Mecanismul reacțiilor chimice în timpul arderii. Procesul de ardere și tipurile acestuia

Pe parcursul reacții chimice din unele substanțe se obțin altele (a nu se confunda cu reactii nucleare, în care un element chimic este transformat în altul).

Orice reacție chimică este descrisă printr-o ecuație chimică:

Reactivi → Produse de reactie

Săgeata indică direcția reacției.

De exemplu:

În această reacție, metanul (CH 4 ) reacționează cu oxigenul (O 2 ), rezultând formarea de dioxid de carbon (CO 2) și apă (H 2 O), sau mai degrabă, vapori de apă. Aceasta este exact reacția care se întâmplă în bucătărie când aprindeți un arzător pe gaz. Ecuația ar trebui citită astfel: o moleculă de gaz metan reacționează cu două molecule de oxigen gazos, rezultând o moleculă de dioxid de carbon și două molecule de apă (abur).

Se numesc numerele din fața componentelor unei reacții chimice coeficienții de reacție.

Reacţiile chimice sunt endotermic(cu absorbție de energie) și exotermic(cu eliberare de energie). Arderea metanului este un exemplu tipic de reacție exotermă.

Există mai multe tipuri de reacții chimice. Cel mai comun:

• reacții compuse;
• reacții de descompunere;
• reacții de substituție unică;
• reacții de dublă substituție;
• reacții de oxidare;
• reacții redox.

Reacții de conexiune

Într-o reacție compusă, cel puțin două elemente formează un produs:

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- formarea sării.

Trebuie acordată atenție unei nuanțe esențiale a reacțiilor compuse: în funcție de condițiile reacției sau de proporțiile reactanților care intră în reacție, rezultatul acesteia poate fi diferiți produși. De exemplu, când conditii normale Arderea cărbunelui produce dioxid de carbon:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Dacă nu există suficient oxigen, atunci se formează monoxid de carbon mortal:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Reacții de descompunere

Aceste reacții sunt, parcă, opuse în esență reacțiilor compusului. Ca urmare a reacției de descompunere, substanța se descompune în încă două (3, 4...). element simplu(conexiuni):

• 2H 2 O (g) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- descompunerea apei
• 2H 2 O 2 (g) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- descompunerea peroxidului de hidrogen

Reacții de substituție unică

Ca rezultat al reacțiilor de substituție unică, elementul mai activ îl înlocuiește pe cel mai puțin activ din compus:

Zn (t) + CuSO 4 (soluție) → ZnSO 4 (soluție) + Cu (t)

Zincul din soluția de sulfat de cupru înlocuiește cuprul mai puțin activ, rezultând o soluție de sulfat de zinc.

Gradul de activitate al metalelor în ordinea crescătoare a activității:

• Cele mai active sunt metalele alcaline și alcalino-pământoase.

Ecuația ionică pentru reacția de mai sus va fi:

Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)

Legătura ionică CuSO 4, atunci când este dizolvată în apă, se descompune într-un cation de cupru (sarcină 2+) și un sulfat anionic (sarcină 2-). În urma reacției de substituție, se formează un cation de zinc (care are aceeași sarcină ca cationul de cupru: 2-). Rețineți că anionul sulfat este prezent de ambele părți ale ecuației, adică, după toate regulile matematicii, poate fi redus. Rezultatul este o ecuație ion-moleculară:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Reacții de dublă substituție

În reacțiile de dublă substituție, doi electroni sunt deja înlocuiți. Astfel de reacții se mai numesc reacții de schimb. Aceste reacții au loc în soluție pentru a forma:

• solid insolubil (reacție de precipitare);
• apa (reactii de neutralizare).

Reacții de precipitare

Când amestecați o soluție de azotat de argint (sare) cu o soluție de clorură de sodiu, se formează clorură de argint:

Ecuația moleculară: KCl (soluție) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)

Ecuația ionică: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Ecuația molecular-ionică: Cl - + Ag + → AgCl (t)

Dacă compusul este solubil, acesta va fi în soluție sub formă ionică. Dacă compusul este insolubil, va precipita, formând un solid.

Reacții de neutralizare

Acestea sunt reacții între acizi și baze, în urma cărora se formează molecule de apă.

De exemplu, reacția de amestecare a unei soluții de acid sulfuric și a unei soluții de hidroxid de sodiu (leșie):

Ecuația moleculară: H2SO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na2SO4 (p-p) + 2H2O (l)

Ecuația ionică: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)

Ecuația molecular-ionică: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (g) sau H + + OH - → H 2 O (g)

Reacții de oxidare

Acestea sunt reacții de interacțiune a substanțelor cu oxigenul gazos din aer, în care, de regulă, o cantitate mare de energie este eliberată sub formă de căldură și lumină. O reacție tipică de oxidare este arderea. La începutul acestei pagini, este dată reacția interacțiunii metanului cu oxigenul:

CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g)

Metanul se referă la hidrocarburi (compuși de carbon și hidrogen). Când o hidrocarbură reacţionează cu oxigenul, se eliberează multă energie termică.

Reacții redox

Acestea sunt reacții în care se fac schimb de electroni între atomii reactanților. Reacțiile discutate mai sus sunt, de asemenea, reacții redox:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reacție compusă
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reacție de oxidare
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - reacție de substituție simplă

Cele mai detaliate reacții redox cu un număr mare de exemple de rezolvare a ecuațiilor prin metoda echilibrului electronic și metoda semireacției sunt descrise în secțiunea

Combustie- acesta este un proces fizico-chimic complex de interacțiune a componentelor combustibilului combustibil cu un oxidant, în special, arderea combustibilului este o reacție de oxidare rapidă a componentelor sale, însoțită de degajare intensă de căldură și de o creștere bruscă a temperaturii.

Luați în considerare reacția de ardere a metanului ca componentă principală a componentelor gazelor naturale:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O.

Din ecuația acestei reacții rezultă că două molecule de oxigen sunt necesare pentru oxidarea unei molecule de metan, adică. arderea completă a 1 m 3 de metan necesită 2 m 3 de oxigen.

Folosit ca agent oxidant aerul atmosferic, care este un amestec complex de substanțe, inclusiv 21 vol. % O2, 78 voi. % N2 şi 1 vol. % CO 2 , gaze inerte etc. Pentru calculele tehnice, compoziția condiționată a aerului este de obicei luată din două componente: oxigen (21 vol.%) și azot (79 vol.%). Având în vedere această compoziție a aerului, pentru ca orice reacție de ardere să aibă loc în aer, arderea completă a combustibilului va necesita 100/21 = 4,76 ori mai mult aer în volum decât oxigen.

Produsele arderii complete a gazelor naturale sunt: ​​dioxid de carbon CO 2 , vapori de apă H 2 O, un oarecare exces de oxigen O 2 şi azot N 2 . Excesul de oxigen este conținut în produsele de ardere numai în cazurile în care arderea are loc cu exces de aer, iar azotul este întotdeauna conținut în produsele de ardere, deoarece este parte integrantă aer și nu participă la ardere. Produsele arderii incomplete a gazelor sunt: ​​monoxid de carbon CO, hidrogen H 2 nears și metan CH 4, hidrocarburi grele C m H n și funingine. Astfel, cu cât mai mult dioxid de carbon CO 2 în produsele de ardere, cu atât mai puțin monoxid de carbon CO va fi în ele, adică cu atât arderea va fi mai completă. Se introduce conceptul de conținut maxim de CO 2 în produsele de ardere - aceasta este cantitatea de CO 2 care ar putea fi obținută în produsele de ardere uscate cu arderea completă a gazului fără exces de aer.

Cea mai perfectă modalitate de a controla fluxul de aer în cuptor și completitatea arderii acestuia este analiza produselor de ardere cu ajutorul analizoarelor automate de gaze. Analizatoarele de gaze prelevează periodic o probă de gaze de eșapament și determină conținutul de dioxid de carbon din acestea, precum și cantitatea de monoxid de carbon și hidrogen nears (CO + H 2) în procente de volum. Dacă citirile de pe săgeata de pe scară (CO + H 2) sunt 0, atunci arderea este completă și nu există (CO + H 2) în produsele de ardere. Dacă săgeata a deviat de la zero la dreapta, atunci există (CO + H 2) în produsele de ardere, adică. are loc arderea incompletă. Pe o altă scară, săgeata analizoarelor de gaze ar trebui să arate conținutul maxim de CO 2 max din produsele de ardere. Arderea completă are loc la procentul maxim de dioxid de carbon și conținut zero (CO + H 2).

Arderea este o reacție de oxidare care are loc cu o viteză mare, care este însoțită de eliberarea de căldură în cantități mari și, de regulă, de o strălucire strălucitoare, pe care o numim flacără. Procesul de ardere este studiat de chimia fizică, în care se obișnuiește să se facă referire la ardere a tuturor proceselor exoterme care au o reacție de auto-accelerare. O astfel de autoaccelerare poate apărea din cauza creșterii temperaturii (adică au un mecanism termic) sau acumulării de particule active (adică au natură de difuzie).

Reacția de ardere are o caracteristică clară - prezența unei regiuni de temperatură înaltă (flacără), limitată spațial, unde are loc cea mai mare parte a conversiei substanțelor inițiale (combustibil) în acest proces.Acest proces este însoțit de eliberare. un numar mare Pentru a începe reacția (apariția unei flăcări), este necesară cheltuirea unei anumite cantități de energie la aprindere, apoi procesul decurge spontan. Viteza lui depinde de proprietăți chimice substanțele care participă la reacție, precum și din procesele gaz-dinamice în timpul arderii. Reacția de ardere are anumite caracteristici, dintre care cele mai importante sunt puterea calorică a amestecului și temperatura (numită adiabatică) care teoretic ar putea fi atinsă cu arderea completă fără a ține cont de pierderile de căldură.

Arderea omogenă este cea mai simplă, are o viteză constantă, în funcție de compoziția și conductivitatea termică moleculară a amestecului, temperatură și presiune.

Arderea eterogenă este cea mai frecventă atât în ​​natură, cât și în condiții artificiale. Viteza acestuia depinde de condițiile specifice procesului de ardere și de caracteristicile fizice ale ingredientelor. Pentru combustibilii lichizi, viteza de ardere este mult influențată de viteza de evaporare, pentru combustibilii solizi, viteza de gazeificare. De exemplu, la arderea cărbunelui, procesul formează două etape. Pe primul dintre ele (în cazul încălzirii relativ lente) se eliberează componentele volatile ale substanței (cărbune), pe a doua, reziduul de cocs se arde.

Arderea gazelor (de exemplu, arderea etanului) are propriile sale caracteristici. Într-un mediu gazos, flacăra se poate răspândi pe o distanță mare. Se poate mișca prin gaz la viteză subsonică, iar această proprietate este inerentă nu numai mediului gazos, ci și unui amestec fin de particule combustibile lichide și solide amestecate cu un agent oxidant. Pentru a asigura o ardere stabilă în astfel de cazuri, este necesar un design special al dispozitivului cuptorului.

Consecințele pe care o reacție de ardere le provoacă într-un mediu gazos sunt de două tipuri. Prima este turbulența fluxului de gaz, ceea ce duce la o creștere bruscă a vitezei procesului. Perturbațiile acustice ale fluxului care apar în acest caz pot duce la următoarea etapă - generarea unui amestec care duce la detonare. Trecerea de la combustie la etapa de detonare depinde nu numai de proprietățile intrinseci ale gazului, ci și de dimensiunile sistemului și parametrii de propagare.

Arderea combustibilului este utilizată în inginerie și industrie. Sarcina principală în acest caz este de a obține maximul complet al arderii (adică, optimizarea eliberării căldurii) pentru o anumită perioadă. Arderea este utilizată, de exemplu, în minerit - metodele de dezvoltare a diferitelor minerale se bazează pe utilizarea unui proces combustibil. Dar, în anumite condiții naturale și geologice, fenomenul de ardere poate deveni un factor care prezintă un pericol grav. pericol real, de exemplu, reprezintă procesul de ardere spontană a turbei, ducând la apariția incendiilor endogene.

Tema 3. BAZELE CHIMICE ALE ARDEREI.

3.1. Chimia reacțiilor de ardere.

După cum ați înțeles deja, arderea este o reacție chimică rapidă însoțită de eliberarea de căldură și strălucire (flacără). De obicei este exotermă reacție oxidativă compuși ai unei substanțe combustibile cu un agent oxidant - oxigenul atmosferic.

substanțe combustibile pot fi gaze, și lichide și solide-la. Acestea sunt H 2 , CO, sulf, fosfor, metale, C m H n (hidrocarburi sub formă de gaze, lichide și solide, de ex. materie organică. Hidrocarburile naturale, de exemplu, sunt gaz natural, petrol, cărbune). În principiu, toate substanțele capabile de oxidare pot fi combustibile.

Oxidanți servesc: oxigen, ozon, halogeni (F, Cl, Br, J), protoxid de azot (NO 2), azotat de amoniu (NH 4 NO 3), etc. În metale, CO 2, H 2 O, N 2 pot fi de asemenea agenţi oxidanţi.

În unele cazuri, arderea are loc în timpul reacțiilor de descompunere a substanțelor obținute în procese endoterme. De exemplu, când acetilena se descompune:

C 2 H 2 \u003d 2C + H 2.

exotermic Reacțiile sunt reacții care eliberează căldură.

Endotermic Reacțiile sunt reacții care au loc cu absorbția căldurii.

De exemplu:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q - reacție exotermă,

2H 2 O + Q \u003d 2H 2 + O 2 - reacție endotermă,

unde: Q - energie termică.

Astfel, reacțiile endoterme pot continua doar cu introducerea de energie termică externă, adică. când este încălzită.

În reacțiile chimice, conform legii conservării masei, greutatea substanțelor înainte de reacție este egală cu greutatea substanțelor formate după reacție. Când egalăm ecuațiile chimice, obținem stoichiometrice formulări.

De exemplu, în reacție

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O

avem 1 mol CH 4 + 2 mol O 2 = 1 mol CO 2 + 2 mol H 2 O.

Numărul de moli din fața formulelor substanțelor se numește coeficienți stoichiometrici.

Ținând cont de conceptele de „volum molar”, „concentrație molară”, „presiune parțială”, constatăm că pentru o reacție completă a metanului, este necesar să amestecăm 1 mol de CH 4 cu 2 moli de O 2, sau 1 /3 \u003d 33,3% CH4 și 2/3=66,7% O2. O astfel de compoziție se numește stoichiometrică.

Dacă luăm în considerare arderea CH 4 în aer, i.e. într-un amestec de 21% O 2 + 79% N 2 sau O 2 + 79 / 21N 2 sau O 2 + 3,76N 2, atunci reacția se va scrie după cum urmează:

CH 4 + 2O 2 + 2 × 3,76N 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + 2 × 3,76N 2.

1 mol CH4 +2 mol O2 +7,52 mol N2 \u003d 10,52 mol dintr-un amestec de O2, N2 și CH4.

Atunci compoziția stoechiometrică a amestecului va fi:

(1/10,52)*100%=9,5% CH4; (2/10,52)*100%=19,0% O2;

(7,52 / 10,52) * 100% \u003d 71,5% N 2.

Aceasta înseamnă că în amestecul cel mai combustibil, în loc de 100% (CH 4 + O 2) în reacția cu oxigenul, va exista 24% (CH 4 + O 2) în reacția cu aerul, adică. va fi eliberată mult mai puțină căldură.

Aceeași imagine se va obține dacă amestecăm compoziții arbitrare, nestoichiometrice.

De exemplu, în reacție 2CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + CH 4 1 mol de CH4 nu pro-reacționează.

În reacție CH 4 + 4O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + 2O 2 2 moli de O 2 nu participă la reacție, dar joacă rolul de balast, necesitând o anumită cantitate de căldură pentru încălzirea lor.

Astfel, dacă comparăm reacțiile de ardere ale metanului în oxigen și aer sau în exces de CH 4 și O 2, atunci este clar că cantitatea de căldură degajată în prima reacție va fi mai mare decât în ​​celelalte, deoarece în ele:

Concentrații mai mici de reactanți în amestecul total;

O parte din căldură va fi cheltuită pentru încălzirea balastului: azot, oxigen sau metan.

Să punem întrebări:

Ce energie poate fi eliberată în reacție?

Ceea ce determină cantitatea de căldură, adică efect termic re-

La câtă energie termică trebuie adăugată

reactie endotermica?

Pentru aceasta, este introdus conceptul de conținut de căldură al unei substanțe.

3.2 Conținutul de căldură al substanțelor.

De unde a venit căldura în reacția de ardere a metanului? Deci a fost ascuns în moleculele de CH 4 și O 2, iar acum a fost eliberat.

Iată un exemplu de reacție mai simplă:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q

Mijloace nivel de energie amestecul stoichiometric de hidrogen cu oxigen a fost mai mare decât cel al produsului de reacție H2O și energia „extra” a fost eliberată din substanță.

În reacția inversă a electrolizei apei, i.e. descompunerea apei cu ajutorul energiei electrice, are loc o redistribuire a atomilor în molecula de apă cu formarea hidrogenului și oxigenului. În acest caz, conținutul de căldură al H2 și O2 crește.

Astfel, fiecare substanță în timpul formării sale primește sau dă o anumită energie, iar măsura energiei termice acumulată de o substanță în timpul formării ei se numește conținut de căldură, sau entalpie.

Spre deosebire de chimie, în termodinamica chimică, căldura de formare a unei substanțe este notă nu prin simbolul Q, ci prin simbolul DH cu semnul (+) dacă căldura este absorbită de un compus chimic și cu semnul (-) dacă căldura este eliberată în timpul reacției, adică „pleacă” din sisteme.

Se notează căldura standard de formare a 1 mol dintr-o substanță la o presiune de 101,3 kPa și o temperatură de 298 K.

Cărțile de referință dau căldura de formare a compușilor din substanțe simple.

De exemplu:

La CO 2 \u003d - 393,5 kJ / mol

U H 2 O gaz \u003d - 241,8 kJ / mol

Dar pentru substanțele formate în timpul proceselor endotermice, de exemplu, acetilena C 2 H 2 \u003d + 226,8 kJ / mol, în timpul formării unui atom de hidrogen H + conform reacției H 2 \u003d H + + H + \u003d + 217,9 kJ/mol.

Pentru substanțele pure formate dintr-un singur element chimicîntr-o formă stabilă (H 2 , O 2 , C, Na etc.) DH se ia condiționat egal cu zero.

Cu toate acestea, dacă discutăm despre proprietățile macroscopice ale substanțelor, atunci distingem mai multe forme de energie: cinetică, potențială, chimică, electrică, termică, energie nucleară și munca mecanica. Și dacă luăm în considerare problema la nivel molecular, atunci aceste forme de energie pot fi explicate doar pe baza a două forme - energia cinetică a mișcării și energia potențială de repaus a atomilor și moleculelor.

În reacțiile chimice, doar moleculele se schimbă. Atomii rămân neschimbați. Energia moleculară este energia de legare a atomilor săi, acumulată în moleculă. Este determinată de forțele de atracție ale atomilor unul față de celălalt. În plus, există o energie potențială de atracție a moleculelor între ele. Este mic în gaze, mai mare în lichide și chiar mai mare în solide.

Fiecare atom are energie, din care o parte este asociată cu electronii și o parte - cu nucleul. Electronii au energia cinetică de rotație în jurul nucleului și energia electrică potențială de atracție unul față de celălalt și de repulsie unul față de celălalt.

Suma acestor forme de energie moleculară este conținutul de căldură al moleculei.

Dacă însumăm conținutul de căldură al 6,02×10 23 de molecule ale unei substanțe, obținem conținutul de căldură molar al acestei substanțe.

Se poate explica de ce conținutul de căldură al substanțelor cu un singur element (molecule ale unui element) este considerat zero în felul următor.

DH-ul unui element chimic, adică energia formării acestuia, este asociat cu procese intranucleare. Energia nucleară este asociată cu forțele de interacțiune ale particulelor intranucleare și cu transformarea unui element chimic în altul în timpul reacțiilor nucleare. De exemplu, reacția de descompunere a uraniului:

sau mai simplu: U+n®Ba+Kr+3n.

Unde: n ’ o este o particulă neutronică cu masă 1 și sarcină zero.

Uraniul captează un neutron, în urma căruia se împarte (se descompune) în două elemente noi - bariu și cripton - cu formarea a 3 neutroni, iar energia nucleară este eliberată.

Trebuie spus că de milioane de ori sunt asociate reacțiilor nucleare. Schimbări mari energie decât în ​​reacţiile chimice. Astfel, energia de descompunere a uraniului este de 4,5×109 kcal/mol×uraniu. Aceasta este de 10 milioane de ori mai mult decât atunci când este ars o mol de cărbune.

În reacțiile chimice, atomii nu se schimbă, dar moleculele se schimbă. Prin urmare, energia de formare a atomilor de către chimiști nu este luată în considerare, iar DH a moleculelor de gaz cu un singur element și a atomilor de substanțe pure este luată egală cu zero.

Reacția de descompunere a uraniului de mai sus este un exemplu clasic de reacție în lanț. Vom analiza mai târziu teoria mecanismului în lanț al reacției de ardere. Dar de unde provine neutronul și ce îl face să reacționeze cu uraniul - asta se datorează așa-numitei energii de activare, pe care o vom lua în considerare puțin mai târziu.

3.3. Efectul termic al reacției.

Ceea ce este conținut în fiecare substanță individuală o anumită cantitate de energie, servește drept explicație pentru efectele termice ale reacțiilor chimice.

Conform legii lui Hess: Efectul termic al unei reacții chimice depinde numai de natura produselor inițiale și finale și nu depinde de numărul de reacții intermediare de tranziție de la o stare la alta.

Corolarul 1 din această lege: Efectul termic al unei reacții chimice este egal cu diferența dintre suma căldurilor de formare a produselor finite și suma căldurilor de formare a substanțelor inițiale, ținând cont de coeficienții din formulele de aceste substanțe din ecuația reacției.

De exemplu, în reacția 2H 2 +O 2 \u003d 2H 2 O ± DH.

; ; .

În cele din urmă ecuație generală reacțiile vor arăta astfel:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O - 582 kJ / mol.

Și dacă DH are semnul (-), atunci reacția este exotermă.

Consecința 2. Conform legii Lavoisier-Laplace, efectul termic al descompunerii unui compus chimic este egal și opus în semn cu efectul termic al formării acestuia.

Atunci reacția de descompunere a apei va fi:

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 +582 kJ / mol, adică. această reacție este endotermă.

Un exemplu de reacție mai complexă:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O.

Atunci reacția va fi scrisă astfel:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O - 742,3 kJ / mol, ceea ce înseamnă că reacția este exotermă.

3.4. Fundamentele cinetice ale reacțiilor gazoase.

Conform legii acțiunii masei, viteza de reacție la o temperatură constantă este proporțională cu concentrația de substanțe care reacţionează sau, după cum se spune, „masele care acționează”.

Viteza unei reacții chimice ( υ ) se obișnuiește să se ia în considerare cantitatea de substanță care reacţionează pe unitatea de timp ( dt) pe unitate de volum ( dV).

Luați în considerare reacția care decurge conform ecuației:

A + B = C + D.

Deoarece viteza de reacție caracterizează o scădere a concentrației reactanților în timp și o creștere a concentrației produselor de reacție, putem scrie:

, (3.1)

unde minusurile la derivate indică direcția schimbării concentrației componentelor, iar concentrațiile componentelor sunt indicate între paranteze drepte.

Apoi, o reacție directă ireversibilă la T \u003d const are loc cu o rată de:

, (3.2)

Unde: k este constanta de viteză a unei reacții chimice. Nu depinde de concentrația componentelor, ci se modifică doar cu temperatura.

Conform legii acțiunii masei, concentrațiile componentelor reacției sunt incluse în ecuația cinetică într-un grad egal cu coeficientul stoechiometric al acestei componente.

Deci pentru reacție

aA + bB = cC + dD

Ecuația cinetică are forma:

Exponenții a, b, c, d se numesc de obicei ordinele de reacție pentru componentele A, B, C, D, iar suma exponenților se numește ordinea generală a reacției.

De exemplu, reacții precum

A ® bB + cC - comand,

2A \u003d bB + cC - ordinul II,

A + B \u003d cC + dD - ordinul III.

Deoarece concentrațiile tuturor componentelor care reacționează sunt interconectate prin ecuații stoichiometrice, cele mai simple ecuații cinetice de ordinul întâi sunt ecuatii diferentiale Comand cu o variabilă independentă - concentrația - și pot fi integrate.

cel mai simplu ecuația cinetică este o ecuație de ordinul întâi de tipul

pentru care . (3.4)

Notăm prin concentrația componentului A înainte de începerea reacției și, integrând ecuația în condiția la limită t=0, [A]=[A 0 ], obținem:

Sau [A]=×e - kt . (3,5)

Astfel, dependența vitezei de reacție de concentrația de substanțe este exponențială.

Energia cinetică a gazelor explică acest lucru. Conform ipotezei Arrhenius, reacția dintre molecule are loc numai dacă acestea sunt active, adică. au exces de energie suficient pentru a rupe legăturile interatomice, așa-numita energie de activare E A.

Acestea. viteza unei reacții chimice nu depinde de numărul de ciocniri al tuturor moleculelor, ci doar al celor activate.

Conform legii lui Boltzmann, numărul de molecule active

n A \u003d n o * e - E / RT, (3.6)

unde: E este energia de activare,

T - temperatura amestec de gaze,

n o este numărul total de molecule.

Atunci numărul de ciocniri efective, care coincide cu viteza de reacție, este egal cu:

υ p \u003d Z eff \u003d Z 0 * e - E / RT, (3.7)

unde: Z 0 este numărul total de ciocniri moleculare.

1) viteza de reacție este proporțională cu concentrația de molecule active, al căror număr depinde de temperatura și presiunea din amestec, deoarece presiunea este numărul de molecule care se ciocnesc cu orice suprafață;

2) o reacție este posibilă numai dacă moleculele care interacționează primesc o anumită cantitate de energie suficientă pentru a rupe sau a slăbi legăturile interatomice. Activarea constă în trecerea moleculelor într-o stare în care este posibilă transformarea chimică.

Cel mai adesea, procesul de activare are loc prin formarea de compuși intermediari, instabili, dar foarte activi ai atomilor.

Astfel, nu numai pentru apariția proceselor endoterme este nevoie de o aprovizionare externă cu energie, ci și pentru cele exoterme. Pentru ca o reacție exotermă să apară, trebuie să îi fie transmis un impuls de energie termică. De exemplu, pentru ca o reacție de combustie să aibă loc într-un amestec de hidrogen și oxigen, aceasta trebuie aprinsă.

Cantitatea minimă de energie termică necesară pentru a „porni” o reacție chimică se numește energie de activare.

3.5. Energia de activare a reacției.

Pentru a explica acest fenomen, este adesea folosit următorul exemplu (Fig. 9):

Există o minge pe platformă. Situl este situat în fața dealului. Prin urmare, mingea s-ar putea rostogoli de la sine, dacă nu pentru alunecare. Dar pentru o coborâre spontană trebuie ridicată până în vârful dealului. În acest caz, nu se va elibera doar energia urcării dealului, ci și energia coborârii.

Orez. 9. Schema de activare a reacției.

Luați în considerare două reacții:

1) H 2 + O 2 \u003d H 2 O-

2) H 2 O \u003d H 2 + O 2 +

După cum se poate observa din figură, E 2 =+E 1;

În general, pentru orice reacție

.

Și semnul efectului termic depinde de diferența dintre E 1 și E 2, care sunt întotdeauna pozitive.

Astfel, energia de activare este energia necesară pentru transformarea substanţelor care reacţionează în starea de complex activ (ruperea legăturilor interatomice, reunirea moleculelor, acumularea energiei într-o moleculă...).

Odată cu creșterea temperaturii gazelor, proporția de molecule active (e - E / RT) crește brusc și, prin urmare, viteza de reacție în funcție de o dependență exponențială. Această dependență poate fi ilustrată după cum urmează:

Orez. 10. Dependența vitezei de reacție de temperatură: 1 - viteza primei reacții, 2 - viteza celei de-a doua reacții.

După cum se poate observa din Figura 10, viteza primei reacții este mai mică decât viteza celei de-a doua reacții, iar energia de activare a primei reacții este mai mare decât E a celei de-a doua. Și la aceeași temperatură T2 υ 2 > υ 1 . Cu cât energia de activare este mai mare, cu atât este mai mare temperatura necesară pentru a atinge o anumită viteză de reacție.

Motivul pentru aceasta este că atunci când E este mai mare, atunci legăturile interatomice existente în moleculele componentelor care reacţionează sunt mai puternice şi este nevoie de mai multă energie pentru a depăşi aceste forţe. În acest caz, proporția de molecule active este în mod corespunzător mai mică.

Din cele de mai sus se poate observa că mărimea energiei de activare este cea mai importantă caracteristică a unui proces chimic. Determină înălțimea barierei energetice, a cărei depășire este o condiție pentru ca reacția să continue. Pe de altă parte, caracterizează viteza de reacție în funcție de temperatură, adică cu cât energia de activare este mai mare, cu atât temperatura este mai mare pentru a realiza o anumită reacție.

3.6. Cataliză.

Pe lângă creșterea temperaturii și concentrației substanțelor, pentru a accelera o reacție chimică, se folosesc catalizatori, adică substanțe care se introduc în amestecul de reacție, dar nu sunt consumate în reacție, ci o accelerează prin scăderea energiei de activare.

Procesul de creștere a vitezei de reacție cu ajutorul catalizatorilor se numește cataliză.

Catalizatorii participă la reacții intermediare pentru a crea un complex activat prin slăbirea legăturilor din moleculele substanțelor inițiale, descompunerea acestora, adsorbția moleculelor pe suprafața catalizatorului sau introducerea particulelor de catalizator activ.

Natura participării catalizatorului poate fi explicată prin următoarea schemă:

Reacția fără catalizator: A + B = AB.

Cu catalizatorul X: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

Prezentăm o imagine similară cu cea din Fig. 9.

Orez. 11. Diagrama acțiunii catalizatorului: E b.catși E cu pisica sunt energiile de activare ale reacției fără catalizator și, respectiv, cu catalizator.

Când se introduce un catalizator (Fig. 11), reacția poate avea loc pe o cale diferită cu o barieră energetică mai mică. Această cale corespunde unui nou mecanism de reacție prin formarea unui alt complex activat. Și o nouă barieră energetică mai mică poate depăși mai multe particule, ceea ce duce la o creștere a vitezei de reacție.

Trebuie remarcat faptul că energia de activare a reacției inverse scade cu aceeași cantitate cu energia de activare a reacției directe, adică. ambele reacții se accelerează în mod egal, iar catalizatorii nu inițiază reacția, ci doar accelerează reacția, care poate apărea în absența lor, dar mult mai lent.

Produșii de reacție intermediari pot deveni catalizatori, atunci această reacție se numește autocatalitică. Deci, dacă viteza reacțiilor obișnuite scade pe măsură ce reactanții sunt consumați, atunci reacția de ardere datorată autocatalizei se autoaccelerează și este autocatalitică.

Cel mai adesea, solidele sunt folosite ca catalizatori, care adsorb moleculele reactanților. În timpul adsorbției, legăturile din moleculele care reacţionează sunt slăbite, astfel încât reacția dintre ele este facilitată.

Ce este adsorbția?

3.7. Adsorbţie.

Adsorbţie- absorbția la suprafață a unei substanțe dintr-un mediu sau soluție gazoasă de către un strat de suprafață al unei alte substanțe - un lichid sau un solid.

De exemplu, adsorbția gazelor toxice pe suprafața cărbunelui activ utilizat în măștile de gaz.

Distingeți între adsorbția fizică și cea chimică.

La fizic adsorbție, particulele prinse își păstrează proprietățile și când chimic– se formează compuși chimici ai adsorbatului cu adsorbantul.

Procesul de adsorbție este însoțit de eliberarea de căldură. Pentru adsorbția fizică este nesemnificativă (1-5 kcal/mol), pentru adsorbția chimică este mult mai mare (10-100 kcal/mol). Astfel, reacțiile chimice din timpul catalizei pot fi accelerate.

Pentru procesele de ardere și explozie, pot fi date următoarele exemple:

1. Temperatura de autoaprindere a unui amestec de H 2 + O 2 este de 500 0 C. În prezența unui catalizator de paladiu, acesta scade la 100 0 C.

2. Procesele de ardere spontană a cărbunelui încep cu adsorbția chimică a oxigenului pe suprafața particulelor de cărbune.

3. Când se lucrează cu oxigen pur, oxigenul este bine adsorbit pe haine (adsorbție fizică). Și în prezența unei scântei sau a unei flăcări, hainele se aprind ușor.

4. Oxigenul este bine adsorbit și absorbit de uleiurile tehnice cu formarea unui amestec exploziv. Amestecul explodează spontan, fără sursă de aprindere (absorbție chimică).

I. Arderea și oxidarea lentă

Arderea este prima reacție chimică cunoscută de om. Foc... Este posibil să ne imaginăm existența fără foc? A intrat în viața noastră, a devenit nedespărțit de ea. Fără foc, o persoană nu poate găti alimente, oțel; fără el, transportul este imposibil. Focul a devenit prietenul și aliatul nostru, un simbol al faptelor glorioase, al faptelor bune, o amintire a trecutului.

Memorialul slavei în Syktyvkar

Flacăra, focul, ca una dintre manifestările reacției de ardere, are propria sa reflectare monumentală. Un exemplu izbitor este memorialul gloriei în Syktyvkar.

O dată la patru ani, în lume are loc un eveniment, însoțit de transferul focului „viu”. În semn de respect pentru fondatorii olimpiadelor, focul este livrat din Grecia. Prin tradiție, unul dintre sportivii remarcabili livrează această torță pe arena principală a olimpiadei.

Există basme și legende despre foc. Pe vremuri, oamenii credeau că șopârlele mici trăiau în foc - spirite de foc. Și au fost cei care au considerat focul o zeitate și au construit temple în cinstea lui. Timp de sute de ani, lămpile dedicate zeului focului au ars în aceste temple fără să se estompeze. Închinarea la foc a fost o consecință a ignoranței oamenilor cu privire la procesul de ardere.

foc olimpic

M.V. Lomonosov a spus: „Studiul naturii focului și fără chimie nu este deloc imposibil”.

Combustie - o reacție de oxidare care se desfășoară la o viteză suficient de mare, însoțită de eliberarea de căldură și lumină.

Schematic, acest proces de oxidare poate fi exprimat după cum urmează:

Reacțiile care eliberează căldură se numesc exotermic(din grecescul „exo” - out).

În timpul arderii are loc oxidarea intensivă, în timpul arderii apare focul, prin urmare, o astfel de oxidare are loc foarte repede.În cazul în care un Va fi viteza de reacție suficient de rapidă? Poate apărea o explozie. Așa explodează amestecurile de substanțe combustibile cu aer sau oxigen. Din păcate, există cazuri de explozii de amestecuri de aer cu metan, hidrogen, vapori de benzină, eter, făină și praf de zahăr etc., ducând la distrugeri și chiar victime umane.

Pentru ca arderea să aibă loc, aveți nevoie de:

• substanță combustibilă
• oxidant (oxigen)
• incalzirea substanță combustibilă până la temperatura de aprindere

Temperatura de aprindere a fiecărei substanțe este diferită.

În timp ce eterul poate fi aprins printr-un fir fierbinte, pentru a da foc lemnului de foc, trebuie să îl încălziți până la câteva sute de grade. Temperatura de aprindere a substanțelor este diferită. Sulful și lemnul se aprind la aproximativ 270°C, cărbunele la aproximativ 350°C și fosforul alb la aproximativ 40°C.

Cu toate acestea, nu toată oxidarea trebuie neapărat însoțită de apariția luminii.

Există un număr considerabil de cazuri de oxidare, pe care nu le putem numi procese de ardere, deoarece acestea se desfășoară atât de încet încât rămân imperceptibile simțurilor noastre. Numai după ce a trecut un anumit timp, adesea foarte lung, putem prinde produsele de oxidare. Deci, de exemplu, situația este cu o oxidare (rugină) foarte lentă a metalelor

sau în timpul proceselor de degradare.

Desigur, căldura este eliberată în timpul oxidării lente, dar această eliberare are loc lent datorită duratei procesului. Cu toate acestea, indiferent dacă o bucată de lemn arde rapid sau suferă o oxidare lentă în aer de-a lungul multor ani, nu contează - în ambele cazuri, aceeași cantitate de căldură va fi eliberată.

oxidare lenta - Acesta este un proces de interacțiune lentă a substanțelor cu oxigenul cu o eliberare lentă de căldură (energie).

Exemple de interacțiune a substanțelor cu oxigenul fără emisie de lumină: degradarea gunoiului de grajd, frunzelor, râncezirea uleiului, oxidarea metalelor (duzele de fier devin mai subțiri și mai mici cu utilizarea prelungită), respirația creaturilor aerobe, adică cele care respiră oxigen, este însoțită de eliberarea de căldură, formarea de carbon dioxid si apa.

Să ne familiarizăm cu caracteristicile proceselor de ardere și oxidare lentă prezentate în tabel.

Caracteristici ale proceselor de ardere și oxidare lente

LA concluzie : reacțiile de ardere și de oxidare lentă sunt reacții exoterme care diferă prin viteza acestor procese.

II. Efectul termic al unei reacții chimice.

Fiecare substanță are o anumită cantitate de energie stocată în ea. Această proprietate a substanțelor o întâlnim deja la micul dejun, prânz sau cină, deoarece produsele alimentare permit organismului nostru să folosească energia unei largi varietati de compuși chimici conținuti în alimente. În organism, această energie este transformată în mișcare, muncă și este folosită pentru a menține o temperatură constantă (și destul de ridicată!) a corpului.

Orice reacție chimică este însoțită de eliberarea sau absorbția de energie. Cel mai adesea, energia este eliberată sau absorbită sub formă de căldură (mai rar, sub formă de lumină sau energie mecanică). Această căldură poate fi măsurată. Rezultatul măsurării este exprimat în kilojuli (kJ) pentru un MOL de reactant sau (mai rar) pentru molul de produs de reacție. Cantitatea de căldură eliberată sau absorbită într-o reacție chimică se numește efectul termic al reacției (Q). De exemplu, efectul termic al reacției de ardere a hidrogenului în oxigen poate fi exprimat prin oricare dintre cele două ecuații:

2 H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2 H 2 O (g) + 572 kJ

2 H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2 H 2 O (g) + Q

Această ecuație de reacție se numeșteecuația termochimică. Aici simbol "+ Q" înseamnă că atunci când hidrogenul este ars, căldura este eliberată. Această căldură se numește efectul termic al reacției. Ecuațiile termochimice indică adesea state agregate substante.

Reacțiile care eliberează energie se numesc EXTERMICE.(din latinescul „exo” – spre exterior). De exemplu, arderea metanului:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q

Reacțiile care au loc cu absorbția energiei se numesc ENDOTERME(din latinescul "endo" - interior). Un exemplu este formarea de monoxid de carbon (II) CO și hidrogen H 2 din cărbune și apă, care are loc numai atunci când este încălzit.

C + H 2 O \u003d CO + H 2 - Q

Efectele termice ale reacțiilor chimice sunt necesare pentru multe calcule tehnice.

Efectele termice ale reacțiilor chimice sunt necesare pentru multe calcule tehnice. Imaginați-vă pentru un moment ca proiectant al unei rachete puternice, capabilă să se lanseze nave spațialeși alte sarcini utile (fig.).

Orez. Cea mai puternică rachetă Energia rusă din lume înainte de lansarea la Cosmodromul Baikonur. Motoarele uneia dintre treptele sale funcționează cu gaze lichefiate - hidrogen și oxigen.

Să presupunem că știți munca (în kJ) care va trebui cheltuită pentru a livra o rachetă cu o sarcină de pe suprafața Pământului pe orbită, știți și munca pentru a depăși rezistența aerului și alte costuri de energie în timpul zborului. Cum se calculează cantitatea necesară de hidrogen și oxigen, care (în stare lichefiată) sunt folosite în această rachetă ca combustibil și oxidant?

Fără ajutorul efectului termic al reacției de formare a apei din hidrogen și oxigen, acest lucru este dificil de realizat. La urma urmei, efectul termic este însăși energia care ar trebui să pună racheta pe orbită. În camerele de ardere ale rachetei, această căldură este convertită în energia cinetică a moleculelor de gaz fierbinte (abur), care iese din duze și creează propulsie de jet.

LA industria chimica efectele termice sunt necesare pentru a calcula cantitatea de căldură pentru a încălzi reactoarele în care au loc reacții endoterme. În sectorul energetic, folosind căldura de ardere a combustibilului, se calculează generarea de energie termică.

Nutriționiștii folosesc efectele termice ale oxidării Produse alimentareîn organism pentru a compila dietele potrivite nu numai pentru pacienți, ci și pentru oameni sanatosi- sportivi, muncitori de diverse profesii. În mod tradițional, pentru calcule, aici nu se folosesc jouli, ci alte unități de energie - calorii (1 cal = 4,1868 J). Conținutul energetic al alimentelor se referă la o anumită masă de produse alimentare: la 1 g, la 100 g sau chiar la ambalajul standard al produsului. De exemplu, pe eticheta unui borcan de lapte condensat, puteți citi următoarea inscripție: „conținut caloric 320 kcal / 100 g”.

№2. Puzzle „Litere care nu se repetă”.

Pentru a rezolva acest puzzle, revizuiți cu atenție fiecare linie. Alegeți dintre ele care nu se repetă niciodată. Dacă o faci corect, poți folosi aceste litere pentru a face un proverb despre regulile de a face față focului.

ÎN SUPLIMENTARE: