દહન રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા. રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓના પ્રકાર

લગભગ દરરોજ આપણે બધાએ દહન પ્રક્રિયાના એક અથવા બીજા અભિવ્યક્તિનો સામનો કરવો પડે છે. અમારા લેખમાં અમે વધુ વિગતવાર જણાવવા માંગીએ છીએ કે આ પ્રક્રિયામાં વૈજ્ઞાનિક દૃષ્ટિકોણથી કઈ વિશેષતાઓ શામેલ છે.

તે આગ પ્રક્રિયાનો મુખ્ય ઘટક છે. અગ્નિ દહનની ઘટના સાથે શરૂ થાય છે, તેની વિકાસની તીવ્રતા સામાન્ય રીતે આગ દ્વારા પ્રવાસ કરવામાં આવેલ માર્ગ છે, એટલે કે, બર્નિંગ રેટ, અને દહનના સમાપ્તિ સાથે ઓલવવાનું સમાપ્ત થાય છે.

દહનને સામાન્ય રીતે બળતણ અને ઓક્સિડાઇઝર વચ્ચેની એક્ઝોથર્મિક પ્રતિક્રિયા તરીકે સમજવામાં આવે છે, જેમાં નીચેના ત્રણ પરિબળોમાંથી ઓછામાં ઓછું એક હોય છે: જ્યોત, ચમક, ધુમાડાની રચના. દહન પ્રક્રિયાની જટિલતાને લીધે, આ વ્યાખ્યા સંપૂર્ણ નથી. તે અંતર્ગત એક્ઝોથર્મિક પ્રતિક્રિયાની ઝડપી ઘટના, તેની સ્વ-ટકાઉ પ્રકૃતિ અને જ્વલનશીલ મિશ્રણ દ્વારા સ્વ-પ્રચાર કરવાની પ્રક્રિયાની ક્ષમતા જેવી દહનની મહત્વપૂર્ણ લાક્ષણિકતાઓને ધ્યાનમાં લેતી નથી.

ધીમી એક્ઝોથર્મિક રેડોક્સ પ્રતિક્રિયા (આયર્ન કાટ, સડો) અને કમ્બશન વચ્ચેનો તફાવત એ છે કે બાદમાં એટલી ઝડપથી થાય છે કે તે વિખેરાઈ જવા કરતાં વધુ ઝડપથી ગરમી ઉત્પન્ન થાય છે. આનાથી પ્રતિક્રિયા ઝોનમાં તાપમાનમાં સેંકડો અને હજારો ડિગ્રીનો વધારો, દૃશ્યમાન ગ્લો અને જ્યોતની રચના તરફ દોરી જાય છે. સારમાં, આ રીતે જ્વલનશીલ દહન રચાય છે જો ઉષ્મા બહાર આવે છે પરંતુ કોઈ જ્યોત નથી, તો આ પ્રક્રિયાને સ્મોલ્ડરિંગ કહેવામાં આવે છે, બંને પ્રક્રિયાઓમાં, પદાર્થોના સંપૂર્ણ અથવા અપૂર્ણ દહન થાય છે. તે નોંધવું યોગ્ય છે કે જ્યારે કેટલાક પદાર્થો બળે છે, ત્યારે જ્યોત દેખાતી નથી, અને આવા પદાર્થોમાં હાઇડ્રોજનનો સમાવેશ થતો નથી; ખૂબ ઝડપી પ્રતિક્રિયાઓ (વિસ્ફોટક રૂપાંતર) પણ દહનની વિભાવનામાં શામેલ નથી.

જ્વલનશીલ પદાર્થ, ઓક્સિડાઇઝર (અગ્નિમાં, તેની ભૂમિકા હવામાં ઓક્સિજન દ્વારા ભજવવામાં આવે છે) અને ઇગ્નીશન સ્ત્રોતની હાજરી દહન માટે જરૂરી સ્થિતિ છે. સીધું કમ્બશન થાય તે માટે, જ્વલનશીલ મિશ્રણની રચના, જ્વલનશીલ સામગ્રીની ભૂમિતિ અને તાપમાન, દબાણ વગેરેના સંદર્ભમાં જટિલ પરિસ્થિતિઓ અસ્તિત્વમાં હોવી જોઈએ. દહન થાય તે પછી, જ્યોત પોતે અથવા પ્રતિક્રિયા ક્ષેત્ર ઇગ્નીશન સ્ત્રોત તરીકે કાર્ય કરે છે.

ઉદાહરણ તરીકે, મિથેનને 500-700 K પર મિથાઈલ આલ્કોહોલ અને ફોર્મિક એસિડમાં ગરમી છોડવા સાથે ઓક્સિજન દ્વારા ઓક્સિડાઇઝ કરી શકાય છે. જો કે, પ્રતિક્રિયા ચાલુ રાખવા માટે, બાહ્ય ગરમીને કારણે ગરમી ફરી ભરવી જરૂરી છે. આ દહન નથી. જ્યારે પ્રતિક્રિયા મિશ્રણને 1000 K કરતા વધુ તાપમાને ગરમ કરવામાં આવે છે, ત્યારે મિથેન ઓક્સિડેશનનો દર એટલો વધી જાય છે કે બહાર નીકળેલી ગરમી પ્રતિક્રિયાને આગળ ચાલુ રાખવા માટે પૂરતી બને છે, બાહ્ય ગરમીના પુરવઠાની જરૂરિયાત અદૃશ્ય થઈ જાય છે, અને કમ્બશન શરૂ થાય છે. આમ, કમ્બશન પ્રતિક્રિયા, એકવાર તે થાય છે, તે પોતાને ટેકો આપવા સક્ષમ છે. આ કમ્બશન પ્રક્રિયાની મુખ્ય વિશિષ્ટ વિશેષતા છે. અન્ય સંબંધિત વિશેષતા એ જ્યોતની ક્ષમતા છે, જે રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા ક્ષેત્ર છે, પ્રતિક્રિયા મિશ્રણની પ્રકૃતિ અને રચના તેમજ પ્રક્રિયાની પરિસ્થિતિઓ દ્વારા નિર્ધારિત ગતિએ જ્વલનશીલ માધ્યમ અથવા જ્વલનશીલ સામગ્રી દ્વારા સ્વયંભૂ ફેલાવવાની ક્ષમતા છે. આગના વિકાસની આ મુખ્ય પદ્ધતિ છે.

એક લાક્ષણિક કમ્બશન મોડલ વાતાવરણીય ઓક્સિજન સાથે કાર્બનિક પદાર્થો અથવા કાર્બનની ઓક્સિડેશન પ્રતિક્રિયા પર આધારિત છે. ઘણી ભૌતિક અને રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓ દહન સાથે હોય છે. ભૌતિકશાસ્ત્ર એ સિસ્ટમમાં ગરમીના સ્થાનાંતરણ વિશે છે. ઓક્સિડેશન અને ઘટાડાની પ્રતિક્રિયાઓ કમ્બશનની પ્રકૃતિનો રાસાયણિક ઘટક છે. આથી, કમ્બશનની વિભાવનાથી, વિવિધ રાસાયણિક પરિવર્તનો ઉદ્ભવે છે, જેમાં પ્રારંભિક સંયોજનોનું વિઘટન, વિયોજન અને ઉત્પાદનોના આયનીકરણનો સમાવેશ થાય છે.

ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ સાથે જ્વલનશીલ પદાર્થ અથવા સામગ્રીનું મિશ્રણ જ્વલનશીલ માધ્યમ બનાવે છે. ઇગ્નીશન સ્ત્રોતના પ્રભાવ હેઠળ જ્વલનશીલ પદાર્થોના વિઘટનના પરિણામે, ગેસ-બાષ્પ-હવા પ્રતિક્રિયા મિશ્રણ રચાય છે. જ્વલનશીલ મિશ્રણ, જે રચનામાં (બળતણ અને ઓક્સિડાઇઝર ઘટકોનો ગુણોત્તર) રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાના સમીકરણને અનુરૂપ હોય છે, તેને સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક રચનાના મિશ્રણ કહેવામાં આવે છે. તેઓ આગની દ્રષ્ટિએ સૌથી ખતરનાક છે: તેઓ વધુ સરળતાથી સળગાવે છે, વધુ તીવ્રતાથી બળે છે, પદાર્થના સંપૂર્ણ દહનને સુનિશ્ચિત કરે છે, પરિણામે તેઓ મહત્તમ માત્રામાં ગરમી છોડે છે.

ચોખા. 1. પ્રસરણ જ્યોતના આકારો

a – જેટ સ્ટ્રીમને બાળી નાખવું, b – વહેતા પ્રવાહીને બાળી નાખવું, c – જંગલના કચરાને બાળી નાખવું

જ્વલનશીલ સામગ્રીની માત્રા અને ઓક્સિડાઇઝરના જથ્થાના ગુણોત્તરના આધારે, દુર્બળ અને સમૃદ્ધ મિશ્રણને અલગ પાડવામાં આવે છે: નબળા મિશ્રણમાં વિપુલ પ્રમાણમાં ઓક્સિડાઇઝર હોય છે, સમૃદ્ધ મિશ્રણમાં વિપુલ પ્રમાણમાં જ્વલનશીલ સામગ્રી હોય છે. ચોક્કસ જ્વલનશીલ પદાર્થના દળ (વોલ્યુમ)ના એકમના સંપૂર્ણ દહન માટે જરૂરી ઓક્સિડાઇઝરની ન્યૂનતમ રકમ રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાના સમીકરણ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. ઓક્સિજનની સહભાગિતા સાથે બળતી વખતે, મોટાભાગના જ્વલનશીલ પદાર્થો માટે જરૂરી (ચોક્કસ) હવાનો પ્રવાહ દર 4-15 m 3/kg ની રેન્જમાં હોય છે. પદાર્થો અને સામગ્રીઓનું દહન ત્યારે જ શક્ય છે જ્યારે હવામાં તેમની વરાળ અથવા વાયુયુક્ત ઉત્પાદનોની ચોક્કસ સામગ્રી હોય, તેમજ જ્યારે ઓક્સિજનની સાંદ્રતા નિર્દિષ્ટ મર્યાદા કરતા ઓછી ન હોય.

તેથી, કાર્ડબોર્ડ અને કપાસ માટે, 14 વોલ્યુમ પર પહેલેથી જ સ્વયં-ઓલવવું થાય છે. % ઓક્સિજન, અને પોલિએસ્ટર ઊન - 16 વોલ્યુમ પર. %. કમ્બશન પ્રક્રિયામાં, અન્ય રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓની જેમ, બે તબક્કાઓ જરૂરી છે: રીએજન્ટ્સ વચ્ચેના પરમાણુ સંપર્કની રચના અને પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદનો બનાવવા માટે ઓક્સિડાઇઝર સાથે બળતણના અણુઓની ખૂબ જ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા. જો પ્રારંભિક રીએજન્ટ્સના પરિવર્તનનો દર પ્રસરણ પ્રક્રિયાઓ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, એટલે કે. ટ્રાન્સફર રેટ (ફિકના પ્રસારના નિયમો અનુસાર એકાગ્રતા ઢાળને કારણે જ્વલનશીલ વાયુઓ અને ઓક્સિજનના વરાળને પ્રતિક્રિયા ઝોનમાં સ્થાનાંતરિત કરવામાં આવે છે), પછી આ કમ્બશન મોડને પ્રસરણ કહેવામાં આવે છે. ફિગ માં. 1 પ્રસરણ જ્યોતના વિવિધ સ્વરૂપો દર્શાવે છે. પ્રસરણ મોડમાં, કમ્બશન ઝોન અસ્પષ્ટ છે, અને તેમાં નોંધપાત્ર પ્રમાણમાં અપૂર્ણ દહન ઉત્પાદનો રચાય છે. જો દહન દર માત્ર રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાના દર પર આધાર રાખે છે, જે પ્રસરણ દર કરતા નોંધપાત્ર રીતે વધારે છે, તો પછી કમ્બશન મોડને ગતિ કહેવામાં આવે છે. તે ઉચ્ચ કમ્બશન દર અને સંપૂર્ણતા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે અને પરિણામે, ઉચ્ચ ગરમી પ્રકાશન દર અને જ્યોત તાપમાન. આ શાસન બળતણ અને ઓક્સિડાઇઝરના પૂર્વ-મિશ્રિત મિશ્રણોમાં થાય છે. આથી, જો રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા ઝોનમાં રીએજન્ટ્સ સમાન (સામાન્ય રીતે ગેસ) તબક્કામાં હોય, તો આવા દહનને સજાતીય કહેવામાં આવે છે જ્યારે બળતણ અને ઓક્સિડાઇઝર પ્રતિક્રિયા ઝોનમાં વિવિધ તબક્કામાં હોય છે, તેને વિજાતીય કહેવામાં આવે છે. વાયુઓનું દહન માત્ર સજાતીય નથી, પણ મોટા ભાગના ઘન પદાર્થોનું પણ છે. આ એ હકીકત દ્વારા સમજાવવામાં આવ્યું છે કે પ્રતિક્રિયા ઝોનમાં તે પોતે બળી રહેલ સામગ્રી નથી, પરંતુ તેમના વરાળ અને વાયુયુક્ત વિઘટન ઉત્પાદનો છે. જ્યોતની હાજરી એ સજાતીય દહનનું લક્ષણ છે.

વિજાતીય કમ્બશનના ઉદાહરણો કાર્બન, કાર્બોનેસીયસ લાકડાના અવશેષો અને બિન-અસ્થિર ધાતુઓનું દહન છે, જે ઊંચા તાપમાને પણ નક્કર સ્થિતિમાં રહે છે. આ કિસ્સામાં રાસાયણિક કમ્બશન પ્રતિક્રિયા તબક્કાઓ (ઘન અને વાયુયુક્ત) વચ્ચેના ઇન્ટરફેસ પર થશે. નોંધ કરો કે દહનના અંતિમ ઉત્પાદનો માત્ર ઓક્સાઇડ જ નહીં, પણ ફ્લોરાઇડ્સ, ક્લોરાઇડ્સ, નાઇટ્રાઇડ્સ, સલ્ફાઇડ્સ, કાર્બાઇડ્સ વગેરે પણ હોઈ શકે છે.

દહન પ્રક્રિયાની લાક્ષણિકતાઓ વિવિધ છે. તેમને નીચેના જૂથોમાં વિભાજિત કરી શકાય છે: જ્યોતનું આકાર, કદ અને માળખું; જ્યોતનું તાપમાન, તેની ઉત્સર્જન; ગરમીનું પ્રકાશન અને કેલરીફિક મૂલ્ય; બર્નિંગ રેટ અને ટકાઉ કમ્બશનની સાંદ્રતા મર્યાદા, વગેરે.

દરેક વ્યક્તિ જાણે છે કે કમ્બશન એક ગ્લો પેદા કરે છે જે કમ્બશન પ્રોડક્ટ સાથે હોય છે.

ચાલો બે સિસ્ટમો ધ્યાનમાં લઈએ:

• ગેસિયસ સિસ્ટમ
• કન્ડેન્સ્ડ સિસ્ટમ

પ્રથમ કિસ્સામાં, જ્યારે દહન થાય છે, ત્યારે સમગ્ર પ્રક્રિયા જ્યોતમાં થાય છે, જ્યારે બીજા કિસ્સામાં, પ્રતિક્રિયાઓનો એક ભાગ સામગ્રી પોતે અથવા તેની સપાટીમાં થાય છે. ઉપર સૂચવ્યા મુજબ, એવા વાયુઓ છે જે જ્યોત વિના બળી શકે છે, પરંતુ જો આપણે ઘન પદાર્થોને ધ્યાનમાં લઈએ, તો એવા ધાતુઓના જૂથો પણ છે જે જ્યોતના દેખાવ વિના બળી શકે છે.

મહત્તમ મૂલ્ય સાથે જ્યોતનો ભાગ, જ્યાં તીવ્ર પરિવર્તન થાય છે, તેને જ્યોતનો આગળનો ભાગ કહેવામાં આવે છે.

કમ્બશન ઝોનમાંથી હીટ વિનિમય પ્રક્રિયાઓ અને સક્રિય કણોનું પ્રસાર, જે જ્વલનશીલ મિશ્રણ દ્વારા જ્યોતની આગળની હિલચાલ માટેની મુખ્ય પદ્ધતિઓ છે.

જ્યોતના પ્રસારની ગતિ સામાન્ય રીતે વિભાજિત થાય છે:

• ડિફ્લેગ્રેશન (સામાન્ય), સબસોનિક ઝડપે થાય છે (0.05-50 m/s)
• વિસ્ફોટ, જ્યારે ઝડપ 500-3000 m/s સુધી પહોંચે છે.

ચોખા. 2. લેમિનર પ્રસરણ જ્યોત

જ્યોત બનાવતા ગેસના પ્રવાહની ગતિની પ્રકૃતિના આધારે, લેમિનાર અને તોફાની જ્વાળાઓને અલગ પાડવામાં આવે છે. લેમિનર જ્યોતમાં, વાયુઓની હિલચાલ વિવિધ સ્તરોમાં થાય છે, ગરમી અને સમૂહ ટ્રાન્સફરની તમામ પ્રક્રિયાઓ પરમાણુ પ્રસરણ અને સંવહન દ્વારા થાય છે. તોફાની જ્વાળાઓમાં, ગરમી અને સામૂહિક સ્થાનાંતરણની પ્રક્રિયાઓ મુખ્યત્વે મેક્રોસ્કોપિક વમળ ગતિને કારણે હાથ ધરવામાં આવે છે. મીણબત્તીની જ્યોત એ લેમિનર પ્રસરણ જ્યોતનું ઉદાહરણ છે (ફિગ. 2). 30 સે.મી.થી વધુની કોઈપણ જ્યોતમાં પહેલેથી જ રેન્ડમ ગેસ યાંત્રિક અસ્થિરતા હશે, જે ધુમાડા અને જ્યોતના દૃશ્યમાન ઘૂમરાતો દ્વારા પ્રગટ થાય છે.

ચોખા. 3. લેમિનારથી તોફાની પ્રવાહમાં સંક્રમણ

અશાંત પ્રવાહમાં લેમિનર પ્રવાહના સંક્રમણનું એક ખૂબ જ સ્પષ્ટ ઉદાહરણ સિગારેટના ધુમાડાનો પ્રવાહ છે (ફિગ. 3), જે લગભગ 30 સે.મી.ની ઊંચાઈએ વધીને, અશાંતિ પ્રાપ્ત કરે છે.

આગ દરમિયાન, જ્વાળાઓ પ્રસરણ તોફાની પાત્ર ધરાવે છે. જ્યોતમાં અશાંતિની હાજરી હીટ ટ્રાન્સફરને વધારે છે, અને મિશ્રણ રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓને અસર કરે છે. તોફાની જ્યોતમાં, બળવાનો દર પણ વધારે છે. આ ઘટના નાના પાયાની જ્વાળાઓના વર્તનને વધુ ઊંડાઈ અને ઊંચાઈ સાથે મોટા પાયે જ્યોતમાં સ્થાનાંતરિત કરવાનું મુશ્કેલ બનાવે છે.

તે પ્રાયોગિક રીતે સાબિત થયું છે કે હવામાં પદાર્થોનું દહન તાપમાન વાતાવરણીય ઓક્સિજન વાતાવરણમાં દહન તાપમાન કરતા ઘણું ઓછું હોય છે.

હવામાં તાપમાન 650 થી 3100 °C સુધી વધઘટ થશે, અને ઓક્સિજનમાં તાપમાન 500-800 °C વધશે.

I. કમ્બશન અને ધીમા ઓક્સિડેશન

કમ્બશન એ પ્રથમ રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા છે જેની સાથે માણસ પરિચિત થયો. અગ્નિ... શું અગ્નિ વિના આપણા અસ્તિત્વની કલ્પના કરવી શક્ય છે? તે આપણા જીવનમાં પ્રવેશ્યો અને તેનાથી અવિભાજ્ય બની ગયો. આગ વિના, વ્યક્તિ ખોરાક અથવા સ્ટીલને રાંધી શકતી નથી, તે વિના પરિવહન અશક્ય છે. અગ્નિ આપણો મિત્ર અને સાથી બની ગયો છે, જે ભવ્ય કાર્યો, સારા કાર્યો અને ભૂતકાળની સ્મૃતિનું પ્રતીક છે.

સિક્ટીવકરમાં ગ્લોરીનું સ્મારક

જ્યોત, અગ્નિ, દહન પ્રતિક્રિયાના અભિવ્યક્તિઓમાંના એક તરીકે, તેનું પોતાનું સ્મારક પ્રતિબિંબ પણ છે. એક આકર્ષક ઉદાહરણ -સિક્ટીવકરમાં ગૌરવનું સ્મારક.

દર ચાર વર્ષે એકવાર, વિશ્વમાં "જીવંત" અગ્નિના સ્થાનાંતરણની સાથે એક ઘટના બને છે. ઓલિમ્પિક્સના સ્થાપકોના આદરના સંકેત તરીકે, ગ્રીસથી અગ્નિ પહોંચાડવામાં આવે છે. પરંપરા અનુસાર, ઉત્કૃષ્ટ રમતવીરોમાંના એક આ મશાલને ઓલિમ્પિકના મુખ્ય મેદાનમાં પહોંચાડે છે.

આગ વિશે પરીકથાઓ અને દંતકથાઓ છે. જૂના દિવસોમાં, લોકો માનતા હતા કે નાની ગરોળી - અગ્નિ આત્માઓ - આગમાં રહે છે. અને એવા લોકો હતા જેઓ અગ્નિને દેવતા માનતા હતા અને તેના માનમાં મંદિરો બાંધતા હતા. સેંકડો વર્ષોથી, આ મંદિરોમાં અગ્નિના દેવને સમર્પિત દીવા બહાર ગયા વિના સળગતા હતા. અગ્નિની પૂજા એ દહન પ્રક્રિયા પ્રત્યે લોકોની અજ્ઞાનતાનું પરિણામ હતું.

ઓલિમ્પિક જ્યોત

એમ.વી. લોમોનોસોવે કહ્યું: "રસાયણશાસ્ત્ર વિના અગ્નિની પ્રકૃતિનો અભ્યાસ કરવો અશક્ય નથી."

દહન - એક ઓક્સિડેશન પ્રતિક્રિયા જે એકદમ ઊંચી ઝડપે થાય છે, ગરમી અને પ્રકાશના પ્રકાશન સાથે.

યોજનાકીય રીતે, આ ઓક્સિડેશન પ્રક્રિયાને નીચે પ્રમાણે વ્યક્ત કરી શકાય છે:

ગરમીના પ્રકાશન સાથે થતી પ્રતિક્રિયાઓને કહેવામાં આવે છે એક્ઝોથર્મિક(ગ્રીકમાંથી "એક્સો" - આઉટ).

દહન દરમિયાન, તીવ્ર ઓક્સિડેશન થાય છે, દહન પ્રક્રિયા દરમિયાન આગ દેખાય છે, તેથી, આવા ઓક્સિડેશન ખૂબ જ ઝડપથી આગળ વધે છે.જો શું પ્રતિક્રિયા દર પૂરતી ઝડપી હશે? વિસ્ફોટ થઈ શકે છે. આ રીતે હવા અથવા ઓક્સિજન સાથે જ્વલનશીલ પદાર્થોનું મિશ્રણ વિસ્ફોટ થાય છે. કમનસીબે, મિથેન, હાઇડ્રોજન, ગેસોલિન વરાળ, ઈથર, લોટ અને ખાંડની ધૂળ વગેરે સાથે હવાના મિશ્રણના વિસ્ફોટના જાણીતા કિસ્સાઓ છે, જે વિનાશ અને જાનહાનિ તરફ દોરી જાય છે.

કમ્બશન થવા માટે તમારે આની જરૂર પડશે:

• જ્વલનશીલ પદાર્થ
• ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ (ઓક્સિજન)
• ગરમી જ્વલનશીલ પદાર્થઇગ્નીશન તાપમાન સુધી

દરેક પદાર્થનું ઇગ્નીશન તાપમાન અલગ છે.

જ્યારે ઈથરને ગરમ વાયર દ્વારા સળગાવી શકાય છે, લાકડાને સળગાવવા માટે, તેને કેટલાક સો ડિગ્રી સુધી ગરમ કરવું આવશ્યક છે. પદાર્થોનું ઇગ્નીશન તાપમાન અલગ છે. સલ્ફર અને લાકડું લગભગ 270 °C પર, કોલસો લગભગ 350 °C પર અને સફેદ ફોસ્ફરસ લગભગ 40 °C પર સળગે છે.

જો કે, તમામ ઓક્સિડેશન પ્રકાશના દેખાવ સાથે હોવું આવશ્યક નથી.

ઓક્સિડેશનના એવા નોંધપાત્ર કિસ્સાઓ છે કે જેને આપણે દહન પ્રક્રિયાઓ કહી શકતા નથી, કારણ કે તે એટલી ધીરે ધીરે થાય છે કે તે આપણી ઇન્દ્રિયો માટે અદ્રશ્ય રહે છે. અમુક ચોક્કસ, ઘણીવાર ખૂબ લાંબો સમય વીતી ગયા પછી જ, અમે ઓક્સિડેશન ઉત્પાદનો શોધી શકીએ છીએ. આ કેસ છે, ઉદાહરણ તરીકે, ધાતુઓના ખૂબ જ ધીમા ઓક્સિડેશન (કાટ) સાથે

અથવા સડો પ્રક્રિયાઓ દરમિયાન.

અલબત્ત, ધીમા ઓક્સિડેશન દરમિયાન ગરમી છોડવામાં આવે છે, પરંતુ આ પ્રકાશન પ્રક્રિયાના સમયગાળાને કારણે ધીમે ધીમે આગળ વધે છે. જો કે, ભલે લાકડાનો ટુકડો ઝડપથી બળી જાય અથવા ઘણા વર્ષોથી હવામાં ધીમા ઓક્સિડેશનમાંથી પસાર થાય, તેનાથી કોઈ ફરક પડતો નથી - બંને કિસ્સાઓમાં સમાન પ્રમાણમાં ગરમી છોડવામાં આવશે.

ધીમા ઓક્સિડેશન ગરમી (ઊર્જા) ના ધીમા પ્રકાશન સાથે ઓક્સિજન સાથે પદાર્થોની ધીમી ક્રિયાપ્રતિક્રિયાની પ્રક્રિયા છે.

પ્રકાશ છોડ્યા વિના ઓક્સિજન સાથે પદાર્થોની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના ઉદાહરણો: ખાતર, પાંદડા સડવું, તેલની તીક્ષ્ણતા, ધાતુઓનું ઓક્સિડેશન (લાંબા સમય સુધી ઉપયોગથી લોખંડની નોઝલ પાતળી અને નાની થઈ જાય છે), એરોબિક જીવોના શ્વસન, એટલે કે, ઓક્સિજનનો શ્વાસ, ગરમીના પ્રકાશન સાથે, કાર્બન ડાયોક્સાઇડની રચના અને પાણી

ચાલો કોષ્ટકમાં આપેલ કમ્બશન અને ધીમી ઓક્સિડેશન પ્રક્રિયાઓની લાક્ષણિકતાઓથી પરિચિત થઈએ.

કમ્બશન અને ધીમી ઓક્સિડેશન પ્રક્રિયાઓની લાક્ષણિકતાઓ

IN નિષ્કર્ષ : કમ્બશન અને ધીમી ઓક્સિડેશન પ્રતિક્રિયાઓ એક્ઝોથર્મિક પ્રતિક્રિયાઓ છે જે આ પ્રક્રિયાઓ થાય છે તે દરમાં અલગ પડે છે.

II. રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસર.

દરેક પદાર્થ ચોક્કસ માત્રામાં ઊર્જાનો સંગ્રહ કરે છે. આપણે નાસ્તા, લંચ અથવા ડિનરમાં પહેલાથી જ પદાર્થોની આ મિલકતનો સામનો કરીએ છીએ, કારણ કે ખોરાક આપણા શરીરને ખોરાકમાં રહેલા વિવિધ રાસાયણિક સંયોજનોની ઊર્જાનો ઉપયોગ કરવાની મંજૂરી આપે છે. શરીરમાં, આ ઉર્જા ચળવળ, કાર્યમાં રૂપાંતરિત થાય છે અને શરીરનું તાપમાન સતત (અને તદ્દન ઊંચું!) જાળવવા માટે વપરાય છે.

કોઈપણ રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા ઊર્જાના પ્રકાશન અથવા શોષણ સાથે હોય છે. મોટેભાગે, ઉર્જા ઉષ્માના રૂપમાં મુક્ત થાય છે અથવા શોષાય છે (ઓછી વખત પ્રકાશ અથવા યાંત્રિક ઊર્જાના સ્વરૂપમાં). આ ગરમી માપી શકાય છે. રિએક્ટન્ટના એક MOLE માટે અથવા (ઓછા સામાન્ય રીતે) પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદનના એક મોલ માટે માપન પરિણામ કિલોજુલ્સ (kJ) માં વ્યક્ત કરવામાં આવે છે. રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા દરમિયાન ઉત્સર્જન અથવા શોષાયેલી ગરમીનું પ્રમાણ કહેવાય છે પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસર (પ્ર) ઉદાહરણ તરીકે, ઓક્સિજનમાં હાઇડ્રોજનની કમ્બશન પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસર બેમાંથી કોઈપણ સમીકરણો દ્વારા વ્યક્ત કરી શકાય છે:

2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (l) + 572 kJ

2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (l) + Q

આ પ્રતિક્રિયા સમીકરણ કહેવાય છેથર્મોકેમિકલ સમીકરણ. અહીં પ્રતીક "+ પ્ર" એટલે કે જ્યારે હાઇડ્રોજન બાળવામાં આવે છે, ત્યારે ગરમી છૂટી જાય છે. આ ગરમી કહેવાય છે પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસર. થર્મોકેમિકલ સમીકરણો ઘણીવાર પદાર્થોની એકંદર સ્થિતિ સૂચવે છે.

ઊર્જાના પ્રકાશન સાથે થતી પ્રતિક્રિયાઓને EXOTHERMAL કહેવામાં આવે છે(લેટિન "એક્સો" માંથી - આઉટ). ઉદાહરણ તરીકે, મિથેન કમ્બશન:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q

ઊર્જાના શોષણ સાથે થતી પ્રતિક્રિયાઓને ENDOTHERMIC કહેવામાં આવે છે(લેટિન "એન્ડો" માંથી - અંદર). કોલસા અને પાણીમાંથી કાર્બન મોનોક્સાઇડ (II) CO અને હાઇડ્રોજન H2 ની રચનાનું ઉદાહરણ છે, જે ગરમ થાય ત્યારે જ થાય છે.

C + H 2 O = CO + H 2 – Q

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓની થર્મલ અસરો ઘણી તકનીકી ગણતરીઓ માટે જરૂરી છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓની થર્મલ અસરો ઘણી તકનીકી ગણતરીઓ માટે જરૂરી છે. સ્પેસશીપ અને અન્ય પેલોડ્સને ભ્રમણકક્ષામાં લોન્ચ કરવામાં સક્ષમ શક્તિશાળી રોકેટના ડિઝાઇનર તરીકે તમારી જાતને એક ક્ષણ માટે કલ્પના કરો (ફિગ.).

ચોખા. વિશ્વનું સૌથી શક્તિશાળી રશિયન રોકેટ, એનર્જિયા, બાયકોનુર કોસ્મોડ્રોમ ખાતે લોન્ચ કરતા પહેલા. તેના એક તબક્કાના એન્જિન લિક્વિફાઇડ ગેસ - હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજન પર કામ કરે છે.

ચાલો કહીએ કે તમે પૃથ્વીની સપાટીથી ભ્રમણકક્ષામાં કાર્ગો સાથે રોકેટને પહોંચાડવા માટે જે કામ (kJ માં) ખર્ચવું પડશે તે તમે જાણો છો, તમે ઉડાન દરમિયાન હવાના પ્રતિકાર અને અન્ય ઊર્જા ખર્ચને દૂર કરવા માટે પણ જાણો છો. હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનના જરૂરી પુરવઠાની ગણતરી કેવી રીતે કરવી, જે (લિક્વિફાઇડ સ્થિતિમાં) આ રોકેટમાં ઇંધણ અને ઓક્સિડાઇઝર તરીકે વપરાય છે?

હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનમાંથી પાણીની રચનાની પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસરની મદદ વિના, આ કરવું મુશ્કેલ છે. છેવટે, થર્મલ અસર એ ખૂબ જ ઊર્જા છે જે રોકેટને ભ્રમણકક્ષામાં મૂકવી જોઈએ. રોકેટના કમ્બશન ચેમ્બરમાં, આ ગરમી ગરમ ગેસ (સ્ટીમ) ના અણુઓની ગતિ ઊર્જામાં રૂપાંતરિત થાય છે, જે નોઝલમાંથી બહાર નીકળીને જેટ થ્રસ્ટ બનાવે છે.

રાસાયણિક ઉદ્યોગમાં, ગરમીના રિએક્ટરમાં ગરમીની માત્રાની ગણતરી કરવા માટે થર્મલ ઇફેક્ટ્સની જરૂર પડે છે જેમાં એન્ડોથર્મિક પ્રતિક્રિયાઓ થાય છે. ઊર્જા ક્ષેત્રમાં, થર્મલ ઊર્જા ઉત્પાદનની ગણતરી બળતણના દહનની ગરમીનો ઉપયોગ કરીને કરવામાં આવે છે.

ડાયેટિશિયન્સ શરીરમાં ફૂડ ઓક્સિડેશનની થર્મલ અસરોનો ઉપયોગ માત્ર દર્દીઓ માટે જ નહીં, પણ તંદુરસ્ત લોકો - એથ્લેટ્સ, વિવિધ વ્યવસાયોમાં કામદારો માટે પણ યોગ્ય આહાર બનાવવા માટે કરે છે. પરંપરાગત રીતે, અહીંની ગણતરીઓ જૉલ્સનો નહીં, પરંતુ અન્ય ઊર્જા એકમોનો ઉપયોગ કરે છે - કેલરી (1 કૅલ = 4.1868 જે). ખોરાકની ઉર્જા સામગ્રીને ખાદ્ય ઉત્પાદનોના કોઈપણ સમૂહ તરીકે ઓળખવામાં આવે છે: 1 ગ્રામ, 100 ગ્રામ અથવા ઉત્પાદનના પ્રમાણભૂત પેકેજિંગ. ઉદાહરણ તરીકે, કન્ડેન્સ્ડ દૂધના જારના લેબલ પર તમે નીચેનો શિલાલેખ વાંચી શકો છો: "કેલરી સામગ્રી 320 kcal/100 ગ્રામ."

№2. કોયડો "બિન-પુનરાવર્તિત અક્ષરો".

આ કોયડો ઉકેલવા માટે, દરેક લાઇનને ધ્યાનથી જુઓ. એવા અક્ષરો પસંદ કરો જે ક્યારેય પુનરાવર્તિત ન થાય. જો તમે આ યોગ્ય રીતે કરો છો, તો તમે આગને નિયંત્રિત કરવાના નિયમો વિશે કહેવત બનાવવા માટે આ અક્ષરોનો ઉપયોગ કરી શકશો.

વધારામાં:

દહન

દહન- થર્મલ રેડિયેશન, પ્રકાશ અને તેજસ્વી ઊર્જાના પ્રકાશન સાથે જ્વલનશીલ મિશ્રણના ઘટકોને દહન ઉત્પાદનોમાં રૂપાંતરિત કરવાની એક જટિલ ભૌતિક અને રાસાયણિક પ્રક્રિયા. કમ્બશનની પ્રકૃતિને ઝડપથી થતા ઓક્સિડેશન તરીકે વર્ણવી શકાય છે.

સબસોનિક કમ્બશન (ડિફ્લેગ્રેશન), વિસ્ફોટ અને વિસ્ફોટથી વિપરીત, ઓછી ઝડપે થાય છે અને તે આઘાત તરંગની રચના સાથે સંકળાયેલ નથી. સબસોનિક કમ્બશનમાં સામાન્ય લેમિનાર અને તોફાની જ્યોત પ્રચારનો સમાવેશ થાય છે, જ્યારે સુપરસોનિક કમ્બશનમાં વિસ્ફોટનો સમાવેશ થાય છે.

કમ્બશન વિભાજિત થયેલ છે થર્મલઅને સાંકળ. મૂળમાં થર્મલકમ્બશન એ એક રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા છે જે પ્રકાશિત ગરમીના સંચયને કારણે પ્રગતિશીલ સ્વ-પ્રવેગ સાથે આગળ વધી શકે છે. સાંકળનીચા દબાણ પર કેટલીક ગેસ-તબક્કાની પ્રતિક્રિયાઓના કિસ્સામાં કમ્બશન થાય છે.

પૂરતી મોટી થર્મલ અસરો અને સક્રિયકરણ ઊર્જા સાથેની તમામ પ્રતિક્રિયાઓ માટે થર્મલ સ્વ-પ્રવેગ માટે શરતો પ્રદાન કરી શકાય છે.
સ્વ-ઇગ્નીશનના પરિણામે કમ્બશન સ્વયંભૂ શરૂ થઈ શકે છે અથવા ઇગ્નીશન દ્વારા શરૂ થઈ શકે છે. નિશ્ચિત બાહ્ય પરિસ્થિતિઓ હેઠળ, સતત કમ્બશન થઈ શકે છે સ્થિર મોડ, જ્યારે પ્રક્રિયાની મુખ્ય લાક્ષણિકતાઓ - પ્રતિક્રિયા દર, ગરમી છોડવાની શક્તિ, તાપમાન અને ઉત્પાદનોની રચના - સમય જતાં બદલાતી નથી, અથવા સામયિક મોડજ્યારે આ લાક્ષણિકતાઓ તેમના સરેરાશ મૂલ્યોની આસપાસ વધઘટ થાય છે. તાપમાન પર પ્રતિક્રિયા દરની મજબૂત બિનરેખીય અવલંબનને લીધે, દહન બાહ્ય પરિસ્થિતિઓ માટે અત્યંત સંવેદનશીલ છે. કમ્બશનની આ જ મિલકત સમાન પરિસ્થિતિઓ (હિસ્ટેરેસીસ અસર) હેઠળ અનેક સ્થિર સ્થિતિઓનું અસ્તિત્વ નક્કી કરે છે.

કમ્બશન પ્રક્રિયાને ઘણા પ્રકારોમાં વહેંચવામાં આવે છે: ફ્લેશ, કમ્બશન, ઇગ્નીશન, સ્વયંસ્ફુરિત કમ્બશન, સ્વયંસ્ફુરિત ઇગ્નીશન, વિસ્ફોટ અને વિસ્ફોટ. આ ઉપરાંત, ખાસ પ્રકારના કમ્બશન છે: સ્મોલ્ડરિંગ અને કોલ્ડ-ફ્લેમ કમ્બશન. ફ્લેશ એ જ્વલનશીલ અને જ્વલનશીલ પ્રવાહીના વરાળના ત્વરિત દહનની પ્રક્રિયા છે જે ઇગ્નીશન સ્ત્રોતના સીધા સંપર્કને કારણે થાય છે. કમ્બશન એ ઇગ્નીશન સ્ત્રોતના પ્રભાવ હેઠળ બનતી દહનની ઘટના છે. ઇગ્નીશન એ અગ્નિ છે જે જ્યોતના દેખાવ સાથે છે. તે જ સમયે, જ્વલનશીલ પદાર્થનો બાકીનો સમૂહ પ્રમાણમાં ઠંડા રહે છે. સ્વયંસ્ફુરિત કમ્બશન એ પદાર્થમાં એક્ઝોથર્મિક પ્રતિક્રિયાઓના દરમાં તીવ્ર વધારાની ઘટના છે, જે ઇગ્નીશન સ્ત્રોતની ગેરહાજરીમાં દહન તરફ દોરી જાય છે. સ્વયંસ્ફુરિત કમ્બશન એ સ્વયંસ્ફુરિત દહન છે જે જ્યોતના દેખાવ સાથે હોય છે. ઔદ્યોગિક પરિસ્થિતિઓમાં, લાકડાંઈ નો વહેર અને તેલયુક્ત ચીંથરા સ્વયંભૂ સળગી શકે છે. ગેસોલિન અને કેરોસીન સ્વયંભૂ સળગી શકે છે. વિસ્ફોટ એ પદાર્થનું ઝડપી રાસાયણિક રૂપાંતર છે (વિસ્ફોટક દહન), તેની સાથે ઊર્જાના પ્રકાશન અને યાંત્રિક કાર્ય ઉત્પન્ન કરવામાં સક્ષમ સંકુચિત વાયુઓની રચના છે.

ફ્લેમલેસ બર્નિંગ

પરંપરાગત કમ્બશનથી વિપરીત, જ્યારે ઓક્સિડાઇઝિંગ જ્યોતના ઝોન અને જ્યોત ઘટાડવાનું અવલોકન કરવામાં આવે છે, ત્યારે જ્વલનહીન દહન માટે શરતો બનાવવી શક્ય છે. એક ઉદાહરણ યોગ્ય ઉત્પ્રેરકની સપાટી પર કાર્બનિક પદાર્થોનું ઉત્પ્રેરક ઓક્સિડેશન છે, જેમ કે પ્લેટિનમ બ્લેક પર ઇથેનોલનું ઓક્સિડેશન.

ઘન તબક્કો કમ્બશન

આ અકાર્બનિક અને કાર્બનિક પાવડરના મિશ્રણમાં ઓટોવેવ એક્ઝોથર્મિક પ્રક્રિયાઓ છે, જે નોંધપાત્ર ગેસ ઉત્ક્રાંતિ સાથે નથી અને વિશિષ્ટ રીતે કન્ડેન્સ્ડ ઉત્પાદનોના ઉત્પાદન તરફ દોરી જાય છે. ગેસ અને પ્રવાહી તબક્કાઓ મધ્યવર્તી પદાર્થો તરીકે રચાય છે જે સામૂહિક ટ્રાન્સફર પ્રદાન કરે છે, પરંતુ બર્નિંગ સિસ્ટમને છોડતા નથી. પ્રતિક્રિયાશીલ પાવડરના જાણીતા ઉદાહરણો છે જેમાં આવા તબક્કાઓની રચના સાબિત થઈ નથી (ટેન્ટેલમ-કાર્બન).

તુચ્છ શબ્દો "ગેસલેસ કમ્બશન" અને "સોલિડ ફ્લેમ કમ્બશન" સમાનાર્થી તરીકે વપરાય છે.

આવી પ્રક્રિયાઓનું ઉદાહરણ અકાર્બનિક અને કાર્બનિક મિશ્રણમાં એસએચએસ (સ્વ-પ્રસારિત ઉચ્ચ-તાપમાન સંશ્લેષણ) છે.

સ્મોલ્ડરિંગ

એક પ્રકારનું દહન જેમાં કોઈ જ્યોત રચાતી નથી, અને કમ્બશન ઝોન ધીમે ધીમે સમગ્ર સામગ્રીમાં ફેલાય છે. ધુમ્રપાન સામાન્ય રીતે છિદ્રાળુ અથવા તંતુમય પદાર્થોમાં થાય છે જેમાં હવાનું પ્રમાણ વધુ હોય છે અથવા ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટોથી ગર્ભિત હોય છે.

ઓટોજેનસ કમ્બશન

સ્વ-ટકાઉ દહન. આ શબ્દનો ઉપયોગ વેસ્ટ ઇન્સિનરેશન ટેક્નોલોજીમાં થાય છે. કચરાના ઓટોજેનસ (સ્વ-ટકાઉ) કમ્બશનની શક્યતા બાલાસ્ટિંગ ઘટકોની મહત્તમ સામગ્રી દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે: ભેજ અને રાખ. ઘણા વર્ષોના સંશોધનના આધારે, સ્વીડિશ વૈજ્ઞાનિક ટેનરે ઓટોજેનસ કમ્બશનની સીમાઓ નક્કી કરવા માટે મર્યાદિત મૂલ્યો સાથે ત્રિકોણ આકૃતિનો ઉપયોગ કરવાની દરખાસ્ત કરી: 25% થી વધુ જ્વલનશીલ, 50% થી ઓછી ભેજ, 60% થી ઓછી રાખ.

પણ જુઓ

નોંધો

લિંક્સ

વિકિમીડિયા ફાઉન્ડેશન.

સમાનાર્થી

અન્ય શબ્દકોશોમાં "કમ્બશન" શું છે તે જુઓ: એક ભૌતિક અને રાસાયણિક પ્રક્રિયા કે જેમાં પદાર્થના રૂપાંતરણની સાથે ઊર્જાના તીવ્ર પ્રકાશન અને ગરમી અને પર્યાવરણ સાથે સામૂહિક વિનિમય થાય છે. સ્વ-ઇગ્નીશનના પરિણામે દહન સ્વયંભૂ શરૂ થઈ શકે છે અથવા શરૂ થઈ શકે છે... ...

મોટા જ્ઞાનકોશીય શબ્દકોશ બર્નિંગ, બર્નિંગ, ઘણા. ના, cf. (પુસ્તક). Ch અનુસાર ક્રિયા અને સ્થિતિ. બર્ન ગેસ બર્નિંગ. માનસિક બર્નિંગ. ઉષાકોવનો સમજૂતીત્મક શબ્દકોશ. ડી.એન. ઉષાકોવ. 1935 1940...

ચમકવું, રમવું, ઉત્સાહ, તેજ, ​​રમવું, ટેક ઓફ, ઉલ્લાસ, ઉત્થાન ભાવના, સ્પાર્કલ, સ્પાર્કલ, વળગાડ, અગ્નિ, જુસ્સો, ઝબૂકવું, પ્રેરણા, ચમક, પ્રેરણા, જુસ્સો, ઝાટકો, મોહ, દહન, ઉદય શબ્દકોશ ... . .. સમાનાર્થી શબ્દકોષ

દહન- દહન, એક રાસાયણિક પરિવર્તન કે જે ગરમી અને ગરમીના તીવ્ર પ્રકાશન અને પર્યાવરણ સાથે સામૂહિક ટ્રાન્સફર સાથે છે. સ્વયંભૂ શરૂ થઈ શકે છે (સ્વયંસ્ફુરિત દહન) અથવા ઇગ્નીશનના પરિણામે. દહનની લાક્ષણિકતા એ ક્ષમતા છે... ... સચિત્ર જ્ઞાનકોશીય શબ્દકોશ

જટિલ રસાયણશાસ્ત્ર સિસ્ટમમાં ગરમીના સંચય અથવા ઉત્પ્રેરક પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદનો સાથે સંકળાયેલ પ્રગતિશીલ સ્વ-પ્રવેગની પરિસ્થિતિઓ હેઠળ થતી પ્રતિક્રિયા. જી. સાથે, ઉચ્ચ તાપમાન (કેટલાક હજાર K સુધી) પ્રાપ્ત કરી શકાય છે, અને ઘણીવાર થાય છે... ... ભૌતિક જ્ઞાનકોશ

એક ભૌતિક અને રાસાયણિક પ્રક્રિયા કે જેમાં પદાર્થના રૂપાંતરણ સાથે ઉર્જાનું તીવ્ર પ્રકાશન અને ગરમી અને પર્યાવરણ સાથે સામૂહિક ટ્રાન્સફર થાય છે. સ્વ-ઇગ્નીશનના પરિણામે સ્વયંભૂ શરૂ થઈ શકે છે અથવા ... દ્વારા શરૂ થઈ શકે છે. કટોકટીની પરિસ્થિતિઓનો શબ્દકોશ

વિષય 3. દહનના રાસાયણિક પાયા.

3.1. કમ્બશન પ્રતિક્રિયાઓની રસાયણશાસ્ત્ર.

જેમ તમે પહેલાથી જ સમજી ગયા છો, કમ્બશન એ ઝડપથી વહેતી રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા છે જે ગરમી અને ગ્લો (જ્યોત) ના પ્રકાશન સાથે છે. સામાન્ય રીતે, આ એક ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ - એર ઓક્સિજન સાથે સંયોજનમાં જ્વલનશીલ પદાર્થની એક્ઝોથર્મિક ઓક્સિડેટીવ પ્રતિક્રિયા છે.

જ્વલનશીલ પદાર્થોત્યાં વાયુઓ, પ્રવાહી અને ઘન પદાર્થો હોઈ શકે છે. આ છે H 2, CO, સલ્ફર, ફોસ્ફરસ, ધાતુઓ, C m H n (વાયુઓ, પ્રવાહી અને ઘન પદાર્થોના સ્વરૂપમાં હાઇડ્રોકાર્બન, એટલે કે કાર્બનિક પદાર્થો. કુદરતી હાઇડ્રોકાર્બન, ઉદાહરણ તરીકે, કુદરતી ગેસ, તેલ, કોલસો છે). સૈદ્ધાંતિક રીતે, ઓક્સિડેશન માટે સક્ષમ તમામ પદાર્થો જ્વલનશીલ હોઈ શકે છે.

ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટોસર્વ કરો: ઓક્સિજન, ઓઝોન, હેલોજન (F, Cl, Br, J), નાઈટ્રસ ઓક્સાઇડ (NO 2), એમોનિયમ નાઈટ્રેટ (NH 4 NO 3), વગેરે. ધાતુઓ માટે, CO 2, H 2 O, N 2 પણ હોઈ શકે છે. ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટો.

કેટલાક કિસ્સાઓમાં, એન્ડોથર્મિક પ્રક્રિયાઓમાં મેળવેલા પદાર્થોના વિઘટનની પ્રતિક્રિયાઓ દરમિયાન દહન થાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, એસિટિલીનના વિઘટન દરમિયાન:

C 2 H 2 = 2 C + H 2.

એક્ઝોથર્મિકપ્રતિક્રિયાઓ એ પ્રતિક્રિયાઓ છે જેમાં ગરમીના પ્રકાશનનો સમાવેશ થાય છે.

એન્ડોથર્મિકપ્રતિક્રિયાઓ એ પ્રતિક્રિયાઓ છે જેમાં ગરમીના શોષણનો સમાવેશ થાય છે.

ઉદાહરણ તરીકે:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q - એક્ઝોથર્મિક પ્રતિક્રિયા,

2H 2 O + Q = 2H 2 + O 2 - એન્ડોથર્મિક પ્રતિક્રિયા,

ક્યાં: ક્યૂ - થર્મલ એનર્જી.

આમ, એન્ડોથર્મિક પ્રતિક્રિયાઓ માત્ર બાહ્ય થર્મલ ઊર્જાની રજૂઆત સાથે થઈ શકે છે, એટલે કે. જ્યારે ગરમ થાય છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં, સમૂહના સંરક્ષણના કાયદા અનુસાર, પ્રતિક્રિયા પહેલાંના પદાર્થોનું વજન પ્રતિક્રિયા પછી રચાયેલા પદાર્થોના વજન જેટલું હોય છે. રાસાયણિક સમીકરણોને સંતુલિત કરતી વખતે, આપણને મળે છે stoichiometricરચનાઓ

ઉદાહરણ તરીકે, પ્રતિક્રિયામાં

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

અમારી પાસે 1 mol CH 4 + 2 mol O 2 = 1 mol CO 2 + 2 mol H 2 O છે.

પદાર્થોના સૂત્રોની સામે મોલ્સની સંખ્યાને સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક ગુણાંક કહેવામાં આવે છે.

"મોલર વોલ્યુમ", "મોલર કોન્સન્ટ્રેશન", "આંશિક દબાણ" ની વિભાવનાઓને ધ્યાનમાં લેતા, અમે શોધીએ છીએ કે મિથેનની સંપૂર્ણ પ્રતિક્રિયા માટે CH 4 ના 1 મોલને O 2 અથવા 1/ ના 2 મોલ્સ સાથે મિશ્રિત કરવું જરૂરી છે. 3 = 33.3% CH 4 અને 2/ 3=66.7% O 2. આ રચનાને સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક કહેવામાં આવે છે.

જો આપણે હવામાં CH 4 ના કમ્બશનને ધ્યાનમાં લઈએ, એટલે કે. 21% O 2 +79% N 2 અથવા O 2 +79/21N 2 અથવા O 2 +3.76N 2 ના મિશ્રણમાં, પછી પ્રતિક્રિયા નીચે પ્રમાણે લખવામાં આવશે:

CH 4 +2O 2 +2×3.76N 2 =CO 2 +2H 2 O+2×3.76N 2.

1 mol CH 4 +2 mol O 2 +7.52 mol N 2 = 10.52 mol O 2, N 2 અને CH 4 નું મિશ્રણ.

પછી મિશ્રણની stoichiometric રચના હશે:

(1/10.52)*100%=9.5% CH 4; (2/10.52)*100%=19.0% O 2 ;

(7.52/10.52)*100%=71.5% N 2.

આનો અર્થ એ છે કે સૌથી જ્વલનશીલ મિશ્રણમાં, ઓક્સિજન સાથેની પ્રતિક્રિયામાં 100% (CH 4 + O 2) ને બદલે હવા સાથેની પ્રતિક્રિયામાં 24% (CH 4 + O 2) હશે, એટલે કે. ઘણી ઓછી ગરમી ઉત્પન્ન થશે.

જો મનસ્વી, બિન-સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક રચનાઓ મિશ્ર કરવામાં આવે તો સમાન ચિત્ર પ્રાપ્ત થશે.

ઉદાહરણ તરીકે, પ્રતિક્રિયામાં 2CH 4 +2O 2 =CO 2 +2H 2 O+CH 4 CH 4 નો 1 મોલ પ્રતિક્રિયા આપતો નથી.

પ્રતિક્રિયામાં CH 4 +4O 2 =CO 2 +2H 2 O+2O 2 O 2 ના 2 મોલ્સ પ્રતિક્રિયામાં ભાગ લેતા નથી, પરંતુ બેલાસ્ટની ભૂમિકા ભજવે છે, જેને ગરમ કરવા માટે અમુક માત્રામાં ગરમીની જરૂર પડે છે.

આમ, જો આપણે ઓક્સિજન અને હવામાં અથવા વધુ CH 4 અને O 2 માં મિથેનની કમ્બશન પ્રતિક્રિયાઓની તુલના કરીએ, તો તે સ્પષ્ટ છે કે પ્રથમ પ્રતિક્રિયામાં પ્રકાશિત ગરમીનું પ્રમાણ અન્ય કરતા વધારે હશે, કારણ કે તેમાં:

એકંદર મિશ્રણમાં રિએક્ટન્ટ્સની ઓછી સાંદ્રતા;

ગરમીનો એક ભાગ બેલાસ્ટને ગરમ કરવા માટે જશે: નાઇટ્રોજન, ઓક્સિજન અથવા મિથેન.

ચાલો આપણી જાતને પ્રશ્નો પૂછીએ:

પ્રતિક્રિયા દરમિયાન કઈ ઊર્જા મુક્ત થઈ શકે છે?

ગરમીની માત્રા શું નક્કી કરે છે, એટલે કે. થર્મલ અસર ફરીથી

તેને વહેવા માટે કેટલી થર્મલ ઉર્જા ઉમેરવી જોઈએ?

એન્ડોથર્મિક પ્રતિક્રિયા?

આ હેતુ માટે, પદાર્થની ગરમી સામગ્રીનો ખ્યાલ રજૂ કરવામાં આવ્યો હતો.

3.2 પદાર્થોની ગરમીની સામગ્રી.

મિથેન કમ્બશન પ્રતિક્રિયામાં ગરમી ક્યાંથી આવે છે? આનો અર્થ એ છે કે તે CH 4 અને O 2 પરમાણુઓમાં છુપાયેલું હતું, અને હવે તે બહાર આવ્યું છે.

અહીં એક સરળ પ્રતિક્રિયાનું ઉદાહરણ છે:

2H 2 +O 2 =2H 2 O+Q

આનો અર્થ એ થયો કે હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનના સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક મિશ્રણનું ઉર્જા સ્તર પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદન H 2 O કરતા વધારે હતું અને પદાર્થમાંથી "વધારાની" ઊર્જા છૂટી હતી.

પાણીના વિદ્યુત વિચ્છેદન-વિશ્લેષણની વિપરીત પ્રતિક્રિયામાં, એટલે કે. વિદ્યુત ઊર્જાની મદદથી પાણીનું વિઘટન, હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનની રચના સાથે પાણીના અણુમાં અણુઓનું પુનઃવિતરણ થાય છે. તે જ સમયે, H 2 અને O 2 ની ગરમીનું પ્રમાણ વધે છે.

આમ, દરેક પદાર્થ, તેની રચના દરમિયાન, ચોક્કસ ઊર્જા મેળવે છે અથવા છોડી દેશે, અને તેની રચના દરમિયાન પદાર્થ દ્વારા સંચિત થર્મલ ઊર્જાના માપને કહેવામાં આવે છે. ગરમી સામગ્રી,અથવા એન્થાલ્પી.

રસાયણશાસ્ત્રથી વિપરીત, રાસાયણિક થર્મોડાયનેમિક્સમાં પદાર્થની રચનાની ગરમી એ પ્રતીક Q દ્વારા નહીં, પરંતુ જો રાસાયણિક સંયોજન દ્વારા ગરમીનું શોષણ કરવામાં આવે તો (+) ચિહ્ન સાથે DH પ્રતીક દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, અને જો ચિહ્ન (-) સાથે પ્રતિક્રિયા દરમિયાન ગરમી છોડવામાં આવે છે, એટલે કે, તે સિસ્ટમોમાંથી "પાંદડા" થાય છે.

101.3 kPa ના દબાણ અને 298 K ના તાપમાને પદાર્થના 1 મોલની રચનાની પ્રમાણભૂત ગરમી સૂચવવામાં આવે છે.

સંદર્ભ પુસ્તકો સરળ પદાર્થોમાંથી સંયોજનોની રચનાની ગરમી આપે છે.

ઉદાહરણ તરીકે:

Y CO 2 = - 393.5 kJ/mol

U H 2 O ગેસ = - 241.8 kJ/mol

પરંતુ એન્ડોથર્મિક પ્રક્રિયાઓ દરમિયાન બનેલા પદાર્થો માટે, ઉદાહરણ તરીકે, એસિટિલીન C 2 H 2 = +226.8 kJ/mol, જ્યારે H 2 = H + + H + = +217.9 kJ/mol પ્રતિક્રિયા અનુસાર હાઇડ્રોજન અણુ H + બને છે.

સ્થિર સ્વરૂપમાં એક રાસાયણિક તત્વ ધરાવતા શુદ્ધ પદાર્થો માટે (H 2, O 2, C, Na, વગેરે), DN પરંપરાગત રીતે શૂન્ય હોવાનું માનવામાં આવે છે.

જો કે, જો આપણે પદાર્થોના મેક્રોસ્કોપિક ગુણધર્મોની ચર્ચા કરીએ, તો આપણે ઊર્જાના વિવિધ સ્વરૂપોને અલગ પાડીએ છીએ: ગતિ, સંભવિત, રાસાયણિક, વિદ્યુત, થર્મલ, પરમાણુ ઊર્જા અને યાંત્રિક કાર્ય. અને જો આપણે આ મુદ્દાને પરમાણુ સ્તરે ધ્યાનમાં લઈએ, તો ઊર્જાના આ સ્વરૂપો માત્ર બે સ્વરૂપોના આધારે સમજાવી શકાય છે - ચળવળની ગતિ ઊર્જા અને અણુઓ અને પરમાણુઓની સંભવિત બાકીની ઊર્જા.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં, માત્ર પરમાણુઓ બદલાય છે. અણુઓ યથાવત રહે છે. પરમાણુ ઊર્જાપરમાણુમાં સંચિત તેના અણુઓની બંધનકર્તા ઊર્જા છે. તે એકબીજા પ્રત્યે અણુઓના આકર્ષણના દળો દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. વધુમાં, પરમાણુઓ માટે એકબીજાને આકર્ષવા માટે સંભવિત ઊર્જા છે. તે વાયુઓમાં નાનું છે, પ્રવાહીમાં મોટું છે અને ઘન પદાર્થોમાં પણ મોટું છે.

દરેક અણુમાં ઊર્જા હોય છે, જેનો એક ભાગ ઇલેક્ટ્રોન સાથે અને ભાગ ન્યુક્લિયસ સાથે સંકળાયેલો હોય છે. ઇલેક્ટ્રોન પાસે ન્યુક્લિયસની આસપાસ પરિભ્રમણની ગતિ ઊર્જા અને એકબીજા પ્રત્યે આકર્ષણ અને વિકારની સંભવિત વિદ્યુત ઊર્જા હોય છે.

પરમાણુ ઊર્જાના આ સ્વરૂપોનો સરવાળો એ પરમાણુની ગરમીની સામગ્રી છે.

જો આપણે પદાર્થના 6.02 × 10 23 અણુઓની ઉષ્મા સામગ્રીનો સરવાળો કરીએ, તો આપણે આ પદાર્થની દાઢ ઉષ્મા સામગ્રી મેળવીએ છીએ.

એક-તત્વના પદાર્થો (એક તત્વના પરમાણુઓ) ની ગરમીનું પ્રમાણ શૂન્ય તરીકે કેમ લેવામાં આવે છે તે નીચે પ્રમાણે સમજાવી શકાય છે.

રાસાયણિક તત્વનું DN, એટલે કે, તેની રચનાની ઊર્જા, ઇન્ટ્રાન્યુક્લિયર પ્રક્રિયાઓ સાથે સંકળાયેલ છે. પરમાણુ ઊર્જા ઇન્ટ્રાન્યુક્લિયર કણો વચ્ચેની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના દળો અને પરમાણુ પ્રતિક્રિયાઓ દરમિયાન એક રાસાયણિક તત્વના બીજામાં રૂપાંતર સાથે સંકળાયેલ છે. ઉદાહરણ તરીકે, યુરેનિયમની સડો પ્રતિક્રિયા:

અથવા સરળ: U+n®Ba+Kr+3n.

ક્યાં: n ’ ઓ- માસ 1 અને શૂન્ય ચાર્જ સાથે ન્યુટ્રોન કણ.

યુરેનિયમ ન્યુટ્રોનને પકડે છે, જેના પરિણામે તે 3 ન્યુટ્રોનની રચના સાથે બે નવા તત્વો - બેરિયમ અને ક્રિપ્ટોનમાં વિભાજિત (વિઘટન) થાય છે, અને પરમાણુ ઊર્જા મુક્ત થાય છે.

એવું કહેવું જોઈએ કે પરમાણુ પ્રતિક્રિયાઓમાં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ કરતાં લાખો ગણા વધારે ઊર્જા ફેરફારોનો સમાવેશ થાય છે. આમ, યુરેનિયમની સડો ઊર્જા 4.5 × 10 9 kcal/mol × યુરેનિયમ છે. આ કોલસાના એક છછુંદરના દહન કરતા 10 મિલિયન ગણું વધારે છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં, અણુઓ બદલાતા નથી, પરંતુ પરમાણુઓ કરે છે. તેથી, રસાયણશાસ્ત્રીઓ દ્વારા અણુઓની રચનાની ઉર્જા ધ્યાનમાં લેવામાં આવતી નથી, અને એકલ-તત્વ ગેસના અણુઓ અને શુદ્ધ પદાર્થોના અણુઓના ડીએનને શૂન્યની બરાબર લેવામાં આવે છે.

યુરેનિયમની ઉપરોક્ત સડો પ્રતિક્રિયા સાંકળ પ્રતિક્રિયાનું ઉત્તમ ઉદાહરણ છે. અમે પછીથી કમ્બશન પ્રતિક્રિયાની સાંકળ પદ્ધતિના સિદ્ધાંતને ધ્યાનમાં લઈશું. પરંતુ ન્યુટ્રોન ક્યાંથી આવે છે અને તે યુરેનિયમ સાથે શું પ્રતિક્રિયા આપે છે તે કહેવાતી સક્રિયકરણ ઊર્જા સાથે સંબંધિત છે, જેને આપણે થોડી વાર પછી ધ્યાનમાં લઈશું.

3.3. પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસર.

હકીકત એ છે કે દરેક વ્યક્તિગત પદાર્થમાં ચોક્કસ માત્રામાં ઊર્જા હોય છે તે રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓની થર્મલ અસરોને સમજાવે છે.

હેસના નિયમ મુજબ: રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસર ફક્ત પ્રારંભિક અને અંતિમ ઉત્પાદનોની પ્રકૃતિ પર આધારિત છે અને એક રાજ્યથી બીજા રાજ્યમાં સંક્રમણની મધ્યવર્તી પ્રતિક્રિયાઓની સંખ્યા પર આધારિત નથી.

કોરોલરી 1આ કાયદાનો: રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસર એ અંતિમ ઉત્પાદનોની રચનાની ગરમીના સરવાળા અને પ્રારંભિક પદાર્થોની રચનાની ગરમીના સરવાળા વચ્ચેના તફાવતની બરાબર છે, જે સૂત્રમાં ગુણાંકને ધ્યાનમાં લે છે. પ્રતિક્રિયા સમીકરણમાં આ પદાર્થો.

ઉદાહરણ તરીકે, પ્રતિક્રિયામાં 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ± DH.

; ; .

પરિણામે, સામાન્ય પ્રતિક્રિયા સમીકરણ આના જેવું દેખાશે:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O – 582 kJ/mol.

અને જો DH માં (-) ચિહ્ન હોય, તો પ્રતિક્રિયા એક્ઝોથર્મિક છે.

કોરોલરી 2. લેવોઇસિયર-લેપ્લેસના કાયદા અનુસાર, રાસાયણિક સંયોજનના વિઘટનની થર્મલ અસર તેની રચનાની થર્મલ અસરના સંકેતમાં સમાન અને વિરુદ્ધ છે.

પછી પાણીની વિઘટન પ્રતિક્રિયા હશે:

2H 2 O=2H 2 +O 2 +582 kJ/mol, એટલે કે આ પ્રતિક્રિયા એન્ડોથર્મિક છે.

વધુ જટિલ પ્રતિક્રિયાનું ઉદાહરણ:

CH 4 +2O 2 =CO 2 +2H 2 O.

પછી પ્રતિક્રિયા આ રીતે લખવામાં આવશે:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O – 742.3 kJ/mol, જેનો અર્થ છે કે પ્રતિક્રિયા એક્ઝોથર્મિક છે.

3.4. ગેસ પ્રતિક્રિયાઓના ગતિ સિદ્ધાંતો.

સામૂહિક ક્રિયાના કાયદા અનુસાર, સતત તાપમાન પર પ્રતિક્રિયા દર પ્રતિક્રિયાશીલ પદાર્થોની સાંદ્રતા અથવા, જેમ તેઓ કહે છે, "અભિનય માસ" ના પ્રમાણસર હોય છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાનો દર ( υ ) સમયના એકમ દીઠ પ્રતિક્રિયા આપતા પદાર્થની માત્રાને ધ્યાનમાં લેવાનો રિવાજ છે ( ડીt) પ્રતિ યુનિટ વોલ્યુમ ( ડીવી).

સમીકરણ અનુસાર આગળ વધતી પ્રતિક્રિયાને ધ્યાનમાં લો:

A + B = C + D.

કારણ કે પ્રતિક્રિયા દર રિએક્ટન્ટ્સની સાંદ્રતામાં સમયનો ઘટાડો અને પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદનોની સાંદ્રતામાં વધારો દર્શાવે છે, અમે લખી શકીએ છીએ:

, (3.1)

જ્યાં ડેરિવેટિવ્ઝના ઓછા ઘટકોની સાંદ્રતામાં ફેરફારની દિશા સૂચવે છે અને ઘટકોની સાંદ્રતા ચોરસ કૌંસમાં દર્શાવેલ છે.

પછી T = const પર સીધી બદલી ન શકાય તેવી પ્રતિક્રિયા ઝડપે આગળ વધે છે:

, (3.2)

ક્યાં: k - રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાનો દર સ્થિર. તે ઘટકોની સાંદ્રતા પર આધારિત નથી, પરંતુ માત્ર તાપમાન સાથે બદલાય છે.

સામૂહિક ક્રિયાના કાયદા અનુસાર, પ્રતિક્રિયા ઘટકોની સાંદ્રતા ગતિ સમીકરણમાં આ ઘટકના સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક ગુણાંકની સમાન ડિગ્રીમાં શામેલ છે.

હા, પ્રતિક્રિયા માટે

aA + bB = cC + dD

ગતિ સમીકરણનું સ્વરૂપ છે:

ઘાત a, b, c, d ને સામાન્ય રીતે A, B, C, D ઘટકો માટે પ્રતિક્રિયા ક્રમ કહેવામાં આવે છે અને ઘાતાંકનો સરવાળો એકંદર પ્રતિક્રિયા ક્રમ છે.

ઉદાહરણ તરીકે, પ્રતિક્રિયાઓ જેવી

A ® bB + cC - પહેલો ઓર્ડર,

2A = bB + cC - બીજો ક્રમ,

A + B = cC + dD – III ક્રમ.

તમામ પ્રતિક્રિયાત્મક ઘટકોની સાંદ્રતા સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક સમીકરણો દ્વારા એકબીજા સાથે સંબંધિત હોવાથી, પ્રથમ ક્રમના સૌથી સરળ ગતિ સમીકરણો એ એક સ્વતંત્ર ચલ - એકાગ્રતા - સાથે પ્રથમ ક્રમના વિભેદક સમીકરણો છે અને તેને એકીકૃત કરી શકાય છે.

સૌથી સરળ ગતિ સમીકરણ એ પ્રકારનું પ્રથમ ક્રમ સમીકરણ છે

જેના માટે . (3.4)

ચાલો પ્રતિક્રિયાની શરૂઆત પહેલા ઘટક A ની સાંદ્રતા દ્વારા સૂચિત કરીએ અને, t = 0, [A] = [A 0 ] ની સીમાની સ્થિતિ હેઠળ સમીકરણને એકીકૃત કર્યા પછી, આપણે મેળવીએ છીએ:

અથવા [A]=×e - kt . (3.5)

આમ, પદાર્થોની સાંદ્રતા પર પ્રતિક્રિયા દરની અવલંબન ઘાતાંકીય છે.

વાયુઓની ગતિ ઊર્જા તેને આ રીતે સમજાવે છે. એરેનિયસ પૂર્વધારણા અનુસાર, પરમાણુઓ વચ્ચે પ્રતિક્રિયા ત્યારે જ થાય છે જો તેઓ સક્રિય હોય, એટલે કે. ઇન્ટરએટોમિક બોન્ડ્સ તોડવા માટે પૂરતી વધારાની ઊર્જા હોય છે, કહેવાતી સક્રિયકરણ ઊર્જા E A.

તે. રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાની ગતિ તમામ પરમાણુઓની અથડામણની સંખ્યા પર આધારિત નથી, પરંતુ માત્ર સક્રિય થયેલ છે.

બોલ્ટ્ઝમેનના કાયદા અનુસાર, સક્રિય પરમાણુઓની સંખ્યા

n A = n o * e - E / RT , (3.6)

ક્યાં: ઇ - સક્રિયકરણ ઊર્જા,

ટી - ગેસ મિશ્રણનું તાપમાન,

n o - પરમાણુઓની કુલ સંખ્યા.

પછી અસરકારક અથડામણની સંખ્યા, જે પ્રતિક્રિયા દર સાથે એકરુપ છે, તે સમાન છે:

υ р = Z eff = Z 0 * e - E / RT , (3.7)

જ્યાં: Z 0 - પરમાણુઓની અથડામણની કુલ સંખ્યા.

1) પ્રતિક્રિયા દર સક્રિય પરમાણુઓની સાંદ્રતાના પ્રમાણસર છે, જેની સંખ્યા મિશ્રણમાં તાપમાન અને દબાણ પર આધારિત છે, કારણ કે દબાણ એ કોઈપણ સપાટી સાથે અથડાતા પરમાણુઓની સંખ્યા છે;

2) પ્રતિક્રિયા ફક્ત ત્યારે જ શક્ય છે જ્યારે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા પરમાણુઓ આંતરપરમાણુ બોન્ડને તોડવા અથવા નબળા કરવા માટે પૂરતી ઊર્જાનો ચોક્કસ પુરવઠો પ્રાપ્ત કરે છે. સક્રિયકરણમાં રાસાયણિક પરિવર્તન શક્ય હોય તેવી સ્થિતિમાં પરમાણુઓના સંક્રમણનો સમાવેશ થાય છે.

મોટેભાગે, સક્રિયકરણ પ્રક્રિયા મધ્યવર્તી અસ્થિર પરંતુ અત્યંત સક્રિય અણુ સંયોજનોની રચના દ્વારા થાય છે.

આમ, માત્ર એન્ડોથર્મિક પ્રક્રિયાઓ થવા માટે, બાહ્ય ઉર્જા પુરવઠાની જરૂર નથી, પણ એક્ઝોથર્મિક પ્રક્રિયાઓ માટે પણ. એક્ઝોથર્મિક પ્રતિક્રિયા થાય તે માટે, તેને થર્મલ ઊર્જાનો થોડો આવેગ આપવો જરૂરી છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનના મિશ્રણમાં કમ્બશન રિએક્શન થવા માટે, તેને સળગાવવાની જરૂર છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા "પ્રારંભ" કરવા માટે જરૂરી લઘુત્તમ થર્મલ ઊર્જાને સક્રિયકરણ ઊર્જા કહેવામાં આવે છે.

3.5. પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા.

આ ઘટનાને સમજાવવા માટે, નીચેના ઉદાહરણનો વારંવાર ઉપયોગ કરવામાં આવે છે (ફિગ. 9):

પ્લેટફોર્મ પર એક બોલ છે. સાઇટ સ્લાઇડની સામે સ્થિત છે. તેથી, જો સ્લાઇડ માટે ન હોત તો બોલ તેની જાતે જ નીચે વળ્યો હોત. પરંતુ સ્વયંસ્ફુરિત વંશ માટે, તેને સ્લાઇડની ટોચ પર ઉઠાવી લેવું આવશ્યક છે. આ માત્ર ટેકરી ઉપર જવાની ઉર્જા જ નહીં, પણ નીચે જવાની ઉર્જા પણ મુક્ત કરશે.

ચોખા. 9. પ્રતિક્રિયા સક્રિયકરણ યોજના.

બે પ્રતિક્રિયાઓ ધ્યાનમાં લો:

1) H 2 + O 2 = H 2 O-

2) H 2 O = H 2 + O 2 +

આકૃતિમાંથી જોઈ શકાય છે, E 2 =+E 1;

સામાન્ય રીતે, કોઈપણ પ્રતિક્રિયા માટે

.

અને થર્મલ અસરની નિશાની E 1 અને E 2 વચ્ચેના તફાવત પર આધાર રાખે છે, જે હંમેશા હકારાત્મક હોય છે.

આમ, સક્રિયકરણ ઊર્જા એ પ્રતિક્રિયાશીલ પદાર્થોને સક્રિય સંકુલની સ્થિતિમાં રૂપાંતરિત કરવા માટે જરૂરી ઊર્જા છે (આંતરપરમાણુ બંધનો તોડવો, પરમાણુઓને એકબીજાની નજીક લાવવા, પરમાણુમાં ઊર્જા સંચિત કરવા...).

વધતા ગેસ તાપમાન સાથે, સક્રિય પરમાણુઓ (e -E/RT) નું પ્રમાણ તીવ્રપણે વધે છે, અને તેથી પ્રતિક્રિયા દર ઝડપથી વધે છે. આ સંબંધને નીચે પ્રમાણે સમજાવી શકાય છે:

ચોખા. 10. તાપમાન પર પ્રતિક્રિયા દરની અવલંબન: 1 – 1લી પ્રતિક્રિયાની ગતિ, 2 – 2જી પ્રતિક્રિયાની ગતિ.

આકૃતિ 10 માંથી જોઈ શકાય છે તેમ, પ્રથમ પ્રતિક્રિયાનો દર બીજી પ્રતિક્રિયાના દર કરતા ઓછો છે, અને 1લી પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા બીજી પ્રતિક્રિયાના E કરતા વધારે છે. અને તે જ તાપમાને ટી 2 υ 2 > υ 1 . સક્રિયકરણ ઊર્જા જેટલી વધારે છે, આપેલ પ્રતિક્રિયા દર હાંસલ કરવા માટે જરૂરી તાપમાન જેટલું ઊંચું હશે.

આનું કારણ એ છે કે જ્યારે E મોટો હોય છે, ત્યારે પ્રતિક્રિયા આપતા ઘટકોના પરમાણુઓમાં હાલના આંતરપરમાણુ બોન્ડ વધુ મજબૂત હોય છે, અને આ દળોને દૂર કરવા માટે વધુ ઊર્જાની જરૂર પડે છે. આ કિસ્સામાં, સક્રિય પરમાણુઓનું પ્રમાણ અનુરૂપ રીતે નાનું છે.

ઉપરથી તે સ્પષ્ટ છે કે સક્રિયકરણ ઊર્જાની તીવ્રતા એ રાસાયણિક પ્રક્રિયાની સૌથી મહત્વપૂર્ણ લાક્ષણિકતા છે. તે ઉર્જા અવરોધની ઊંચાઈ નક્કી કરે છે, જેમાંથી બહાર નીકળવું એ પ્રતિક્રિયા થવાની સ્થિતિ છે. બીજી બાજુ, તે તાપમાનના આધારે પ્રતિક્રિયા દરને લાક્ષણિકતા આપે છે, એટલે કે. સક્રિયકરણ ઊર્જા જેટલી વધારે છે, આપેલ પ્રતિક્રિયા પ્રાપ્ત કરવા માટે તાપમાન જેટલું ઊંચું હશે.

3.6. ઉત્પ્રેરક.

તાપમાન અને પદાર્થોની સાંદ્રતા વધારવા ઉપરાંત, તેઓ ઉપયોગ કરે છે ઉત્પ્રેરક, એટલે કે પદાર્થો કે જે પ્રતિક્રિયાત્મક મિશ્રણમાં દાખલ કરવામાં આવે છે, પરંતુ પ્રતિક્રિયા દરમિયાન તેનો વપરાશ થતો નથી, પરંતુ સક્રિયકરણ ઊર્જા ઘટાડીને તેને વેગ આપે છે.

ઉત્પ્રેરકનો ઉપયોગ કરીને પ્રતિક્રિયા દર વધારવાની પ્રક્રિયા કહેવામાં આવે છે ઉત્પ્રેરક.

ઉત્પ્રેરક પ્રારંભિક પદાર્થોના પરમાણુઓમાં બોન્ડને નબળા બનાવીને, તેમના વિઘટન, ઉત્પ્રેરકની સપાટી પરના અણુઓનું શોષણ અથવા સક્રિય ઉત્પ્રેરક કણોની રજૂઆત દ્વારા સક્રિય સંકુલ બનાવવા માટે મધ્યવર્તી પ્રતિક્રિયાઓમાં ભાગ લે છે.

ઉત્પ્રેરકની ભાગીદારીની પ્રકૃતિ નીચેના રેખાકૃતિ દ્વારા સમજાવી શકાય છે:

ઉત્પ્રેરક વિનાની પ્રતિક્રિયા: A + B = AB.

ઉત્પ્રેરક X સાથે: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

ચાલો ફિગમાં બતાવેલ ચિત્ર જેવું જ ચિત્ર રજૂ કરીએ. 9.

ચોખા. 11. ઉત્પ્રેરક ઓપરેશન ડાયાગ્રામ: ઇ બી.કેટઅને બિલાડી સાથે ઇ- અનુક્રમે ઉત્પ્રેરક વિના અને ઉત્પ્રેરક સાથે પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા.

જ્યારે ઉત્પ્રેરક રજૂ કરવામાં આવે છે (ફિગ. 11), પ્રતિક્રિયા ઓછી ઉર્જા અવરોધ સાથે અલગ પાથ સાથે આગળ વધી શકે છે. આ માર્ગ અન્ય સક્રિય સંકુલની રચના દ્વારા નવી પ્રતિક્રિયા પદ્ધતિને અનુરૂપ છે. અને નવી નીચી ઉર્જા અવરોધને મોટી સંખ્યામાં કણો દ્વારા દૂર કરી શકાય છે, જે પ્રતિક્રિયા દરમાં વધારો તરફ દોરી જાય છે.

એ નોંધવું જોઈએ કે વિપરીત પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા આગળની પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા જેટલી જ રકમથી ઘટે છે, એટલે કે. બંને પ્રતિક્રિયાઓને સમાન રીતે વેગ આપવામાં આવે છે, અને ઉત્પ્રેરક પ્રતિક્રિયા શરૂ કરતા નથી, તેઓ માત્ર પ્રતિક્રિયાને વેગ આપશે, જે તેમની ગેરહાજરીમાં થઈ શકે છે, પરંતુ વધુ ધીમેથી.

પ્રતિક્રિયાના મધ્યવર્તી ઉત્પાદનો ઉત્પ્રેરક બની શકે છે, પછી આ પ્રતિક્રિયાને ઓટોકેટાલિટીક કહેવામાં આવે છે. તેથી, જો સામાન્ય પ્રતિક્રિયાઓનો દર ઘટે છે કારણ કે રિએક્ટન્ટ્સનો વપરાશ થાય છે, તો પછી કમ્બશન પ્રતિક્રિયા, ઓટોકેટાલિસિસને કારણે, સ્વ-વેગ પામે છે અને સ્વતઃઉત્પાદન થાય છે.

મોટેભાગે, નક્કર પદાર્થો કે જે પ્રતિક્રિયાશીલ પદાર્થોના પરમાણુઓને શોષી લે છે તે ઉત્પ્રેરક તરીકે ઉપયોગમાં લેવાય છે. શોષણ દરમિયાન, પ્રતિક્રિયા કરતા પરમાણુઓમાંના બોન્ડ નબળા પડી જાય છે, અને આમ તેમની વચ્ચેની પ્રતિક્રિયા સરળ બને છે.

શોષણ શું છે?

3.7. શોષણ.

શોષણ- વાયુયુક્ત માધ્યમમાંથી પદાર્થનું સપાટી શોષણ અથવા અન્ય પદાર્થની સપાટીના સ્તર દ્વારા દ્રાવણ - પ્રવાહી અથવા ઘન.

ઉદાહરણ તરીકે, ગેસ માસ્કમાં ઉપયોગમાં લેવાતા સક્રિય કાર્બનની સપાટી પર ઝેરી વાયુઓનું શોષણ.

ભૌતિક અને રાસાયણિક શોષણ વચ્ચે તફાવત કરવામાં આવે છે.

મુ ભૌતિકશોષણ, કબજે કરેલા કણો તેમના ગુણધર્મો જાળવી રાખે છે, અને ક્યારે રાસાયણિક- શોષક સાથે શોષકના રાસાયણિક સંયોજનો રચાય છે.

શોષણ પ્રક્રિયા ગરમીના પ્રકાશન સાથે છે. ભૌતિક શોષણ માટે તે નજીવું છે (1-5 kcal/mol), રાસાયણિક શોષણ માટે તે ઘણું વધારે છે (10-100 kcal/mol). આ કેટાલિસિસ દરમિયાન રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓને ઝડપી બનાવી શકે છે.

દહન અને વિસ્ફોટ પ્રક્રિયાઓ માટે, નીચેના ઉદાહરણો આપી શકાય છે:

1. H 2 + O 2 મિશ્રણનું સ્વતઃ-ઇગ્નીશન તાપમાન 500 0 C છે. પેલેડિયમ ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં, તે ઘટીને 100 0 C થાય છે.

2. કોલસાના સ્વયંસ્ફુરિત દહનની પ્રક્રિયાઓ કોલસાના કણોની સપાટી પર ઓક્સિજનના રાસાયણિક શોષણથી શરૂ થાય છે.

3. શુદ્ધ ઓક્સિજન સાથે કામ કરતી વખતે, ઓક્સિજન કપડાં પર સારી રીતે શોષાય છે (શારીરિક શોષણ). અને સ્પાર્ક અથવા જ્યોતની હાજરીમાં, કપડાં સરળતાથી આગ પકડી લે છે.

4. વિસ્ફોટક મિશ્રણ બનાવવા માટે તકનીકી તેલ દ્વારા ઓક્સિજન સારી રીતે શોષાય છે અને શોષાય છે. ઇગ્નીશન સ્ત્રોત (રાસાયણિક શોષણ) વિના, મિશ્રણ સ્વયંભૂ વિસ્ફોટ કરે છે.

વિષય 3. દહનના રાસાયણિક પાયા.

3.1. કમ્બશન પ્રતિક્રિયાઓની રસાયણશાસ્ત્ર.

જેમ તમે પહેલાથી જ સમજી ગયા છો, કમ્બશન એ ઝડપથી વહેતી રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા છે જે ગરમી અને ગ્લો (જ્યોત) ના પ્રકાશન સાથે છે. સામાન્ય રીતે, આ એક ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટ - એર ઓક્સિજન સાથે સંયોજનમાં જ્વલનશીલ પદાર્થની એક્ઝોથર્મિક ઓક્સિડેટીવ પ્રતિક્રિયા છે.

જ્વલનશીલ પદાર્થોત્યાં વાયુઓ, પ્રવાહી અને ઘન પદાર્થો હોઈ શકે છે. આ છે H 2, CO, સલ્ફર, ફોસ્ફરસ, ધાતુઓ, C m H n (વાયુઓ, પ્રવાહી અને ઘન પદાર્થોના સ્વરૂપમાં હાઇડ્રોકાર્બન, એટલે કે કાર્બનિક પદાર્થો. કુદરતી હાઇડ્રોકાર્બન, ઉદાહરણ તરીકે, કુદરતી ગેસ, તેલ, કોલસો છે). સૈદ્ધાંતિક રીતે, ઓક્સિડેશન માટે સક્ષમ તમામ પદાર્થો જ્વલનશીલ હોઈ શકે છે.

ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટોસર્વ કરો: ઓક્સિજન, ઓઝોન, હેલોજન (F, Cl, Br, J), નાઈટ્રસ ઓક્સાઇડ (NO 2), એમોનિયમ નાઈટ્રેટ (NH 4 NO 3), વગેરે. ધાતુઓ માટે, CO 2, H 2 O, N 2 પણ હોઈ શકે છે. ઓક્સિડાઇઝિંગ એજન્ટો.

કેટલાક કિસ્સાઓમાં, એન્ડોથર્મિક પ્રક્રિયાઓમાં મેળવેલા પદાર્થોના વિઘટનની પ્રતિક્રિયાઓ દરમિયાન દહન થાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, એસિટિલીનના વિઘટન દરમિયાન:

C 2 H 2 = 2 C + H 2.

એક્ઝોથર્મિકપ્રતિક્રિયાઓ એ પ્રતિક્રિયાઓ છે જેમાં ગરમીના પ્રકાશનનો સમાવેશ થાય છે.

એન્ડોથર્મિકપ્રતિક્રિયાઓ એ પ્રતિક્રિયાઓ છે જેમાં ગરમીના શોષણનો સમાવેશ થાય છે.

ઉદાહરણ તરીકે:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q - એક્ઝોથર્મિક પ્રતિક્રિયા,

2H 2 O + Q = 2H 2 + O 2 - એન્ડોથર્મિક પ્રતિક્રિયા,

ક્યાં: ક્યૂ - થર્મલ એનર્જી.

આમ, એન્ડોથર્મિક પ્રતિક્રિયાઓ માત્ર બાહ્ય થર્મલ ઊર્જાની રજૂઆત સાથે થઈ શકે છે, એટલે કે. જ્યારે ગરમ થાય છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં, સમૂહના સંરક્ષણના કાયદા અનુસાર, પ્રતિક્રિયા પહેલાંના પદાર્થોનું વજન પ્રતિક્રિયા પછી રચાયેલા પદાર્થોના વજન જેટલું હોય છે. રાસાયણિક સમીકરણોને સંતુલિત કરતી વખતે, આપણને મળે છે stoichiometricરચનાઓ

ઉદાહરણ તરીકે, પ્રતિક્રિયામાં

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

અમારી પાસે 1 mol CH 4 + 2 mol O 2 = 1 mol CO 2 + 2 mol H 2 O છે.

પદાર્થોના સૂત્રોની સામે મોલ્સની સંખ્યાને સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક ગુણાંક કહેવામાં આવે છે.

"મોલર વોલ્યુમ", "મોલર કોન્સન્ટ્રેશન", "આંશિક દબાણ" ની વિભાવનાઓને ધ્યાનમાં લેતા, અમે શોધીએ છીએ કે મિથેનની સંપૂર્ણ પ્રતિક્રિયા માટે CH 4 ના 1 મોલને O 2 અથવા 1/ ના 2 મોલ્સ સાથે મિશ્રિત કરવું જરૂરી છે. 3 = 33.3% CH 4 અને 2/ 3=66.7% O 2. આ રચનાને સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક કહેવામાં આવે છે.

જો આપણે હવામાં CH 4 ના કમ્બશનને ધ્યાનમાં લઈએ, એટલે કે. 21% O 2 +79% N 2 અથવા O 2 +79/21N 2 અથવા O 2 +3.76N 2 ના મિશ્રણમાં, પછી પ્રતિક્રિયા નીચે પ્રમાણે લખવામાં આવશે:

CH 4 +2O 2 +2×3.76N 2 =CO 2 +2H 2 O+2×3.76N 2.

1 mol CH 4 +2 mol O 2 +7.52 mol N 2 = 10.52 mol O 2, N 2 અને CH 4 નું મિશ્રણ.

પછી મિશ્રણની stoichiometric રચના હશે:

(1/10.52)*100%=9.5% CH 4; (2/10.52)*100%=19.0% O 2 ;

(7.52/10.52)*100%=71.5% N 2.

આનો અર્થ એ છે કે સૌથી જ્વલનશીલ મિશ્રણમાં, ઓક્સિજન સાથેની પ્રતિક્રિયામાં 100% (CH 4 + O 2) ને બદલે હવા સાથેની પ્રતિક્રિયામાં 24% (CH 4 + O 2) હશે, એટલે કે. ઘણી ઓછી ગરમી ઉત્પન્ન થશે.

જો મનસ્વી, બિન-સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક રચનાઓ મિશ્ર કરવામાં આવે તો સમાન ચિત્ર પ્રાપ્ત થશે.

ઉદાહરણ તરીકે, પ્રતિક્રિયામાં 2CH 4 +2O 2 =CO 2 +2H 2 O+CH 4 CH 4 નો 1 મોલ પ્રતિક્રિયા આપતો નથી.

પ્રતિક્રિયામાં CH 4 +4O 2 =CO 2 +2H 2 O+2O 2 O 2 ના 2 મોલ્સ પ્રતિક્રિયામાં ભાગ લેતા નથી, પરંતુ બેલાસ્ટની ભૂમિકા ભજવે છે, જેને ગરમ કરવા માટે અમુક માત્રામાં ગરમીની જરૂર પડે છે.

આમ, જો આપણે ઓક્સિજન અને હવામાં અથવા વધુ CH 4 અને O 2 માં મિથેનની કમ્બશન પ્રતિક્રિયાઓની તુલના કરીએ, તો તે સ્પષ્ટ છે કે પ્રથમ પ્રતિક્રિયામાં પ્રકાશિત ગરમીનું પ્રમાણ અન્ય કરતા વધારે હશે, કારણ કે તેમાં:

એકંદર મિશ્રણમાં રિએક્ટન્ટ્સની ઓછી સાંદ્રતા;

ગરમીનો એક ભાગ બેલાસ્ટને ગરમ કરવા માટે જશે: નાઇટ્રોજન, ઓક્સિજન અથવા મિથેન.

ચાલો આપણી જાતને પ્રશ્નો પૂછીએ:

પ્રતિક્રિયા દરમિયાન કઈ ઊર્જા મુક્ત થઈ શકે છે?

ગરમીની માત્રા શું નક્કી કરે છે, એટલે કે. થર્મલ અસર ફરીથી

તેને વહેવા માટે કેટલી થર્મલ ઉર્જા ઉમેરવી જોઈએ?

એન્ડોથર્મિક પ્રતિક્રિયા?

આ હેતુ માટે, પદાર્થની ગરમી સામગ્રીનો ખ્યાલ રજૂ કરવામાં આવ્યો હતો.

3.2 પદાર્થોની ગરમીની સામગ્રી.

મિથેન કમ્બશન પ્રતિક્રિયામાં ગરમી ક્યાંથી આવે છે? આનો અર્થ એ છે કે તે CH 4 અને O 2 પરમાણુઓમાં છુપાયેલું હતું, અને હવે તે બહાર આવ્યું છે.

અહીં એક સરળ પ્રતિક્રિયાનું ઉદાહરણ છે:

2H 2 +O 2 =2H 2 O+Q

આનો અર્થ એ થયો કે હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનના સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક મિશ્રણનું ઉર્જા સ્તર પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદન H 2 O કરતા વધારે હતું અને પદાર્થમાંથી "વધારાની" ઊર્જા છૂટી હતી.

પાણીના વિદ્યુત વિચ્છેદન-વિશ્લેષણની વિપરીત પ્રતિક્રિયામાં, એટલે કે. વિદ્યુત ઊર્જાની મદદથી પાણીનું વિઘટન, હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનની રચના સાથે પાણીના અણુમાં અણુઓનું પુનઃવિતરણ થાય છે. તે જ સમયે, H 2 અને O 2 ની ગરમીનું પ્રમાણ વધે છે.

આમ, દરેક પદાર્થ, તેની રચના દરમિયાન, ચોક્કસ ઊર્જા મેળવે છે અથવા છોડી દેશે, અને તેની રચના દરમિયાન પદાર્થ દ્વારા સંચિત થર્મલ ઊર્જાના માપને કહેવામાં આવે છે. ગરમી સામગ્રી,અથવા એન્થાલ્પી.

રસાયણશાસ્ત્રથી વિપરીત, રાસાયણિક થર્મોડાયનેમિક્સમાં પદાર્થની રચનાની ગરમી એ પ્રતીક Q દ્વારા નહીં, પરંતુ જો રાસાયણિક સંયોજન દ્વારા ગરમીનું શોષણ કરવામાં આવે તો (+) ચિહ્ન સાથે DH પ્રતીક દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે, અને જો ચિહ્ન (-) સાથે પ્રતિક્રિયા દરમિયાન ગરમી છોડવામાં આવે છે, એટલે કે, તે સિસ્ટમોમાંથી "પાંદડા" થાય છે.

101.3 kPa ના દબાણ અને 298 K ના તાપમાને પદાર્થના 1 મોલની રચનાની પ્રમાણભૂત ગરમી સૂચવવામાં આવે છે.

સંદર્ભ પુસ્તકો સરળ પદાર્થોમાંથી સંયોજનોની રચનાની ગરમી આપે છે.

ઉદાહરણ તરીકે:

Y CO 2 = - 393.5 kJ/mol

U H 2 O ગેસ = - 241.8 kJ/mol

પરંતુ એન્ડોથર્મિક પ્રક્રિયાઓ દરમિયાન બનેલા પદાર્થો માટે, ઉદાહરણ તરીકે, એસિટિલીન C 2 H 2 = +226.8 kJ/mol, જ્યારે H 2 = H + + H + = +217.9 kJ/mol પ્રતિક્રિયા અનુસાર હાઇડ્રોજન અણુ H + બને છે.

સ્થિર સ્વરૂપમાં એક રાસાયણિક તત્વ ધરાવતા શુદ્ધ પદાર્થો માટે (H 2, O 2, C, Na, વગેરે), DN પરંપરાગત રીતે શૂન્ય હોવાનું માનવામાં આવે છે.

જો કે, જો આપણે પદાર્થોના મેક્રોસ્કોપિક ગુણધર્મોની ચર્ચા કરીએ, તો આપણે ઊર્જાના વિવિધ સ્વરૂપોને અલગ પાડીએ છીએ: ગતિ, સંભવિત, રાસાયણિક, વિદ્યુત, થર્મલ, પરમાણુ ઊર્જા અને યાંત્રિક કાર્ય. અને જો આપણે આ મુદ્દાને પરમાણુ સ્તરે ધ્યાનમાં લઈએ, તો ઊર્જાના આ સ્વરૂપો માત્ર બે સ્વરૂપોના આધારે સમજાવી શકાય છે - ચળવળની ગતિ ઊર્જા અને અણુઓ અને પરમાણુઓની સંભવિત બાકીની ઊર્જા.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં, માત્ર પરમાણુઓ બદલાય છે. અણુઓ યથાવત રહે છે. પરમાણુ ઊર્જાપરમાણુમાં સંચિત તેના અણુઓની બંધનકર્તા ઊર્જા છે. તે એકબીજા પ્રત્યે અણુઓના આકર્ષણના દળો દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. વધુમાં, પરમાણુઓ માટે એકબીજાને આકર્ષવા માટે સંભવિત ઊર્જા છે. તે વાયુઓમાં નાનું છે, પ્રવાહીમાં મોટું છે અને ઘન પદાર્થોમાં પણ મોટું છે.

દરેક અણુમાં ઊર્જા હોય છે, જેનો એક ભાગ ઇલેક્ટ્રોન સાથે અને ભાગ ન્યુક્લિયસ સાથે સંકળાયેલો હોય છે. ઇલેક્ટ્રોન પાસે ન્યુક્લિયસની આસપાસ પરિભ્રમણની ગતિ ઊર્જા અને એકબીજા પ્રત્યે આકર્ષણ અને વિકારની સંભવિત વિદ્યુત ઊર્જા હોય છે.

પરમાણુ ઊર્જાના આ સ્વરૂપોનો સરવાળો એ પરમાણુની ગરમીની સામગ્રી છે.

જો આપણે પદાર્થના 6.02 × 10 23 અણુઓની ઉષ્મા સામગ્રીનો સરવાળો કરીએ, તો આપણે આ પદાર્થની દાઢ ઉષ્મા સામગ્રી મેળવીએ છીએ.

એક-તત્વના પદાર્થો (એક તત્વના પરમાણુઓ) ની ગરમીનું પ્રમાણ શૂન્ય તરીકે કેમ લેવામાં આવે છે તે નીચે પ્રમાણે સમજાવી શકાય છે.

રાસાયણિક તત્વનું DN, એટલે કે, તેની રચનાની ઊર્જા, ઇન્ટ્રાન્યુક્લિયર પ્રક્રિયાઓ સાથે સંકળાયેલ છે. પરમાણુ ઊર્જા ઇન્ટ્રાન્યુક્લિયર કણો વચ્ચેની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના દળો અને પરમાણુ પ્રતિક્રિયાઓ દરમિયાન એક રાસાયણિક તત્વના બીજામાં રૂપાંતર સાથે સંકળાયેલ છે. ઉદાહરણ તરીકે, યુરેનિયમની સડો પ્રતિક્રિયા:

અથવા સરળ: U+n®Ba+Kr+3n.

ક્યાં: n ’ ઓ- માસ 1 અને શૂન્ય ચાર્જ સાથે ન્યુટ્રોન કણ.

યુરેનિયમ ન્યુટ્રોનને પકડે છે, જેના પરિણામે તે 3 ન્યુટ્રોનની રચના સાથે બે નવા તત્વો - બેરિયમ અને ક્રિપ્ટોનમાં વિભાજિત (વિઘટન) થાય છે, અને પરમાણુ ઊર્જા મુક્ત થાય છે.

એવું કહેવું જોઈએ કે પરમાણુ પ્રતિક્રિયાઓમાં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ કરતાં લાખો ગણા વધારે ઊર્જા ફેરફારોનો સમાવેશ થાય છે. આમ, યુરેનિયમની સડો ઊર્જા 4.5 × 10 9 kcal/mol × યુરેનિયમ છે. આ કોલસાના એક છછુંદરના દહન કરતા 10 મિલિયન ગણું વધારે છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં, અણુઓ બદલાતા નથી, પરંતુ પરમાણુઓ કરે છે. તેથી, રસાયણશાસ્ત્રીઓ દ્વારા અણુઓની રચનાની ઉર્જા ધ્યાનમાં લેવામાં આવતી નથી, અને એકલ-તત્વ ગેસના અણુઓ અને શુદ્ધ પદાર્થોના અણુઓના ડીએનને શૂન્યની બરાબર લેવામાં આવે છે.

યુરેનિયમની ઉપરોક્ત સડો પ્રતિક્રિયા સાંકળ પ્રતિક્રિયાનું ઉત્તમ ઉદાહરણ છે. અમે પછીથી કમ્બશન પ્રતિક્રિયાની સાંકળ પદ્ધતિના સિદ્ધાંતને ધ્યાનમાં લઈશું. પરંતુ ન્યુટ્રોન ક્યાંથી આવે છે અને તે યુરેનિયમ સાથે શું પ્રતિક્રિયા આપે છે તે કહેવાતી સક્રિયકરણ ઊર્જા સાથે સંબંધિત છે, જેને આપણે થોડી વાર પછી ધ્યાનમાં લઈશું.

3.3. પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસર.

હકીકત એ છે કે દરેક વ્યક્તિગત પદાર્થમાં ચોક્કસ માત્રામાં ઊર્જા હોય છે તે રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓની થર્મલ અસરોને સમજાવે છે.

હેસના નિયમ મુજબ: રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસર ફક્ત પ્રારંભિક અને અંતિમ ઉત્પાદનોની પ્રકૃતિ પર આધારિત છે અને એક રાજ્યથી બીજા રાજ્યમાં સંક્રમણની મધ્યવર્તી પ્રતિક્રિયાઓની સંખ્યા પર આધારિત નથી.

કોરોલરી 1આ કાયદાનો: રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાની થર્મલ અસર એ અંતિમ ઉત્પાદનોની રચનાની ગરમીના સરવાળા અને પ્રારંભિક પદાર્થોની રચનાની ગરમીના સરવાળા વચ્ચેના તફાવતની બરાબર છે, જે સૂત્રમાં ગુણાંકને ધ્યાનમાં લે છે. પ્રતિક્રિયા સમીકરણમાં આ પદાર્થો.

ઉદાહરણ તરીકે, પ્રતિક્રિયામાં 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ± DH.

; ; .

પરિણામે, સામાન્ય પ્રતિક્રિયા સમીકરણ આના જેવું દેખાશે:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O – 582 kJ/mol.

અને જો DH માં (-) ચિહ્ન હોય, તો પ્રતિક્રિયા એક્ઝોથર્મિક છે.

કોરોલરી 2. લેવોઇસિયર-લેપ્લેસના કાયદા અનુસાર, રાસાયણિક સંયોજનના વિઘટનની થર્મલ અસર તેની રચનાની થર્મલ અસરના સંકેતમાં સમાન અને વિરુદ્ધ છે.

પછી પાણીની વિઘટન પ્રતિક્રિયા હશે:

2H 2 O=2H 2 +O 2 +582 kJ/mol, એટલે કે આ પ્રતિક્રિયા એન્ડોથર્મિક છે.

વધુ જટિલ પ્રતિક્રિયાનું ઉદાહરણ:

CH 4 +2O 2 =CO 2 +2H 2 O.

પછી પ્રતિક્રિયા આ રીતે લખવામાં આવશે:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O – 742.3 kJ/mol, જેનો અર્થ છે કે પ્રતિક્રિયા એક્ઝોથર્મિક છે.

3.4. ગેસ પ્રતિક્રિયાઓના ગતિ સિદ્ધાંતો.

સામૂહિક ક્રિયાના કાયદા અનુસાર, સતત તાપમાન પર પ્રતિક્રિયા દર પ્રતિક્રિયાશીલ પદાર્થોની સાંદ્રતા અથવા, જેમ તેઓ કહે છે, "અભિનય માસ" ના પ્રમાણસર હોય છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાનો દર ( υ ) સમયના એકમ દીઠ પ્રતિક્રિયા આપતા પદાર્થની માત્રાને ધ્યાનમાં લેવાનો રિવાજ છે ( ડીt) પ્રતિ યુનિટ વોલ્યુમ ( ડીવી).

સમીકરણ અનુસાર આગળ વધતી પ્રતિક્રિયાને ધ્યાનમાં લો:

A + B = C + D.

કારણ કે પ્રતિક્રિયા દર રિએક્ટન્ટ્સની સાંદ્રતામાં સમયનો ઘટાડો અને પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદનોની સાંદ્રતામાં વધારો દર્શાવે છે, અમે લખી શકીએ છીએ:

, (3.1)

જ્યાં ડેરિવેટિવ્ઝના ઓછા ઘટકોની સાંદ્રતામાં ફેરફારની દિશા સૂચવે છે અને ઘટકોની સાંદ્રતા ચોરસ કૌંસમાં દર્શાવેલ છે.

પછી T = const પર સીધી બદલી ન શકાય તેવી પ્રતિક્રિયા ઝડપે આગળ વધે છે:

, (3.2)

ક્યાં: k - રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાનો દર સ્થિર. તે ઘટકોની સાંદ્રતા પર આધારિત નથી, પરંતુ માત્ર તાપમાન સાથે બદલાય છે.

સામૂહિક ક્રિયાના કાયદા અનુસાર, પ્રતિક્રિયા ઘટકોની સાંદ્રતા ગતિ સમીકરણમાં આ ઘટકના સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક ગુણાંકની સમાન ડિગ્રીમાં શામેલ છે.

હા, પ્રતિક્રિયા માટે

aA + bB = cC + dD

ગતિ સમીકરણનું સ્વરૂપ છે:

ઘાત a, b, c, d ને સામાન્ય રીતે A, B, C, D ઘટકો માટે પ્રતિક્રિયા ક્રમ કહેવામાં આવે છે અને ઘાતાંકનો સરવાળો એકંદર પ્રતિક્રિયા ક્રમ છે.

ઉદાહરણ તરીકે, પ્રતિક્રિયાઓ જેવી

A ® bB + cC - પહેલો ઓર્ડર,

2A = bB + cC - બીજો ક્રમ,

A + B = cC + dD – III ક્રમ.

તમામ પ્રતિક્રિયાત્મક ઘટકોની સાંદ્રતા સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક સમીકરણો દ્વારા એકબીજા સાથે સંબંધિત હોવાથી, પ્રથમ ક્રમના સૌથી સરળ ગતિ સમીકરણો એ એક સ્વતંત્ર ચલ - એકાગ્રતા - સાથે પ્રથમ ક્રમના વિભેદક સમીકરણો છે અને તેને એકીકૃત કરી શકાય છે.

સૌથી સરળ ગતિ સમીકરણ એ પ્રકારનું પ્રથમ ક્રમ સમીકરણ છે

જેના માટે . (3.4)

ચાલો પ્રતિક્રિયાની શરૂઆત પહેલા ઘટક A ની સાંદ્રતા દ્વારા સૂચિત કરીએ અને, t = 0, [A] = [A 0 ] ની સીમાની સ્થિતિ હેઠળ સમીકરણને એકીકૃત કર્યા પછી, આપણે મેળવીએ છીએ:

અથવા [A]=×e - kt . (3.5)

આમ, પદાર્થોની સાંદ્રતા પર પ્રતિક્રિયા દરની અવલંબન ઘાતાંકીય છે.

વાયુઓની ગતિ ઊર્જા તેને આ રીતે સમજાવે છે. એરેનિયસ પૂર્વધારણા અનુસાર, પરમાણુઓ વચ્ચે પ્રતિક્રિયા ત્યારે જ થાય છે જો તેઓ સક્રિય હોય, એટલે કે. ઇન્ટરએટોમિક બોન્ડ્સ તોડવા માટે પૂરતી વધારાની ઊર્જા હોય છે, કહેવાતી સક્રિયકરણ ઊર્જા E A.

તે. રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાની ગતિ તમામ પરમાણુઓની અથડામણની સંખ્યા પર આધારિત નથી, પરંતુ માત્ર સક્રિય થયેલ છે.

બોલ્ટ્ઝમેનના કાયદા અનુસાર, સક્રિય પરમાણુઓની સંખ્યા

n A = n o * e - E / RT , (3.6)

ક્યાં: ઇ - સક્રિયકરણ ઊર્જા,

ટી - ગેસ મિશ્રણનું તાપમાન,

n o - પરમાણુઓની કુલ સંખ્યા.

પછી અસરકારક અથડામણની સંખ્યા, જે પ્રતિક્રિયા દર સાથે એકરુપ છે, તે સમાન છે:

υ р = Z eff = Z 0 * e - E / RT , (3.7)

જ્યાં: Z 0 - પરમાણુઓની અથડામણની કુલ સંખ્યા.

1) પ્રતિક્રિયા દર સક્રિય પરમાણુઓની સાંદ્રતાના પ્રમાણસર છે, જેની સંખ્યા મિશ્રણમાં તાપમાન અને દબાણ પર આધારિત છે, કારણ કે દબાણ એ કોઈપણ સપાટી સાથે અથડાતા પરમાણુઓની સંખ્યા છે;

2) પ્રતિક્રિયા ફક્ત ત્યારે જ શક્ય છે જ્યારે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા પરમાણુઓ આંતરપરમાણુ બોન્ડને તોડવા અથવા નબળા કરવા માટે પૂરતી ઊર્જાનો ચોક્કસ પુરવઠો પ્રાપ્ત કરે છે. સક્રિયકરણમાં રાસાયણિક પરિવર્તન શક્ય હોય તેવી સ્થિતિમાં પરમાણુઓના સંક્રમણનો સમાવેશ થાય છે.

મોટેભાગે, સક્રિયકરણ પ્રક્રિયા મધ્યવર્તી અસ્થિર પરંતુ અત્યંત સક્રિય અણુ સંયોજનોની રચના દ્વારા થાય છે.

આમ, માત્ર એન્ડોથર્મિક પ્રક્રિયાઓ થવા માટે, બાહ્ય ઉર્જા પુરવઠાની જરૂર નથી, પણ એક્ઝોથર્મિક પ્રક્રિયાઓ માટે પણ. એક્ઝોથર્મિક પ્રતિક્રિયા થાય તે માટે, તેને થર્મલ ઊર્જાનો થોડો આવેગ આપવો જરૂરી છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનના મિશ્રણમાં કમ્બશન રિએક્શન થવા માટે, તેને સળગાવવાની જરૂર છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા "પ્રારંભ" કરવા માટે જરૂરી લઘુત્તમ થર્મલ ઊર્જાને સક્રિયકરણ ઊર્જા કહેવામાં આવે છે.

3.5. પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા.

આ ઘટનાને સમજાવવા માટે, નીચેના ઉદાહરણનો વારંવાર ઉપયોગ કરવામાં આવે છે (ફિગ. 9):

પ્લેટફોર્મ પર એક બોલ છે. સાઇટ સ્લાઇડની સામે સ્થિત છે. તેથી, જો સ્લાઇડ માટે ન હોત તો બોલ તેની જાતે જ નીચે વળ્યો હોત. પરંતુ સ્વયંસ્ફુરિત વંશ માટે, તેને સ્લાઇડની ટોચ પર ઉઠાવી લેવું આવશ્યક છે. આ માત્ર ટેકરી ઉપર જવાની ઉર્જા જ નહીં, પણ નીચે જવાની ઉર્જા પણ મુક્ત કરશે.

ચોખા. 9. પ્રતિક્રિયા સક્રિયકરણ યોજના.

બે પ્રતિક્રિયાઓ ધ્યાનમાં લો:

1) H 2 + O 2 = H 2 O-

2) H 2 O = H 2 + O 2 +

આકૃતિમાંથી જોઈ શકાય છે, E 2 =+E 1;

સામાન્ય રીતે, કોઈપણ પ્રતિક્રિયા માટે

.

અને થર્મલ અસરની નિશાની E 1 અને E 2 વચ્ચેના તફાવત પર આધાર રાખે છે, જે હંમેશા હકારાત્મક હોય છે.

આમ, સક્રિયકરણ ઊર્જા એ પ્રતિક્રિયાશીલ પદાર્થોને સક્રિય સંકુલની સ્થિતિમાં રૂપાંતરિત કરવા માટે જરૂરી ઊર્જા છે (આંતરપરમાણુ બંધનો તોડવો, પરમાણુઓને એકબીજાની નજીક લાવવા, પરમાણુમાં ઊર્જા સંચિત કરવા...).

વધતા ગેસ તાપમાન સાથે, સક્રિય પરમાણુઓ (e -E/RT) નું પ્રમાણ તીવ્રપણે વધે છે, અને તેથી પ્રતિક્રિયા દર ઝડપથી વધે છે. આ સંબંધને નીચે પ્રમાણે સમજાવી શકાય છે:

ચોખા. 10. તાપમાન પર પ્રતિક્રિયા દરની અવલંબન: 1 – 1લી પ્રતિક્રિયાની ગતિ, 2 – 2જી પ્રતિક્રિયાની ગતિ.

આકૃતિ 10 માંથી જોઈ શકાય છે તેમ, પ્રથમ પ્રતિક્રિયાનો દર બીજી પ્રતિક્રિયાના દર કરતા ઓછો છે, અને 1લી પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા બીજી પ્રતિક્રિયાના E કરતા વધારે છે. અને તે જ તાપમાને ટી 2 υ 2 > υ 1 . સક્રિયકરણ ઊર્જા જેટલી વધારે છે, આપેલ પ્રતિક્રિયા દર હાંસલ કરવા માટે જરૂરી તાપમાન જેટલું ઊંચું હશે.

આનું કારણ એ છે કે જ્યારે E મોટો હોય છે, ત્યારે પ્રતિક્રિયા આપતા ઘટકોના પરમાણુઓમાં હાલના આંતરપરમાણુ બોન્ડ વધુ મજબૂત હોય છે, અને આ દળોને દૂર કરવા માટે વધુ ઊર્જાની જરૂર પડે છે. આ કિસ્સામાં, સક્રિય પરમાણુઓનું પ્રમાણ અનુરૂપ રીતે નાનું છે.

ઉપરથી તે સ્પષ્ટ છે કે સક્રિયકરણ ઊર્જાની તીવ્રતા એ રાસાયણિક પ્રક્રિયાની સૌથી મહત્વપૂર્ણ લાક્ષણિકતા છે. તે ઉર્જા અવરોધની ઊંચાઈ નક્કી કરે છે, જેમાંથી બહાર નીકળવું એ પ્રતિક્રિયા થવાની સ્થિતિ છે. બીજી બાજુ, તે તાપમાનના આધારે પ્રતિક્રિયા દરને લાક્ષણિકતા આપે છે, એટલે કે. સક્રિયકરણ ઊર્જા જેટલી વધારે છે, આપેલ પ્રતિક્રિયા પ્રાપ્ત કરવા માટે તાપમાન જેટલું ઊંચું હશે.

3.6. ઉત્પ્રેરક.

તાપમાન અને પદાર્થોની સાંદ્રતા વધારવા ઉપરાંત, તેઓ ઉપયોગ કરે છે ઉત્પ્રેરક, એટલે કે પદાર્થો કે જે પ્રતિક્રિયાત્મક મિશ્રણમાં દાખલ કરવામાં આવે છે, પરંતુ પ્રતિક્રિયા દરમિયાન તેનો વપરાશ થતો નથી, પરંતુ સક્રિયકરણ ઊર્જા ઘટાડીને તેને વેગ આપે છે.

ઉત્પ્રેરકનો ઉપયોગ કરીને પ્રતિક્રિયા દર વધારવાની પ્રક્રિયા કહેવામાં આવે છે ઉત્પ્રેરક.

ઉત્પ્રેરક પ્રારંભિક પદાર્થોના પરમાણુઓમાં બોન્ડને નબળા બનાવીને, તેમના વિઘટન, ઉત્પ્રેરકની સપાટી પરના અણુઓનું શોષણ અથવા સક્રિય ઉત્પ્રેરક કણોની રજૂઆત દ્વારા સક્રિય સંકુલ બનાવવા માટે મધ્યવર્તી પ્રતિક્રિયાઓમાં ભાગ લે છે.

ઉત્પ્રેરકની ભાગીદારીની પ્રકૃતિ નીચેના રેખાકૃતિ દ્વારા સમજાવી શકાય છે:

ઉત્પ્રેરક વિનાની પ્રતિક્રિયા: A + B = AB.

ઉત્પ્રેરક X સાથે: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

ચાલો ફિગમાં બતાવેલ ચિત્ર જેવું જ ચિત્ર રજૂ કરીએ. 9.

ચોખા. 11. ઉત્પ્રેરક ઓપરેશન ડાયાગ્રામ: ઇ બી.કેટઅને બિલાડી સાથે ઇ- અનુક્રમે ઉત્પ્રેરક વિના અને ઉત્પ્રેરક સાથે પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા.

જ્યારે ઉત્પ્રેરક રજૂ કરવામાં આવે છે (ફિગ. 11), પ્રતિક્રિયા ઓછી ઉર્જા અવરોધ સાથે અલગ પાથ સાથે આગળ વધી શકે છે. આ માર્ગ અન્ય સક્રિય સંકુલની રચના દ્વારા નવી પ્રતિક્રિયા પદ્ધતિને અનુરૂપ છે. અને નવી નીચી ઉર્જા અવરોધને મોટી સંખ્યામાં કણો દ્વારા દૂર કરી શકાય છે, જે પ્રતિક્રિયા દરમાં વધારો તરફ દોરી જાય છે.

એ નોંધવું જોઈએ કે વિપરીત પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા આગળની પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા જેટલી જ રકમથી ઘટે છે, એટલે કે. બંને પ્રતિક્રિયાઓને સમાન રીતે વેગ આપવામાં આવે છે, અને ઉત્પ્રેરક પ્રતિક્રિયા શરૂ કરતા નથી, તેઓ માત્ર પ્રતિક્રિયાને વેગ આપશે, જે તેમની ગેરહાજરીમાં થઈ શકે છે, પરંતુ વધુ ધીમેથી.

પ્રતિક્રિયાના મધ્યવર્તી ઉત્પાદનો ઉત્પ્રેરક બની શકે છે, પછી આ પ્રતિક્રિયાને ઓટોકેટાલિટીક કહેવામાં આવે છે. તેથી, જો સામાન્ય પ્રતિક્રિયાઓનો દર ઘટે છે કારણ કે રિએક્ટન્ટ્સનો વપરાશ થાય છે, તો પછી કમ્બશન પ્રતિક્રિયા, ઓટોકેટાલિસિસને કારણે, સ્વ-વેગ પામે છે અને સ્વતઃઉત્પાદન થાય છે.

મોટેભાગે, નક્કર પદાર્થો કે જે પ્રતિક્રિયાશીલ પદાર્થોના પરમાણુઓને શોષી લે છે તે ઉત્પ્રેરક તરીકે ઉપયોગમાં લેવાય છે. શોષણ દરમિયાન, પ્રતિક્રિયા કરતા પરમાણુઓમાંના બોન્ડ નબળા પડી જાય છે, અને આમ તેમની વચ્ચેની પ્રતિક્રિયા સરળ બને છે.

શોષણ શું છે?

3.7. શોષણ.

શોષણ- વાયુયુક્ત માધ્યમમાંથી પદાર્થનું સપાટી શોષણ અથવા અન્ય પદાર્થની સપાટીના સ્તર દ્વારા દ્રાવણ - પ્રવાહી અથવા ઘન.

ઉદાહરણ તરીકે, ગેસ માસ્કમાં ઉપયોગમાં લેવાતા સક્રિય કાર્બનની સપાટી પર ઝેરી વાયુઓનું શોષણ.

ભૌતિક અને રાસાયણિક શોષણ વચ્ચે તફાવત કરવામાં આવે છે.

મુ ભૌતિકશોષણ, કબજે કરેલા કણો તેમના ગુણધર્મો જાળવી રાખે છે, અને ક્યારે રાસાયણિક- શોષક સાથે શોષકના રાસાયણિક સંયોજનો રચાય છે.

શોષણ પ્રક્રિયા ગરમીના પ્રકાશન સાથે છે. ભૌતિક શોષણ માટે તે નજીવું છે (1-5 kcal/mol), રાસાયણિક શોષણ માટે તે ઘણું વધારે છે (10-100 kcal/mol). આ કેટાલિસિસ દરમિયાન રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓને ઝડપી બનાવી શકે છે.

દહન અને વિસ્ફોટ પ્રક્રિયાઓ માટે, નીચેના ઉદાહરણો આપી શકાય છે:

1. H 2 + O 2 મિશ્રણનું સ્વતઃ-ઇગ્નીશન તાપમાન 500 0 C છે. પેલેડિયમ ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં, તે ઘટીને 100 0 C થાય છે.

2. કોલસાના સ્વયંસ્ફુરિત દહનની પ્રક્રિયાઓ કોલસાના કણોની સપાટી પર ઓક્સિજનના રાસાયણિક શોષણથી શરૂ થાય છે.

3. શુદ્ધ ઓક્સિજન સાથે કામ કરતી વખતે, ઓક્સિજન કપડાં પર સારી રીતે શોષાય છે (શારીરિક શોષણ). અને સ્પાર્ક અથવા જ્યોતની હાજરીમાં, કપડાં સરળતાથી આગ પકડી લે છે.

4. વિસ્ફોટક મિશ્રણ બનાવવા માટે તકનીકી તેલ દ્વારા ઓક્સિજન સારી રીતે શોષાય છે અને શોષાય છે. ઇગ્નીશન સ્ત્રોત (રાસાયણિક શોષણ) વિના, મિશ્રણ સ્વયંભૂ વિસ્ફોટ કરે છે.