Кинетическое уравнение прямой реакции 2so3 2so2 o2 (4 видео)

Окисление серы и ее диоксида протекают по уравнениям: а) S(к) + O2(г) = SO2(г); б) 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г). Как изменятся скорости этих реакций, если

Содержание

Ваш ответ
решение вопроса
Похожие вопросы
Химическая кинетика и равновесие (стр. 4 )
Решение
Задача 11. Смешали по три моля веществ А, В, С. После установления равновесия А + В = 2С в системе обнаружили 5 моль вещества С. Рассчитайте константу равновесия. Определите равновесный состав смеси (в мольных %), полученной смешением веществ А, В, С в мольном соотношении 3:2:1 при той же температуре.
Решение
Первый случай:
Физико-химические основы контактного окисления диоксида серы
Анализ химического уравнения
Выбор оптимальных условий ведения процесса
Влияние состава исходной газовой смеси
Влияние температуры
Влияние давления
Катализаторы
💥 Видео

Видео:Как выучить Химию с нуля за 10 минут? Принцип Ле-ШательеСкачать

Ваш ответ

Видео:Влияние концентрации на скорость химических реакций. 10 класс.Скачать

решение вопроса

Видео:Задачи на скорость реакции в зависимости от концентрации реагентовСкачать

Химическая кинетика и равновесие (стр. 4 )

Кинетическое уравнение прямой реакции 2so3 2so2 o2

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5

Ответ: скорость реакции увеличится в 16 раз.

Задача 2 . Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO2(г) + O2(г) ↔2SO3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2] = а, [O2] = b, [SO3] = c. Согласно закону действия масс, скорости и прямой и обратной реакций до изменения объема

υпр = k·а2·b ; υобр = k1·с2

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3a, [O2] = 3b, [SO3] = 3c. При новых концентрациях скорости υ’ прямой и обратной реакций: υ’пр = k·(3a)2·(3b) = 27·k·a2·b; υ’обр= k1·(3с)2 = 9·k1·с2. Отсюда

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.

Задача 3. В реакции С(т)+2 H 2 (г) ↔ CH 4 (г) концентрацию водорода уменьшили в 3 раза. Как изменится скорость реакции?

Согласно закону действующих масс, начальная скорость реакции равна υн= k ∙ [ H 2 ]2. После уменьшения концентрации водорода в 3 раза скорость станет равна υк= k ∙ (1/3)2[ H 2 ]2 =1/9 k [ H 2 ]2. После изменения концентрации водорода скорость изменится следующим образом: υк/υн=1/9 k [ H 2 ]2/ k [ H 2 ]2=1/9.

Ответ: скорость реакции уменьшится в 9 раз.

Задача 4 . Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 10 до 30 oС (γ = 3)?

При увеличении температуры с 10 до 30 oС скорость реакции в соответствии с правилом Вант-Гоффа возрастает:

υ 2 /υ1=γ( t 2- t 1)/10 , где t 2 =30 o C , t 1 =10 o C , а υ2 и υ1 – скорости реакции при данных температурах. Получаем υ 2 / υ 1 =3(30–10)/10=32=9, т. е. скорость реакции увеличится в 9 раз.

Задача 5 . Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 0С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

;

Следовательно, скорость реакции при температуре 70 0С больше скорости реакции при температуре 30 0С в 16 раз.

Задача 6 . Равновесие реакции 2 H 2 (г)+ O 2 (г) ↔ 2 H 2 O (г) ; ∆ H

1) при уменьшении давления; 2) при увеличении давления?

Все вещества в системе – газы. В соответствии с принципом Ле Шателье , повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к меньшему количеству молей газов, т. е. в сторону образования Н2О. Следовательно, повышение давления в системе смещает равновесие реакции вправо.

Ответ: при увеличении давления.

Задача 7. В какую сторону сместится равновесие реакции 2 SO 2 (г)+ O 2 (г)↔ 2 SO 3 (г); ∆ H

Поскольку ∆ H экзотермической . Обратная реакция будет эндотермической . Повышение температуры всегда благоприятствует протеканию реакции с поглощением теплоты, т. е. равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Задача 8. Определите константу равновесия реакции NOCl 2 (г)+ NO (г) ↔ 2NOCl(г), если при некоторой температуре равновесные концентрации веществ составляют [NOCl2]=0,05; [NO]=0,55; [NOCl]=0,08 моль/л.

Константа равновесия обратимой химической реакции равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ. Значение каждой из концентраций должно быть возведено в степень, равную стехиометрическому коэффициенту перед соответствующим веществом в уравнении реакции. Поэтому

Задача 9 . Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

РСl5(г) ↔ РСl3(г)+Сl2(г); ∆Н = + 92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения РСl5?

Смещением, или сдвигом химического равновесия, называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения PCl5 эндотермическая (∆Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение PCl5 ведет к увеличению объема газообразных веществ (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl5, так и уменьшением концентрации PCl3 или Cl2.

Задача 10. Один моль аммиака поместили в сосуд объемом 20 л и нагрели до 600 0C. Давление в сосуде оказалось равным 435 кПа. Рассчитайте степень разложения аммиака.

Видео:ЛЕКЦИЯ №2 || Химическая кинетика || Скорость реакции, Закон действия масс, Порядок реакцииСкачать

Решение

Количество (моль) газов после реакции:

PV/RT = 435∙20/(8,31∙873) = 1,20 моль

Если разложилось х моль аммиака, то схема разложения:

Осталось NH3 (1-х); получилось N2 (х/2) + H2 (3х/2)

Из уравнения: 1,20 моль = (1-x) + x/2 + 3x/2 = 1+x

получим x = 0,2 моль.

Ответ: Степень разложения аммиака 20 %.

Видео:259. Как изменится скорость хим реакции, если увеличить давлениеСкачать

Задача 11. Смешали по три моля веществ А, В, С. После установления равновесия А + В = 2С в системе обнаружили 5 моль вещества С. Рассчитайте константу равновесия. Определите равновесный состав смеси (в мольных %), полученной смешением веществ А, В, С в мольном соотношении 3:2:1 при той же температуре.

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Решение

Видео:Уравнение прямой в пространстве через 2 точки. 11 класс.Скачать

Первый случай:

Соотношение количества веществ (моль) соответствует соотношению их коэффициентов в уравнении. Если С стало на 2 моль больше (5 из 3), то количество А и В уменьшились на 1 моль каждое. В результате при установлении равновесия стало 5 моль С, по 2 моль А и В.

К = [С] 2 / ([А][В]) = 25/2∙2 = 6,25

Мольное соотношение то же, примем за х число молей прореагировавших А и В (они одинаковы):

Ответ: Мольные доли веществ в равновесной смеси:

(А) = (3-1,115)/6 = 0,314 ;

(В) = (2-1,115)/6 = 0,148 ;

Задача 12. Константа равновесия реакции N2 + 3H2 ↔ 2NH3 равна 0,1 (при 400 o С). Равновесные концентрации [Н2] = 0,2 моль/л и [NН3] = 0,08 моль/л. Вычислить начальную и равновесную концентрации азота.

Записываем выражение для константы равновесия К:

K = ([ NH 3 ]2/ ([ N 2 ]∙[ H 2 ]3)

Подставляем в выражение для К данные задачи:

0,1 = (0,082/ ([ N 2 ]∙0,23)

Отсюда рассчитываем равновесную концентрацию

Далее находим начальную концентрацию азота, учитывая, что из одного моль азота согласно уравнению реакции образуется 2 моль аммиака, т. е. для получения 0,08 моль аммиака требуется 0,04 моль азота. Таким образом, начальная концентрация азота

[ N 2 ] = 8 + 0,04 =8,04 моль/л.

Ответ: Равновесная концентрация азота 8 моль/л, начальная – 8,04 моль/л.

Задача 13. Некоторая реакция при 0 o С протекает практически до конца за 4,5 часа ( ∼ 16384 с = 214 с). При какой температуре реакция пройдет практически до конца в 1 с (температурный коэффициент скорости равен 2).

Подставляем данные задачи в формулу (1.5):

находим t2/10 = 14. Отсюда: t2 = 140 o С.

Ответ: t2 = 140 o С.

Задача 14 . Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 300 К, если энергию активации уменьшить на 7 кДж/моль.

Воспользуемся уравнением (1.6). Запишем его для двух скоростей реакций при двух разных энергиях активации, отличающихся на 7 кДж, и поделим одно на другое:

Ответ: В 16,6 раза.

Задача 15. При 37 o С реакция заканчивается за 150 с, а при 47 o C – за 75 с. Вычислить энергию активации.

Найдем энергию активации по формуле (1.7).

= 57,1 кДж / моль.

Ответ: 57,1 кДж / моль.

5 ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:

б) 2SO2(г) + О2 = 2SO3(г).

Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?

2. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы: N2+3H2↔2NH3. Как изменится скорость прямой реакции – образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в три раза?

3. Реакция идет по уравнению N2 + O2 = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: = 0,049 моль/л; =0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] = 0,005 моль/л.

Ответ: [N2] = 0,0465 моль/л; [O2]= 0,0075 моль/л.

4. Реакция идет по уравнению N2+3H2=2NH3. Концентрации участвующих в ней веществ были: = 0,80 моль/л; = 1,5 моль/л; = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] = 0,5 моль/л.

Ответ: [NH3] = 0,70 моль/л; [H2] = 0,60 моль/л.

5. Реакция идет по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ: =0,04 моль/л; =0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда [H2] = 0,03 моль/л.

Ответ: 3,2 · 10-4; 1,92 · 10-4.

6. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80 оС. Температурный коэффициент скорости реакции 3.

7. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60 оС, если температурный коэффициент скорости данной реакции 2?

8. Во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 300 o С, если температурный коэффициент скорости данной реакции 2?

9. В гомогенной системе СО + Cl2 ↔ COCl2 равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0,2 моль/л; [Cl2] = 0,3 моль/л; [COCl2] = 1,2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и СО.

Ответ: К = 20; = 1,5 моль/л; = 1,4 моль/л.

10. В гомогенной системе А + 2В С равновесные концентрации реагирующих газов: [A] = 0,06 моль/л; [B] = 0,12 моль/л; [C] = 0,216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В.

Ответ: К = 250; = 0,276 моль/л; = 0,552 моль/л.

11. В гомогенной газовой системе А + B↔C + D равновесие установилось при концентрациях: [B] = 0,05 моль/л и [C] = 0,02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0,04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

Ответ: = 0,22 моль/л; =0,07 моль/л.

12. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей по уравнению 2N2O = 2N2 + O2, равна 5 · 10-4. Начальная концентрация N2O = 6,0 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость, когда разложится 50% N2O.

Ответ: 1,8 ·10-2; 4,5 · 10-3.

13. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы СО2 + С ↔ 2СО. Как изменится скорость прямой реакции – образования СО, если концентрацию СО2 уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?

14. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы С + Н2О(г) ↔ СО + Н2. Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции – образования водяных паров?

15. Равновесие гомогенной системы: 4НСl(г) + О2 ↔ 2Н2О(г) + 2Cl2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [H2O] = 0,14 моль/л; [Cl2] = 0,14 моль/л; [HCl] = 0,20 моль/л; [O2] = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлороводорода и кислорода.

Ответ: [HCl]исх = 0,48 моль/л; [O2]исх = 0,39 моль/л.

16. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы: CO(г) + H2O(г) ↔ CO2(г)+H2(г), если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0,004 моль/л; [H2O] = 0,064 моль/л; [CO2] = =0,016 моль/л; [H2] = 0,016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и СО? Ответ: К = 1; = 0,08 моль/л; =0,02 моль/л.

17. Константа равновесия гомогенной системы СО(г) + Н2О(г) ↔ СО2 + Н2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: С CO = 0,10 моль/л; = 0,40 моль/л.

Ответ: [CO2] = [H2] = 0,08 моль/л; [CO] = 0,02 моль/л.; [H2O] = =0,32 моль/л.

18. Константа равновесия гомогенной системы N2 + 3H2↔2NH3 при некоторой температуре равна 1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота.

Ответ: [N2] = 8 моль/л; = 8,04 моль/л.

19. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы: 2NO + O2 ↔ 2NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] = 0,2 моль/л; [O2] = 0,1 моль/л; [NO2] = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NO и О2.

Ответ: К = 2,5; = 0,3 моль/л; = 0,15 моль/л.

20. Почему при изменении давления смещается равновесие системы: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 и не смещается равновесие системы N2 + O2 ↔2NO? Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой и обратной реакции в этих системах до, и после изменения давления. Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

21. Исходные концентрации в гомогенной системе:

2NO + Cl2 ↔ 2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20 % NO.

22. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В↔А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в два раза?

Ответ: возрастает в 2 раза.

23. Через некоторое время после начала реакции 3A + B↔2C + D концентрации веществ составляли: [А] = 0,03 моль/л; [В] = 0,01 моль/л; [С] = 0,008 моль/л. Каковы исходные концентрации веществ А и В?

Ответ: СА = 0,042 моль/л; СВ = 0,014 моль/л.

24. В системе СО + Cl2↔СОCl2 концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?

25. Как изменится скорость реакции 2NO(г) + О2(г) ↔2NO2(г), если:

а) увеличить давление в системе в 3 раза;

б) уменьшить объём системы в 3 раза;

в) повысить концентрацию NO в 3 раза?

Ответ мотивируйте на основании расчета скорости прямой реакции до и после изменения условий.

26. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 градусов скорость реакции возрастает в 15,6 раза?

27. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 2,3. Во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если повысить температуру на 25 градусов?

28. Равновесие в системе Н2(г) + I2(г) ↔ 2 НI(г) установилось при следующих концентрациях: [H2] = 0,025 моль/л; [I2] = 0,005 моль/л; [HI] = 0,09 моль/л. Определить исходные концентрации йода и водорода.

Ответ: = 0,07 моль/л; = 0,05 моль/л.

Видео:задачи по химии "Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ"Скачать

Физико-химические основы контактного окисления диоксида серы

Анализ химического уравнения

Тепловой эффект химической реакции при различных температурах вычисляется по уравнению Кирхгофа. Для некоторых реакций установлены эмпирические уравнения. Существует также эмпирическое уравнение для данной реакции:

Эта формула позволяет определить количество теплоты реакции в интервале температур 400 – 700°С.

Отсюда количество теплоты, выделяющееся при температуре 500°С или 773К равно Q500°C = 94 кДж/моль или
∆Н773К = – 94 кДж/моль

Выбор оптимальных условий ведения процесса

Показателем эффективности промышленного процесса являются:

высокая степень превращения SО₂ в SО₃.
приемлемая скорость процесса.

Состояние равновесия зависит от концентрации реагирующих веществ, от температуры и от давления.

Рассмотрим влияние всех трёх факторов на равновесный выход SО₃.

Влияние состава исходной газовой смеси

Влияние состава исходной газовой смеси на равновесную степень превращения SО₂ в SО₃ (Р = 0,1 МПа.; t = 475°С) представлено в табл.

,%(об.)

13,86

12,43

9,58

8,15

6,72

Равновесная степень превращения

(X_p)

96,5

96,2

95,8

95,2

94,3

92,3

Из таблицы видно, что оптимальным является следующий состав: 7 – 7,7% SО₂; 11% О₂ и 82% N₂. Расчётная равновесная степень превращения SО₂ в SО₃ (при указанных условиях) равна 95,8%.

При более высоком содержании SО₂ значительно уменьшается равновесная степень превращения (вследствие уменьшения содержания О₂ в газе). При меньшем содержании SО₂ понижается производительность контактной массы (или уменьшается скорость реакции).

Влияние температуры

Смещение равновесия в сторону образования триоксида серы происходит с понижением температуры.

Влияние температуры на равновесную степень превращения SО₂ в SО₃ для исходной газовой смеси состава (7% SО₂; 11% О₂ и 82% N₂ при Р = 0,1МПа) представлено в табл.

t, °C

400

450

475

500

530

550

600

1000

SO₂ → SO₃

(X_p)

92,2

97,5

95,8

93,5

89,2

85,6

73,7

5,6

Из таблицы следует, что при температуре 475°С. степень превращения достаточно высокая (95,8%).

Обратите внимание, что при температуре более низкой
(400, 450°С) степень превращения высокая, НО при уменьшении температуры снижается скорость реакции. Увеличение температуры приводит к смещению равновесия влево, выход SО₃ значительно уменьшается (при 1000°С практически полная диссоциация).

На рисунке (Рис.22) графически представлена зависимость равновесного выхода SО₃ от температуры.

Из приведённых данных (таблица и рисунок) следует, что для достижения высокой степени (до 98%) превращения реакцию необходимо проводить при температурах ниже 440°С, по крайней мере к моменту её завершения.

Для того, чтобы увеличить скорость реакции, поступающий в контактный аппарат газ предварительно подогревается до требуемой температуры.

Для нагревания используется тепло прореагировавших газов, выходящих из контактного аппарата.

Процесс окисления SО₂ в SО₃ протекает автотермично, то есть без подвода тепла извне, за счёт тепла реакции.

Влияние давления

Зависимость равновесной степени окисления SО₂ в SО₃ от давления отражена на графике (Рис.23).

Из графика можно сделать следующие выводы:

кривая имеет затухающий характер;
сильно повышать давление нецелесообразно.

Зависимость равновесной степени окисления SО₂ в SО₃ от давления также представлена в таблице (состав газовой смеси: 7% SО₂; 11% О₂ и 82% N₂).

t, °C	Равновесная степень превращения SO₂ → SO₃ (X_p)
t, °C	1 ат.	10 ат.	50 ат.	100 ат.
400	99,2	99,72	99,88	99,92
450	97,5	99,2	99,6	99,7
500	93,5	97,8	99,0	99,3
600	73,7	89,5	95,0	96,4

Из приведённых данных видно, что:

при низких температурах (например, 400°С) повышение давления сказывается на степени превращения незначительно,
при высоких температурах (например, 600°С повышение давления значительно влияет на степень превращения), что расширяет температурный диапазон, при котором можно достигнуть высокой степени превращения.

Небольшое увеличение степени окисления с повышением давления не компенсирует затрат, связанных с удорожанием аппаратуры и коммуникаций и увеличением энергии на сжатие газа.

Окончательный ВЫВОД. Повышать давление на стадии контактирования нецелесообразно.

Катализаторы

Выше были обоснованы условия, при которых достигается максимальная степень превращения SО₂ в SО₃. Но даже при таких благоприятных условиях ведения процесса скорость реакции не достаточна для проведения процесса в промышленных условиях.

Для ускорения реакции используются катализаторы. Окисление SО₂ в SО₃ является гетерогенной каталитической реакцией. Независимо от свойств катализатора реакция протекает в несколько последовательных стадий:

диффузия газа к поверхности катализатора
активированная адсорбция кислорода из газа поверхностью катализатора (при этом связь между атомами адсорбированного кислорода нарушается)
связывание молекул. SО₂ с атомами О на поверхности катализатора с образованием комплекса (SО₂·О·Кат-р).
перегруппировка, приводящая к образованию на поверхности катализатора групп SО₃

десорбция образовавшихся молекулSО₃ с поверхности катализатора в газовый объём
обратная диффузия.

Ранее на всех заводах сернокислотной промышленности в качестве катализатора применялась тонко измельчённая платина, нанесенная на пористые инертные материалы или «носители» (волокнистый асбест, сернокислый магний, гель кремниевой кислоты). Иногда в качестве катализатора применяли оксид железа.

В настоящее время все заводы работают на ванадиевых катализаторах (работы Г.К.Борескова).

Платина является наиболее активным катализатором, на ней реакция идёт уже при 400°С.

В присутствии оксида железа реакция протекает достаточно быстро только при температуре более 600°С.

Ванадиевые катализаторы по активности несколько уступают платиновым, но более дешевы и менее чувствительны к действию примесей газовой смеси (каталитическим ядам).

Чистый пентаоксид ванадия V₂O₅ обладает невысокой каталитической активностью по отношению к окислению SО₂ в SО₃. Активные ванадиевые катализаторы всегда содержат наряду с V₂O₅ и другие соединения – это, к примеру, сульфованадаты щелочных металлов (K₂O·V₂O₅·SO₃). Каталитически активное соединение наносят на поверхность диоксида кремния SiO₂.

В промышленности применяют следующие типы ванадиевых катализаторов:

БАВ – бариево-алюмованодиевый катализатор.
СВД – сульфо-ванадиевый на доломите.
СВС – сульфованадат на селикагеле.
СВНТ – сульфованадат низкотемпературный.

В соответствии с ГОСТ каталитическая активность массы БАВ в стандартных условиях (температура 485°С и объёмная скорость 4000ч –1 ) должна обеспечить степень превращения не менее 86%.

Высокими показателями обладают новые отечественные катализаторы ИК-1, ИК-2, ИК-3, ИК-4 (институт катализа).

Наиболее вредным ядом для ванадиевых катализаторов являются соединения мышьяка в газовой смеси. В присутствии As₂O₃ и AsH₃ в газовой смеси при температуре выше 550°С образуется летучее соединение V₂O_5·As₂O₅, что приводит к снижению каталитической активности.

Влага не влияет на активность БАВ при температурах, превышающих температуру конденсации серной кислоты. При более низких температурах образуется серная кислота, вызывающая разрушение контактной массы.

Окисление SO₂ в SO₃ необходимо вести при следующих условиях: