Exemples d'exécution s/p2

THERMODYNAMIQUE CHIMIQUE. ÉQUILIBRE. CINÉTIQUE.

TACHE 1. Chaleur de combustion du carburant.

Nous avons un mélange gazeux : 50% CH 4 + 50% C 4 H 10.

Volume total V=1000 l=1m 3.

1. Écrivez les équations chimiques des réactions de combustion des composants gazeux d’un mélange combustible donné.

Réaction de combustion du méthane :

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

Réaction de combustion du butane :

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

Enthalpie Δ r N 0 298 de ces réactions chimiques sont la chaleur de combustion Gaz Combustible Δ N 0 sg.

2. Calculez la quantité de chaleur qui peut être obtenue en brûlant un volume donné d'un mélange de carburant d'une composition donnée (% en volume), conditions considérées comme normales.

En utilisant la loi de Hess, nous calculons la chaleur de combustion du gaz combustible Δ N 0 сг à l'état standard et 298 K, en utilisant des données tabulaires (voir annexe, tableau) de la chaleur de formation de toutes les substances participant à la réaction de combustion (Δ F N 0 298):

pour le méthane

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.

pour le butane

Δ N 0 сг С4Н10 = Δ r N 0 298 = 4Δ F N 0 CO2 + 5Δ F N 0 H2O - Δ F N 0 C4Н10 - 13/2Δ F N 0 O2 =

4 . (- 393,62) + 5 . (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol.

Chaleur spécifique de combustion Q T du combustible gazeux :

Q T = - (Δ N sg. 1000/22,4), kJ/m 3,

où 22,4 l/mol est le volume molaire de gaz dans des conditions normales.

pour le méthane

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

pour le butane

Q T, C4H10 = - (-2877,53, 1000 / 22,4) = 128461 kJ/m 3 .

La quantité totale de chaleur obtenue lors de la combustion d'un mélange carburé donné, en tenant compte du volume de gaz :

Q = Q T, CH4 . V CH4 + Q T, C4Н10 . VС4Н10 =

35816. (1 . 0,5)+128461 . (1,0,5) =82138,5kJ.

3. À partir du mélange de carburant donné, sélectionnez le carburant le plus économe en énergie. Calculer chaleur spécifique combustion de ce carburant Q T , kJ/m 3 . Calculez le volume minimum de ce combustible pour obtenir 100 MJ de chaleur.

Le carburant le plus économe en énergie dans ce mélange de carburant est le butane, chaleur spécifique de combustion Q T, C4H10 = 128461kJ/m3.

Pour obtenir 100 MJ de chaleur il faut brûler :

VС4Н10 = Q/ Q T, C4H10 = 100000/128461 = 0,778 m3 = 778 l.

TÂCHE 2. Thermodynamique chimique.

1. Écrivez des équations thermochimiques de réactions dont l'effet thermique est la chaleur de formation de tous les réactifs d'une réaction chimique donnée.

Pour réaction chimique

CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g)

La substance C (k) est simple, stable à 298 K et à une pression de 100 kPa, son enthalpie de formation est D H 0 F , 298 , = 0.

Équations thermochimiques de réactions dont l'effet thermique est la chaleur de formation des réactifs d'une réaction chimique donnée CO 2 (g) et CO (g) :

O 2 (g) + C (k) « CO 2 (g), D H 0 F , 298 = -393,51 kJ/mol,

(Voir le tableau);

1/2 O 2 (g) + C (k) « CO (g) , D H 0 F , 298 = -110,5 kJ/mol,

(Voir le tableau).

2. Calculer les valeurs d'enthalpieD r H 0 298 , entropieD r S 0 298 . tableau aux problèmes 1, 2) à l'état standard (s.s.) de tous les réactifs et à une température de 298 K. Tirer une conclusion sur l'effet thermique de la réaction.

A l'aide de données tabulaires (voir tableau), nous notons les fonctions thermodynamiques de l'état des réactifs d'une réaction chimique donnée à l'état standard et 298 K

En utilisant la loi de Hess, on calcule l'enthalpie Δ r N 0 298, entropie ∆ r S 0 298 et l'énergie de Gibbs Δ r g 0 298 réaction chimique à l'état standard et 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 - la réaction est endothermique et se produit avec absorption de chaleur.

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

175,66 J/K.

∆ r S 0 298 >0 – le système est devenu plus désordonné en raison de la formation d'une quantité supplémentaire de gaz.

3. Calculez la valeur de l'énergie de GibbsD r g 0 298 une réaction chimique donnée (article 1. tableau aux problèmes 1, 2) à l'état standard (s.s.) de tous les réactifs et à une température de 298 K. Déterminez dans quelle direction cette réaction se déroulera spontanément à l'état standard de tous les réactifs et à une température de 298 K.

Δ r g 0 298 = 2Δ F g 0 298 COg - Δ F g 0 298 Sk-Δ F g 0 298 CO2g =

2(-137,14) – 0 – (-394,38) = 120,15 kJ.

Δ r g 0 298 >0 – réaction spontanée vers l'avant à l'état standard et 298 K est impossible. La réaction a lieu dans direction inverse.

4. Déterminer la plage de température à laquelle l'apparition spontanée d'une réaction directe est possible dans l'état standard de tous les réactifs sans tenir compte de la dépendance D r H 0 EtD r S 0 sur la température. Tracez l'énergie de Gibbs de la réaction en fonction de la température.D r g 0 = F (T ).

La possibilité d'une réaction spontanée dans l'état standard est déterminée par l'inégalité ∆ r g 0 T < 0.

Ceux. , Si

∆ r g 0 T = ∆ r H 0 298 +∆ r Avec 0 p dT-T∆ r S 0 298 - T ∆ r Avec 0 p / T)dT < 0

∆ r g 0 T ≈ ∆ r H 0 298 -T∆ r S 0 298 < 0

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

Graphique de dépendance D r g 0 = F (T):

∆ r g 0 T

298 982 2300 T

Compte tenu des plages de température d'existence des réactifs, la plage de température d'apparition spontanée d'une réaction à l'état standard est de 982< T< 2300 К.

5. Calculez la valeur de l'énergie de GibbsD r g 298 réaction chimique à des valeurs données de pressions partielles de gaz (article 2. tableau aux problèmes 1, 2) et une température de 298 K. Déterminez si la direction du processus à 298 K change lorsque les pressions partielles des gaz changent par rapport à l'état standard.

Le calcul de l'énergie de Gibbs d'une réaction chimique à n'importe quelle température et toute pression partielle relative des gaz est effectué à l'aide de l'équation isotherme de Van't Hoff :

Δ r g T = ∆ r g 0 T + RT dans .

Calculons Δ r g 298 à 298 K et pressions de gaz : R. CO = 2. 10 3 Pa,

R. CO2 = 8. 10 5 Pa.

Pressions partielles relatives des gaz :

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. dans(0,02/8) =

Δ r g 298 >0 – une réaction spontanée vers l'avant à des pressions partielles de gaz données et à 298 K est impossible. La réaction se déroule dans la direction opposée.

6. Déterminez comment (théoriquement) modifier la pression partielle de l'un des gaz sources (R. UN ouR. DANS) pour changer la direction du processus par rapport à l'état standard à 298 K et à la pression partielle standard de tous les autres composants de la réaction chimique.

A l'état standard et à 298 K, la réaction peut se produire spontanément dans le sens opposé, car Δ r g 0 298 >0.

Pour changer le sens du processus par rapport à l'état standard à 298 K, vous pouvez modifier la pression partielle du CO 2 (l'état de tous les autres composants est standard). La condition de réaction spontanée vers l’avant est Δ r g 298 < 0.

D'après l'équation isotherme de Van't Hoff :

Δ r g T = ∆ r g 0 T + RT dans < 0

Δ r g 298 = 120h15 + 8h31. 10-3. 298 ln < 0

Résoudre l'inégalité ln < - 48,5и получаем: < 10 -21 .

Ainsi, R. CO< R. CO2 ≈ 10 5 fois.

Ainsi, pour changer le sens du processus par rapport à l'état standard à 298 K et pression R. CO = 10 5 Pa, il faut augmenter la pression partielle du CO 2 de 10 5 fois, c'est-à-dire la pression partielle de CO 2 doit être : R. CO2 > 10 25 Pa.

À cette pression de CO 2 , une réaction chimique donnée peut se dérouler spontanément vers l'avant à 298 K.

TÂCHE 2. Bilan chimique.

Pour une réaction chimique

CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g)

1. Calculez l'énergie de GibbsD r g 0 T et constante d'équilibreÀ R. de cette réaction à l'état standard et aux températures de 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K, en tenant compte de la dépendanceD r H 0 T EtD r S 0 T sur la température à une valeur constante la capacité thermique spécifique substanceAvec R. = const . Tracer le graphique des dépendances

À R. = F (T ).

Calculons la variation de la capacité thermique du système (∆ r c 0 R.= const):

∆ r Avec 0 R. = 2Avec 0 R. 298COg – Avec 0 R. 298Sk – Avec 0 R. 298СО2g =

2. (29,14)–8,54–37,41 =12,33 J/K.

Calculons l'énergie de Gibbs d'une réaction chimique à l'état standard et à des températures données de 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K, en tenant compte de la dépendance ∆ r H 0 T et ∆ r S 0 T en température, en considérant la capacité thermique spécifique des substances constante Avec R. , selon la formule :

∆ r g 0 T = ∆ r H 0 T -T . ∆ r S 0 T = ∆ r g 0 298 + ∆ r Avec 0 R. (T - 298) –T . ∆ r Avec 0 R. ln(T / 298).

∆ r g 0 298 =120,15 kJ ;

∆ r g 0 500 =120,15+12,33. 10-3. (500-298) - 500. 12.33. 10-3. ln(500/298)=

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

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

Condition thermodynamique équilibre chimique: ∆ r g T = 0.

Énergie de Gibbs d'une réaction chimique à l'état standard

∆ r g 0 T lié à la constante d'équilibre À R. par rapport :

∆ r g 0 T = - RT dans À R.

Après avoir calculé la valeur ∆ r g 0 T réaction, calculer la constante d'équilibre À R. selon la formule :

K p= exp(- ∆G 0 T /RT) ,

Où R.=8,31 J/mol. K est la constante universelle des gaz.

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.

À mesure que la température augmente, la constante d'équilibre augmente, ce qui s'explique par l'effet thermique endothermique de cette réaction.

(Δ r N 0 T >0).

2. Sélectionnez n'importe quelle température dans la région de réaction spontanée dans le sens direct. A cette température, calculer les concentrations d'équilibre des réactifs gazeux si leurs concentrations initiales étaient respectivement égales (voir paragraphe 3, tableau des problèmes 1,2).

À T=1000 K, la réaction se déroule spontanément vers l'avant, car ∆ r g 0 1000 = - 3,16 kJ<0, K p , 1000 = 1,46.

Choisissons la température T=1000 pour calculer les concentrations d'équilibre des réactifs gazeux, si les concentrations initiales des réactifs gazeux CO 2 et CO étaient égales : Avec CO2 = 0,5 mole/l, Avec CO =0.

Expressions des constantes d'équilibre exprimées en termes de pressions partielles relatives d'équilibre des gaz ( R.équivaut à ) et les concentrations d'équilibre ( Avecégal) :

À R. =
; À Avec =

K p Et K Avec connecté via l’équation de l’état du gaz :

K Avec, 1000 =
=
= 0,018

Où R.=0,082 l. atmosphère/mol. K - constante universelle des gaz ;

∆ν = 2-1= 1 (évolution du nombre de moles de substances gazeuses au cours de la réaction).

Tableau de bilan matière :

Nous substituons les concentrations d'équilibre de réactifs gazeux dans l'expression de K Avec et résolvez l’équation algébrique de X:

À Avec =
= 0,018 , X= 0,0387mol/l

AVEC CO égal = 2. 0,0387 = 0,0774mol/litre

AVEC CO2 égal = 0,5 - 0,0387 = 0,4613 mol/l.

La combustion est une réaction d'oxydation qui se produit à grande vitesse, qui s'accompagne du dégagement de grandes quantités de chaleur et, en règle générale, d'une lueur brillante, que nous appelons une flamme. Le processus de combustion est étudié par la chimie physique, dans laquelle tous les processus exothermiques ayant une réaction auto-accélérée sont considérés comme une combustion. Une telle auto-accélération peut se produire en raison d'une augmentation de la température (c'est-à-dire avoir un mécanisme thermique) ou de l'accumulation de particules actives (avoir un caractère diffusif).

La réaction de combustion a une caractéristique claire - la présence d'une région à haute température (flamme), limitée dans l'espace, où se produit la majeure partie de la conversion des substances de départ (carburant). Ce processus s'accompagne de la libération d'une grande quantité. démarrer la réaction (apparition d'une flamme), il faut dépenser une certaine quantité d'énergie à l'allumage, puis le processus se produit spontanément. Sa vitesse dépend des propriétés chimiques des substances participant à la réaction, ainsi que des processus dynamiques des gaz lors de la combustion. La réaction de combustion présente certaines caractéristiques dont les plus importantes sont le pouvoir calorifique du mélange et la température (dite adiabatique) qui pourrait théoriquement être atteinte lors d'une combustion complète sans tenir compte des pertes de chaleur.

La combustion homogène est la plus simple, elle a un taux constant, en fonction de la composition et de la conductivité thermique moléculaire du mélange, de la température et de la pression.

La combustion hétérogène est la plus courante aussi bien dans la nature que dans des conditions artificielles. Sa vitesse dépend des conditions spécifiques du processus de combustion et des caractéristiques physiques des ingrédients. Pour les combustibles liquides, le taux de combustion est fortement influencé par le taux d'évaporation, et pour les combustibles solides, par le taux de gazéification. Par exemple, lors de la combustion du charbon, le processus se déroule en deux étapes. Dans le premier d'entre eux (en cas de chauffage relativement lent), des composants volatils de la substance (charbon) sont libérés, dans le second, les résidus de coke brûlent.

La combustion des gaz (par exemple la combustion de l'éthane) a ses propres caractéristiques. Dans un environnement gazeux, les flammes peuvent se propager sur une grande distance. Il peut se déplacer à travers un gaz à une vitesse subsonique, et cette propriété est inhérente non seulement à un environnement gazeux, mais également à un mélange finement dispersé de particules liquides et solides inflammables mélangées à un comburant. Pour assurer une combustion stable dans de tels cas, une conception spéciale du dispositif de four est requise.

Les conséquences provoquées par la réaction de combustion en milieu gazeux sont de deux types. Le premier est la turbulisation du flux gazeux, entraînant une forte augmentation de la vitesse du processus. Les perturbations acoustiques de l'écoulement qui en résultent peuvent conduire à l'étape suivante : l'émergence d'un mélange conduisant à la détonation. Le passage de la combustion à l’étape de détonation dépend non seulement des propriétés propres du gaz, mais également de la taille du système et des paramètres de propagation.

La combustion de carburant est utilisée dans la technologie et l'industrie. La tâche principale dans ce cas est d'atteindre une efficacité de combustion maximale (c'est-à-dire une optimisation du dégagement de chaleur) pendant une période donnée. La combustion est utilisée, par exemple, dans l'exploitation minière - les méthodes de développement de divers minéraux sont basées sur l'utilisation d'un procédé combustible. Mais dans certaines conditions naturelles et géologiques, le phénomène de combustion peut devenir un facteur de grave danger. Le véritable danger, par exemple, est le processus de combustion spontanée de la tourbe, conduisant à l'apparition d'incendies endogènes.

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Les réactions chimiques de combustion commencent après la création d'une source initiale de flamme dans le mélange air-carburant préparé. Dans les moteurs à combustion interne à piston, il est créé soit par une étincelle électrique, soit en chauffant l'assemblage combustible à une température à laquelle de nombreuses flammes initiales apparaissent spontanément dans le volume du mélange et l'auto-inflammation du mélange se produit.

La réaction chimique de combustion ne se produit pas dans toutes les conditions de collision de molécules de gaz combustible avec des molécules d'oxygène.

Si les réactions chimiques de combustion ne sont pas autocatalytiques, alors la cause de la propagation de la flamme ne peut être que le transfert de chaleur des produits de combustion du mélange imbrûlé. Ce type de propagation de flamme est dit thermique. Bien entendu, cela n'exclut pas la possibilité que la diffusion des réactifs et des produits de réaction se produise simultanément, de sorte que la composition du mélange réactionnel dans la zone réactionnelle diffère de la composition du mélange initial. Mais dans ce cas, la diffusion n'est pas la cause de la propagation de la flamme, mais seulement un facteur qui l'accompagne. Cela s'applique en particulier aux réactions en chaîne avec des chaînes non ramifiées. La diffusion d'atomes libres et de radicaux, sauf s'ils sont en équilibre thermodynamique ou en concentrations quasi-stationnaires, ne peut être à l'origine de la propagation d'une flamme, qui reste thermique. Le rôle de la diffusion est pleinement pris en compte dans une théorie thermique appropriée de la propagation des flammes, comme nous le montrerons dans la section suivante.

Le taux de réactions chimiques de combustion du gaz avec l'air dans les brûleurs est très élevé. Ces réactions à haute température se produisent en millièmes de seconde. La durée de combustion du flux de mélange gaz-air est déterminée par l'apport continu de portions fraîches de gaz et d'air, qui brûlent en raison de l'apparition rapide de réactions d'oxydation sous l'influence du flux de chaleur.

Des relations quantitatives de réactions chimiques de combustion peuvent être obtenues avec des masses moléculaires connues i de substances et des densités p c / 22 4 de gaz dans des conditions physiques normales.

Le mécanisme d'inhibition des réactions chimiques de combustion n'a pas été suffisamment étudié. Cependant, les recherches menées ces dernières années permettent de se forger quelques idées sur la nature de l'effet des inhibiteurs sur les flammes.

Supposons que la réaction chimique de combustion se déroule complètement et que les produits de réaction sont de la vapeur d'eau H20, du dioxyde de carbone CO2 ou, en l'absence d'oxygène, du monoxyde de carbone CO. Pour un mélange combustible stoechiométrique hydrogène-oxygène (explosif), en divisant la chaleur de formation de vapeur d'eau 58 kcal/mol par la capacité thermique 8 cal/mol-deg, nous obtenons une température de combustion de 7250 degrés. Pour le cas d'une combustion complète du carbone solide dans l'oxygène (St 02C02 94 kcal/mol), on obtient une température de combustion encore plus élevée, 11 750 K. Des températures du même ordre sont obtenues pour d'autres combustibles hydrocarbonés. Les températures de combustion incroyablement élevées indiquées ici se réfèrent à l'état plasma de la substance ; elles ne se produisent pas dans la réalité ; Les températures de combustion des mélanges d'oxygène varient de 3 000 à 4 000 K.

Étant donné que le chauffage et la réaction chimique de combustion du mélange se déroulent très rapidement, le principal facteur limitant la durée du processus de combustion est le temps passé à mélanger le gaz et l'air.

Schémas d'organisation de la combustion des gaz inflammables. La combustion. a - cinétique, b - diffusion, c - mixte.

Étant donné que le taux de réactions chimiques de combustion à des températures de combustion élevées est incommensurablement supérieur au taux de formation du mélange, pratiquement le taux de combustion des gaz est toujours égal au taux de mélange du gaz avec l'air. Cette circonstance permet de réguler facilement le taux de combustion du gaz dans les limites les plus larges. Le mode mixte de combustion des gaz inflammables est intermédiaire entre la cinétique et la diffusion.

Par conséquent, l’équation d’équilibre pour la réaction chimique de bougies allumées dans certaines conditions est en réalité la première tentative d’introduire la quantité de chaleur dans la description d’une réaction chimique.

Lors de l'élaboration d'équations pour les réactions chimiques de combustion de substances dans l'air, procédez comme suit : sur le côté gauche, la substance combustible et l'air impliqués dans la combustion sont écrits, après le signe égal, les produits de réaction résultants sont écrits. Par exemple, il est nécessaire de créer une équation pour la réaction de combustion du méthane dans l'air. Tout d’abord, notez le côté gauche de l’équation de réaction : la formule chimique du méthane plus les formules chimiques des substances qui composent l’air.

I. Combustion et oxydation lente

La combustion est la première réaction chimique que l'homme a connue. Feu... Est-il possible d'imaginer notre existence sans feu ? Il est entré dans nos vies et en est devenu inséparable. Sans feu, personne ne peut cuire des aliments ou de l'acier ; sans lui, le transport est impossible. Le feu est devenu notre ami et allié, symbole d’actes glorieux, de bonnes actions et souvenir du passé.

Mémorial de la Gloire à Syktyvkar

La flamme, le feu, comme l'une des manifestations de la réaction de combustion, a aussi son propre reflet monumental. Un exemple frappant - mémorial de gloire à Syktyvkar.

Une fois tous les quatre ans, un événement se produit dans le monde accompagné du transfert de feu « vivant ». En signe de respect envers les fondateurs des Jeux olympiques, le feu vient de Grèce. Selon la tradition, l'un des athlètes exceptionnels remet cette torche à l'arène principale des Jeux olympiques.

Il existe des contes de fées et des légendes sur le feu. Autrefois, les gens pensaient que les petits lézards – les esprits du feu – vivaient dans le feu. Et il y avait ceux qui considéraient le feu comme une divinité et construisaient des temples en son honneur. Pendant des centaines d’années, des lampes dédiées au dieu du feu brûlaient dans ces temples sans s’éteindre. Le culte du feu était une conséquence de l’ignorance des gens du processus de combustion.

flamme olympique

M.V. Lomonossov a déclaré : « Il n'est en aucun cas impossible d'étudier la nature du feu sans chimie. »

La combustion - une réaction d'oxydation qui se produit à une vitesse assez élevée, accompagné d'un dégagement de chaleur et de lumière.

Schématiquement, ce processus d’oxydation peut s’exprimer comme suit :

Les réactions qui se produisent avec le dégagement de chaleur sont appelées exothermique(du grec « exo » - dehors).

Pendant la combustion, une oxydation intense se produit, un incendie apparaît pendant le processus de combustion, cette oxydation se déroule donc très rapidement. Si La vitesse de réaction sera-t-elle suffisamment rapide ? Une explosion peut se produire. C'est ainsi qu'explosent des mélanges de substances inflammables avec de l'air ou de l'oxygène. Malheureusement, il existe des cas connus d'explosions de mélanges d'air avec du méthane, de l'hydrogène, des vapeurs d'essence, de l'éther, de la farine et de la poussière de sucre, etc., entraînant des destructions et même des victimes.

Pour que la combustion se produise, il vous faut :

substance inflammable
agent oxydant (oxygène)
chauffage substance inflammable jusqu'à la température d'inflammation

La température d'inflammation de chaque substance est différente.

Alors que l'éther peut être enflammé par un fil chaud, pour enflammer le bois, il doit être chauffé à plusieurs centaines de degrés. La température d'inflammation des substances est différente. Le soufre et le bois s'enflamment à environ 270°C, le charbon à environ 350°C et le phosphore blanc à environ 40°C.

Cependant, toute oxydation ne doit pas nécessairement s’accompagner de l’apparition de lumière.

Il existe un nombre important de cas d'oxydation que nous ne pouvons pas appeler processus de combustion, car ils se produisent si lentement qu'ils restent invisibles à nos sens. Ce n'est qu'après un certain temps, souvent très long, que nous pouvons détecter les produits d'oxydation. C'est le cas par exemple de l'oxydation (rouille) très lente des métaux.

ou pendant les processus de décomposition.

Bien sûr, lors d'une oxydation lente, de la chaleur est libérée, mais cette libération se produit lentement en raison de la durée du processus. Cependant, qu'un morceau de bois brûle rapidement ou qu'il subisse une lente oxydation dans l'air pendant de nombreuses années, cela ne fait aucune différence : dans les deux cas, la même quantité de chaleur sera dégagée.

Oxydation lente est un processus d'interaction lente de substances avec l'oxygène avec un lent dégagement de chaleur (énergie).

Exemples d'interaction de substances avec l'oxygène sans émettre de lumière: pourriture du fumier, des feuilles, rancissement de l'huile, oxydation des métaux (les buses en fer deviennent plus fines et plus petites avec une utilisation prolongée), la respiration des créatures aérobies, c'est-à-dire la respiration d'oxygène, s'accompagne d'un dégagement de chaleur, de la formation de dioxyde de carbone et eau.

Faisons connaissance avec les caractéristiques des processus de combustion et d'oxydation lente données dans le tableau.

Caractéristiques des processus de combustion et d'oxydation lente

Signes d'une réaction	Processus
Signes d'une réaction	La combustion	Oxydation lente
Formation de nouvelles substances	Oui (oxydes)	Oui (oxydes)
Dégagement de chaleur	Oui	Oui
Taux de dégagement de chaleur	Grand	Petit (marche lentement)
L'apparition de la lumière	Oui	Non

DANS conclusion : les réactions de combustion et d'oxydation lente sont des réactions exothermiques qui diffèrent par la vitesse à laquelle ces processus se produisent.

II. Effet thermique d'une réaction chimique.

Chaque substance stocke une certaine quantité d'énergie. Nous rencontrons cette propriété des substances dès le petit-déjeuner, le déjeuner ou le dîner, car la nourriture permet à notre corps d'utiliser l'énergie d'une grande variété de composés chimiques contenus dans les aliments. Dans le corps, cette énergie est convertie en mouvement, en travail et est utilisée pour maintenir une température corporelle constante (et assez élevée !).

Toute réaction chimique s'accompagne d'une libération ou d'une absorption d'énergie. Le plus souvent, l'énergie est libérée ou absorbée sous forme de chaleur (moins souvent sous forme de lumière ou d'énergie mécanique). Cette chaleur peut être mesurée. Le résultat de la mesure est exprimé en kilojoules (kJ) pour une MOLE de réactif ou (moins fréquemment) pour une mole de produit de réaction. La quantité de chaleur dégagée ou absorbée lors d'une réaction chimique est appelée effet thermique de la réaction (Q) . Par exemple, l’effet thermique de la réaction de combustion de l’hydrogène dans l’oxygène peut être exprimé par l’une des deux équations suivantes :

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

Cette équation de réaction est appeléeéquation thermochimique. Ici le symbole "+ Q" signifie que lorsque l’hydrogène est brûlé, de la chaleur est libérée. Cette chaleur est appelée effet thermique de la réaction. Les équations thermochimiques indiquent souvent les états agrégatifs des substances.

Les réactions qui se produisent avec la libération d'énergie sont appelées EXOTHERMIQUES(du latin "exo" - dehors). Par exemple, la combustion du méthane :

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

Les réactions qui se produisent lors de l'absorption d'énergie sont appelées ENDOTHERMIQUES.(du latin "endo" - à l'intérieur). Un exemple est la formation de monoxyde de carbone (II) CO et d'hydrogène H2 à partir du charbon et de l'eau, qui se produit uniquement lorsqu'ils sont chauffés.

C + H 2 O = CO + H 2 – Q

Les effets thermiques des réactions chimiques sont nécessaires à de nombreux calculs techniques.

Les effets thermiques des réactions chimiques sont nécessaires à de nombreux calculs techniques. Imaginez-vous un instant en tant que concepteur d'une fusée puissante capable de lancer des vaisseaux spatiaux et d'autres charges utiles en orbite (Fig.).

Riz. La fusée russe la plus puissante du monde, Energia, avant son lancement au cosmodrome de Baïkonour. Les moteurs de l'un de ses étages fonctionnent aux gaz liquéfiés - hydrogène et oxygène.

Disons que vous connaissez le travail (en kJ) qu'il faudra dépenser pour amener une fusée avec une cargaison de la surface de la Terre à l'orbite ; vous connaissez également le travail pour surmonter la résistance de l'air et d'autres coûts énergétiques pendant le vol. Comment calculer l'apport nécessaire en hydrogène et en oxygène, qui (à l'état liquéfié) sont utilisés dans cette fusée comme carburant et comburant ?

Sans l'aide de l'effet thermique de la réaction de formation d'eau à partir d'hydrogène et d'oxygène, cela est difficile à faire. Après tout, l’effet thermique est l’énergie même qui devrait lancer la fusée en orbite. Dans les chambres de combustion d'une fusée, cette chaleur est convertie en énergie cinétique de molécules de gaz chaud (vapeur), qui s'échappent des tuyères et créent une poussée du jet.

Dans l’industrie chimique, les effets thermiques sont nécessaires pour calculer la quantité de chaleur nécessaire pour chauffer les réacteurs dans lesquels se produisent des réactions endothermiques. Dans le secteur de l’énergie, la production d’énergie thermique est calculée à partir de la chaleur de combustion du combustible.

Les diététistes utilisent les effets thermiques de l'oxydation des aliments dans le corps pour créer un régime alimentaire approprié non seulement pour les patients, mais également pour les personnes en bonne santé - athlètes, travailleurs de diverses professions. Traditionnellement, les calculs ici n'utilisent pas les joules, mais d'autres unités énergétiques - les calories (1 cal = 4,1868 J). La teneur énergétique des aliments se réfère à toute masse de produits alimentaires : 1 g, 100 g, voire l'emballage standard du produit. Par exemple, sur l’étiquette d’un pot de lait concentré, vous pouvez lire l’inscription suivante : « teneur en calories 320 kcal/100 g ».

№2. Puzzle "Lettres non répétitives".

Pour résoudre cette énigme, regardez attentivement chaque ligne. Choisissez des lettres qui ne se répètent jamais. Si vous faites cela correctement, vous pourrez utiliser ces lettres pour créer un proverbe sur les règles de gestion du feu.

EN PLUS:

La combustion est une réaction chimique d’oxydation du combustible avec l’oxygène, se produisant relativement rapidement et libérant une grande quantité de chaleur.

Pendant le processus de combustion, les produits de combustion sont chauffés à des températures élevées.

L’équation générale pour la combustion de tout hydrocarbure gazeux avec de l’oxygène est la suivante :

Où m Et n– respectivement, le nombre d’atomes de carbone et d’hydrogène dans la molécule

Q– effet thermique de la réaction d'oxydation.

Le tableau 3.1 montre les réactions de combustion des principaux gaz combustibles avec l'oxygène.

Réactions de combustion de gaz inflammables avec l'oxygène

Tableau 3.1

Le tableau 3.1 montre les réactions d'oxydation des gaz inflammables les plus connus avec l'oxygène. Cependant, dans des conditions réelles, le comburant (oxygène) n'est pas fourni à la zone de combustion sous forme pure, mais dans le cadre de l'air. On sait que l’air est principalement composé de deux parties : l’oxygène et l’azote. L'air contient également de petites quantités de dioxyde de carbone CO 2, ainsi que des gaz rares. Compte tenu de leur quantité insignifiante dans l’air, nous les négligeons.

Ainsi, si l'on prend le volume d'air à 100 %, alors la teneur en oxygène sera de 21 % et l'azote de 79 %. Ainsi, à 1 m 3 L'oxygène de l'air est 79/21 = 3,76 m 3 azote, ou 1 m 3 oxygène contenu dans 100/21 = 4,76 m 3 airs.

En tenant compte des relations ci-dessus, nous pouvons écrire l'équation générale de la combustion des hydrocarbures avec l'air :

Le tableau 3.2 montre les équations de la réaction de combustion de gaz inflammables avec l'air.

Il convient de noter que les équations données dans les tableaux 3.1 et 3.2 sont stoechiométriques, c'est-à-dire Il s'agit du rapport entre le gaz combustible et le comburant (oxygène, air), auquel la quantité théoriquement requise de comburant est fournie au gaz combustible. Cependant, dans la pratique de la combustion de gaz dans des conditions réelles, il est nécessaire d'introduire dans la zone un peu plus de comburant que ce qui résulte des équations stoechiométriques. Ceci est principalement dû à un mélange imparfait du gaz combustible et du comburant.

Équations de réactions de combustion de gaz inflammables avec l'air

Tableau 3.2

Le rapport entre la consommation réelle du comburant (oxygène ou air) et celle théoriquement nécessaire est appelé coefficient d'excès d'air et est désigné α , c'est à dire.:

Où Vd– le débit d'air réel ;

Vt– quantité d'air théoriquement requise.

Le tableau 3.3 montre les valeurs de la quantité théoriquement requise de comburant (oxygène et air), ainsi que le volume de produits de combustion lors de la combustion de 1 m 3 coefficient de gaz et d'air en excès égal à 1 ( un = 1).

Quantité théoriquement requise de comburant et volume de produits de combustion pendant la combustion 1 m 3 à α = 1

Tableau 3.3

Dans les calculs pratiques, nous ne connaissons parfois pas la composition chimique des gaz, mais seule la chaleur de combustion est connue. Il est nécessaire de déterminer la quantité d'air théoriquement requise pour une combustion complète 1 m 3 gaz.

Pour ce cas, il existe une formule empirique de D.I. Mendeleïev :

Où Q n– pouvoir calorifique inférieur du gaz, kJ/m 3 .

Les équations des réactions de combustion de divers gaz avec l'oxygène et l'air reflètent uniquement la relation entre le carburant et le comburant et n'expliquent pas le mécanisme de ces réactions. En conditions réelles, le processus de combustion est beaucoup plus compliqué.

La théorie moderne du mécanisme de la cinétique de la réaction de combustion des gaz a été développée par le scientifique soviétique, l'académicien N.N. Semenov. Selon sa théorie, des réactions en chaîne de combustion de gaz se produisent dans la flamme d'un mélange gaz-air. En conséquence, des produits instables intermédiaires se forment sous forme d’atomes de radicaux libres. Conformément à la théorie de N.N. La réaction de Semenov de combustion de l'hydrogène avec l'oxygène ne consiste pas simplement à combiner deux molécules d'hydrogène et une d'oxygène pour former deux molécules d'eau. Lors de l'interaction de ces deux gaz, des substances intermédiaires se forment d'abord sous forme d'atomes d'hydrogène et d'oxygène, ainsi que des radicaux hydroxyles libres OH.

Pour démarrer le processus de combustion, il est nécessaire d'activer d'une manière ou d'une autre le mélange combustible. En d’autres termes, il est nécessaire de créer des conditions dans lesquelles les réactifs disposeront d’une grande quantité d’énergie. Cette réserve d'énergie est nécessaire au bon déroulement du processus de combustion. La réserve d'énergie ci-dessus peut être créée en chauffant le mélange gaz-air jusqu'à sa température d'inflammation. Cette énergie, appelée énergie d'activation, est nécessaire principalement pour rompre les liaisons intermoléculaires existantes dans les réactifs.

Au cours du processus de combustion, de nouvelles liaisons se forment continuellement ainsi que la destruction des anciennes. Lorsque de nouvelles liaisons se forment, une libération d’énergie importante se produit, tandis que la rupture des anciennes liaisons s’accompagne toujours d’une dépense énergétique. Étant donné que pendant le processus de combustion, l'énergie libérée lors de la formation de nouvelles liaisons est d'une grande importance, par rapport à l'énergie dépensée pour rompre les anciennes liaisons, l'effet thermique total reste positif.

La réaction de l'hydrogène avec l'oxygène est la plus simple et la plus étudiée. Examinons donc cette réaction ramifiée avec un exemple.

Conformément à la théorie de N.N. Semenov, au moment initial de la réaction, à la suite de l'énergie d'activation et de la collision des molécules d'hydrogène et d'oxygène, deux radicaux hydroxyles OH se forment :

. (3.5)

L’atome d’hydrogène libre H réagit à son tour avec une molécule d’oxygène. Il en résulte la formation d'un radical hydroxyle OH et d'un atome d'oxygène libre, c'est-à-dire :

. (3.7)

Le radical peut à nouveau entrer dans une réaction chimique avec l'hydrogène et à nouveau, à la suite de la réaction, former de l'eau et de l'hydrogène libre, et l'atome d'oxygène, à son tour, peut réagir avec une molécule d'hydrogène, ce qui conduira à la formation d'un autre Un radical OH et un atome d'hydrogène H , soit :

. (3.8)

Le mécanisme ci-dessus de la réaction en chaîne de combustion de l'hydrogène avec l'oxygène montre la possibilité d'interactions multiples d'un radical OH avec des atomes d'hydrogène. À la suite de cette interaction, des molécules d’eau se forment.

Par conséquent, les atomes libres et les radicaux sont les centres actifs dans la création d’une réaction en chaîne.

La réaction de combustion de l'hydrogène avec l'oxygène, qui explique le mécanisme de la réaction en chaîne, peut s'écrire comme suit :

H 2 O O + (H 2)…

OH + (H 2) ® H + (O 2) ® OH + (H 2)…

O + (H 2) ® OH + (H 2) ® H 2 O

H +(O 2) ® OH +H 2 ...

Le mécanisme de combustion du monoxyde de carbone avec l’oxygène est plus complexe. Selon des scientifiques de l'Institut de physique chimique de l'Académie des sciences de l'URSS, le monoxyde de carbone ne réagit pas avec l'oxygène sec. Ils ont également constaté que l’ajout d’une petite quantité d’hydrogène ou d’humidité au mélange entraîne le déclenchement d’une réaction d’oxydation. En conséquence, la séquence de réactions chimiques suivante se produit :

H 2 O® OH + H; (3.10)

OH + CO ® CO 2 + H; (3.11)

H + O 2 ® OH + O; (3.12)

CO + OH® CO 2 + H; (3.13)

CO + O ® CO 2 ; (3.14)

H + O 2 = OH + O (3.15)

Comme il ressort des réactions chimiques ci-dessus, la présence d'une petite quantité d'humidité conduit à la formation d'hydroxyles et d'atomes libres dans la zone de combustion. Comme indiqué précédemment, les radicaux hydroxyles et les atomes libres sont les initiateurs de la création et les porteurs de la réaction en chaîne.

Un mécanisme encore plus complexe d’oxydation des hydrocarbures. Outre certaines similitudes avec le mécanisme de combustion de l'hydrogène et du monoxyde de carbone, le mécanisme de combustion des hydrocarbures présente également un certain nombre de différences significatives. En analysant les produits de combustion, il a été constaté qu'ils contiennent des aldéhydes et principalement du formaldéhyde (HCHO).

Considérons le mécanisme d'oxydation des hydrocarbures en utilisant l'exemple du plus simple d'entre eux - le méthane. Le mécanisme d'oxydation du méthane passe par quatre étapes, à chacune desquelles se produisent les réactions chimiques suivantes :

Lors de la première étape :

H + O 2 ® OH + O; (3.16)

CH 4 + OH ® CH 3 + H 2 O; (3.17)

CH 4 + O ® CH 2 + H 2 O. (3.18)

Lors de la deuxième étape :

CH 3 + O 2 ® HCHO + OH; (3.19)

CH 2 + O 2 ® HCHO + O; (3.20)

A la troisième étape :

HCHO + OH ® HCO + H 2 O (3.21)

HCHO + O ®СО + H 2 O; (3.22)

HCO+ O 2 ® CO + O + OH (3.23).

A la quatrième étape :

CO + O ® CO 2 (3.24)