Paskelbimo data 2013-10-02 20:58

Degimas yra oksidacijos reakcija, vykstanti dideliu greičiu, kurią lydi didelis šilumos kiekis ir, kaip taisyklė, ryškus švytėjimas, kurį mes vadiname liepsna. Degimo procesas tiriamas fizikine chemija, kurioje degimu laikomi visi egzoterminiai procesai, turintys savaime greitėjančią reakciją. Toks savaiminis pagreitis gali atsirasti dėl temperatūros padidėjimo (t. y. turi šiluminį mechanizmą) arba dėl aktyvių dalelių kaupimosi (turi difuzinį pobūdį).

Degimo reakcija turi aiškią savybę - aukštos temperatūros regiono (liepsnos), ribotos erdvės buvimą, kur daugiausia pradinių medžiagų (kuro) virsta degimo produktais. Šį procesą lydi didelis šiluminės energijos kiekis. Norint pradėti reakciją (liepsnos atsiradimą), uždegimui reikia išleisti tam tikrą energijos kiekį, tada procesas vyksta spontaniškai. Jo greitis priklauso nuo reakcijoje dalyvaujančių medžiagų cheminių savybių, taip pat nuo dujų dinaminių procesų degimo metu. Degimo reakcija turi tam tikras charakteristikas, iš kurių svarbiausios yra mišinio kaloringumas ir temperatūra (vadinama adiabatine), kurią teoriškai būtų galima pasiekti visiško degimo metu, neatsižvelgiant į šilumos nuostolius.

Atsižvelgiant į oksidatoriaus ir kuro sujungimo būseną, degimo procesą galima suskirstyti į vieną iš trijų tipų. Degimo reakcija gali būti:

Homogeniškas, jei kuras ir oksidatorius (iš anksto sumaišytas) yra dujinės būsenos,

Heterogeninis, kuriame kietasis arba skystasis kuras sąveikauja su dujiniu oksidatoriumi,

Parako ir sprogmenų degimo reakcija.

Homogeninis degimas yra paprasčiausias, jo greitis yra pastovus, priklausomai nuo mišinio sudėties ir molekulinio šilumos laidumo, temperatūros ir slėgio.

Heterogeninis degimas labiausiai paplitęs tiek gamtoje, tiek dirbtinėmis sąlygomis. Jo greitis priklauso nuo specifinių degimo proceso sąlygų ir nuo sudedamųjų dalių fizinių savybių. Skysto kuro degimo greičiui didelę įtaką turi garavimo greitis, o kietojo – dujofikacijos greitis. Pavyzdžiui, deginant anglį, procesas susideda iš dviejų etapų. Pirmajame iš jų (santykinai lėto kaitinimo atveju) išsiskiria lakūs medžiagos komponentai (anglis), antrajame išdega kokso likučiai.

Dujų degimas (pavyzdžiui, etano degimas) turi savo ypatybes. Dujinėje aplinkoje liepsnos gali išplisti dideliu atstumu. Jis gali judėti per dujas ikigarsiniu greičiu, ir ši savybė būdinga ne tik dujų aplinkai, bet ir smulkiai išsklaidytam skystų ir kietų degių dalelių mišiniui, sumaišytam su oksidatoriumi. Norint užtikrinti stabilų degimą tokiais atvejais, reikalinga speciali krosnies įrenginio konstrukcija.

Degimo reakcijos dujinėje aplinkoje sukeliamos pasekmės yra dviejų tipų. Pirmasis yra dujų srauto turbuliavimas, dėl kurio labai padidėja proceso greitis. Dėl to atsirandantys akustiniai srauto sutrikimai gali sukelti kitą etapą – smūginės bangos susidarymą, dėl kurio mišinys detonuoja. Degimo perėjimas į detonacijos stadiją priklauso ne tik nuo pačių dujų savybių, bet ir nuo sistemos dydžio bei sklidimo parametrų.

Kuro deginimas naudojamas technologijose ir pramonėje. Pagrindinis uždavinys šiuo atveju yra pasiekti maksimalų degimo efektyvumą (t.y. optimizuoti šilumos išsiskyrimą) per tam tikrą laikotarpį. Degimas naudojamas, pavyzdžiui, kasyboje – įvairių mineralų kūrimo metodai yra pagrįsti degaus proceso naudojimu. Tačiau tam tikromis gamtinėmis ir geologinėmis sąlygomis degimo reiškinys gali tapti veiksniu, keliančiu rimtą pavojų. Pavyzdžiui, tikrasis pavojus yra savaiminis durpių užsidegimas, dėl kurio kyla endogeninių gaisrų.

Degimas– sudėtingas fizinis ir cheminis procesas, kurio pagrindas yra redokso tipo cheminės reakcijos, lemiančios valentinių elektronų persiskirstymą tarp sąveikaujančių molekulių atomų.

Degimo reakcijų pavyzdžiai

metano: CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O;

acetilenas: C2H2 + 2,5 O2 = 2 CO2 + H2O;

natris: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

vandenilis: H2 + Cl2 = 2HCl, 2H2 + O2 = 2H2O;

TNT: C6H2(NO2)3CH3 = 2,5H2O + 3,5CO + 3,5C +1,5N2.

Oksidacijos esmė – oksiduojančios medžiagos valentinių elektronų donorystė oksiduojančiai medžiagai, kuri, priimdama elektronus, redukuojama. Redukcijos esmė – redukuojančiajai medžiagai gauti redukuojančios medžiagos elektronų, kuriuos dovanojant elektronų, yra oksiduojamas. Dėl elektronų perdavimo pakinta atomo išorinio (valentinės) elektroninio lygio struktūra. Tada kiekvienas atomas tam tikromis sąlygomis pereina į stabiliausią būseną.

Cheminiuose procesuose elektronai gali visiškai persikelti iš vienos medžiagos (elemento) atomų elektroninio apvalkalo į kitos medžiagos atomų apvalkalą.

Taigi, kai metalinis natris dega chlore, natrio atomai chloro atomams atiduoda po vieną elektroną. Šiuo atveju natrio atomo išorinis elektroninis lygis baigiasi aštuoniais elektronais (stabili struktūra), o vieną elektroną praradęs atomas virsta teigiamai įkrautu jonu. Chloro atomas, įgyjantis vieną elektroną, užpildo savo išorinį lygį aštuoniais elektronais, o atomas tampa neigiamo krūvio jonu. Veikiant Kulono elektrostatinėms jėgoms, susijungia priešingai įkrauti jonai ir susidaro natrio chlorido molekulė (joninė jungtis):

2Mg + O 2 = 2Mg 2+ O 2–.

Taigi, magnio degimą (oksidaciją) lydi jo elektronų perkėlimas į deguonį. Kituose procesuose dviejų skirtingų atomų išorinių apvalkalų elektronai ateina tarsi bendram naudojimui, taip sutraukdami molekulių atomus ( kovalentinis arba atominis ryšys):

Ir galiausiai vienas atomas gali pasidalyti savo elektronų pora (molekulinis ryšys):

Išvados iš šiuolaikinės oksidacijos-redukcijos teorijos nuostatų:

1. Oksidacijos esmė – elektronų praradimas oksiduojamos medžiagos atomais arba jonais, o redukcijos esmė – elektronų pridėjimas prie redukuojamos medžiagos atomų ar jonų. Procesas, kurio metu medžiaga praranda elektronus, vadinamas oksidacija ir elektronų pridėjimas – atsigavimas.

2. Medžiagos oksidacija negali vykti tuo pačiu metu neredukuojant kitos medžiagos. Pavyzdžiui, kai magnis dega deguonyje arba ore, magnis oksiduojasi ir tuo pačiu sumažėja deguonis. Visiškai sudegus susidaro produktai, kurie negali toliau degti (CO 2, H 2 O, HCl ir kt.), nevisiškai sudegus, susidarantys produktai gali toliau degti (CO, H 2 S, HCN, NH 3 , aldehidai ir kt. .d.). Schema: alkoholis – aldehidas – rūgštis.

Beveik kiekvieną dieną mums visiems tenka susidurti su vienokiomis ar kitokiomis degimo proceso apraiškomis. Mūsų straipsnyje norime išsamiau papasakoti, kokias ypatybes šis procesas apima moksliniu požiūriu.

Tai yra pagrindinis gaisro proceso komponentas. Gaisras prasideda nuo degimo pradžios, jo vystymosi intensyvumas dažniausiai yra ugnies nueitas kelias, tai yra degimo greitis, o gesinimas baigiasi degimo nutraukimu.

Degimas paprastai suprantamas kaip egzoterminė kuro ir oksidatoriaus reakcija, kurią lydi bent vienas iš šių trijų veiksnių: liepsna, švytėjimas, dūmų susidarymas. Dėl degimo proceso sudėtingumo šis apibrėžimas nėra išsamus. Jame neatsižvelgiama į tokias svarbias degimo ypatybes, kaip greitas pagrindinės egzoterminės reakcijos atsiradimas, jos savaiminis pobūdis ir proceso gebėjimas savaime plisti per degųjį mišinį.

Skirtumas tarp lėtos egzoterminės redokso reakcijos (geležies korozija, puvimas) ir degimo yra tas, kad pastarasis vyksta taip greitai, kad šiluma pasigamina greičiau nei išsisklaido. Dėl to reakcijos zonoje temperatūra pakyla šimtais ir net tūkstančiais laipsnių, atsiranda matomas švytėjimas ir susidaro liepsna. Iš esmės taip susidaro liepsnojantis degimas. Jeigu išsiskiria šiluma, bet nėra liepsnos, tai šis procesas vadinamas rusenimu Abiejų procesų metu vyksta visiško arba nepilno medžiagų degimo aerozolis. Verta paminėti, kad kai kurioms medžiagoms degant, liepsnos nesimato, taip pat nėra dūmų, tokių kaip vandenilis. Per greitos reakcijos (sprogioji transformacija) taip pat neįeina į degimo sąvoką.

Būtina degimo sąlyga yra degios medžiagos, oksidatoriaus (gaisro metu jo vaidmenį atlieka ore esantis deguonis) ir uždegimo šaltinio. Tiesioginiam degimui turi egzistuoti kritinės sąlygos, susijusios su degiojo mišinio sudėtimi, degiosios medžiagos geometrija ir temperatūra, slėgiu ir tt. Po degimo liepsna arba reakcijos zona veikia kaip uždegimo šaltinis.

Pavyzdžiui, metanas gali būti oksiduojamas deguonimi, kai 500-700 K temperatūroje išsiskiria šiluma iki metilo alkoholio ir skruzdžių rūgšties. Tačiau, kad reakcija tęstųsi, būtina papildyti šilumą dėl išorinio šildymo. Tai nėra deginimas. Kaitinamas reakcijos mišinys iki aukštesnės nei 1000 K temperatūros, metano oksidacijos greitis padidėja tiek, kad išsiskiriančios šilumos pakanka toliau tęsti reakciją, išnyksta išorinio šilumos tiekimo poreikis ir prasideda degimas. Taigi degimo reakcija, kai ji įvyksta, gali palaikyti pati save. Tai yra pagrindinis skiriamasis degimo proceso bruožas. Kitas susijęs bruožas yra liepsnos, kuri yra cheminės reakcijos zona, gebėjimas spontaniškai plisti per degią terpę arba degią medžiagą greičiu, kurį lemia reakcijos mišinio pobūdis ir sudėtis, taip pat proceso sąlygos. Tai yra pagrindinis gaisro vystymosi mechanizmas.

Tipiškas degimo modelis pagrįstas organinių medžiagų arba anglies oksidacijos reakcija su atmosferos deguonimi. Degimą lydi daug fizinių ir cheminių procesų. Fizika yra apie šilumos perdavimą į sistemą. Oksidacijos ir redukcijos reakcijos yra cheminė degimo prigimties sudedamoji dalis. Taigi iš degimo sąvokos atsiranda įvairių cheminių virsmų, įskaitant pradinių junginių skilimą, produktų disociaciją ir jonizaciją.

Degios medžiagos arba medžiagos derinys su oksiduojančiu agentu sudaro degią terpę. Degiosioms medžiagoms irstant, veikiant uždegimo šaltiniui, susidaro dujų-garų-oro reakcijos mišinys. Degieji mišiniai, kurie savo sudėtimi (kuro ir oksidatoriaus komponentų santykiu) atitinka cheminės reakcijos lygtį, vadinami stechiometrinės sudėties mišiniais. Jie yra pavojingiausi ugnies požiūriu: lengviau užsidega, intensyviau dega, užtikrindami visišką medžiagos sudegimą, dėl to išskiria didžiausią šilumos kiekį.

Ryžiai. 1. Difuzinių liepsnų formos

a – reaktyvinės srovės deginimas, b – išsiliejusio skysčio deginimas, c – miško paklotės deginimas

Pagal degiųjų medžiagų kiekio ir oksidatoriaus tūrio santykį išskiriami liesi ir sotūs mišiniai: prastuose mišiniuose gausu oksidatoriaus, turtinguose – gausiai degiųjų medžiagų. Minimalus oksidatoriaus kiekis, reikalingas tam tikros degiosios medžiagos masės (tūrio) vienetui visiškai sudeginti, nustatomas pagal cheminės reakcijos lygtį. Deginant dalyvaujant deguoniui, daugumai degiųjų medžiagų reikalingas (specifinis) oro srautas yra 4-15 m 3 /kg. Medžiagų ir medžiagų degimas galimas tik tada, kai ore yra tam tikras jų garų ar dujinių produktų kiekis, taip pat kai deguonies koncentracija yra ne mažesnė už nurodytą ribą.

Taigi, kartonui ir medvilnei savaime užgęsta jau esant 14 t. % deguonies, o poliesterio vata – 16 tūrio. %. Degimo procese, kaip ir kituose cheminiuose procesuose, reikalingi du etapai: molekulinio kontakto tarp reagentų sukūrimas ir pačios kuro molekulių sąveikos su oksidatoriumi, kad susidarytų reakcijos produktai. Jeigu pradinių reagentų virsmo greitį lemia difuzijos procesai, t.y. perdavimo greitis (degiųjų dujų ir deguonies garai pernešami į reakcijos zoną dėl koncentracijos gradiento pagal Ficko difuzijos dėsnius), tada toks degimo režimas vadinamas difuzija. Fig. 1 parodytos įvairios difuzinės liepsnos formos. Difuzijos režimu degimo zona yra neryški, joje susidaro nemažas kiekis nepilno degimo produktų. Jei degimo greitis priklauso tik nuo cheminės reakcijos greičio, kuris yra žymiai didesnis už difuzijos greitį, tai degimo režimas vadinamas kinetiniu. Jam būdingas didesnis degimo greitis ir išsamumas, o dėl to didelis šilumos išsiskyrimo greitis ir liepsnos temperatūra. Šis režimas vyksta iš anksto sumaišytuose degalų ir oksidatoriaus mišiniuose. Vadinasi, jei cheminės reakcijos zonoje esantys reagentai yra toje pačioje (dažniausiai dujų) fazėje, tai toks degimas vadinamas vienalyčiu, kai kuras ir oksidatorius yra skirtingose reakcijos zonoje, jis vadinamas heterogeniniu. Vienalytis yra ne tik dujų, bet ir daugumos kietųjų medžiagų degimas. Tai paaiškinama tuo, kad reakcijos zonoje dega ne pačios medžiagos, o jų garai ir dujiniai skilimo produktai. Liepsnos buvimas yra homogeniško degimo požymis.

Heterogeninio degimo pavyzdžiai yra anglies, anglies turinčių medienos likučių ir nelakių metalų, kurie net esant aukštai temperatūrai išlieka kietos būsenos, degimas. Cheminė degimo reakcija šiuo atveju vyks fazių (kietos ir dujinės) sąsajoje. Atkreipkite dėmesį, kad galutiniai degimo produktai gali būti ne tik oksidai, bet ir fluoridai, chloridai, nitridai, sulfidai, karbidai ir kt.

Degimo proceso charakteristikos yra įvairios. Juos galima suskirstyti į tokias grupes: liepsnos forma, dydis ir struktūra; liepsnos temperatūra, jos spinduliavimo koeficientas; šilumos išsiskyrimas ir šilumingumas; degimo greitis ir tvaraus degimo koncentracijos ribos ir kt.

Visi žino, kad degimas sukelia švytėjimą, kuris lydi degimo produktą.

Panagrinėkime dvi sistemas:

dujinė sistema
kondensuota sistema

Pirmuoju atveju, kai įvyksta degimas, visas procesas vyks liepsnoje, o antruoju atveju dalis reakcijų vyks pačioje medžiagoje arba jos paviršiuje. Kaip minėta aukščiau, yra dujų, kurios gali degti be liepsnos, tačiau, jei atsižvelgsime į kietas medžiagas, yra ir metalų grupių, kurios taip pat gali degti be liepsnos.

Didžiausią vertę turinti liepsnos dalis, kurioje vyksta intensyvūs virsmai, vadinama liepsnos frontu.

Šilumos mainų procesai ir aktyvių dalelių difuzija iš degimo zonos, kurie yra pagrindiniai liepsnos fronto judėjimo per degų mišinį mechanizmai.

Liepsnos plitimo greitis paprastai skirstomas į:

deflagracija (normali), vykstanti ikigarsiniu greičiu (0,05–50 m/s)
detonacija, kai greitis siekia 500-3000 m/s.

Ryžiai. 2. Laminarinė difuzinė liepsna

Priklausomai nuo dujų srauto, sukuriančio liepsną, greičio pobūdžio, išskiriamos laminarinės ir turbulentinės liepsnos. Laminarinėje liepsnoje dujos juda skirtinguose sluoksniuose, visi šilumos ir masės perdavimo procesai vyksta per molekulinę difuziją ir konvekciją. Turbulentinėse liepsnose šilumos ir masės perdavimo procesai daugiausia vyksta dėl makroskopinio sūkurio judėjimo. Žvakės liepsna yra laminarinės difuzinės liepsnos pavyzdys (2 pav.). Bet kuri liepsna, aukštesnė nei 30 cm, jau turės atsitiktinį dujų mechaninį nestabilumą, kuris pasireiškia matomais dūmų ir liepsnos sūkuriais.

Ryžiai. 3. Perėjimas iš laminarinio į turbulentinį srautą

Labai ryškus laminarinio srauto perėjimo į turbulentinį pavyzdys – cigarečių dūmų srautas (3 pav.), kuris, pakilęs į maždaug 30 cm aukštį, įgauna turbulenciją.

Gaisrų metu liepsnos turi difuzinį turbulentinį pobūdį. Turbulencijos buvimas liepsnoje padidina šilumos perdavimą, o maišymas veikia cheminius procesus. Turbulencinėje liepsnoje degimo greitis taip pat didesnis. Dėl šio reiškinio sunku perkelti nedidelio masto liepsnų elgesį į didelio gylio ir aukščio liepsnas.

Eksperimentiškai įrodyta, kad medžiagų degimo temperatūra ore yra daug žemesnė nei degimo temperatūra atmosferos deguonies aplinkoje.

Ore temperatūra svyruos nuo 650 iki 3100 °C, o deguonyje temperatūra pakils 500-800 °C.

I. Degimas ir lėta oksidacija

Degimas yra pirmoji cheminė reakcija, su kuria susipažino žmogus. Ugnis... Ar įmanoma įsivaizduoti savo egzistavimą be ugnies? Jis įėjo į mūsų gyvenimą ir tapo nuo jo neatsiejamas. Be ugnies žmogus negali gaminti maisto ar plieno, transportuoti neįmanoma. Ugnis tapo mūsų draugu ir sąjungininku, šlovingų darbų, gerų darbų simboliu ir praeities prisiminimu.

Šlovės memorialas Syktyvkare

Liepsna, ugnis, kaip viena iš degimo reakcijos apraiškų, taip pat turi savo monumentalų atspindį. Ryškus pavyzdys -šlovės memorialas Syktyvkare.

Kartą per ketverius metus pasaulyje įvyksta įvykis, lydimas „gyvos“ ugnies perdavimo. Kaip pagarbos ženklas olimpinių žaidynių įkūrėjams, ugnis atgabenta iš Graikijos. Pagal tradiciją vienas iš puikių sportininkų šį deglą pristato į pagrindinę olimpinių žaidynių areną.

Apie ugnį sklando pasakos ir legendos. Senais laikais žmonės manė, kad maži driežai – ugnies dvasios – gyvena ugnyje. O buvo tokių, kurie ugnį laikė dievybe ir statė jos garbei šventyklas. Šimtus metų šiose šventyklose neužgesusios degė ugnies dievui skirtos lempos. Ugnies garbinimas buvo žmonių nežinojimo apie degimo procesą pasekmė.

Olimpinė liepsna

M. V. Lomonosovas sakė: „Jokiu būdu neįmanoma ištirti ugnies prigimties be chemijos“.

Degimas - oksidacijos reakcija, vykstanti gana dideliu greičiu, lydimas šilumos ir šviesos išsiskyrimo.

Schematiškai šis oksidacijos procesas gali būti išreikštas taip:

Reakcijos, atsirandančios išsiskiriant šilumai, vadinamos egzoterminis(iš graikų kalbos „exo“ - išeinantis).

Degimo metu vyksta intensyvi oksidacija, atsiranda ugnis, todėl tokia oksidacija vyksta labai greitai. Jeigu Ar reakcijos greitis bus pakankamai greitas? Gali įvykti sprogimas. Taip sprogsta degių medžiagų mišiniai su oru ar deguonimi. Deja, yra žinomi oro mišinių su metanu, vandeniliu, benzino garais, eteriu, miltais ir cukraus dulkėmis ir kt. sprogimų atvejai, dėl kurių įvyksta sunaikinimas ir net aukų.

Kad užsidegtų, jums reikia:

degi medžiaga
oksidatorius (deguonis)
šildymas degi medžiaga iki užsidegimo temperatūros

Kiekvienos medžiagos užsidegimo temperatūra yra skirtinga.

Nors eterį galima uždegti karšta viela, norint uždegti medieną, ją reikia įkaitinti iki kelių šimtų laipsnių. Medžiagų užsidegimo temperatūra skiriasi. Siera ir mediena užsidega apie 270°C, anglis – apie 350°C, o baltas fosforas – apie 40°C.

Tačiau ne visą oksidaciją būtinai turi lydėti šviesa.

Yra nemažai oksidacijos atvejų, kurių negalime pavadinti degimo procesais, nes jie vyksta taip lėtai, kad lieka nematomi mūsų pojūčiams. Tik po tam tikro, dažnai labai ilgo laiko, galime aptikti oksidacijos produktus. Taip yra, pavyzdžiui, esant labai lėtai metalų oksidacijai (rūdijimui).

arba puvimo procesų metu.

Žinoma, lėtos oksidacijos metu išsiskiria šiluma, tačiau dėl proceso trukmės šis išsiskyrimas vyksta lėtai. Tačiau ar medienos gabalas greitai dega, ar per daugelį metų lėtai oksiduojasi ore, nėra jokio skirtumo – abiem atvejais išsiskirs tiek pat šilumos.

Lėta oksidacija yra lėtos medžiagų sąveikos su deguonimi procesas, lėtai išsiskiriant šilumai (energijai).

Medžiagų sąveikos su deguonimi, neišskiriant šviesos, pavyzdžiai: mėšlo, lapų puvimas, alyvos apkartimas, metalų oksidacija (ilgai naudojant geležies purkštukai plonėja ir mažėja), aerobinių būtybių kvėpavimą, t.y. kvėpuojant deguonimi, lydi šilumos išsiskyrimas, anglies dioksido susidarymas ir kt. vandens.

Susipažinkime su lentelėje pateiktomis degimo ir lėtos oksidacijos procesų charakteristikomis.

Degimo ir lėtos oksidacijos procesų charakteristikos

Reakcijos požymiai	Procesas
Reakcijos požymiai	Degimas	Lėta oksidacija
Naujų medžiagų susidarymas	Taip (oksidai)	Taip (oksidai)
Šilumos išsiskyrimas	Taip	Taip
Šilumos išsiskyrimo greitis	Didelis	Mažas (eina lėtai)
Šviesos išvaizda	Taip	Nr

IN išvada : degimo ir lėtos oksidacijos reakcijos yra egzoterminės reakcijos, kurios skiriasi šių procesų greičiu.

II. Cheminės reakcijos terminis poveikis.

Kiekviena medžiaga kaupia tam tikrą energijos kiekį. Su šia medžiagų savybe susiduriame jau pusryčių, pietų ar vakarienės metu, nes maistas leidžia mūsų organizmui panaudoti įvairiausių maiste esančių cheminių junginių energiją. Kūne ši energija paverčiama judesiu, darbu, naudojama pastoviai (ir gana aukštai!) kūno temperatūrai palaikyti.

Bet kokią cheminę reakciją lydi energijos išsiskyrimas arba įsisavinimas. Dažniausiai energija išsiskiria arba absorbuojama šilumos pavidalu (rečiau – šviesos ar mechaninės energijos pavidalu). Šią šilumą galima išmatuoti. Matavimo rezultatas išreiškiamas kilodžauliais (kJ) vienam MOLE reagento arba (rečiau) vienam moliui reakcijos produkto. Cheminės reakcijos metu išsiskiriančios arba sugertos šilumos kiekis vadinamas terminis reakcijos poveikis (Q) . Pavyzdžiui, vandenilio degimo deguonyje reakcijos terminis efektas gali būti išreikštas bet kuria iš dviejų lygčių:

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

Ši reakcijos lygtis vadinamatermocheminė lygtis. Čia simbolis "+ K" reiškia, kad deginant vandenilį išsiskiria šiluma. Ši šiluma vadinama terminis reakcijos poveikis. Termocheminės lygtys dažnai nurodo medžiagų agregacines būsenas.

Reakcijos, atsirandančios išsilaisvinus energijai, vadinamos EXTERMALIMIS(iš lotynų kalbos „exo“ – išeinantis). Pavyzdžiui, metano deginimas:

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

Reakcijos, kurios vyksta absorbuojant energiją, vadinamos ENDTERMIS(iš lotynų kalbos „endo“ – viduje). Pavyzdys yra anglies monoksido (II) CO ir vandenilio H2 susidarymas iš anglies ir vandens, kuris atsiranda tik kaitinant.

C + H 2 O = CO + H 2 – Q

Cheminių reakcijų šiluminis poveikis reikalingas daugeliui techninių skaičiavimų.

Cheminių reakcijų šiluminis poveikis reikalingas daugeliui techninių skaičiavimų. Akimirkai įsivaizduokite save kaip galingos raketos, galinčios į orbitą iškelti erdvėlaivius ir kitus krovinius, konstruktorių (pav.).

Ryžiai. Galingiausia pasaulyje rusiška raketa „Energija“ prieš paleidimą Baikonūro kosmodrome. Vienos iš jos pakopų varikliai veikia suskystintomis dujomis – vandeniliu ir deguonimi.

Tarkime, kad žinote, kokį darbą (kJ) reikės atlikti norint iš Žemės paviršiaus į orbitą nugabenti raketą su kroviniu, taip pat žinote, kaip įveikti oro pasipriešinimą ir kitas energijos sąnaudas skrydžio metu. Kaip apskaičiuoti reikiamą vandenilio ir deguonies tiekimą, kurie (suskystintoje būsenoje) naudojami šioje raketoje kaip kuras ir oksidatorius?

Be vandens susidarymo iš vandenilio ir deguonies reakcijos terminio efekto tai padaryti sunku. Juk šiluminis efektas yra ta pati energija, kuri turėtų iškelti raketą į orbitą. Raketos degimo kamerose ši šiluma paverčiama karštų dujų (garų) molekulių kinetine energija, kuri išeina iš purkštukų ir sukuria srovės trauką.

Chemijos pramonėje šiluminiai efektai reikalingi norint apskaičiuoti šilumos kiekį šildyti reaktorius, kuriuose vyksta endoterminės reakcijos. Energetikos sektoriuje šiluminės energijos gamyba apskaičiuojama naudojant kuro degimo šilumą.

Dietologai panaudoja terminį maisto oksidacijos poveikį organizme, kurdami tinkamas dietas ne tik ligoniams, bet ir sveikiems žmonėms – sportininkams, įvairių profesijų darbuotojams. Tradiciškai čia skaičiuojant naudojami ne džauliai, o kiti energijos vienetai – kalorijos (1 cal = 4,1868 J). Maisto energetinė vertė reiškia bet kokią maisto produktų masę: 1 g, 100 g ar net standartinę produkto pakuotę. Pavyzdžiui, ant kondensuoto pieno indelio etiketės galite perskaityti tokį užrašą: „kalorijų kiekis 320 kcal/100 g“.

№2. Dėlionė „Nepasikartojančios raidės“.

Norėdami išspręsti šį galvosūkį, atidžiai peržiūrėkite kiekvieną eilutę. Pasirinkite raides, kurios niekada nesikartoja. Jei tai padarysite teisingai, galėsite panaudoti šias raides kurdami patarlę apie elgesio su ugnimi taisykles.

PAPILDOMAI:

Vykdymo pavyzdžiai s/p2

CHEMINĖ TERMODINAMIKA. PUSIAUSVYRA. KINETIKAS.

1 UŽDUOTIS. Kuro degimo šiluma.

Turime dujinio kuro mišinį: 50% CH 4 + 50% C 4 H 10.

Bendras tūris V=1000 l=1m 3.

1. Parašykite tam tikro kuro mišinio dujų komponentų degimo reakcijų chemines lygtis.

Metano degimo reakcija:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) ® CO 2 (g) + 2H 2 O (l)

Butano degimo reakcija:

C 4 H 10 (g) + 13/2O 2 (g) ® 4СО 2 (g) + 5H 2 O (l).

Entalpija Δ r N 0 298 iš šių cheminių reakcijų yra dujų kuro degimo šiluma Δ N 0 sg.

2. Apskaičiuokite, kiek šilumos galima gauti deginant tam tikrą tūrį tam tikros sudėties kuro mišinio (tūrio %), esant normalioms sąlygoms.

Naudodami Heso dėsnį apskaičiuojame dujinio kuro degimo šilumą Δ N 0 сг esant standartinei būsenai ir 298 K, naudojant lentelės duomenis (žr. priedą, lentelę) apie visų degimo reakcijoje dalyvaujančių medžiagų susidarymo šilumą (Δ f N 0 298):

dėl metano

Δ N 0 сг СН4 = Δ r N 0 298 = Δ f N 0 CO2 + Δ f N 0 H2O - Δ f N 0 CH4 - 2Δ f N 0 O2 =

393,62 + 2.

(-285,84) – (-74,78) - 0 = -802,28 kJ/mol.

Δ N 0 butanui r N 0 сг С4Н10 = Δ f N 0 298 = 4Δ f N 0 H2O - Δ f N 0 CO2 + 5Δ f N 0 O2 =

С4Н10 - 13/2Δ

4. (- 393,62) + 5 .

(-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: = - (Δ N K

dėl metano

(-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: sg. 1000/22,4), kJ/m 3,

(-285,84) – (-74,78) - 0 = -802,28 kJ/mol.

(-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: kur 22,4 l/mol yra molinis dujų tūris normaliomis sąlygomis.

, CH4 = - (-802,28. 1000 / 22,4) = 35816 kJ/m 3.

(-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T:, C4H10 = - (-2877,53. 1000 / 22,4) = 128461 kJ/m 3. Bendras šilumos kiekis, gautas deginant tam tikrą kuro mišinį, atsižvelgiant į dujų tūrį: (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T:, CH4 . V CH4 +

, С4Н10

. V С4Н10 = (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: 35816. (1 . 0,5)+128461 . (1,0,5) =82138,5 kJ. 3 3. Iš pateikto kuro mišinio pasirinkite energetiškai efektyviausią kurą. Apskaičiuokite šio kuro savitąją degimo šilumą

, kJ/m (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T:. Apskaičiuokite minimalų šio kuro tūrį, kad gautumėte 100 MJ šilumos.

Energetiškai efektyviausias kuras šiame kuro mišinyje yra butanas, specifinė degimo šiluma

, C4H10 = 128461 kJ/m3. (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol./ (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: Norint gauti 100 MJ šilumos, reikia sudeginti:

V С4Н10 = , C4H10 = 100000/128461 = 0,778 m 3 = 778 l.

2 UŽDUOTIS.

Cheminė termodinamika.

1. Parašykite termochemines reakcijų lygtis, kurių šiluminis efektas yra visų tam tikros cheminės reakcijos reagentų susidarymo šiluma.

Dėl cheminės reakcijos CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) 0 f , 298 , = 0.

Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D

H CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) 0 f , Termocheminės reakcijų lygtys, kurių terminis efektas yra tam tikros cheminės reakcijos reagentų CO 2 (g) ir CO (g) susidarymo šiluma:

O 2 (g) + C (k) «CO 2 (g), D

298 = -393,51 kJ/mol, CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) 0 f , (žr. lentelę);

1/2 O 2 (g) + C (k) « CO (g) , D

298 = -110,5 kJ/mol,(žr. lentelę). r CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) 0 298 2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes(žr. lentelę). r D 0 298 , entropija

Remdamiesi Heso dėsniu, apskaičiuojame entalpiją Δ r N 0 298, entropija ∆ r D 0 298 ir Gibso energija Δ r G 0 298 cheminė reakcija esant standartinei būsenai ir 298 K:

Δ r N 0 298 = 2Δ f N 0 298 COg - Δ f N 0 298 Sk - Δ f N 0 298 CO2g =

2(-110,5) – 0 – (-393,5) = 172,5 kJ.

Δ r N 0 298 >0 – reakcija yra endoterminė ir vyksta sugeriant šilumą.

∆ r D 0 298 = 2 D 0 f , 298.СО(g) – D 0 f , 298,С(к) - D 0 f , 298,СО2 (g) = 2 (197,54) – 5,74 – 213,68 =

175,66 J/K.

∆ r D 0 298 >0 – sistema tapo netvarkingesnė dėl susidariusio papildomo dujų kiekio.

3. Apskaičiuokite Gibso energijos vertę(žr. lentelę). r G 0 298 tam tikra cheminė reakcija (1 punktas. stalo 1, 2 uždaviniams esant standartinei visų reagentų būsenai (s.s.) ir 298 K temperatūrai. Nustatykite, kuria kryptimi ši reakcija spontaniškai vyks esant standartinei visų reagentų būsenai ir 298 K temperatūrai.

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 – spontaniška reakcija į priekį esant standartinei būsenai ir 298 K neįmanoma. Reakcija vyksta priešinga kryptimi.

4. Nustatykite temperatūrų diapazoną, kuriame galimas spontaniškas tiesioginės reakcijos pasireiškimas esant standartinei visų reagentų būsenai, neatsižvelgiant į priklausomybę. (žr. lentelę). r CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) 0 Ir(žr. lentelę). r D 0 ant temperatūros. Nubraižykite reakcijos Gibso energiją kaip temperatūros funkciją.(žr. lentelę). r G 0 = f (T ).

Spontaniškos reakcijos galimybę esant standartinei būsenai lemia nelygybė ∆ r G 0 Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: < 0.

Tie. , Jei

∆ r G 0 Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: = ∆ r CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) 0 298 +∆ r Su 0 p dT– T∆ r D 0 298 - T ∆ r Su 0 p / Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T:)dT < 0

∆ r G 0 Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: ≈ ∆ r CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) 0 298 – T∆ r D 0 298 < 0

∆ r G 0 T = (172,5 – T . 175,66 . 10 -3) < 0 , отсюда T> 982 tūkst.

Priklausomybės grafikas D r G 0 = f (T):

∆ r G 0 T

298 982 2300 T

Atsižvelgiant į reagentų egzistavimo temperatūrų diapazonus, spontaniškos reakcijos temperatūros diapazonas standartinėje būsenoje yra 982< T< 2300 К.

5. Apskaičiuokite Gibso energijos vertę(žr. lentelę). r G 298 cheminė reakcija esant nurodytoms dalinio dujų slėgio vertėms (2 punktas. stalo 1, 2) uždaviniams ir 298 K temperatūrai. Nustatykite, ar kinta proceso kryptis esant 298 K, kai pasikeičia daliniai dujų slėgiai, palyginti su standartine būsena.

Cheminės reakcijos Gibso energija apskaičiuojama esant bet kokiai temperatūrai ir bet kokiam santykiniam daliniam dujų slėgiui, naudojant Van't Hoff izoterminę lygtį:

Δ r G T = ∆ r G 0 T + RT ln .

Apskaičiuokime Δ r G 298 esant 298 K ir dujų slėgiui: r CO = 2. 10 3 Pa,

r CO2 = 8. 10 5 Pa.

Santykinis dalinis dujų slėgis:

CO = 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 – spontaniška reakcija į priekį esant tam tikram daliniam dujų slėgiui ir 298 K yra neįmanoma. Reakcija vyksta priešinga kryptimi.

6. Nustatykite, kaip (teoriškai) pakeisti bet kurių šaltinių dujų dalinį slėgį (r A arbar IN) pakeisti proceso kryptį, palyginti su standartine būsena 298 K temperatūroje ir visų kitų cheminės reakcijos komponentų standartiniu daliniu slėgiu.

Esant standartinei būsenai ir 298 K, reakcija gali spontaniškai vykti priešinga kryptimi, nes Δ r G 0 298 >0.

Norėdami pakeisti proceso kryptį, palyginti su standartine būsena 298 K temperatūroje, galite pakeisti dalinį CO 2 slėgį (visų kitų komponentų būsena yra standartinė). Spontaniškos reakcijos į priekį sąlyga yra Δ r G 298 < 0.

Pagal Van't Hoff izoterminę lygtį:

Δ r G T = ∆ r G 0 T + RT ln < 0

Δ r G 298 = 120,15 + 8,31. 10 -3. 298 ln < 0

Nelygybės sprendimas ln < - 48,5и получаем: < 10 -21 .

Taigi, r CO< r CO2 ≈ 10 5 kartus.

Taigi, norint pakeisti proceso kryptį, palyginti su standartine būsena esant 298 K ir slėgiui r CO = 10 5 Pa, reikia padidinti dalinį CO 2 slėgį 10 5 kartus, t.y. dalinis CO 2 slėgis turėtų būti: r CO2 > 10 25 Pa.

Esant tokiam CO 2 slėgiui, tam tikra cheminė reakcija gali spontaniškai vykti į priekį esant 298 K temperatūrai.

V С4Н10 = Cheminis balansas.

Cheminė termodinamika.

1. Parašykite termochemines reakcijų lygtis, kurių šiluminis efektas yra visų tam tikros cheminės reakcijos reagentų susidarymo šiluma.

1. Apskaičiuokite Gibso energiją(žr. lentelę). r G 0 T ir pusiausvyros konstantaKAM r šios reakcijos standartinės būsenos ir 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K temperatūroje, atsižvelgiant į priklausomybę(žr. lentelę). r CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) 0 T Ir(žr. lentelę). r D 0 T apie temperatūrą esant pastoviai specifinei medžiagų šiluminei talpaiSu r = konst . Nubraižykite priklausomybės grafiką

KAM r = f (T ).

Apskaičiuokime sistemos šiluminės galios pokytį (∆ r c 0 r= const):

∆ r Su 0 r = 2Su 0 r 298 COg – Su 0 r 298 Sk – Su 0 r 298СО2g =

2. (29.14)–8.54–37.41 =12.33 J/K.

Apskaičiuokime cheminės reakcijos Gibso energiją esant standartinei būsenai ir nurodytoms 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K temperatūroms, atsižvelgdami į priklausomybę ∆ r CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) 0 T ir ∆ r D 0 T dėl temperatūros, atsižvelgiant į konkrečią medžiagų šiluminę talpą Su r , pagal formulę:

∆ r G 0 Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: = ∆ r CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) 0 T – T . ∆ r D 0 T = ∆ r G 0 298 + ∆ r Su 0 r (T - 298) –T . ∆ r Su 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 val. 10 -3. ln(500/298)=

∆ r G 0 800 =120,15+12,33. 10 -3. (800-298) - 800. 12.33 val. 10 -3. ln(800/298)=

∆ r G 0 1000 =120,15+12,33. 10 -3. (1000–298) – 1000. 12.33 val. 10 -3. ln(1000/298) =

Termodinaminė cheminės pusiausvyros sąlyga: ∆ r G Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: = 0.

Cheminės reakcijos Gibso energija standartinėje būsenoje

∆ r G 0 T susijusi su pusiausvyros konstanta KAM r pagal santykį:

∆ r G 0 T = - RT ln KAM r

Apskaičiavęs vertę ∆ r G 0 Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: reakcija, apskaičiuokite pusiausvyros konstantą KAM r pagal formulę:

K p= exp (- ∆G 0 T /RT) ,

Kur R=8,31 J/mol. K yra universali dujų konstanta.

K p, 298 = exp (- ∆G 0 T , 298 / R. 298) = exp(-120,15/8,31 . 10 -3, 298) = 8 . 10 -22;

K p, 500 = exp (- ∆G 0 T , 500 / R. 500) = exp (-84,67 / 8,31 . 10 -3, 500) = 1,4 . 10 -9 ;

K p, 800 = exp (- ∆G 0 T , 800 / R. 800) = exp (-31,97 / 8,31 . 10 -3, 800) = 8,1 . 10-3;

K p, 1000 = exp (- ∆G 0 T , 1000 / R. 1000) = exp(3,16/8,31. 10 -3. 1000) = 1,46.

Kylant temperatūrai, didėja pusiausvyros konstanta, o tai paaiškinama šios reakcijos endoterminiu terminiu efektu

(Δ r N 0 T >0).

2. Pasirinkite bet kurią temperatūrą iš spontaniškos reakcijos srities į priekį. Esant tokiai temperatūrai, apskaičiuokite dujinių reagentų pusiausvyros koncentracijas, jei jų pradinės koncentracijos buvo atitinkamai lygios (žr. 3 pastraipą, 1, 2 uždavinių lentelę).

At T=1000 K reakcija vyksta spontaniškai į priekį, nes ∆ r G 0 1000 = - 3,16 kJ<0, K p , 1000 = 1,46.

Parenkame temperatūrą T=1000, norint apskaičiuoti dujinių reagentų pusiausvyros koncentracijas, jei pradinės dujinių reagentų CO 2 ir CO koncentracijos buvo lygios: Su CO2 = 0,5 mol/l, Su CO = 0.

Pusiausvyros konstantų išraiškos, išreikštos santykiniu pusiausvyros daliniu dujų slėgiu ( r lygus ) ir pusiausvyros koncentracijas ( Su lygus):

KAM r =
; KAM Su =