытка одного из реагентов, например, реагента B

(С_B >>С_А)

изменение концентрации вещества B в ходе реакции несущественно по сравнению с изменением концентрации вещества А

то есть С_B,t» C_B,0 » const

Соответственно, наблюдаемый порядок по B равен O, а кинетическое уравнение преобразуется к виду:

Где наблюдаемая константа скорости k^/ = произведению константы скорости k на

начальную концентрацию реагента B (C_B,0).

4. Обратимые и необратимые реакции:

aА (реагент) →bВ (целевой продукт)

5. По фазовому состоянию:

Гомофазные или гомогенные и гетерофазные или гетерогенные.

В первом случае реагирующие вещества находятся в одной фазе, во втором в разных фазах.

6. По тепловому эффекту:

Экзотермические и эндотермические реакции.

Положительное значение теплового эффекта реакции означает, что тепло поглощается, отрицательное значение что тепло выделяется.

Для обратимой реакции тепловые эффекты прямого и обратного направления равны по величине, но обратные по знаку.

7. Каталитические и некаталитические.

В зависимости от фазового состояния реагентов и катализатора различают гомогенный и гетерогенный катализ.

5. Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (закон действующих масс)

Где n_i - показатель степени при концентрации реагента в кинетическом уравнении - порядок реакции по реагенту, а сумма частных порядков по реагентам – суммарный (интегральный) порядок реакции.

Константа скорости - коэффициент пропорциональности между скоростью реакции и произведением концентраций реагирующих веществ.

Формально - величина константы скорости равна скорости химической реакции, когда концентрации всех реагентов равны 1.

Для сложной реакции, скорость которой подчиняется закону действующих масс, коэффициент пропорциональности называют эффективной константой скорости реакции или коэффициентом скорости реакции.

Константа скорости не зависит от концентраций реагирующих веществ, но зависит от температуры.

Уравнение температурной зависимости константы скорости впервые выведено Аррениусом (на базе экспериментальных данных) и имеет вид:

Рассмотрим теперь физический смысл энергии активации. При теоретическом обосновании своего закона Аррениус исходил из предположения, что не все столкновения между молекулами приводят к их химическому взаимодействию. Число столкновений, испытываемых каждой молекулой газа в обычных условиях, очень велико. Однако химические реакции протекают не мгновенно, а с конечными скоростями. Это обстоятельство свидетельствует о том, что к химическому взаимодействию приводит лишь небольшая часть всех столкновений.Можно показать, что эффективными оказываются лишь столкновения между такими молекулами, которые в момент столкновения обладают некоторым избытком внутренней энергии по сравнению со средней (для данной температуры) величиной.

АРРЕНИУСА УРАВНЕНИЕ, температурная зависимость константы скорости к элементарной хим. р-ции. где A-предэкспоненциальныи множитель (размерность совпадает с размерностью к), Еа -энергия активации, обычно принимающая положит. значения, Т-абс. т-ра, k-постоянная Больцмана. Принято приводить Еа в расчете не на одну молекулу, а на число частиц N_A = 6,02*10²³ моль^-1(постоянная Авогадро) и выражать в кДж/моль; в этих случаях в Аррениуса уравнении величину k заменяют газовой постоянной R. В системе СИ универсальная газовая постоянная равна 8,314 кДж⁄(моль∙К).

6. Фактически для любой реакции можно подобрать условия, в которых с заметной скоростью будет идти как прямая, так и обратная реакция, поэтому формально необратимой в данных условиях считается реакция, протекающая в одном из направлений с ничтожно малой скоростью.

Представим обратимую в данных условиях реакцию

aА + bВ↔ cС + dD

Пусть в начальный момент в замкнутой системе имеется только некоторое количество исходных реагентов А и В. Реакция в этих условиях идет только в прямом направлении, слева – направо, и согласно закону действующих масс скорость ее пропорциональна концентрациям реагентов А и В:

Очевидно, что скорость этого направления максимальна в начальный момент времени, когда концентрация веществ А и В максимальна. По мере их расходования, концентрация снижается и соответственно снижается скорость прямой реакции. Для реакции обратной, идущей справа - налево, наоборот скорость возрастает по мере накопления веществ С и D:

В определенный момент времени скорости прямой и обратной реакции выравниваются и наступает состояние химического равновесия:

Из условия равенства скоростей в состоянии равновесия:

Индекс «e» при концентрациях от английского «equilibrium» -равновесие. Отношение констант скоростей прямой и обратной реакции в состоянии равновесия называется константой равновесия и обозначается большой буквой «К»:

Основные характеристики химического равновесия:

1) Сохранение равновесия вследствие равенства скоростей прямой и обратной реакций.

2) Неизменностью равновесного состояния во времени при постоянных внешних условиях.

3) Возможностью подхода к состоянию равновесия с двух сторон.

4) Подвижностью равновесия, например, самопроизвольным восстановлением состояния равновесия, после снятия внешнего воздействия, вызвавшего отклонение системы от положения равновесия.

7. Влияние изменения внешних условий на положение равновесия или принцип Ле-Шателье – Брауна (предложенного в 1884 году французским химиком Анри Луи Ле-Шателье) формулируется следующим образом:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий, определяющих положение равновесия (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы уменьшить изменение.

Фактически, воздействие на равновесную систему в большей степени изменяет скорость одного из направлений – прямого или обратного, в результате чего система переходит в новое состояние равновесия, при котором скорости прямой и обратной реакции вновь станут равными, но будут отличаться от первоначального значения.

Принцип Ле-Шателье мы используем для качественной оценки изменения внешних условий на положение равновесия.

Влияние температуры:

В любой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому.

например, реакция дегидратации 1-фенилэтанола эндотермическая

1-фенилэтанол ↔ стирол + вода – 40 кДж/моль

обратная реакция – гидратация стирола экзотермическая

стирол + вода ↔ 1-фенилэтанол + 40 кДж/мольВ соответствии с принципом Ле-Шателье при повышении температуры химическое равновесие данной реакции смещается в прямом направлении, при понижении температуры - в обратном направлении.

Влияние давления:

В случае реакций, протекающих в газовой фазе, на положение равновесия может влиять изменение общего давления.

Обобщим возможные варианты реакций, исходя из стехиометрии реакции:

№	Соотношение продуктов и реагентов	Объем газовой смеси (давление) в ходе реакции	Влияние давления на равновесие
Снижение	Увеличение
	Количество моль реагентов больше количества моль продуктов	уменьшается	Смещает влево	Смещает вправо
	Количество моль реагентов больше количества моль продуктов	увеличивается	Смещает вправо	Смещает влево
	Количество моль реагентов равно количеству моль продуктов	не меняется	Не влияет

Введение в газофазную систему инертного разбавителя (инертного в данных условиях газа), при условии, что общее давление в системе не изменяется (p = const), эквивалентно снижению общего давления:

Парциальное давление газа в смеси определяется мольной долей газа и общим давлением (закон Дальтона):

P_i = N_i·P_∑

Уменьшение любого из сомножителей приводит к уменьшению их произведения, а введение в систему разбавителя сопровождается снижением мольной доли участников реакции.

Влияние концентрации:

Введение в равновесную систему дополнительного количества одного из компонентов сдвигает равновесие в направлении, которое приводит к расходованию этого компонента. Если добавляется реагент то равновесие сместиться в сторону продуктов (вправо), если добавляется продукт реакции, то равновесие смещается влево в сторону исходных веществ.

На практике для реакций, в которых принимает участие несколько реагентов, увеличивают концентрацию одного из них (например, наиболее легко выделяемого из реакционной массы или самого дешевого), и за счет этого обеспечивают глубокое превращение другого реагента (трудно выделяемого или наиболее дорогостоящего).

Другой подход – выведение из реакционной зоны продуктов реакции, например равновесие реакции дегидратации 1-фенилэтанола, в случае проведения ее в жидкой фазе может быть смещено вправо, за счет удаления воды и стирола (температура кипения воды 100°С, стирола 141°С, 1-ФЭТ 204 °С).

8. Количественная оценка положения равновесия

Для количественной оценки положения равновесия (влияния внешних условий на положение равновесия) используем константу равновесия.

Способы определения константы равновесия

1. Расчет константы равновесия по термодинамическим данным.

2. Экспериментальное определение.

Периодический реактор смешения, реактор вытеснения непрерывного действия.

Увеличиваем время пребывания реакционной смеси в аппарате до достижения постоянного состава, далее исходя из состава равновесной смеси рассчитываем константу равновесия.

Расчет константы равновесия по термодинамическим данным

(идеально-газовое приближение):

1 шаг. Находим стандартные энтальпии образования и энтропии участников реакции

ΔfH°gas ΔH°об S°gas S°

9. Способы определения константы равновесия

1. Расчет константы равновесия по термодинамическим данным.

2. Экспериментальное определение.

В периодическом реакторе (простейший пример – колба с мешалкой)

проводится реакция А ↔B, оба вещества находятся в одной фазе, состав реакционной смеси в зависимости от времени приведен в таблице.

Вопрос: чему равна константа равновесия в условиях эксперимента?

№ пробы	Время реакции, минут	Концентрация компонента, моль/л
А (реагент)	В (продукт)
		0,7	0,3
		0,5	0,5
		0,4	0,6
		0,35	0,65
		0,3	0,7
		0,27	0,73
		0,25	0,75

10. Простой необратимый гомогенный процесс:

Характеристики:

1) Химическая реакция описывается одним стехиометрическим уравнением,

например, в системе протекает простая необратимая реакция

аА + bВ → cС + dD, где С – целевой продукт;

2) Процесс необратимый α_max = 100%;

3) Процесс гомогенный – скорость процесса определяется (равна) скоростью химической реакции

Таким образом, инструментами управления простым необратимым гомогенным процессом являются технологические параметры, которые влияют на скорость химической реакции.

По закону действующих масс скоростью реакции пропорциональна концентрациям реагирующих веществ:

где k – константа скорости, С_i - концентрация i – го реагента, моль/л, n_i – порядок по i-му реагенту.

Скорость реакции может быть выражена как количеством расходуемого реагента, так и количеством образующегося продукта в течение некоторого временного интервала.

Принято, что скорость реакции является неотрицательной величиной r ≥ 0, поэтому, выражая скорость через изменение концентрации реагента, которая во времени уменьшается, используют знак «минус»:

Зависимость константы скорости «k» от температуры описывается уравнением Аррениуса, его интегральная форма:

Соответственно кинетическое уравнения преобразуется к виду:

Исходя из уравнения (1) скорость химической реакции зависит от температуры и концентрации реагирующих веществ (реагентов).

Скорость химической реакции возрастает при увеличении температуры на 10 градусов в 2 - 4 раза (эмпирическое правило Вант-Гоффа). Оно справедливо в области средних температур (до 400°С) для реакций протекающих в кинетической области, то есть не лимитирующихся массообменном.

В соответствии с уравнением Аррениуса с ростом температуры константа скорости возрастает по экспоненте, соответственно по экспоненте изменяется и скорость простой необратимой гомогенной реакции.

11. Общая скорость химико-технологического процесса однозначно определяется скоростью химической реакции только в случае гомогенных систем. В таких системах все реагирующие вещества находятся в одной фазе, и реакция протекает во всем объеме реактора.

Обратимая гомогенная реакция (простая)

Характеристика модели:

1) Процесс простой – можно описать одним стехиометрическим уравнением

аА + bВ Û cС + dD, где С – целевой продукт

2) Так как реакция обратимая, максимальная степень превращения равна равновесной степени превращения α_max = α* (<1)

Обратимая экзотермическая реакция A Û B