Põlemisreaktsioonid ja nende termiline mõju, põlemisreaktsiooni ahelmehhanism. Keemiatund." Põlemisreaktsioon"
Täitmise näidised s/r2
KEEMILINE TERMODÜNAAMIKA. TASAKAAL. KINETIKA.
ÜLESANNE 1. Kütuse põlemissoojus.
Meil on gaasikütuse segu: 50% CH 4 + 50% C 4 H 10.
Kogumaht V=1000 l=1m 3.
1. Kirjutage etteantud kütusesegu gaasikomponentide põlemisreaktsioonide keemilised võrrandid.
Metaani põlemisreaktsioon:
CH4 (g) + 2O 2 (g) ® CO 2 (g) + 2H 2O (g)
Butaani põlemisreaktsioon:
C4H10 (g) + 13/2O2 (g)® 4CO2 (g) + 5H20 (g).
Entalpia Δ r H 0 298 neist keemilistest reaktsioonidest on gaaskütuse põlemissoojus Δ H 0 vm
2. Arvutage, kui palju soojust on võimalik saada antud koostisega kütusesegu (maht%) põletamisel, tingimused loetakse normaalseks.
Hessi seaduse abil arvutame gaaskütuse põlemissoojuse Δ H 0 sg standardolekus ja temperatuuril 298 K, kasutades tabeliandmeid (vt lisa, tabel) kõigi põlemisreaktsioonis osalevate ainete moodustumise soojuse kohta (Δ f H 0 298):
metaani jaoks
Δ H 0 sg CH4 = Δ r H 0 298 = Δ f H 0 CO2 + Δ f H 0 H2O - Δ f H 0 CH4-2A f H 0 O2 =
393,62+2. (-285,84) - (-74,78) - 0 \u003d -802,28 kJ / mol.
butaani jaoks
Δ H 0 sg С4Н10 = Δ r H 0 298 = 4Δ f H 0 CO2 + 5Δ f H 0 H2O - Δ f H 0 С4Н10 - 13/2Δ f H 0 O2 =
neli . (- 393,62) + 5 . (-285,84) - (-126,15) - 0 \u003d -2877,53 kJ / mol.
Gaasikütuse eripõlemissoojus Q T:
K T = - (Δ H vm 1000/22,4), kJ/m3,
kus 22,4 l/mol on gaasi molaarmaht n.o.s.
metaani jaoks
K T, CH4 \u003d - (-802,28, 1000 / 22,4) \u003d 35816 kJ / m 3.
butaani jaoks
K T, C4H10 \u003d - (-2877,53. 1000 / 22,4) \u003d 128461 kJ / m 3.
Antud kütusesegu põlemisel saadud soojuse koguhulk, võttes arvesse gaaside mahtu:
K = K T, CH4 . V CH4 + K T, С4Н10 . V С4Н10 =
35816 . (1 . 0,5)+128461 . (1,0,5) = 82138,5 kJ.
3. Valige antud kütusesegust kõige energiasäästlikum kütus. Arvutage selle kütuse eripõlemissoojus K T , kJ/m 3 . Arvutage selle kütuse minimaalne maht 100 MJ soojuse tootmiseks.
Kõige energiasäästlikum kütus selles kütusesegus on butaan, eripõlemissoojus K T, C4H10 \u003d 128461 kJ / m 3.
100 MJ soojuse saamiseks on vaja põletada:
V С4Н10 = K/ K T, С4Н10 \u003d 100000 / 128461 \u003d 0,778 m 3 \u003d 778 l.
ÜLESANNE 2. Keemiline termodünaamika.
1. Kirjutage termokeemiliste reaktsioonide võrrandid, mille soojusefektiks on antud keemilise reaktsiooni kõigi reagentide tekkesoojus.
Sest keemiline reaktsioon
CO 2 (g) + C (c) "2CO (g)
Aine C (c) on lihtne, stabiilne temperatuuril 298 K ja rõhul 100 kPa, selle moodustumise entalpia D H 0 f , 298 , = 0.
Reaktsioonide termokeemilised võrrandid, mille termiline efekt on antud keemilise reaktsiooni CO 2 (g) ja CO (g) reaktiivide moodustumise soojus:
O2 (g) + C (c) "CO 2 (g), D H 0 f , 298 \u003d -393,51 kJ / mol,
(vt tabelit);
1/2 O2 (g) + C (c) "CO (g), D H 0 f , 298 \u003d -110,5 kJ / mol,
(vt tabelit).
2. Arvutage entalpia väärtusedD r H 0 298 , entroopiaD r S 0 298 . sakk. ülesannetele 1, 2) kõigi reaktiivide standardolekus (s.s.) ja temperatuuril 298 K. Tehke järeldus reaktsiooni termilise efekti kohta.
Tabeliandmete järgi (vt tabel) kirjutame üles antud keemilise reaktsiooni reagentide oleku termodünaamilised funktsioonid standardolekus ja 298 K
Kasutades Hessi seadust, arvutame entalpia Δ r H 0 298 , entroopia ∆ r S 0 298 ja Gibbsi energia Δ r G 0 298 keemiline reaktsioon standardolekus ja 298 K:
Δ r H 0 298 = 2Δ f H 0 298 COg - Δ f H 0 298 Sk - Δ f H 0 298 CO2g =
2 (-110,5) - 0 - (-393,5) = 172,5 kJ.
Δ r H 0 298 >0 - reaktsioon on endotermiline, see käib koos soojuse neeldumisega.
∆ r S 0 298 = 2 S 0 f , 298, CO(g) - S 0 f , 298,C(k) - S 0 f , 298,CO2 (g) = 2 (197,54) - 5,74 - 213,68 =
175,66 J/K.
∆ r S 0 298 >0 - süsteem muutus täiendava gaasikoguse moodustumise tõttu segasemaks.
3. Arvutage Gibbsi energiaD r G 0 298 antud keemiline reaktsioon (punkt 1. sakk. ülesannetele 1, 2) kõigi reagentide standardolekus (s.s.) ja temperatuuril 298 K. Tehke kindlaks, millises suunas see reaktsioon spontaanselt kulgeb kõigi reaktiivide standardolekus ja temperatuuril 298 K.
Δ r G 0 298 = 2Δ f G 0 298 COg - Δ f G 0 298 Sk - Δ f G 0 298 CO2g =
2 (-137,14) - 0 - (-394,38) = 120,15 kJ.
Δ r G 0 298 >0 - spontaanne reaktsioon edasisuunas standardseisundis ja 298 K juures on võimatu. Reaktsioon kulgeb vastupidises suunas.
4. Määrake temperatuurivahemik, mille juures on võimalik otsereaktsiooni spontaanne tekkimine kõigi reaktiivide standardolekus ilma sõltuvust arvesse võtmata. D r H 0 jaD r S 0 temperatuurist. Joonistage reaktsiooni Gibbsi energia temperatuuri suhtesD r G 0 = f (T ).
Spontaanse reaktsiooni võimalikkuse standardseisundis määrab ebavõrdsus ∆ r G 0 T < 0.
Need. , kui
∆ r
G 0
T
=
∆ r
H 0 298
+∆ r
Koos 0
lk dT- T∆ r
S 0
298
-
T
∆ r
Koos 0
lk /
T)dT
<
0
∆ r G 0 T ≈ ∆ r H 0 298 - T∆ r S 0 298 < 0
∆ r G 0 T = (172,5 – T . 175,66 . 10 -3) < 0 , отсюда T> 982 K.
Krunt D r G 0 = f (T):
∆ r G 0
T
298 982 2300 T
Võttes arvesse reaktiivide olemasolu temperatuurivahemikke, on spontaanse reaktsiooni temperatuurivahemik standardolekus 982< T< 2300 К.
5. Arvutage Gibbsi energiaD r G 298 keemiline reaktsioon gaaside osarõhkude antud väärtustel (punkt 2. sakk. ülesannetele 1, 2) ja temperatuur 298 K. Tehke kindlaks, kas protsessi suund temperatuuril 298 K muutub gaaside osarõhkude muutumisel võrreldes standardolekuga.
Keemilise reaktsiooni Gibbsi energia arvutamine mis tahes temperatuuril ja gaaside suhtelisel osarõhul toimub vastavalt van't Hoffi isotermi võrrandile:
Δ r G T =
∆
r G 0
T
+ RT ln 
.
Arvutage Δ r G 298 298 K juures ja gaasirõhk: R CO = 2. 10 3 Pa,
R CO2 = 8. 10 5 Pa.
Gaaside suhtelised osarõhud:
NII
= 2. 10 3 Pa / 10 5 Pa = 0,02;
CO2 = 8. 10 5 Pa / 10 5 Pa = 8.
Δ r G 298 = Δ r G 0 298 + RTln(R 2 CO / R CO2) = 120,15 + 8,31. 10-3 . 298 . ln(0,02/8) =
Δ r G 298 >0 - spontaanne reaktsioon ettepoole suunatud gaaside osarõhul ja temperatuuril 298 K on võimatu. Reaktsioon kulgeb vastupidises suunas.
6. Tehke kindlaks, kuidas soovite (teoreetiliselt) muuta mis tahes lähtegaasi osarõhku (R AGA võiR AT), et muuta protsessi suunda võrreldes standardolekuga temperatuuril 298 K ja kõigi teiste keemilise reaktsiooni komponentide standardse osarõhuga.
Standardseisundis ja 298 K juures võib reaktsioon kulgeda spontaanselt vastupidises suunas, sest Δ r G 0 298 >0.
Protsessi suuna muutmiseks võrreldes standardolekuga 298 K juures saate muuta CO 2 osarõhku (kõikide teiste komponentide olek on standardne). Reaktsiooni spontaanse kulgemise tingimus edasisuunas on Δ r G 298 < 0.
Vastavalt van't Hoffi isotermi võrrandile:
Δ r G T =
∆
r G 0
T
+ RT ln 
<
0
Δ r G 298
=
120,15 + 8,31. 10-3. 298ln 
< 0
Lahendame ebavõrdsuse ln
<
- 48,5и
получаем:
<
10 -21
.
Sellel viisil, R NII< R CO2 ≈ 10 5 korda.
Seega, et muuta protsessi suunda võrreldes standardolekuga 298 K ja rõhu juures R CO = 10 5 Pa, on vaja tõsta CO 2 osarõhku 10 5 korda, s.o. CO 2 osarõhk peaks olema: R CO2 > 10 25 Pa.
Sellel CO2 rõhul võib antud keemiline reaktsioon spontaanselt kulgeda edasi 298 K juures.
ÜLESANNE 2. keemiline tasakaal.
Keemilise reaktsiooni jaoks
CO 2 (g) + C (c) "2CO (g)
1. Arvutage Gibbsi energiaD r G 0 T ja tasakaalukonstantTo R selle reaktsiooni standardolekus ja temperatuuridel 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K, võttes arvesse sõltuvustD r H 0 T jaD r S 0 T temperatuuril ainete erisoojusmahu konstantsel väärtuselKoos R = konst . Krundi sõltuvuse joonis
To R = f (T ).
Arvutame välja süsteemi soojusmahtuvuse muutus (∆ r c 0 R= konst):
∆ r Koos 0 R = 2Koos 0 R 298COg - Koos 0 R 298sk - Koos 0 R 298CO2g =
2. (29.14)–8.54–37.41 = 12.33 J/K.
Arvutame keemilise reaktsiooni Gibbsi energia standardolekus ja antud temperatuuridel 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K, võttes arvesse sõltuvust ∆ r H 0 T ja ∆ r S 0 T temperatuuri kohta, arvestades ainete erisoojusmahtuvuse konstantset väärtust Koos R , valemi järgi:
∆ r G 0 T = ∆ r H 0 T - T . ∆ r S 0 T = ∆ r G 0 298 + ∆ r Koos 0 R (T - 298) –T . ∆ r Koos 0 R ln(T / 298).
∆ r G 0 298 =120,15 kJ;
∆ r G 0 500 =120,15+12,33 . 10-3 . (500-298) - 500 . 12.33. 10-3 . ln(500/298)=
∆ r G 0 800 =120,15+12,33 . 10-3 . (800-298) - 800. 12.33. 10-3 . ln(800/298)=
∆ r G 0 1000 \u003d 120,15 + 12,33. 10-3 . (1000-298) - 1000 . 12.33. 10-3 . ln(1000/298) =
Keemilise tasakaalu termodünaamilised tingimused: ∆ r G T = 0.
Keemilise reaktsiooni Gibbsi energia standardolekus
∆ r G 0 T seotud tasakaalukonstandiga To R vastavalt suhtele:
∆ r G 0 T = - RT ln To R
Olles arvutanud väärtuse ∆ r G 0 T reaktsioonid, arvutage tasakaalukonstant To R valemi järgi:
K lk=exp(- ∆G 0 T /RT) ,
kus R\u003d 8,31 J / mol. K on universaalne gaasikonstant.
K p, 298 = exp(- ∆G 0 T , 298 / R. 298) = eksp(-120,15/8,31 . 10 -3, 298) =8. 10 -22;
K p, 500 = exp(- ∆G 0 T , 500 / R. 500) = eksp(-84,67 / 8,31 . 10 -3, 500) = 1,4. 10-9;
K p, 800 = exp(- ∆G 0 T , 800 / R. 800) = eksp(-31,97 / 8,31 . 10 -3, 800) = 8,1 . 10-3;
K p, 1000 = exp (- ∆G 0 T , 1000 / R. 1000) \u003d exp (3,16 / 8,31, 10 -3, 1000) \u003d 1,46.
Temperatuuri tõusuga suureneb tasakaalukonstant, mis on seletatav selle reaktsiooni endotermilise termilise efektiga
(
Δ r H 0
T>0).
2. Valige suvaline temperatuur spontaanse reaktsiooni piirkonnast edasisuunas. Arvutage sellel temperatuuril gaasiliste reaktiivide tasakaalukontsentratsioonid, kui nende algkontsentratsioonid olid vastavalt võrdsed (vt ülesannete 1 ja 2 tabeli punkti 3).
Kell T\u003d 1000 K, reaktsioon kulgeb spontaanselt edasisuunas, sest ∆ r G 0 1000 = -3,16 kJ<0, K lk , 1000 = 1,46.
Valime temperatuuri T=1000 gaasiliste reaktiivide tasakaalukontsentratsioonide arvutamiseks, kui gaasiliste reaktiivide CO 2 ja CO algkontsentratsioonid olid võrdsed: Koos CO2 = 0,5 mol/l, Koos CO = 0.
Gaaside suhtelise tasakaalu osarõhuna väljendatud tasakaalukonstantide avaldised ( R võrdub ) ja tasakaalukontsentratsioonid ( Koos võrdub):
To R
=
;
To Koos
=
K lk ja K Koos on omavahel seotud gaasilise oleku võrrandi kaudu:
K koos, 1000
=
=
=
0,018
kus R\u003d 0,082 l. atm/mol. K on universaalne gaasikonstant;
∆ν \u003d 2-1 \u003d 1 (gaasiliste ainete moolide arvu muutus reaktsiooni ajal).
Materjali tasakaalu tabel:
Asendame avaldisega gaasiliste reaktiivide tasakaalukontsentratsioonid K Koos ja lahendage algebraline võrrand X:
To Koos
=
= 0,018 , X= 0,0387 mol/l
FROM CO võrdub = 2. 0,0387 = 0,0774 mol/l
FROM CO2 võrdne \u003d 0,5 - 0,0387 \u003d 0,4613 mol / l.
Keemilised muundamise aktid toimuvad reageerivate komponentide (molekulid, aatomid, radikaalid) otsesel kokkupuutel, kuid ainult neil juhtudel, kui nende energia ületab teatud energiapiiri, mida nimetatakse aktiveerimisenergiaks E a. Kujutagem graafiliselt reageerivate komponentide (kütus ja oksüdeerija) ja reaktsioonisaaduste energia muutumist põlemisel (joonis 1.)
Kujutagem graafiliselt reageerivate komponentide (kütus ja oksüdeerija) ja reaktsioonisaaduste energia muutumist põlemisel (joonis 1.)
Joonis 1. Reageerivate ainete ja reaktsioonisaaduste energiamuutus põlemisel
Abstsiss näitab põlemisreaktsiooni teed, ordinaat energiat. 
on reageerivate komponentide keskmine algenergia, 
- põlemisproduktide keskmine energia.
Põlemisreaktsiooni sisenevad ainult kütuse ja oksüdeerija aktiivsed osakesed, millel on koostoimeks vajalik energia, st. suudab ületada energiabarjääri 
. Aktiivsete osakeste liigenergia võrreldes keskmise energiaga 
, nimetatakse aktiveerimisenergiaks 
. Kuna põlemisreaktsioonid on eksotermilised 
. Energiaerinevus tekkivate põlemissaaduste ja lähteainete (kütus ja oksüdeerija) vahel määrab reaktsiooni termilise efekti:
D 
Aktiivsete molekulide väli suureneb põleva segu temperatuuri tõustes.
Joonisel 2. näitab energiate jaotust molekulide vahel temperatuuril 
Kui märgime piki energiatelge väärtuse, mis on võrdne aktiveerimisenergiaga 
, siis saame aktiivsete molekulide osa segus antud temperatuuril 
. Kui soojusallika toimel tõuseb segu temperatuur väärtuseni 
, siis suureneb ka aktiivsete molekulide osakaal ja sellest tulenevalt ka põlemisreaktsiooni kiirus.
Siiski on keemilisi reaktsioone, mille arendamiseks ei ole vaja märkimisväärset eelkuumutamist. Need on ahelreaktsioonid.
Ahelreaktsioonide teooria aluseks on eeldus, et lähteained ei muutu lõppsaaduseks kohe, vaid aktiivsete vaheproduktide moodustumisel.
Primaarse keemilise reaktsiooni produktil on suur hulk energiat, mis võib reaktsioonisaaduste molekulide kokkupõrkel või kiirguse mõjul ümbritsevasse ruumi hajuda või üle kanda reageerivate komponentide molekulidele, muutes need aktiivne olek. Need reageerivate ainete aktiivsed molekulid (aatomid, radikaalid) tekitavad reaktsioonide ahela, kus energia kandub ühelt molekulilt teisele. Seetõttu nimetatakse selliseid reaktsioone ahelreaktsioonideks.
Keemiliselt aktiivseid molekule, aatomeid, radikaale, mis moodustuvad ahelreaktsiooni elementaarsetes etappides - ahellülisid - nimetatakse aktiivseteks keskusteks. Enamik aktiivseid keskusi on aatomid ja radikaalid, mis on kõige reageerivamad. Kuid selle tulemusena on nad ka ebastabiilsed, sest võib astuda inaktiivsete saaduste moodustumisega.
Ühe esialgse aktiivse tsentri moodustatud ahela pikkus võib ulatuda mitmesaja tuhande lülini. Ahelreaktsioonide kineetilised seaduspärasused sõltuvad sisuliselt sellest, kui palju aktiivseid keskusi ühes ahela lülis moodustub. Kui algse aktiivkeskuse osalusel tekib selle tulemusena ainult üks aktiivne tsenter, siis nimetatakse sellist ahelreaktsiooni hargnematuks, aga kui ühes ahela lülis tekib kaks või enam aktiivkeskust, siis selline ahel. reaktsiooni nimetatakse hargnenud. Hargnenud ahelreaktsioonide kiirus suureneb nagu laviin, mis on keemiliste oksüdatsioonireaktsioonide isekiirenemise põhjus põlemisel, kuna enamikku neist iseloomustab hargnenud ahelreaktsioonide mehhanism.
Peaaegu igal põlemisreaktsioonil võib samaaegselt olla nii termilise kui ka ahelreaktsiooni mehhanismi märke. Esimeste aktiivsete tsentrite tuumastumine võib olla termilise iseloomuga ja aktiivsete osakeste reaktsioon ahelmehhanismiga viib soojuse vabanemiseni, põleva segu kuumutamiseni ja uute aktiivkeskuste termilise tekkeni.
Iga ahelreaktsioon koosneb ahela algatamise, jätkamise ja ahela lõpetamise elementaarsetest etappidest.
Keti päritolu on endotermiline reaktsioon. Vabade radikaalide moodustumine (nt vabade valentsidega aatomid või aatomirühmad, näiteks 
) lähteainete molekulidest, mis võivad olla monomolekulaarse või bimolekulaarse interaktsiooni tulemusena, samuti mis tahes kõrvaliste mõjude tagajärjel põlevale segule - algatus.
Initsiatsiooni saab läbi viia spetsiaalsete ainete lisamisega - algatajad, moodustades kergesti vabu radikaale (näiteks peroksiide, reaktiivseid gaase 
), ioniseeriva kiirguse toimel, valguse toimel – fotokeemiline initsiatsioon. Näiteks vesiniku koostoime klooriga
tavatingimustes kulgeb see äärmiselt aeglaselt ja tugeva valgustuse korral (päikesevalgus, põlev magneesium) toimub plahvatus.
Reaktsioonidele keti jätk hõlmab ahelreaktsiooni elementaarseid etappe, mis kulgevad vaba valentsuse säilitamisega ja viivad lähteainete kulumiseni ja reaktsiooniproduktide moodustumiseni.
keti päritolu:
ahela hargnemine:
vooluringi katkestus:
homogeenne
heterogeenne
Ahela arenedes, kui aktiivsete keskuste kontsentratsioon muutub piisavalt suureks, on võimalik moodustada selline lüli, milles aktiivne keskus reageerib uut aktiivkeskust genereerimata. Seda nähtust nimetatakse avatud vooluringiks.
keti katkemine võib olla homogeenne või heterogeenne.
Homogeenne ahela lõpetamine on võimalik kas siis, kui radikaalid või aatomid interakteeruvad üksteisega, moodustades stabiilseid tooteid, või kui aktiivne tsenter reageerib põhiprotsessile võõra molekuliga, tekitamata uusi aktiivtsentreid.
Heterogeenne ahela lõpetamine toimub anuma seintel, kus toimub põlemisreaktsioon, või gaasifaasis olevate tahkete mikroosakeste pinnal, mis mõnikord on spetsiaalselt sisestatud (näiteks pulbritega kustutamisel). Heterogeense ahela lõpetamise mehhanism on seotud aktiivsete tsentrite adsorptsiooniga tahkete osakeste või materjalide pinnal. Heterogeense ahela lõpetamise kiirus sõltub tugevalt seinte pindala ja anuma mahu suhtest, kus põlemine toimub. Seega vähendab anuma läbimõõdu vähenemine oluliselt põlemisreaktsiooni kiirust kuni selle täieliku seiskumiseni. Sellest lähtub tulepüüdjate loomine.
Hargnenud ahelreaktsiooni näide on vesiniku põlemine hapnikus.
keti päritolu:
ahela hargnemine:
vooluringi katkestus:
homogeenne
Põlemine- keeruline füüsikaline ja keemiline protsess, mis põhineb redoks-tüüpi keemilistel reaktsioonidel, mis viib valentselektronide ümberjaotumiseni interakteeruvate molekulide aatomite vahel.
Põlemisreaktsioonide näited
metaan: CH4 + 2O2 \u003d CO2 + 2H2O;
atsetüleen: C2H2 + 2,5O2 \u003d 2CO2 + H2O;
naatrium: 2Na + Cl2 \u003d 2NaCl;
vesinik: H2 + Cl2 \u003d 2HCl, 2H2 + O2 = 2H2O;
TNT: C6H2(NO2)3CH3 \u003d 2,5H2O + 3,5CO + 3,5C + 1,5N 2.
Oksüdatsiooni olemus on valentselektronide loovutamine oksüdeeriva aine poolt oksüdeerijale, mis elektrone vastu võttes redutseeritakse, redutseerimise olemus on elektronide lisamine redutseeriva aine poolt redutseerijale, mis elektronide loovutamisega. , on oksüdeerunud. Elektronide ülekande tulemusena muutub aatomi välise (valents)elektroonilise taseme struktuur. Seejärel läheb iga aatom antud tingimustel kõige stabiilsemasse olekusse.
Keemilistes protsessides saavad elektronid täielikult üle minna ühe aine (elemendi) aatomite elektronkihilt teise aine aatomite kesta.
Niisiis loovutavad naatriumi aatomid metallilise naatriumi põlemisel klooris igaüks ühe elektroni klooriaatomitele. Sel juhul ilmub naatriumi aatomi välisele elektroonilisele tasemele kaheksa elektroni (stabiilne struktuur) ja aatom, olles kaotanud ühe elektroni, muutub positiivselt laetud iooniks. Klooriaatomil, mis võttis vastu ühe elektroni, täitub välimine tasand kaheksa elektroniga ja aatom muutub negatiivselt laetud iooniks. Coulombi elektrostaatiliste jõudude toimel lähenevad vastaslaenguga ioonid üksteisele ja moodustub naatriumkloriidi molekul (ioonside):
2Mg + O 2 = 2Mg 2+ O 2–.
Seega kaasneb magneesiumi põlemisega (oksüdatsiooniga) selle elektronide üleminek hapnikuks. Teistes protsessides tulevad kahe erineva aatomi väliskesta elektronid justkui tavakasutusse, tõmmates sellega kokku molekulide aatomeid ( kovalentne või tuumaenergiaühendus):
.
Ja lõpuks, üks aatom võib annetada oma elektronide paari (molekulaarne side):
.
Järeldused kaasaegse oksüdatsiooni-redutseerimise teooria sätetest:
1. Oksüdatsiooni olemus on elektronide kadu oksüdeeriva aine aatomite või ioonide poolt ning redutseerimise olemus on elektronide lisamine redutseeriva aine aatomitele või ioonidele. Protsessi, mille käigus aine kaotab elektrone, nimetatakse oksüdatsioon ja elektronide lisamine taastumine.
2. Ühegi aine oksüdeerumine ei saa toimuda ilma teise aine samaaegse redutseerimiseta. Näiteks magneesiumi põletamisel hapnikus või õhus magneesium oksüdeerub ja samal ajal hapnik redutseerub. Täieliku põlemise korral tekivad produktid, mis ei ole võimelised edasi põlema (CO 2, H 2 O, HCl jne), mittetäieliku põlemise korral on saadud tooted võimelised edasi põlema (CO, H 2 S, HCN, NH 3 , aldehüüdid jne. d.). Skeem: alkohol - aldehüüd - hape.
Peaaegu iga päev peame kõik toime tulema selle või selle põlemisprotsessi ilminguga. Meie artiklis tahame üksikasjalikumalt rääkida, milliseid funktsioone see protsess teaduslikust seisukohast sisaldab.
See on tuleprotsessi põhikomponent. Tulekahju saab alguse põlemise algusest, selle arengu intensiivsus on tavaliselt tule läbitud tee ehk põlemiskiirus ja kustutamine lõpeb põlemise katkemisega.
Põlemise all mõistetakse tavaliselt eksotermilist reaktsiooni kütuse ja oksüdeeriva aine vahel, millega kaasneb vähemalt üks kolmest järgmisest tegurist: leek, hõõgumine, suitsu teke. Põlemisprotsessi keerukuse tõttu ei ole see määratlus ammendav. See ei võta arvesse selliseid olulisi põlemisomadusi nagu aluseks oleva eksotermilise reaktsiooni kiire vool, selle isemajandav iseloom ja protsessi võime põleva segu kaudu ise levida.
Aeglase eksotermilise redoksreaktsiooni (raua korrosioon, mädanemine) ja põlemise erinevus seisneb selles, et viimane kulgeb nii kiiresti, et soojus tekib kiiremini kui see hajub. See toob kaasa temperatuuri tõusu reaktsioonitsoonis sadade ja isegi tuhandete kraadide võrra, nähtava kuma ja leegi tekkeni. Tegelikult tekib nii tuline põlemine.Kui soojust eraldub, aga leeki pole, siis seda protsessi nimetatakse hõõgumiseks.Mõlemal protsessil tekivad ainete täieliku või mittetäieliku põlemisega aerosoolid. Väärib märkimist, et mõnede ainete põlemisel pole leeki näha, samuti ei teki suitsu, selliste ainete hulka kuulub vesinik. Põlemise mõiste alla ei kuulu ka liiga kiired reaktsioonid (plahvatuslik muundumine).
Põlemise toimumise vajalik tingimus on põleva aine, oksüdeeriva aine (tulekahju korral mängib oma rolli õhuhapnik) ja süüteallika olemasolu. Otsesüttimiseks peavad olema kriitilised tingimused põleva segu koostise, põleva materjali geomeetria ja temperatuuri, rõhu jms jaoks. Pärast põlemise algust toimib leek ise või reaktsioonitsoon süüteallikana.
Näiteks on metaani võimeline hapniku toimel oksüdeerima soojuse vabanemisega 500-700 K juures metüülalkoholiks ja sipelghappeks. Reaktsiooni jätkumiseks tuleb aga välise kuumutamise tõttu soojust täiendada. See ei ole põlemine. Reaktsioonisegu kuumutamisel temperatuurini üle 1000 K suureneb metaani oksüdatsiooni kiirus nii palju, et eralduvast soojusest piisab reaktsiooni edasiseks jätkumiseks, kaob vajadus soojusvarustuse järele väljastpoolt ja algab põlemine. Seega on tekkinud põlemisreaktsioon võimeline end ise ülal pidama. See on põlemisprotsessi peamine eristav tunnus. Veel üks sellega seotud omadus on leegi, mis on keemilise reaktsiooni tsoon, võime spontaanselt levida läbi põleva keskkonna või põleva materjali kiirusega, mis on määratud reaktsioonisegu olemuse ja koostise ning protsessi tingimustega. . See on tulekahju tekke peamine mehhanism.
Tüüpiline põlemismudel põhineb orgaaniliste ainete või süsiniku oksüdatsioonireaktsioonil atmosfäärihapnikuga. Põlemisega kaasnevad paljud füüsikalised ja keemilised protsessid. Füüsika on soojuse ülekandmine süsteemi. Oksüdatsiooni- ja redutseerimisreaktsioonid on keemia poolelt osa põlemise olemusest. Seega tulenevad põlemise mõistest mitmesugused keemilised muundumised, sealhulgas lähteühendite lagunemine, produktide dissotsiatsioon ja ionisatsioon.
Põleva aine või materjali kombinatsioon oksüdeeriva ainega on põlev keskkond. Põlevainete lagunemise tulemusena süüteallika mõjul tekib gaasi-auru-õhu reaktsioonisegu. Põlevaid segusid, mis koostiselt (kütuse ja oksüdeerija komponentide suhe) vastavad keemilise reaktsiooni võrrandile, nimetatakse stöhhiomeetrilise koostisega segudeks. Need on tulekahju seisukohalt kõige ohtlikumad: süttivad kergemini, põlevad intensiivsemalt, tagades aine täieliku põlemise, mille tulemusena eraldavad maksimaalselt soojust.
Riis. 1. Difusioonleekide kujundid
a - põlemine jugaga, b - mahavalgunud vedeliku põletamine, c - metsarisu põletamine
Põlevmaterjali koguse ja oksüdeerija mahu suhte järgi eristatakse lahjasid ja rikkaid segusid: kehvad segud sisaldavad ohtralt oksüdeerijat, rikkad sisaldavad põlevat materjali. Minimaalne oksüdeeriva aine kogus, mis on vajalik konkreetse põleva aine massiühiku (mahu) täielikuks põlemiseks, määratakse keemilise reaktsiooni võrrandiga. Hapniku osalusel põletamisel jääb enamiku põlevate ainete jaoks vajalik (eri)õhukulu vahemikku 4-15 m 3 /kg. Ainete ja materjalide põletamine on võimalik ainult siis, kui nende aurude või gaasiliste toodete sisaldus õhus, samuti hapniku kontsentratsioonil, mis ei ole väiksem kui etteantud piir.
Nii et papi ja puuvilla puhul toimub isekustuvus juba 14 mahu juures. % hapnikku ja polüestervill – 16 mahu juures. %. Põlemisprotsessis, nagu ka teistes keemilistes protsessides, on kohustuslikud kaks etappi: molekulaarse kontakti loomine reagentide vahel ja kütusemolekulide koostoime oksüdeerijaga reaktsioonisaaduste moodustamiseks. Kui algreaktiivide konversioonikiirus määratakse difusiooniprotsessidega, s.o. ülekandekiirus (põlevgaaside ja hapniku aurud kanduvad kontsentratsioonigradiendi toimel reaktsioonitsooni vastavalt Ficki difusiooniseadustele), siis nimetatakse seda põlemisrežiimi difusiooniks. Joonisel fig. 1 kujutab difusioonleegi erinevaid vorme. Difusioonirežiimis on põlemistsoon hägune ja selles moodustub märkimisväärne kogus mittetäieliku põlemisprodukte. Kui põlemiskiirus sõltub ainult keemilise reaktsiooni kiirusest, mis on palju suurem difusioonikiirusest, siis nimetatakse põlemisrežiimi kineetiliseks. Seda iseloomustavad suuremad kiirused ja põlemise täielikkus ning sellest tulenevalt kõrge soojuseraldus ja leegi temperatuur. See režiim toimub kütuse ja oksüdeerija eelsegatud segudes. Seega, kui keemilise reaktsiooni tsoonis olevad reaktiivid on samas (tavaliselt gaasi) faasis, siis sellist põlemist nimetatakse homogeenseks, kui kütus ja oksüdeerija on reaktsioonitsoonis erinevates faasides, siis heterogeenseks. Homogeenne on mitte ainult gaaside, vaid ka enamiku tahkete ainete põlemine. Seda seletatakse asjaoluga, et reaktsioonitsoonis ei põle mitte materjalid ise, vaid nende aurud ja gaasilised lagunemissaadused. Leegi olemasolu on homogeense põlemise tunnus.
Heterogeense põlemise näideteks on süsiniku, puidu süsinikusisaldusega jääkide, mittelenduvate metallide põletamine, mis püsivad ka kõrgetel temperatuuridel tahkes olekus. Keemiline põlemisreaktsioon toimub sel juhul liideses (tahke ja gaasiline). Pange tähele, et põlemisproduktideks võivad olla mitte ainult oksiidid, vaid ka fluoriidid, kloriidid, nitriidid, sulfiidid, karbiidid jne.
Põlemisprotsessi omadused on erinevad. Need võib jagada järgmistesse rühmadesse: leegi kuju, suurus ja struktuur; leegi temperatuur, selle kiirgusvõime; soojuse eraldumine ja põlemissoojus; põlemiskiirus ja säästva põlemise kontsentratsioonipiirid jne.
Kõik teavad, et põlemisel tekib kuma, mis põlemisproduktiga kaasneb.
Mõelge kahele süsteemile:
- gaasiline süsteem
- kondenseeritud süsteem
Esimesel juhul, kui toimub põlemine, toimub kogu protsess leegis, teisel juhul aga osa reaktsioonidest materjalis endas või selle pinnal. Nagu eespool mainitud, on gaase, mis võivad põleda ilma leegita, kuid tahkeid aineid silmas pidades on ka metallirühmi, mis on samuti võimelised põlema ilma leeki tekitamata.
Leegi maksimaalse väärtusega osa, kus toimuvad intensiivsed transformatsioonid, nimetatakse leegifrondiks.
Soojusvahetusprotsessid ja aktiivsete osakeste difusioon põlemistsoonist, mis on võtmemehhanismid leegifrondi liikumisel läbi põleva segu.
Leegi levimiskiirus jaguneb tavaliselt järgmisteks osadeks:
- deflagratsioon (tavaline), voolab allahelikiirusel (0,05-50 m/s)
- detonatsioon, kui kiirused ulatuvad 500-3000 m/s.
Riis. 2. Laminaarne difusioonileek
Sõltuvalt leegi tekitava gaasivoolu kiiruse iseloomust eristatakse laminaarset ja turbulentset leeki. Laminaarses leegis toimub gaaside liikumine erinevates kihtides, kõik soojus- ja massiülekande protsessid toimuvad molekulaarse difusiooni ja konvektsiooni kaudu. Turbulentsetes leekides toimuvad soojus- ja massiülekande protsessid peamiselt makroskoopilise keerise liikumise tõttu. Laminaarse difusioonileegi näide on küünlaleek (joonis 2). Igal leegil, mis on kõrgem kui 30 cm, on juba juhuslik gaasiline mehaaniline ebastabiilsus, mis väljendub nähtavates suitsu ja leegi keeristes.
Riis. 3. Üleminek laminaarselt voolult turbulentsele
Väga ilmekas näide üleminekust laminaarselt voolult turbulentsele on sigaretisuitsu piisk (joonis 3), mis tõustes umbes 30 cm kõrgusele omandab turbulentsi.
Tulekahju ajal on leegid hajusalt turbulentsed. Turbulentsi esinemine leegis suurendab soojusülekannet ja segunemine mõjutab keemilisi protsesse. Turbulentses leegis on ka põlemiskiirus suurem. See nähtus raskendab väikesemahuliste leekide käitumise ülekandmist suure sügavuse ja kõrgusega leekidele.
Eksperimentaalselt on tõestatud, et ainete põlemistemperatuur õhus on palju madalam kui põlemistemperatuur atmosfäärihapniku keskkonnas.
Õhus kõigub temperatuur 650–3100 °C ja hapnikus tõuseb temperatuur 500–800 °C.
Teema : Keemiliste reaktsioonide tüübid. põlemisreaktsioonid.
Eesmärgid: Soodustada koolinoorte keemia- ja eluohutushuvi teket, paljastada interdistsiplinaarseid seoseid, korrata keemiliste reaktsioonide liike, parandada kooliõpilaste õpioskusi keemiliste võrrandite koostamisel, omandada tulekustutiga töötamise oskusi, tutvuda tulekahju ennetusmeetmetega, soodustada võrdlemise ja üldistamise, kiire ja arusaadava mõtte sõnastamise ja väljendamise oskuste kujunemist, teadmiste praktikas rakendamist.
Seadmed ja reaktiivid : esitlus tunniks, portselanist tass, piiritus, papp, tikud, õhk-vaht- ja süsihappegaaskustutid.
Tundide ajal:
Keemia õpetaja: Põlemine on esimene inimesele teadaolev keemiline reaktsioon. Tuli... Kas on võimalik ette kujutada meie olemasolu ilma tuleta? Ta sisenes meie ellu, sai sellest lahutamatuks. Aga kaugeltki alati , piiludes tantsivasse leegikeelde, mõtleme, kui suurt rolli mängis tuli inimese saatuses. Ilma tuleta ei saa inimene süüa ega terast valmistada, ilma selleta on transport võimatu. Ilma tuleta ei saaks inimene ilmselt inimeseks ... "Alles hõõrdumise abil tuld tegema õppinud, sundisid inimesed esimest korda end teenima mõne anorgaanilise loodusjõu," kirjutas F. Engels.
Põlemisprotsessi olemus jäi pikka aega looduse saladuseks. Alles kaks sajandit tagasi jõuti lõpuks põlemise saladustesse. Ja kõikvõimas keemia sai sellega hakkama. Enne seda arvati ekslikult, et mis tahes põlev aine sisaldab spetsiaalset "tulist ainet", omamoodi müütilist ainet - flogistooni, mis põlemisel vabaneb ainest ja imendub õhku. Seega peeti põlemist lagunemisreaktsiooniks.
Tegelikult on tuli märk sellisest protsessist, mille käigus põlevad ained interakteeruvad hapnikuga, eraldades suurel hulgal soojust ja valgust. Seda keemilist protsessi nimetatakse põlemiseks.
Harjutus: Kirjutage vastastikmõju ja hapniku võrrandid: liitium, väävel, süsinik, fosfor.
Üks õpilane täidab tahvlil ülesandeid. Ülejäänud on vihikutes.
Õpetaja:
Õpilane: Need on liitreaktsioonid. Vastavalt soojusefektile, eksotermiline, läheb koos soojuse vabanemisega. Põlemisreaktsiooni saadused on oksiidid. Oksiidid on kahekomponentsed ühendid, mis sisaldavad hapnikku oksüdatsiooniastmega -2.
Õpetaja: Millised tingimused peavad olema täidetud, et põlemisreaktsioon toimuks?
Õpilane: Aine süttimiseks peavad olema täidetud kaks tingimust: 1) aine süttimistemperatuur on saavutatud ja 2) hapniku juurdepääs.
Õpetaja tegemise kogemus:
Kogemus 1. Alkoholi põletamine. Valage portselanist tassi veidi alkoholi, pange see põlema ja katke tass tihedalt papilehega.
Õpetaja:: Miks leek kustub, aga paber ei sütti?
Õpilane: Leek kustub, kuna hapnikule ei pääse, paber ei sütti. süttimistemperatuuri pole saavutatud.
Õpetaja: Millised on põlemisprotsessi peatamise tingimused?
Mis tüüpi need reaktsioonid on? Mis on need termilised reaktsioonid? Millisesse ainete klassi nende reaktsioonide produktid kuuluvad? Milliseid aineid nimetatakse oksiidideks?
Õpilane: Põlemisprotsessi peatamiseks tuleks aine kas jahutada alla süttimistemperatuuri või peatada hapniku juurdepääs sellele.
Harjutus: Lisage keemiliste reaktsioonide võrrandid: esitlusslaidi number
+ О2 → CuO
Mg + … → MgO
… + O2 → CO2
CuS + … → SO2 + …
Üks õpilane kirjutab tahvlile, ülejäänud vihikusse, seejärel viib läbi enesekontrolli.
OB õpetaja: Ainete põlemistingimuste tundmine on inimesele vajalik tulekahju kustutamiseks. Tulekahju põhjuseks on paljud tegurid, eelkõige aga paljude inimeste keemiline kirjaoskamatus, lubamatu hooletus õppe-, majapidamis- ja tootmistoimingute sooritamisel, ainete ja energiaallikate käitlemise tingimuste rikkumine. Mis on tulekahju?
Tulekahju- see on kontrollimatu, kiiresti voolav keemiline protsess kõrgel temperatuuril, millega kaasneb suure hulga soojuse eraldumine, mis hävitab materiaalseid väärtusi ja seab ohtu inimeste elud. Reeglina tekib tulekahju tuleohutusmeetmete eiramise ja tuleohutusreeglite rikkumise tõttu.
Veega tulekahju kustutamisel luuakse kaks tingimust: vesi jahutab kuumi esemeid ja selle aurud raskendavad hapniku jõudmist nendeni. Lisaks kasutatakse õhu juurdepääsu peatamiseks sageli liiva, vingugaasi (IV), mida saadakse tulekustutites, ja lõhkeaineid (plahvatuse käigus tekib suhteline vaakum ja põlemine seiskub). Seda tehnikat kasutatakse tulekahjude kustutamiseks õli ja selle saaduste põlemisel.
Tulekahju saab kustutada:
Põleva eseme jahutamine;
Õhu juurdepääsu lõpetamine põlemisallikale;
Põlevate ainete ja esemete eemaldamine võimalikest tule leviku viisidest
Õpilane: Tulekahju kustutamiseks kasutatakse vett, vahtu, süsihappegaasi, lund, mulda, liiva ja muid puisteid mittesüttivaid materjale. Vesi on tõhus kustutusaine, mis on kergesti kättesaadav, odav ja kahjutu. Sellel on tugev jahutav toime, alandades järsult põleva keha temperatuuri. Vesi on aga ebaefektiivne põlevate orgaaniliste vedelike nagu bensiin, petrooleum, benseen, õli kustutamisel, mis on veest kergemad ega segune sellega. Ärge kasutage põletatud gaasi kustutamiseks vett. Vesi ei sobi ka tulekahju kustutamiseks pingestatud elektripaigaldiste juuresolekul. Vee kasutamine tulekahjude kustutamiseks on sel juhul eluohtlik, kuna vesi on elektrit juhtiv. Põlevad vedelikud võib katta liivaga. See välistab hapniku juurdepääsu ja kõrvaldab leegi. Tõhusam tulekustutusaine on sooda (naatriumkarbonaat ja vesinikkarbonaat). See laguneb kõrgel temperatuuril, neelates soojust ja vabastades süsinikdioksiidi, ümbritsedes põleva objekti.
Vedelkütuste, määrdeõlide ja torustikest ja balloonidest lenduvate gaaside tulekahju saab peatada, kui visata selga tulekindel mantel või raske tekk.
Harjutus: Milliseid tulekustutusvahendeid tuleks kasutada järgmistel juhtudel: a) süttinud riided inimesel; b) bensiin süüdatud; c) puidulaos oli tulekahju; d) kas õli süttis veepinnal põlema?
Keemia õpetaja: Erilist tähelepanu tuleks pöörata tulekustutustehnikatele, mis võivad keemiaruumis ette tulla. Põlevalkohol ja atsetoon lastakse veega kustutada, kuna need lahustuvad selles hästi.
Piirituslamp eemaldatakse pärast kasutamist alles pärast leegi kustutamist ja jahtumist.
Tulekahju korral tuleks riided võimalikult kiiresti seljast võtta, tihedalt kokku rullida, leek kustutada liiva või veega. Pidage meeles, et kui teie riided süttivad, ärge jookske ega tehke järske liigutusi. Jooksmisel ja äkiliste liikumiste korral suureneb õhu juurdepääs ja see suurendab põlemisprotsessi. Kui süttinud riietust pole võimalik eemaldada, tuleb inimene tihedalt keebi sisse mähkida, veega üle valada või kasutada tulekustutit.
Tulekustutid võivad olla õhk-vaht ja süsinikdioksiid.
OB õpetaja: Mõelge sooda tulekustuti seadmele ja tööpõhimõttele
Tulekahju kustutamiseks kasutatakse spetsiaalset aparaati - tulekustutit. Soodakustuti koosneb sooda lahusega täidetud paagist, vesinikkloriidhappega täidetud kapslist ja kellast, mille abil suunatakse tulle tugev süsihappegaasi vool. Tulekustuti tööle panemiseks on vaja kapsel lõhkuda, paagi sisu veidi loksutada ja juhtida süsihappegaasi vool põlemistsooni.
OBJ õpetaja: Kuidas tulekustutit kasutada?
Õpilane: Käivituskäepide on vaja tõsta üles ja liigutada ettepoole, keerates seda algsest asendist 180 0 ja seejärel keerata tulekustuti.
Aktiveeritud tulekustutites toimub keemiline reaktsioon, mille tulemusena paiskub august välja 6-8 m pikkune vahujuga, mis tuleb suunata tulle. Tulekustutite toimeaeg ca 1 min. Samal ajal paiskub välja ligi 40 liitrit vahtu.
Tulekustutite demonstreerimine ja nendega töö arendamine
Peegeldus:
Vasta küsimustele:
Millised on põlemise tagajärjed? (Põlemisega kaasnevad nii füüsikalised kui keemilised nähtused: soojuse eraldumine ja ülekanne, oksüdatsiooni keemiline reaktsioon, põlemisproduktide eraldumine ja nende jaotumine keskkonnas).
Kuidas muutub ainete agregatsiooni olek põlemisel? (Tahked ained muutuvad põlemisel vedelateks ja gaasilisteks aineteks).
Mida nimetatakse suitsuks? (Suits on gaasiliste ja tahkete põlemisproduktide segu)
Millised suitsukomponendid on mürgised, s.t. inimkehale kahjulikud omadused? (Vingugaas (II ), fosforoksiid (V ), formaldehüüd, lämmastikoksiidid, vesiniksulfiid, vesinikkloriid, fosgeen, vesiniktsüaniidhappe aurud)
Miks on suur suitsutihedus inimesele ohtlik? (Suitsu koostises sisalduvate põlemissaaduste kõrge kontsentratsioon alandab hapniku protsenti. Kui hapnikusisaldus õhus on 14-16%, tekib hapnikunälg, 9% hapnikku on eluohtlik).
Miks vesi tulekahju kustutab? ( Suure soojusmahtuvusega vesi suudab põlemisel vabanevat soojust intensiivselt neelata. Vee võimet leeki kustutada suurendab veelgi asjaolu, et kuumutamisel auruks muutudes lahjendab vesi põlemisel reageerivaid aineid).
Milliseid aineid või materjale te teate, mis loovad tingimused põlemise katkemiseks? (Soolade, vahu, liiva, räbustide, talki, kriidi, veeauru, süsinikdioksiidi, lämmastiku jne vesilahused)
Kodutöö: Arvutage raua mass ja hapniku maht (N.O.), mis tuleb võtta 0,3 mol raudoksiidi saamiseks (III).
Tunni kokkuvõtteid tehes tänab õpetaja lapsi aktiivse osalemise eest, eksponeerib ja kommenteerib õpilaste hindeid.
Laadimine...
