Образцы выполнения с/р2

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА. РАВНОВЕСИЕ. КИНЕТИКА.

ЗАДАЧА 1. Теплота сгорания топлива.

Имеем газовую топливную смесь: 50%СН 4 + 50%С 4 Н 10 .

Суммарный объем V=1000 л=1м 3 .

1. Напишите химические уравнения реакций горения газовых составляющих заданной топливной смеси.

Реакция горения метана:

СН 4 (г) + 2О 2 (г) ® СО 2 (г) + 2Н 2 О (ж)

Реакция горения бутана:

С 4 Н 10 (г) + 13/2О 2 (г) ® 4СО 2 (г) + 5Н 2 О (ж) .

Энтальпия Δ r Н 0 298 этих химических реакций является теплотой сгорания газового топлива ΔН 0 сг.

2. Рассчитайте, сколько теплоты можно получить при сжигании заданного объема топливной смеси заданного состава (объемные %), условия считать нормальными.

С использованием закона Гесса рассчитаем теплоту сгорания газового топлива ΔН 0 сг при стандартном состоянии и 298 К, используя табличные данные (см. приложение, табл.) теплоты образования всех веществ, участвующих в реакции горения (Δ f Н 0 298):

для метана

ΔН 0 сг СН4 = Δ r Н 0 298 = Δ f Н 0 СО2 + Δ f Н 0 Н2О - Δ f Н 0 СН4 - 2Δ f Н 0 О2 =

393,62 + 2 . (-285,84) – (-74,78) - 0 = -802,28 кДж/моль.

для бутана

ΔН 0 сг С4Н10 = Δ r Н 0 298 = 4Δ f Н 0 СО2 + 5Δ f Н 0 Н2О - Δ f Н 0 С4Н10 - 13/2Δ f Н 0 О2 =

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

Удельная теплота сгорания Q Т газового топлива:

Q T = - (ΔН сг. 1000/22,4) , кДж/м 3 ,

где 22,4 л/моль – молярный объем газа при н.у.

для метана

Q T , СН4 = - (-802,28 . 1000 / 22,4) =35816 кДж/м 3 .

для бутана

Q T , С4Н10 = - (-2877,53 . 1000 / 22,4) =128461 кДж/м 3 .

Суммарное количество теплоты, полученное при сгорании данной топливной смеси с учетом объемов газов:

Q = Q T , СН4 . V СН4 + Q T , С4Н10 . V С4Н10 =

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

3. Из заданной топливной смеси выберите наиболее энергоэффективное топливо. Рассчитайте удельную теплоту сгорания этого топлива Q T , кДж/м 3 . Рассчитайте минимальный объем этого топлива для получения 100 МДж теплоты.

Наиболее энергоэффективное топливо в данной топливной смеси – бутан, удельная теплота сгорания Q T , С4Н10 = 128461 кДж/м 3 .

Для получения 100 МДж теплоты необходимо сжечь:

V С4Н10 = Q / Q T , С4Н10 =100000/128461=0,778 м 3 = 778 л.

ЗАДАЧА 2. Химическая термодинамика.

1. Напишите термохимические уравнения реакций, тепловой эффект которых является теплотой образования всех реагентов заданной химической реакции.

Для химической реакции

СO 2 (г) + C (к) « 2CО (г)

Вещество C (к) – простое, устойчивое при 298 К и давлении 100 кПа, энтальпия его образования DH 0 f , 298 , = 0.

Термохимические уравнения реакций, тепловой эффект которых является теплотой образования реагентов заданной химической реакции СO 2 (г) и CО (г) :

O 2 (г) + C (к) « CО 2 (г) , DH 0 f , 298 = -393,51 кДж/моль,

(см. табл.);

1/2 O 2 (г) + C (к) « CО (г) , DH 0 f , 298 = -110,5 кДж/моль,

(см. табл.).

2. Рассчитайте величины энтальпии D r H 0 298 , энтропии D r S 0 298 . табл. к задачам 1, 2) при стандартном состоянии (с.с.) всех реагентов и температуре 298 К. Сделайте вывод о тепловом эффекте реакции.

По табличным данным (см. табл.) запишем термодинамические функции состояния реагентов заданной химической реакции при стандартном состоянии и 298 К

С использованием закона Гесса рассчитаем энтальпию Δ r Н 0 298 , энтропию ∆ r S 0 298 и энергию Гиббса Δ r G 0 298 химической реакции при стандартном состоянии и 298 К:

Δ r Н 0 298 = 2Δ f Н 0 298 СОг - Δ f Н 0 298 Ск - Δ f Н 0 298 СО2г =

2(-110,5) – 0 – (-393,5) = 172,5 кДж.

Δ r Н 0 298 >0 - реакция эндотермическая, идет с поглощением теплоты.

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

175,66 Дж/К.

∆ r S 0 298 >0 – система стала более неупорядоченной вследствие образования дополнительного количества газа.

3. Рассчитайте величину энергии Гиббса D r G 0 298 заданной химической реакции (п.1 . табл. к задачам 1, 2) при стандартном состоянии (с.с.) всех реагентов и температуре 298 К. Определите, в каком направлении будет самопроизвольно протекать данная реакция при стандартном состоянии всех реагентов и температуре 298 К.

Δ r G 0 298 = 2Δ f G 0 298 СОг - Δ f G 0 298 Ск - Δ f G 0 298 СО2г =

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

Δ r G 0 298 >0 – самопроизвольное протекание реакции в прямом направлении при стандартном состоянии и 298 К невозможно. Реакция протекает в обратном направлении.

4. Определите область температур, при которых возможно самопроизвольное протекание прямой реакции при стандартном состоянии всех реагентов без учета зависимости D r H 0 и D r S 0 от температуры. Постройте график зависимости энергии Гиббса реакции от температуры D r G 0 = f (Т ).

Возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартном состоянии определяется неравенством ∆ r G 0 T < 0.

Т.е. , если

∆ r G 0 T = ∆ r H 0 298 +∆ r с 0 p dT - Т ∆ r S 0 298 - Т ∆ r с 0 p / T )dT < 0

∆ r G 0 T ≈ ∆ r H 0 298 - Т ∆ r S 0 298 < 0

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

График зависимости D r G 0 = f (Т ):

∆ r G 0 Т

298 982 2300 Т

С учетом температурных интервалов существования реагентов температурная область самопроизвольного протекания реакции при стандартном состоянии 982 < Т < 2300 К.

5. Рассчитайте величину энергии Гиббса D r G 298 химической реакции при заданных значениях парциальных давлений газов (п.2 . табл. к задачам 1, 2) и температуре 298 К. Определите, изменится ли направление протекания процесса при 298 К при изменении парциальных давлений газов по сравнению со стандартным состоянием.

Расчет энергии Гиббса химической реакции при любой температуре и любых относительных парциальных давлениях газов производится по уравнению изотермы Вант-Гоффа:

Δ r G Т = ∆ r G 0 Т + RT ln .

Рассчитаем Δ r G 298 при 298 К и давлениях газов: р СО = 2 . 10 3 Па,

р СО2 = 8 . 10 5 Па.

Относительные парциальные давления газов:

СО = 2 . 10 3 Па/10 5 Па = 0,02; СО2 = 8 . 10 5 Па/10 5 Па = 8.

Δ r G 298 = Δ r G 0 298 + RTln (р 2 СО /р СО2) = 120,15 +8,31 . 10 -3 . 298 . ln (0,02/8) =

Δ r G 298 >0 – самопроизвольное протекание реакции в прямом направлении при заданных парциальных давлениях газов и 298 К невозможно. Реакция протекает в обратном направлении.

6. Определите, как нужно (теоретически) изменить парциальное давление любого из исходных газов (р А или р В ) для изменения направления протекания процесса по сравнению со стандартным состоянием при 298 К и стандартном парциальном давлении всех других компонентов химической реакции.

При стандартном состоянии и 298 К возможно самопроизвольное протекание реакции в обратном направлении, т.к. Δ r G 0 298 >0.

Для изменения направления протекания процесса по сравнению состандартным состояниемпри 298 К можно изменить парциальное давление СО 2 , (состояние всех других компонентов стандартное). Условием самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении является Δ r G 298 < 0.

По уравнению изотермы Вант-Гоффа:

Δ r G Т = ∆ r G 0 Т + RT ln< 0

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

Решаем неравенство ln < - 48,5и получаем: < 10 -21 .

Таким образом,р СО < р СО2 ≈ в 10 5 раз.

Таким образом, для изменения направления протекания процесса по сравнению состандартным состояниемпри 298 К и давлении р СО = 10 5 Па нужно увеличить парциальное давление СО 2 в 10 5 раз, т.е. парциальное давление СО 2 должно быть: р СО2 > 10 25 Па.

При таком давлении СО 2 заданная химическая реакция может самопроизвольно протекать в прямом направлении при 298 К.

ЗАДАЧА 2. Химическое равновесие.

Для химической реакции

СO 2 (г) + C (к) « 2CО (г)

1. Рассчитайте энергию Гиббса D r G 0 Т и константу равновесия К р данной реакции при стандартном состоянии и температурах 298 К, 500 К, 800 К, 1000 К с учетом зависимости D r H 0 Т и D r S 0 Т от температуры при постоянной величине удельной теплоемкости веществ с р = const . Постройте график зависимости

К р = f (Т ).

Рассчитаем изменение теплоемкости системы (∆ r c 0 р = const):

∆ r с 0 р = 2с 0 р 298СОг – с 0 р 298Ск – с 0 р 298СО2г =

2 . (29,14)–8,54–37,41 =12,33 Дж/К.

Рассчитаем энергию Гиббса химической реакции при стандартном состоянии и заданных температурах 298 К, 500 К, 800 К, 1000 К с учетом зависимости ∆ r H 0 Т и ∆ r S 0 Т от температуры, считая постоянной величину удельной теплоемкости веществ с р , по формуле:

∆ r G 0 T = ∆ r H 0 Т – Т . ∆ r S 0 Т = ∆ r G 0 298 + ∆ r с 0 р (Т - 298) –Т . ∆ r с 0 р ln (Т / 298).

∆ r G 0 298 =120,15 кДж;

∆ 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) =

Термодинамическое условие химического равновесия: ∆ r G T = 0.

Энергия Гиббса химической реакции при стандартном состоянии

∆ r G 0 Т связана с константой равновесия К р по соотношению:

∆ r G 0 Т = - RT lnК р

Рассчитав величину ∆ r G 0 T реакции, рассчитаем константу равновесия К р по формуле:

K p = exp(-∆G 0 Т /RT ) ,

где R =8,31 Дж/моль. К - универсальная газовая постоянная.

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

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

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

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

При увеличении температуры увеличивается константа равновесия, что объясняется эндотермическим тепловым эффектом данной реакции

(Δ r Н 0 Т >0).

2. Выберите любую температуру из области самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении. При этой температуре рассчитайте равновесные концентрации газообразных реагентов, если их исходные концентрации были равны, соответственно, (см. п.3. табл. к задачам 1,2).

При Т =1000 К реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, т.к. ∆ r G 0 1000 = - 3,16 кДж <0, K p , 1000 = 1,46.

Выберем температуру Т =1000 для расчета равновесных концентраций газообразных реагентов, если исходные концентрации газообразных реагентов СО 2 и СО были равны: с СО2 = 0,5 моль/л, с СО =0.

Выражения для констант равновесия, выраженных через относительные равновесные парциальные давления газов (р равн ) и равновесные концентрации (с равн) :

К р =
; К с =

K p и K с связаны через уравнение газового состояния:

K с, 1000 =
=
= 0,018

где R =0,082 л. атм/моль. К - универсальная газовая постоянная;

∆ν = 2-1= 1 (изменение числа молей газообразных веществ в ходе реакции).

Таблица материального баланса:

Подставляем равновесные концентрации газообразных реагентов в выражение для K с и решаем алгебраическое уравнение относительно х :

К с =
= 0,018 , х = 0,0387моль/л

С СО равн = 2 . 0,0387 = 0,0774моль/л

С СО2равн = 0,5 - 0,0387 = 0,4613 моль/л.

Горением называется реакция окисления, протекающая с высокой скоростью, которая сопровождается выделением тепла в большом количестве и, как правило, ярким свечением, которое мы называем пламенем. Процесс горения изучает физическая химия, в которой к горению принято относить все экзотермические процессы, имеющие самоускоряющуюся реакцию. Такое самоускорение может происходить из-за повышения температуры (т. е. иметь тепловой механизм) или накопления активных частиц (иметь диффузионную природу).

Реакция горения имеет наглядную особенность - наличие высокотемпературной области (пламени), ограниченной пространственно, где и происходит большая часть преобразования исходных веществ (топлива) в Данный процесс сопровождается выбросом большого количества Для начала реакции (появления пламени) требуется затратить некоторое количество энергии на поджигание, затем процесс идет самопроизвольно. Его скорость зависит от химических свойств веществ, участвующих в реакции, а также от газодинамических процессов при сгорании. Реакция горения имеет определенные характеристики, важнейшие из которых - теплотворная способность смеси и та температура (называемая адиабатической), которая теоретически могла бы достигаться при полном сгорании без учета теплопотерь.

Гомогенное горение является наиболее простым, имеет постоянную скорость, зависящую от состава и молекулярной теплопроводности смеси, температуры и давления.

Гетерогенное горение наиболее распространено как в природе, так и в искусственных условиях. Скорость его зависит от конкретных условий процесса сжигания и от физических характеристик ингредиентов. У жидких горючих на скорость сгорания большое влияние оказывает скорость испарения, у твердых - скорость газификации. Например, при сгорании угля процесс образует две стадии. На первой из них (в случае сравнительно медленного нагрева) выделяются летучие компоненты вещества (угля), на второй догорает коксовый остаток.

Горение газов (например, горение этана) имеет свои особенности. В газовой среде пламя может распространяться на обширное расстояние. Оно может двигаться по газу с дозвуковой скоростью, причем данное свойство присуще не только газовой среде, но и мелкодисперсной смеси жидких и твердых горючих частиц, смешанной с окислителем. Для обеспечения устойчивого горения в таких случаях требуется специальная конструкция устройства топки.

Последствия, которые вызывает реакция горения в газовой среде, бывают двух видов. Первый - это турбулизация газового потока, приводящая к резкому увеличению скорости процесса. Возникающие при этом акустические возмущения потока могут привести к следующей стадии - зарождению ведущей к детонации смеси. Переход горения в стадию детонации зависит не только от собственных свойств газа, но и от размеров системы и параметров распространения.

Сгорание топлива используется в технике и промышленности. Основной задачей при этом является достижение максимальной полноты сгорания (т. е. оптимизация тепловыделения) за заданный промежуток. Используется горение, например, в горном деле - методы разработки различных полезных ископаемых основаны на использовании горючего процесса. Но в определенных природных и геологических условиях явление горения может стать фактором, несущим серьезную опасность. Реальную опасность, например, представляет процесс самовозгорания торфа, приводящий к возникновению эндогенных пожаров.

Cтраница 1

Химические реакции горения начинаются после создания начального очага пламени в подготовленной топливо-воздушной смеси. В поршневых ДВС он создается либо электрической искрой, либо за счет нагрева ТВС до такой температуры, при которой в объеме смеси самопроизвольно возникают многие начальные очаги пламени происходит самовоспламенение смеси.  

Химическая реакция горения происходит не при всех условиях столкновения молекул горючего газа с молекулами кислорода.  

Если химические реакции горения не являются автокаталитическими, то причиной распространения пламени может быть только передача тепла от продуктов горения несгоревшей смеси. Такой вид распространения пламени называется тепловым. Это, конечно, отнюдь не исключает того, что одновременно происходит и диффузия реагирующих веществ и продуктов реакции, так что состав реагирующей смеси в зоне реакции отличается от состава исходной смеси. Но в этом случае диффузия является не причиной распространения пламени, а только сопутствующим фактором. В частности, это относится и к цепным реакциям с неразветвляющимися цепями. Диффузия свободных атомов и радикалов, если только они находятся в термодинамическом равновесии или в квазистационарных концентрациях, не может быть причиной распространения пламени, которое остается тепловым. Роль диффузии полностью учитывается в правильной тепловой теории распространения пламени, как будет показано в следующем разделе.  

Если химические реакции горения не являются автокаталитическими, то причиной распространения пламени может быть только передача тепла от продуктов горения несгоревшейсмеси. Такой вид распространения пламени называется тепловым. Это, конечно, отнюдь не исключает того, что одновременно происходит и диффузия реагирующих веществ и продуктов реакции, так что состав реагирующей смеси в зоне реакции отличается от состава исходной смеси. Но в этом случае диффузия является не причиной распространения пламени, а только сопутствующим фактором. В частности, это относится и к цепным реакциям с неразветвляющимися цепями. Диффузия свободных атомов и радикалов, если только они находятся в термодинамическом равновесии или в квазистационарных концентрациях, не может быть причиной распространения пламени, которое остается тепловым. Роль диффузии полностью учитывается в правильной тепловой теории распространения пламени, как будет показано в следующем разделе.  

Скорость химических реакций горения газа с воздухом в горелках очень велика. Эти реакции при высоких температурах протекают за тысячные доли секунды. Продолжительность горения потока газовоздушной смеси определяется непрерывной подачей свежих порций газа и воздуха, которые сгорают в результате быстрого возникновения реакций окисления под действием теплового потока.  

Скорость химических реакций горения газа с воздухом в горелках очень велика. Эти реакции при высоких темлературах протекают за тысячные доли секунды. Продолжительность горения потока газовоздушной смеси определяется непрерывной подачей свежих порций газа и воздуха, которые сгорают в результате быстрого возникновения реакций окисления под действием теплового потока.  

Количественные соотношения химических реакций горения могут быть получены при известных молекулярных массах i веществ и плотностях р ц / 22 4 газов при нормальных физических условиях.  

Механизм ингибирования химических реакций горения изучен недостаточно. Однако исследования, проведенные в последние годы , дают возможность составить некоторые представления о характере воздействия ингибиторов на пламена.  

Предположим, что химическая реакция горения протекает полностью и продуктами реакции являются пары воды Н20, углекислый газ С02 или при недостатке кислорода окись углерода СО. Для стехиометрической водородно-кислородной (гремучей) горючей смеси делением теплоты образования водяного пара 58 ккал / моль на теплоемкость 8 кал / моль-град получим температуру горения 7250 градусов. Для случая полного сгорания твердого углерода в кислороде (Ст 02С02 94 ккал / моль) получим температуру горения ще больше, 11 750 К. Температуры такого же порядка получаются и для других углеводородных топлив. Приведенные здесь фантастически высокие температуры горения относятся к плазменному состоянию вещества, они не осуществляются в действительности; температуры горения кислородных смесей лежат в пределах 3000 - 4000 К.  

Поскольку подогрев и химическая реакция горения смеси протекают весьма быстро, основным фактором, лимитирующим длительность процесса горения, является время, затрачиваемое на перемешивание газа и воздуха.  

Схемы организации горения горючих газов. Горение. а - кинетическое, б - диффузионное, в - смешанное.

Так как скорость химических реакций горения при высоких температурах очага несоизмеримо выше скорости смесеобразования, то практически скорость сгорания газа всегда равна скорости смешения газа с воздухом. Это обстоятельство позволяет легко регулировать скорость сжигания газа в самых широких пределах. Смешанный метод сжигания горючих газов является промежуточным между кинетическим и диффузионным.  

Поэтому-то уравнение баланса химической реакции горения свечей при определенных условиях действительно является первой попыткой введения количества тепла в описание химической реакции.  

При составлении уравнений химических реакций горения веществ в воздухе поступают следующим образом: горючее вещество и участвующий в горении воздух пишут в левой части, после знака равенства пишут образующиеся продукты реакции. Например, необходимо составить уравнение реакции горения метана в воздухе. Сначала записывают левую часть уравнения реакции: химическую формулу метана плюс химические формулы веществ, входящих в состав воздуха.  

I. Горение и медленное окисление

Горение – это первая химическая реакция, с которой познакомился человек. Огонь… Можно ли представить наше существование без огня? Он вошел в нашу жизнь, стал неотделим от нее. Без огня человек не сварит пищу, сталь, без него невозможно движение транспорта. Огонь стал нашим другом и союзником, символом славных дел, добрых свершений, памятью о минувшем.

Мемориал славы в г. Сыктывкаре

Пламя, огонь, как одно из проявлений реакции горения, имеет и свое монументальное отражение. Яркий пример – мемориал славы в г. Сыктывкаре.

Раз в четыре года в мире происходит событие, сопровождающееся переносом «живого» огня. В знак уважения к основателям олимпиад огонь доставляют из Греции. По традиции один из выдающихся спортсменов доставляет этот факел на главную арену олимпиады.

Об огне сложены сказки, легенды. В старину люди думали, что в огне живут маленькие ящерицы – духи огня. А были и такие, которые считали огонь божеством и строили в его честь храмы. Сотни лет горели в этих храмах, не угасая, светильники, посвященные богу огня. Поклонение огню было следствием незнания людьми процесса горения.

Олимпийский огонь

М.В.Ломоносов говорил: «Изучение природы огня и без химии предпринимать отнюдь невозможно».

Горение - реакция окисления, протекающая с достаточно большой скоростью , сопровождающаяся выделением тепла и света.

Схематически этот процесс окисления можно выразить следующим образом:

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими (от греч. «экзо» - наружу).

При горении идет интенсивное окисление, в процессе горения появляется огонь, следовательно, такое окисление протекает очень быстро. Если скорость реакции окажется достаточно большой? Может произойти взрыв. Так взрываются смеси горючих веществ с воздухом или кислородом. К сожалению, известны случаи взрывов смесей воздуха с метаном, водородом, парами бензина, эфира, мучной и сахарной пылью и т.п., приводящие к разрушениям и даже человеческим жертвам.

Для возникновениягорениянеобходимы:

• горючее вещество
• окислитель (кислород)
• нагревание горючего вещества до температуры воспламенения

Температура воспламенения у каждого вещества различна.

В то время как эфир может воспламениться от горячей проволоки, для того чтобы поджечь дрова, нужно нагреть их до нескольких сот градусов. Температура воспламенения веществ различна. Сера и дерево воспламеняются при температуре около 270 °С, уголь – около 350 °С, а белый фосфор – около 40 °С.

Однако не всякое окисление непременно должно сопровождаться появлением света.

Существует значительное число случаев окисления, которые мы не можем назвать процессами горения, ибо они протекают столь медленно, что остаются незаметными для наших органов чувств. Лишь по прошествии определенного, часто весьма продолжительного времени мы можем уловить продукты окисления. Так, например, обстоит дело при весьма медленном окислении (ржавлении) металлов

или при процессах гниения.

Разумеется, при медленном окислении выделяется теплота, но это выделение вследствие продолжительности процесса протекает медленно. Однако сгорит ли кусок дерева быстро или подвергнется медленному окислению на воздухе в течение многих лет, все равно – в обоих случаях при этом выделится одинаковое количество теплоты.

Медленное окисление – это процесс медленного взаимодействия веществ с кислородом с медленным выделением теплоты (энергии).

Примеры взаимодействия веществ с кислородом без выделения света : гниение навоза, листьев, прогоркание масла, окисление металлов (железные форсунки при длительном употреблении становятся тоньше и меньше), дыхание аэробных существ, т. е. дышащих кислородом, сопровождается выделением теплоты, образованием углекислого газа и воды.

Познакомимся с характеристикой процессов горения и медленного окисления приведённой в таблице.

Характеристика процессов горения и медленного окисления

Признаки реакции	Процесс
	Горение	Медленное окисление
Образование новых веществ	Да (оксиды)	Да (оксиды)
Выделение теплоты	Да	Да
Скорость выделения теплоты	Большая	Небольшая (идет медленно)
Появление света	Да	Нет

Вывод : реакции горения и медленного окисления – это экзотермические реакции, отличающиеся скоростью протекания этих процессов.

II. Тепловой эффект химической реакции.

В каждом веществе запасено определенное количество энергии. С этим свойством веществ мы сталкиваемся уже за завтраком, обедом или ужином, так как продукты питания позволяют нашему организму использовать энергию самых разнообразных химических соединений, содержащихся в пище. В организме эта энергия преобразуется в движение, работу, идет на поддержание постоянной (и довольно высокой!) температуры тела.

Любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии. Чаще всего энергия выделяется или поглощается в виде теплоты (реже - в виде световой или механической энергии). Эту теплоту можно измерить. Результат измерения выражают в килоджоулях (кДж) для одного МОЛЯ реагента или (реже) для моля продукта реакции. Количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при химической реакции, называется тепловым эффектом реакции (Q ) . Например, тепловой эффект реакции сгорания водорода в кислороде можно выразить любым из двух уравнений:

2 H 2 (г) + O 2 (г) = 2 H 2 О(ж) + 572 кДж

2 H 2 (г) + O 2 (г) = 2 H 2 О(ж) + Q

Это уравнение реакции называется термохимическимуравнением . Здесь символ "+ Q " означает, что при сжигании водорода выделяется теплота. Эта теплота называется тепловым эффектом реакции . В термохимических уравнениях часто указывают агрегатные состояния веществ.

Реакции протекающие с выделением энергии называются ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИМИ (от латинского "экзо" – наружу). Например, горение метана:

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

Реакции протекающиес поглощением энергии называются ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ (от латинского "эндо" - внутрь). Примером является образование оксида углерода (II) CO и водорода H 2 из угля и воды, которое происходит только при нагревании.

C + H 2 O = CO + H 2 – Q

Тепловые эффекты химических реакций нужны для многих технических расчетов.

Тепловые эффекты химических реакций нужны для многих технических расчетов. Представьте себя на минуту конструктором мощной ракеты, способной выводить на орбиту космические корабли и другие полезные грузы (рис.).

Рис. Самая мощная в мире российская ракета "Энергия" перед стартом на космодроме Байконур. Двигатели одной из её ступеней работают на сжиженных газах - водороде и кислороде.

Допустим, вам известна работа (в кДж), которую придется затратить для доставки ракеты с грузом с поверхности Земли до орбиты, известна также работа по преодолению сопротивления воздуха и другие затраты энергии во время полета. Как рассчитать необходимый запас водорода и кислорода, которые (в сжиженном состоянии) используются в этой ракете в качестве топлива и окислителя?

Без помощи теплового эффекта реакции образования воды из водорода и кислорода сделать это затруднительно. Ведь тепловой эффект - это и есть та самая энергия, которая должна вывести ракету на орбиту. В камерах сгорания ракеты эта теплота превращается в кинетическую энергию молекул раскаленного газа (пара), который вырывается из сопел и создает реактивную тягу.

В химической промышленности тепловые эффекты нужны для расчета количества теплоты для нагревания реакторов, в которых идут эндотермические реакции. В энергетике с помощью теплот сгорания топлива рассчитывают выработку тепловой энергии.

Врачи-диетологи используют тепловые эффекты окисления пищевых продуктов в организме для составления правильных рационов питания не только для больных, но и для здоровых людей - спортсменов, работников различных профессий. По традиции для расчетов здесь используют не джоули, а другие энергетические единицы - калории (1 кал = 4,1868 Дж). Энергетическое содержание пищи относят к какой-нибудь массе пищевых продуктов: к 1 г, к 100 г или даже к стандартной упаковке продукта. Например, на этикетке баночки со сгущенным молоком можно прочитать такую надпись: "калорийность 320 ккал/100 г".

№2. Головоломка «Не повторяющиеся буквы».

Для решения этой головоломки внимательно просмотри каждую строчку. Выбери из них ни разу не повторяющиеся буквы. Если ты сделаешь это правильно, то сможешь из этих букв составить пословицу о правилах обращения с огнем.

ДОПОЛНИТЕЛЬНО:

Горение – это химическая реакция окисления горючего с кислородом, протекающая сравнительно быстро во времени с выделением большого количества теплоты.

В процессе горения продукты сгорания нагреваются до высоких температур.

Общее уравнение горения любого углеводородного газа с кислородом имеет следующий вид:

где m и n – соответственно количество атомов углерода и водорода в молекуле

Q – тепловой эффект реакции окисления.

В таблице 3.1приведены реакции горения основных горючих газов с кислородом.

Реакции горения горючих газов с кислородом

Таблица 3.1

В таблице 3.1приведены реакции окисления наиболее известных горючих газов с кислородом. Однако в реальных условиях окислитель (кислород) подается в зону горения не чистом виде, а в составе воздуха. Известно, что воздух, в основном состоит из двух частей: кислорода и азота. В состав воздуха входит также в незначительном количестве двуокись углерода СО 2 , а также редкие газы. Учитывая их незначительное количество в составе воздуха, то ими пренебрегаем.

Таким образом, если мы примем объем воздуха за 100%, то содержание кислорода составит 21%, а азота 79%. Следовательно, на 1 м 3 кислорода воздуха приходиться 79/21 = 3.76 м 3 азота, или 1 м 3 кислорода содержится в 100/21 = 4.76 м 3 воздуха.

Учитывая выше изложенные соотношения, мы можем записать общее уравнение горения углеводородов с воздухом:

В таблице 3.2 приведены уравнения реакции горения горючих газов с воздухом.

Следует отметить, что приведенные в таблицах 3.1 и 3.2 уравнения являются стехиометрическими, т.е. такое соотношение горючего газа и окислителя (кислорода, воздуха), при котором горючему газу подается теоретически необходимое количество окислителя. Однако в практике сжигания газа в реальных условиях приходится подавать в зону несколько больше окислителя, чем это следует из стехиометрических уравнений. Это связано, главным образом с несовершенством качества перемешивания горючего газа и окислителя.

Уравнения реакций горения горючих газов с воздухом

Таблица 3.2

Отношение действительного расхода окислителя (кислорода или воздуха) к теоретически необходимому называется коэффициентом избытка воздуха и обозначается α , т.е.:

где V д – действительный расход воздуха;

V т – теоретически необходимое количество воздуха.

В таблице 3.3 приведены значения теоретически необходимого количества окислителя (кислорода и воздуха), а также объема продуктов сгорания при сжигании 1 м 3 газа и коэффициенте избытка воздуха равном 1 (a = 1).

Теоретически необходимое количество окислителя и объем продуктов сгорания при сжигании 1м 3 при α = 1

Таблица 3.3

В практических расчетах иногда нам не известен химический состав газов, а известна лишь теплота сгорания. Необходимо определить теоретически необходимое количество воздуха, необходимое для полного сжигания 1 м 3 газа.

Для этого случая имеется эмпирическая формула Д.И. Менделеева:

где Q н – низшая теплота сгорания газа, кДж /м 3 .

Уравнения реакций горения различных газов с кислородом и воздухом отражает лишь соотношение между горючим и окислителем, а не объясняют механизма протекания этих реакций. В реальных условиях процесс горения значительно сложнее.

Разработал современную теорию механизма кинетики реакции горения газов советский ученый, академик Н.Н. Семенов . Согласно его теории в пламени газовоздушной смеси протекают цепные реакции горения газов. В результате чего образуются промежуточные нестойкие продукты в виде свободных атомов радикалов. В соответствии с теорией Н.Н. Семенова реакция горения водорода с кислородом не сводится просто к соединению двух молекул водорода и одной кислорода с образованием двух молекул воды. В ходе взаимодействия этих двух газов сначала происходит образование промежуточных веществ в виде атомов водорода и кислорода, а также происходит образование свободных гидроксильных радикалов ОН.

Для начала процесса горения необходимо каким-то образом активизировать горючую смесь. Иными словами необходимо создать такие условия, при которых реагенты будут обладать большим запасом энергии. Этот запас энергии необходим для реализации процесса горения. Указанный выше запас энергии может быть создан подогревом газовоздушной смеси до температуры ее воспламенения. Эта энергия, называемая энергией активации, необходима главным образом для того, чтобы разрушить имеющиеся межмолекулярные связи в реагентах.

В процессе горения происходит непрерывное образование новых связей наряду с разрушением старых. При образовании новых связей происходит значительное выделение энергии, в то время как разрыв старых связей сопровождается всегда затратами энергии. Благодаря тому, что в процессе горения энергия, которая выделяется при образовании новых связей, имеет большое значение, по сравнению с энергией, затраченной на разрыв старых связей, суммарный тепловой эффект остается положительным.

Реакция водорода с кислородом является наиболее простой и изученной. Поэтому рассмотрим эту разветвленную реакцию на примере.

В соответствии с теорией Н.Н. Семенова в начальный момент реакции, в результате энергии активации и столкновения молекул водорода и кислорода, происходит образование двух гидроксильных радикалов ОН:

. (3.5)

Свободный же атом водорода Н, в свою очередь, вступает в реакцию с молекулой кислорода. В результате чего образуется гидроксильный радикал ОН и свободный атом кислорода т.е.:

. (3.7)

Радикал может опять вступить в химическую реакцию с водородом и опять, в результате реакции, образовать воду и свободный водород, а атом кислорода, в свою очередь, может вступить в реакцию с молекулой водорода, что приведет к образованию еще одного радикала ОН и атома водород Н, т.е.:

. (3.8)

Указанный выше механизм цепной реакции горения водорода с кислородом показывает возможность многократного взаимодействия одного радикала ОН с атомами водорода. В результате этого взаимодействия образуются молекулы воды.

Следовательно, свободные атомы и радикалы являются активными центрами при создании цепной реакции.

Реакцию горения водорода с кислородом, объясняющую механизм цепной реакции, можно записать так:

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 …

Механизм горения окиси углерода с кислородом отличается большей сложностью. По данным ученых Института Химической физики АН СССР окись углерода не вступает в реакцию с сухим кислородом. Ими было установлено также, что добавление в смесь небольшого количества водорода или влаги приводит к началу реакции окисления. В результате происходит следующая последовательность химических реакций:

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)

Как следует из приведенных химических реакций, наличие небольшого количества влаги приводит к образованию в зоне горения гидроксилов и свободных атомов. Как было отмечено ранее и гидроксильные радикалы, и свободные атомы являются инициаторами создания и носителями цепной реакции.

Еще более сложный механизм окисления углеводородов. Наряду с некоторым сходством с механизмом горения водорода и окиси углерода, механизм горения углеводородов имеет и ряд существенных отличий. Анализируя продукты сгорания, было установлено, что в них присутствуют альдегиды и главным образом формальдегид (НСНО).

Рассмотрим механизм окисления углеводородов на примере самого простого из них – метана. Механизм окисления метана проходит четыре стадии, на каждой из которых протекают следующие химические реакции:

На первой стадии:

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)

На второй стадии:

CH 3 + O 2 ® HCHO + OH; (3.19)

CH 2 + O 2 ® HCHO + O; (3.20)

На третьей стадии:

HCHO + OH ® HCO + H 2 O (3.21)

HCHO + O ®СО + H 2 O; (3.22)

HCO+ O 2 ® CO + O + OH (3.23).

На четвертой стадии:

CO + O ® CO 2 (3.24)