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.

Горение (́реакция)

(a. combustion, burning; н. Brennen, Verbrennung; ф. combustion; и. combustion ) - быстро протекающая реакция окисления, сопровождаемая выделением значит. кол-ва тепла; обычно сопровождается ярким свечением (пламенем). В большинстве случаев в качестве окислителя при Г. выступает , но возможны процессы Г. и при реакциях др. типов (Г. металлов в азоте, в галогенах). В физ. химии к Г. относят все экзотермич. хим. процессы, в к-рых существ. роль играет самоускорение реакции, вызванное повышением темп-ры (тепловой механизм) или накоплением активных частиц (диффузионный механизм).
Характерная особенность Г. - наличие пространственно ограниченной области высокой темп-ры (пламени), в к-рой происходит осн. часть хим. превращения исходных веществ в продукты сгорания и выделяется б.ч. тепла. Появление пламени вызывается поджиганием, на к-рое требуется затрата определённой энергии, но распространение пламени по системе, способной к Г., происходит самопроизвольно, со скоростью, зависящей от хим. свойств системы, физ. и газодинамич. процессов. Технически важные характеристики Г.: теплотворная способность горючей смеси и теоретич. (адиабатическая) темп-pa, к-рая была бы достигнута при полном сгорании горючего без теплопотерь.
Из всего многообразия процессов Г. обычно по агрегатному состоянию горючего и окислителя выделяют гомогенное Г. предварительно смешанных газов и парообразных горючих в газообразных окислителях, гетерогенное Г. (твёрдых и жидких горючих в газообразых окислителях) и Г. взрывчатых веществ и порохов (идущее без массообмена с окружающей средой).
Наиболее простым является гомогенное Г. смешанных газов. Скорость распространения ламинарного пламени по такой системе является физ.-хим. контстантой смеси, зависящей от состава смеси, давления, темп-ры и мол. теплопроводности.
Гетерогенное Г. - наиболее распространённый в природе и технике процесс. Его скорость определяется физ. свойствами системы и конкретными условиями сжигания. Для Г. жидких горючих большое значение имеет скорость их испарения, а для твёрдых - скорость газификации. Так, при Г. углей можно различить две стадии. На первой (при условии медленного нагрева) происходит выделение летучих компонентов угля, а на второй - догорание коксового остатка.
Распространение пламени по газу приводит к появлению движения газа на значит. расстоянии от фронта пламени. Если ширина зоны реакции мала, то пламя можно представить как газодинамич. разрыв, движущийся по газу с дозвуковой скоростью. Это возможно не только в случае гомогенной смеси, но и для достаточно мелкодисперсных жидких и твёрдых горючих, взвешенных в окислителе. Т. к. компонента скорости пламени, нормальная к его фронту, не зависит от скорости самого газа, то при стационарном Г. в потоке движущегося газа устанавливается вполне определённая форма пламени. Г. в таких условиях обеспечивается соответствующей конструкцией топочных устройств.
Движение газа, вызываемое появлением пламени, может быть как ламинарным, так и турбулентным. Турбулизация потока, как правило, приводит к резкому ускорению сгорания и появлению акустич. возмущений в потоке, приводящих в конечном итоге к появлению ударной , инициирующей детонацию газовой смеси. Возможность перехода Г. в детонацию определяется помимо свойств самого газа размерами и геометрией системы.
Процессы Г. топлива используются в технике, осн. задача сжигания топлива сводится к достижению макс. тепловыделения (полноты сгорания) за заданный период времени. В горн. деле на использовании процесса Г. основаны методы разработки п. и. (см. Внутрипластовое горение). В определённых горн.-геол. условиях самопроизвольно возникающее Г. (см. Самовозгорание угля, Самовозгорание торфа) может привести к возникновению Пожаров эндогенных. Л. Г. Болховитинов.

Горная энциклопедия. - М.: Советская энциклопедия . Под редакцией Е. А. Козловского . 1984-1991 .

Смотреть что такое "Горение (реакция)" в других словарях:

горение - 3.3 горение: Экзотермическая реакция окисления вещества, сопровождающаяся по крайней мере одним из трех факторов: пламенем, свечением, выделением дыма. Источник: ГОСТ Р 50588 2012: Пенообразователи для тушения пожаров. Общие технические… … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

Спички … Википедия

Сложная хим. реакция, протекающая в условиях прогрессивного самоускорения, связанного с накоплением в системе теплоты или катализирующих продуктов реакции. При Г. могут достигаться высокие (до неск. тыс. К) темп ры, причём часто возникает… … Физическая энциклопедия

Ядерные процессы Радиоактивный распад Альфа распад Бета распад Кластерный распад Двойной бета распад Электронный захват Двойной электронный захват Гамма излучение Внутренняя конверсия Изомерный переход Нейтронный распад Позитронный распад… … Википедия

Физико химический процесс, при котором превращение вещества сопровождается интенсивным выделением энергии и тепло массообменом с окружающей средой. может начаться самопроизвольно в результате самовоспламенения либо может быть инициировано… … Словарь черезвычайных ситуаций

горение - Экзотермическая реакция окисления вещества, сопровождающаяся по крайней мере одним из трех факторов: пламенем, свечением, выделением дыма. [СТ СЭВ 383 87] горение Экзотермическая реакция, протекающая в условиях ее прогрессивного самоускорения.… … Справочник технического переводчика

Физико химический процесс, при котором превращение вещества сопровождается интенсивным выделением энергии и тепло и массообменом с окружающей средой. Горение может начаться самопроизвольно в результате самовоспламенения либо быть инициированным… … Большой Энциклопедический словарь

- (фр. и англ. combustion, нем. Verbrennung; хим.). Принятоназывать Г. такие случаи взаимодействия с кислородом воздуха каких бы тони было тел, которые сопровождаются значительным выделением тепла, аиногда и света. В более общем смысле можно… … Энциклопедия Брокгауза и Ефрона

Горение - экзотермическая реакция окисления горючего вещества, сопровождающаяся, как правило, видимым электромагнитным излучением и выделением дыма. В основе Г. лежит взаимодействие горючего вещества с окислителем, чаще всего кислородом воздуха. Различают… … Российская энциклопедия по охране труда

ГОРЕНИЕ - сложное, быстро протекающее хим. превращение, сопровождающееся выделением теплоты и света. В узком смысле Г. реакция соединения вещества с кислородом, но Г. может происходить и без кислорода, напр. водород, сурьма и др. металлы горят в хлоре, а… … Большая политехническая энциклопедия

Во время химических реакций из одних веществ получаются другие (не путать с ядерными реакциями, в которых один химический элемент превращается в другой).

Любая химическая реакция описывается химическим уравнением :

Реагенты → Продукты реакции

Стрелка указывает направление протекания реакции.

Например:

В данной реакции метан (СН 4) реагирует с кислородом (О 2), в результате чего образуется диоксид углерода (СО 2) и вода (Н 2 О), а точнее - водяной пар. Именно такая реакция происходит на вашей кухне, когда вы поджигаете газовую конфорку. Читать уравнение следует так: одна молекула газообразного метана вступает в реакцию с двумя молекулами газообразного кислорода, в результате получается одна молекула диоксида углерода и две молекулы воды (водяного пара).

Числа, расположенные перед компонентами химической реакции, называются коэффициентами реакции .

Химические реакции бывают эндотермическими (с поглощением энергии) и экзотермические (с выделением энергии). Горение метана - типичный пример экзотермической реакции.

Существует несколько видов химических реакций. Самые распространенные:

• реакции соединения;
• реакции разложения;
• реакции одинарного замещения;
• реакции двойного замещения;
• реакции окисления;
• окислительно-восстановительные реакции.

Реакции соединения

В реакциях соединения хотя бы два элемента образуют один продукт:

2Na (т) + Cl 2 (г) → 2NaCl (т) - образование поваренной соли.

Следует обратить внимание на существенный нюанс реакций соединения: в зависимости от условий протекания реакции или пропорций реагентов, вступающих в реакцию, - ее результатом могут быть разные продукты. Например, при нормальных условиях сгорания каменного угля получается углекислый газ:
C (т) + O 2 (г) → CO 2 (г)

Если же количество кислорода недостаточно, то образуется смертельно опасный угарный газ:
2C (т) + O 2 (г) → 2CO (г)

Реакции разложения

Эти реакции являются, как бы, противоположными по сути, реакциям соединения. В результате реакции разложения вещество распадается на два (3, 4...) более простых элемента (соединения):

• 2H 2 O (ж) → 2H 2 (г) + O 2 (г) - разложение воды
• 2H 2 O 2 (ж) → 2H 2 (г) O + O 2 (г) - разложение перекиси водорда

Реакции одинарного замещения

В результате реакций одинарного замещения, более активный элемент замещает в соединении менее активный:

Zn (т) + CuSO 4 (р-р) → ZnSO 4 (р-р) + Cu (т)

Цинк в растворе сульфата меди вытесняет менее активную медь, в результате чего образуется раствор сульфата цинка.

Степень активности металлов по возрастанию активности:

• Наиболее активными являются щелочные и щелочноземельные металлы

Ионное уравнение вышеприведенной реакции будет иметь вид:

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

Ионная связь CuSO 4 при растворении в воде распадается на катион меди (заряд 2+) и анион сульфата (заряд 2-). В результате реакции замещения образуется катион цинка (который имеет такой же заряд, как и катион меди: 2-). Обратите внимание, что анион сульфата присутствует в обеих частях уравнения, т.е., по всем правилам математики его можно сократить. В итоге получится ионно-молекулярное уравнение:

Zn (т) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (т)

Реакции двойного замещения

В реакциях двойного замещения происходит замещение уже двух электронов. Такие реакции еще называют реакциями обмена . Такие реакции проходят в растворе с образованием:

• нерастворимого твердого вещества (реакции осаждения);
• воды (реакции нейтрализации).

Реакции осаждения

При смешивании раствора нитрата серебра (соль) с раствором хлорида натрия образуется хлорид серебра:

Молекулярное уравнение: KCl (р-р) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (т) + KNO 3 (p-p)

Ионное уравнение: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (т) + K + + NO 3 -

Молекулярно-ионное уравнение: Cl - + Ag + → AgCl (т)

Если соединение растворимое, оно будет находиться в растворе в ионном виде. Если соединение нерастворимое, оно будет осаждаться, образовывая твердое вещество.

Реакции нейтрализации

Это реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются молекулы воды.

Например, реакция смешивания раствора серной кислоты и раствора гидроксида натрия (щелока):

Молекулярное уравнение: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (ж)

Ионное уравнение: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (ж)

Молекулярно-ионное уравнение:2H + + 2OH - → 2H 2 O (ж) или H + + OH - → H 2 O (ж)

Реакции окисления

Это реакции взаимодействия веществ с газообразным кислородом, находящимся в воздухе, при которых, как правило, выделяется большое количество энергии в виде тепла и света. Типичная реакция окисления - это горение. В самом начале данной страницы приведена реакция взаимодействия метана с кислородом:

CH 4 (г) + 2O 2 (г) → CO 2 (г) + 2H 2 O (г)

Метан относится к углеводородам (соединения из углерода и водорода). При реакции углеводорода с кислородом выделяется много тепловой энергии.

Окислительно-восстановительные реакции

Это реакции при которых происходит обмен электронами между атомами реагентов. Рассмотренные выше реакции, также являются окислительно-восстановительными реакциями:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - реакция соединения
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - реакция окисления
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - реакция одинарного замещения

Максимально подробно окислительно-восстановительные реакции с большим количеством примеров решения уравнений методом электронного баланса и методом полуреакций описаны в разделе

Тема 3. ХИМИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ГОРЕНИЯ.

3.1. Химизм реакций горения.

Как Вы уже уяснили, горением называется быстропротекающая хими-ческая реакция, сопровождающаяся выделением тепла и свечением (пламе-нем). Обычно – это экзотермическая окислительная реакция соединения го-рючего вещества с окислителем – кислородом воздуха.

Горючими веществами могут быть и газы, и жидкости, и твердые те-ла. Это Н 2 , СО, сера, фосфор, металлы, С m H n (углеводороды в виде газов, жидкостей и твердых веществ, т.е. органические вещества. Природными уг-леводородами, например, являются природный газ, нефть, уголь). В принци-пе, горючими могут все вещества, способные к окислению.

Окислителями служат: кислород, озон, галогены (F, Cl, Br, J), закись азота (NO 2), аммиачная селитра (NH 4 NO 3) и др. У металлов окислителями могут быть также СО 2 , Н 2 О, N 2 .

В некоторых случаях горение возникает при реакциях разложения ве-ществ, полученных в эндотермических процессах. Например, при распаде ацетилена:

С 2 Н 2 = 2С + Н 2 .

Экзотермические реакции – это реакции, проходящие с выделением тепла.

Эндотермические реакции – это реакции, проходящие с поглощением тепла.

Например:

2Н 2 +О 2 = 2Н 2 О+Q – экзотермическая реакция,

2Н 2 О+Q=2Н 2 +О 2 – эндотермическая реакция,

где: Q – тепловая энергия.

Таким образом, эндотермические реакции могут протекать только с внесением внешней тепловой энергии, т.е. при нагреве.

В химических реакциях по закону сохранения масс вес веществ до ре-акции равен весу веществ, образованных после реакции. При уравнивании химических уравнений получаются стехиометрические составы.

Например, в реакции

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О

имеем 1 моль СН 4 + 2 моля О 2 = 1 моль СО 2 + 2 моля Н 2 О.

Количество молей перед формулами веществ называется стехиометри-ческими коэффициентами.

Учитывая понятия «молярный объем», «молярная концентрация», «парциальное давление», получаем, что для полного реагирования метана надо смешать 1 моль СН 4 с 2 молями О 2 , или 1/3= 33,3% СН 4 и 2/3=66,7% О 2 . Такой состав и называется стехиометрическим.

Если рассмотреть горение СН 4 в воздухе, т.е. в смеси 21% О 2 +79% N 2 или О 2 +79/21N 2 или О 2 +3,76N 2 , то реакция запишется так:

СН 4 +2О 2 +2×3,76N 2 =СО 2 +2Н 2 О+2×3,76N 2 .

1 моль СН 4 +2 моля О 2 +7,52 моля N 2 = 10,52 моля смеси О 2 , N 2 и СН 4 .

Тогда стехиометрический состав смеси будет:

(1/10,52)*100%=9,5% СН 4 ; (2/10,52)*100%=19,0% О 2 ;

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

Значит в наиболее горючей смеси вместо 100% (СН 4 +О 2) в реакции с кислородом будет 24% (СН 4 +О 2) в реакции с воздухом, т.е. тепла выделится значительно меньше.

Та же картина получится, если смешивать произвольные, нестехиомет-рические составы.

Например, в реакции 2СН 4 +2О 2 =СО 2 +2Н 2 О+СН 4 1 моль СН 4 не про-реагирует.

В реакции СН 4 +4О 2 =СО 2 +2Н 2 О+2О 2 2 моля О 2 не участвует в реак-ции, а играют роль балласта, требующие на свой нагрев какое-то количество тепла.

Таким образом, если сравнить реакции горения метана в кислороде и воздухе или в избытке СН 4 и О 2 , то ясно, что количество выделяемого тепла в первой реакции будет больше, чем в остальных, так как в них:

Меньше концентраций реагирующих веществ в общей смеси;

Часть тепла уйдет на нагрев балласта: азота, кислорода или метана.

Зададимся вопросами:

Какая же энергия может выделиться при реакции?

Отчего зависит количество теплоты, т.е. тепловой эффект ре-

Сколько нужно добавить тепловой энергии, чтобы протекла

эндотермическая реакция?

Для этого введено понятие теплосодержание вещества.

3.2.Теплосодержание веществ.

Откуда же взялась теплота в реакции горения метана? Значит она была скрыта в молекулах СН 4 и О 2 , а теперь высвободилась.

Приведем пример более простой реакции:

2Н 2 +О 2 =2Н 2 О+Q

Значит энергетический уровень стехиометрической смеси водорода с кислородом был выше, чем у продукта реакции Н 2 О и «лишняя» энергия вы-свободилась из вещества.

При обратной реакции электролиза воды, т.е. разложения воды с помо-щью электрической энергии, происходит перераспределение атомов в моле-куле воды с образованием водорода и кислорода. При этом теплосодержание Н 2 и О 2 повышается.

Таким образом, каждое вещество при его образовании получает или от-даст определенную энергию, и мера тепловой энергии, накапливаемой веще-ством при его образовании, называется теплосодержанием, или энтальпией .

В отличие от химии, в химической термодинамике теплота образования вещества обозначается не символом Q, а символом DН со знаком (+), если теплота поглощается химическим соединением, и со знаком (-), если теплота выделяется при реакции, то есть «уходит» из системы.

Стандартная теплота образования 1 моля вещества при давлении 101,3 кПа и температуре 298 К обозначается .

В справочниках даны теплоты образования соединений из про-стых веществ.

Например:

У СО 2 = - 393,5 кДж/моль

У Н 2 О газ = - 241,8 кДж/моль

Но у веществ, образующихся при эндотермических процессах, напри-мер, ацетилена С 2 Н 2 = +226,8 кДж/моль, при образовании атома водо-рода Н + по реакции Н 2 = Н + + Н + =+217,9 кДж/моль.

Для чистых веществ, состоящих из одного химического элемента в ус-тойчивой форме (Н 2 , О 2 , С, Na и др.) DН условно принята равной нулю.

Однако, если мы обсуждаем макроскопические свойства веществ, то выделяем несколько форм энергии: кинетическую, потенциальную, химиче-скую, электрическую, тепловую, ядерную энергии и механическую работу. А если рассматривать вопрос на молекулярном уровне, то эти формы энергии можно объяснить исходя лишь из двух форм – кинетической энергии движе-ния и потенциальной энергией покоя атомов и молекул.

При химических реакциях изменяются только молекулы. Атомы оста-ются неизменными. Энергия молекулы – это энергия связи ее атомов, нако-пленная в молекуле. Она определяется силами притяжения атомов друг к другу. Кроме того, существует потенциальная энергия притяжения молекул друг к другу. В газах она мала, в жидкостях больше и еще больше в твердых телах.

Каждый атом обладает энергией, часть которой связана с электронами, а часть – с ядром. Электроны обладают кинетической энергией вращения во-круг ядра и потенциальной электрической энергией притяжения друг к другу и отталкивания друг от друга.

Сумма этих форм молекулярной энергии и составляет теплосодержание молекулы.

Если просуммировать теплосодержание 6,02×10 23 молекул вещества, то получим молярное теплосодержание этого вещества.

Почему теплосодержание одноэлементных веществ (молекул одного элемента) взято за ноль, можно пояснить следующим образом.

DН химического элемента, то есть энергия его образования, связана с внутриядерными процессами. Ядерная энергия связана с силами взаимодей-ствия внутриядерных частиц и превращением одного химического элемента в другой при ядерных реакциях. Например, реакция распада урана:

или проще: U+n®Ba+Kr+3n.

где: n ’ o – нейтронная частица с массой 1 и нулевым зарядом.

Уран захватывает нейтрон, в результате чего расщепляется (распадает-ся) на два новых элемента – барий и криптон – с образованием 3 х нейтронов, и выделяется ядерная энергия.

Следует сказать, что с ядерными реакциями связаны в миллионы раз большие изменения энергии, чем при химических реакциях. Так, энергия распада урана составляет 4,5×10 9 ккал/моль×урана. Это в 10 млн. раз больше, чем при сгорании одного моля угля.

В химических реакциях атомы не изменяются, а изменяются молекулы. Поэтому энергия образования атомов химиками не учитывается, и DН одно-элементных газовых молекул и атомов чистых веществ принята равной нулю.

Приведенная реакция распада урана – это классический пример цепной реакции. Теорию цепного механизма реакции горения мы будем рассматри-вать позднее. А вот откуда берется нейтрон и что заставляет его реагировать с ураном – это связано с так называемой энергией активации, которую рас-смотрим чуть позднее.

3.3. Тепловой эффект реакции.

То, что в каждом индивидуальном веществе заключено определенное количество энергии, служит объяснением тепловых эффектов химических реакций.

По закону Гесса: Тепловой эффект химической реакции зависит только от природы начальных и конечных продуктов и не зависит от числа проме-жуточных реакций перехода от одного состояния к другому.

Следствие 1 этого закона: Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования конечных продуктов и суммой теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов при форму-лах этих веществ в уравнении реакции.

Например, в реакции 2Н 2 +О 2 =2Н 2 О±DН.

; ; .

В итоге общее уравнение реакции будет выглядеть так:

2Н 2 +О 2 =2Н 2 О – 582 кДж/моль.

И если DН со знаком (-), то реакция экзотермическая.

Следствие 2 . По закону Лавуазье-Лапласа тепловой эффект разложе-ния химического соединения равен и противоположен по знаку тепловому эффекту его образования.

Тогда реакция разложения воды будет:

2Н 2 О=2Н 2 +О 2 +582 кДж/моль, т.е. эта реакция эндотермическая.

Пример более сложной реакции:

СН 4 +2О 2 =СО 2 +2Н 2 О.

Тогда реакция запишется так:

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О – 742,3 кДж/моль, значит реакция экзотермиче-ская.

3.4. Кинетические основы газовых реакций.

По закону действующих масс скорость реакции при постоянной темпе-ратуре пропорциональна концентрации реагирующих веществ или, как гово-рят, «действующих масс».

Скоростью химической реакции (υ ) принято считать количество веще-ства, реагирующего в единицу времени (d t ) в единице объема (dV ).

Рассмотрим реакцию, протекающую по уравнению:

А + В = С + Д.

Поскольку скорость реакции характеризует уменьшение во времени концентрации реагирующих веществ и увеличение концентрации продуктов реакции, то можно записать:

, (3.1)

где минусы при производных говорят о направлении изменения концентра-ции компонентов, а в квадратных скобках указаны концентрации компонен-тов.

Тогда прямая необратимая реакция при Т = const протекает со скоро-стью:

, (3.2)

где: k – константа скорости химической реакции. Она не зависит от концентрации компонентов, а изменяется только с температурой.

По закону действующих масс концентрации компонентов реакции вхо-дят в кинетическое уравнение в степени, равной стехиометрическому коэф-фициенту этого компонента.

Так, для реакции

аА + bB = cC + dД

Кинетическое уравнение имеет вид:

Показатели степеней a, b, c, d принято называть порядками реакции по компонентам А, В, С, Д, а сумму показателей – общим порядком реакции.

Например, реакции типа

А ® bB + cC – I порядка,

2А = bB + cC – II порядка,

А + B = cC + dД – III порядка.

Поскольку концентрации всех реагирующих компонентов связаны ме-жду собой стехиометрическими уравнениями, то простейшие кинетические уравнения I порядка являются дифференциальными уравнениями I порядка с одной независимой переменной – концентрацией – и могут быть проинтегри-рованы.

Простейшим кинетическим уравнением является уравнение I порядка типа

для которого . (3.4)

Обозначим через концентрацию компонента А до начала реакции и, проинтегрировав уравнение при граничном условии t=0, [А]=[А 0 ], получа-ем:

Или [A]=×e - kt . (3.5)

Таким образом, зависимость скорости реакции от концентрации ве-ществ имеет экспоненциальный характер.

Кинетическая энергия газов объясняет это так. По гипотезе Аррениуса реакция между молекулами проходит лишь в том случае, если они являются активными, т.е. обладают избыточной энергией, достаточной для разрыва межатомных связей, так называемой энергией активации Е А.

Т.е. скорость химической реакции зависит не от количества столкнове-ний всех молекул, а только активированных.

По закону Больцмана, число активных молекул

n A = n о * e - E / RT , (3.6)

где: Е – энергия активации,

Т – температура газовой смеси,

n о – общее число молекул.

Тогда и число эффективных соударений, совпадающее со скоростью реакции, равно:

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

где: Z 0 – общее число соударений молекул.

1) скорость реакции пропорциональна концентрации активных моле-кул, число которых зависит от температуры и давления в смеси, так как дав-ление и есть количество молекул, сталкивающихся с какой-либо поверхно-стью;

2) реакция возможна лишь в том случае, если взаимодействующие мо-лекулы получают определенный запас энергии, достаточный для разрыва или ослабления межатомных связей. Активация заключается в переходе молекул в такое состояние, в котором возможно химическое превращение.

Чаще всего процесс активации идет путем образования промежуточных неустойчивых, но высокоактивных соединений атомов.

Таким образом, не только для протекания эндотермических процессов нужен внешний подвод энергии, но и для экзотермических. Чтобы произош-ла экзотермическая реакция, надо сообщить ей какой-то импульс тепловой энергии. Например, для протекания реакции горения в смеси водорода с ки-слородом, надо ее поджечь.

Минимальное количество тепловой энергии, необходимое для «запус-ка» химической реакции, называется энергией активации.

3.5. Энергия активации реакции.

Для объяснения данного явления часто пользуются следующим приме-ром (рис. 9):

На площадке лежит шар. Площадка расположена перед горкой. Поэто-му шар мог бы скатиться сам вниз, если бы не горка. Но для самопроизволь-ного спуска его надо поднять на вершину горки. При этом освободится не только энергия подъема на горку, но и энергия спуска вниз.

Рис. 9. Схема активирования реакции.

Рассмотрим две реакции:

1) Н 2 +О 2 =Н 2 О-

2) Н 2 О=Н 2 +О 2 +

Как видно из рисунка, Е 2 =+Е 1 ;

В общем, при любой реакции

.

И от разности Е 1 и Е 2 , которые всегда положительные, зависит знак те-плового эффекта.

Таким образом, энергия активации – это энергия, необходимая для пре-вращения реагирующих веществ в состояние активного комплекса (разрыв межатомных связей, сближение молекул, накопление энергии в молекуле…).

С повышением температуры газов резко увеличивается доля активных молекул (е -Е/ RT), а значит скорость реакции по экспоненциальной зависимо-сти. Эту зависимость можно проиллюстрировать следующим образом:

Рис. 10. Зависимость скорости реак-ции от температуры: 1 – скорость 1-ой реакции, 2 – скорость 2-ой реак-ции.

Как видно из рисунка 10, скорость первой реакции меньше скорости второй реакции, а энергия активации 1-ой реакции больше, чем Е второй. И при одинаковой температуре Т 2 υ 2 > υ 1 . Чем больше энергия активации, тем выше температура, необходимая для достижения данной скорости реакции.

Причина этого в том, что когда Е больше, то существующие межатом-ные связи в молекулах реагирующих компонентов сильнее, и нужно больше энергии на преодоление этих сил. При этом доля активных молекул соответ-ственно меньше.

Из сказанного видно, что величина энергии активации является важ-нейшей характеристикой химического процесса. Она определяет высоту энергетического барьера, преодоление которого представляет собой условие протекание реакции. С другой стороны, она характеризует скорость реакции от температуры, т.е. чем выше энергия активации, тем выше температура для достижения заданной реакции.

3.6. Катализ.

Кроме повышения температуры и концентрации веществ, для ускоре-ния химической реакции используют катализаторы , т.е. вещества, которые вводятся в реагирующую смесь, но не расходуются при реакции, а ускоряют ее путем снижения энергии активации.

Процесс увеличения скорости реакции с помощью катализаторов назы-вается катализом .

Катализаторы участвуют в промежуточных реакциях по созданию ак-тивированного комплекса за счет ослабления связей в молекулах исходных веществ, их разложения, адсорбции молекул на поверхности катализатора, либо ввода активных частиц катализатора.

Характер участия катализатора можно пояснить следующей схемой:

Реакция без катализатора: А + В = АВ.

С катализатором Х: А + Х = АХ ® АХ + В = АВ + Х.

Приведем картинку, подобно представленной на рис. 9.

Рис. 11. Схема действия ката-лизатора: Е б.кат и Е с кат – энер-гии активации реакции без ка-тализатора и с катализатором соответственно.

При вводе катализатора (рис. 11) реакция может протекать по иному пути с меньшим энергетическим барьером. Этот путь соответствует новому механизму реакции через образование другого активированного комплекса. И новый более низкий энергетический барьер может преодолеть большее число частиц, что и приводит к увеличению скорости реакции.

Следует отметить, что энергия активации обратной реакции понижает-ся на такую же величину, как и энергия активации прямой реакции, т.е. обе реакции ускоряются одинаково, и катализаторы не инициируют реакцию, они только ускорят реакцию, которая может происходить в их отсутствии, но значительно медленнее.

Катализаторами могут стать промежуточные продукты реакции, тогда эта реакция называется автокаталитической. Так, если скорость обычных ре-акций снижается по мере расходования реагирующих веществ, то реакция горения из-за автокатализа самоускоряется и является автокаталитической.

Наиболее часто в качестве катализаторов используются твердые веще-ства, которые адсорбируют молекулы реагирующих веществ. При адсорбции ослабляются связи в реагирующих молекулах, и таким образом облегчается реакция между ними.

Что же такое адсорбция?

3.7. Адсорбция.

Адсорбция – поверхностное поглощение какого-либо вещества из га-зообразной среды или раствора поверхностным слоем другого вещества – жидкости или твердого тела.

Например, адсорбция токсичных газов на поверхности активированно-го угля, используемого в противогазах.

Различают физическую и химическую адсорбцию.

При физической адсорбции захваченные частицы сохраняют свои свойства, а при химической – образуются химические соединения адсорбата с адсорбентом.

Процесс адсорбции сопровождается выделением теплоты. У физической адсорбции она незначительна (1-5 ккал/моль), у химической – значительно больше (10-100 ккал/моль). Тем самым могут ускоряться химические реакции при катализе.

Для процессов горения и взрыва можно привести следующие примеры:

1. Температура самовоспламенения смеси Н 2 +О 2 равна 500 0 С. В при-сутствии палладиевого катализатора она снижается до 100 0 С.

2. Процессы самовозгорания угля начинаются с химической адсорбции кислорода на поверхности угольных частиц.

3. При работах с чистым кислородом на одежде хорошо адсорбируется кислород (физическая адсорбция). И при наличии искры или пламени одежда легко вспыхивает.

4. Кислород хорошо адсорбируется и абсорбируется техническими мас-лами с образованием взрывчатой смеси. Смесь взрывается самопроизвольно, без источника зажигания (химическая абсорбция).

Тема : Типы химических реакций. Реакции горения.

Цели: Способствовать развитию у школьников интереса к химии и ОБЖ, раскрыть межпредметные связи, повторить типы химических реакций, совершенствовать учебные умения школьников при составлении химических уравнений, приобрести навыки работы с огнетушителем, познакомиться с мерами профилактики пожаров, способствовать развитию умений сравнивать и обобщать, быстро и четко формулировать и высказывать свои мысли, применять свои знания на практике.

Оборудование и реактивы : презентация к уроку, фарфоровая чашка, спирт, картонка, спички, воздушно-пенный и углекислотный огнетушители.

Ход урока:

Учитель химии: 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. Но далеко не всегда , вглядываясь в танцующий язычок пламени, мы задумываемся над тем, какую великую роль сыграл огонь в судьбе человеческой. Без огня человек не сварит ни пищу, ни сталь, без него невозможно движение транспорта. Без огня человек, наверное, не смог бы стать человеком… «Только научившись добывать огонь с помощью трения, люди впервые заставили служить себе некоторую неорганическую силу природы», - писал Ф.Энгельс.

Сущность процесса горения долгое время оставалась загадкой природы. Только лишь два века назад наконец удалось проникнуть в тайны горения. И сделала это всемогущая химия. До этого ошибочно думали, что всякое горючее вещество содержит в себе особую «огненную мате­рию», некую мифическую субстанцию – флогистрон, которая при горении выделяется из вещества и поглощается воздухом. Таким образом, горение считали реакцией разложения.

На самом же деле огонь – это признак такого процесса, в ходе которого горящие вещества взаимодействуют с кислородом с выделением большого количества теплоты и света. Этот химиче­ский процесс и называют горением.

Задание: Напишите уравнения взаимодействия и кислородом: лития, серы, углерода, фос­фора.

Один ученик выполняет задания на доске. Остальные – в тетрадях.

Учитель:

Ученик: Это реакции соединения. По тепловому эффекту экзотермические, идут с выделением теплоты. Продукты реакций горения – оксиды. Оксиды – это бинарные соединения, в состав которых входит кислород со степенью окисления -2.

Учитель: Какие условия должны соблюдаться для протекания реакции горения?

Ученик: Чтобы вещество загорелось должны быть соблюдены два условия: 1) достижение темпера­туры воспламенения вещества и 2) доступ кислорода.

Учитель проводит опыт:

Опыт1. Горение спирта. В фарфоровую чашку налить немного спирта, поджечь его, а затем плотно прикрыть чашку листом картона.

Учитель: : Почему пламя гаснет, а бумага не загорается?

Ученик: Пламя гаснет, так как нет доступа кисло­рода, бумага не загорается т.к. не была достигнута температура воспламенения.

Учитель: Каковы условия прекращения процесса горения?

К какому типу относятся эти реакции. Какие это реакции по тепловому эффекту? К какому классу веществ относятся продукты этих реакций? Какие вещества называются оксидами?

Ученик: Для прекращения процесса горе­ния следует либо охладить вещество ниже температуры воспламенения, либо прекратить к нему доступ кислорода.

Задание: Допишите уравнения химических реакций: презентация слайд №

+ О2 → CuO

Mg + … → MgO

… + O2 → CO2

CuS + … → SO2 + …

Один учащийся записывает на доске, остальные в тетрадях, затем проводят самопроверку.

Учитель ОБЖ: Знание условий горения веществ необходимо человеку для тушения пожара. Причиной по­жара являются многие факторы, и прежде всего – это химическая неграмотности многих людей, недопустимая небрежность в выполнении учебных, бытовых и производственных операций, на­рушение условий обращения с веществами и источниками энергии. Что же такое пожар?

Пожар – это неконтролируемый, быстропротекающий при высокой температуре химиче­ский процесс, сопровождающийся выделением большого количества теплоты, уничтожающий ма­териальные ценности и создающий опасность для жизни людей. Как правило, пожар возникает из-за несоблюдения мер предосторожности при работе с огнем и нарушения правил противопожар­ной безопасности.

При тушении пожара водой создаются два условия: вода охлаждает горячие предметы, а ее пары затрудняют к ним доступ кислорода. Кроме того, для прекращения доступа воздуха часто используют песок, оксид углерода (IV ), который получают в огнетушителях, взрывчатые вещества (при взрыве образуется относительный вакуум и прекращается горение). Этот прием используется при тушении пожаров в случаях горения нефти и ее продуктов.

Пожар можно погасить:

Охлаждением горящего предмета;

Прекращением доступа воздуха к очагу горения;

Удалением горючих веществ и предметов с возможных путей распространения огня

Ученик: Для тушения пожара применяют воду, пену, углекислый газ, снег, землю, песок и другие сыпучие негорючие материалы. Вода является эффективным огнегасительным средством, доступным, дешевым и безвредным. Она оказывает сильное охлаждающее действие, резко пони­жая температуру горящего тела. Однако, вода неэффективна при тушении горючих органических жидкостей, таких как, бензин, керосин, бензол, нефть, которые легче воды и не смешиваются с ней. Нельзя использовать воду для гашения загоревшегося газа. Непригодна вода и для тушения пожара при наличии электроустановок, находящихся под напряжением. Использовать воду для тушения пожаров в этом случае опасно для жизни, так как вода электропроводна. Горящие жидко­сти можно засыпать песком. Он устраняет доступ кислорода и ликвидирует пламя. Более эффек­тивным средством пожаротушения является сода (карбонат и бикарбонат натрия). Она разлагается при повышенной температуре, при этом поглощается тепло и выделяется углекислый газ, обвола­кивающий горящий предмет.

Загорание жидкого топлива, смазочных масел, а также газов на воздухе из трубопроводов и баллонов можно остановить, набросив накидку из огнезащитной ткани или тяжелое покрывало.

Задание: Какие средства тушения пожара нужно использовать в следующих случаях: а) заго­релась одежда на человеке; б) воспламенился бензин; в) возник пожар на складе лесоматериа­лов; г) загорелась нефть на поверхности воды?

Учитель химии: Особое внимание необходимо обратить на приемы тушения пожара, который мо­жет возникнуть в кабинете химии. Горючие спирт и ацетон разрешается тушить водой, так как они в ней хорошо растворяются.

Спиртовку после употребления убирают лишь после того, как погасят пламя и она остынет.

При воспламенении одежды следует как можно быстрее снять ее, плотно свернуть, пога­сить пламя песком или водой. Помните, что при загорании одежды нельзя бежать или совершать резкие движения. При беге и резких движениях доступ воздуха увеличивается, а это приводит к усилению процесса горения. Если снять воспламенившуюся одежде невозможно, необходимо плотно завернуть человека в накидку, облить водой или воспользоваться огнетушителем.

Огнетушители могут быть воздушно-пенные и углекислотные.

Учитель ОБЖ: Рассмотрим устройство и принцип работы содового огнетушителя

Для тушения пожаров применяют специальный аппарат – огнетушитель. Содовый огнетуши­тель состоит из резервуара, заполненного раствором соды, капсулы, в которую налита соляная кислота, и раструба, с помощью которого сильную струю углекислого газа направляют в очаг пожара. Чтобы привести огнетушитель в действие, необходимо разбить капсулу, слегка встряхнуть содержимое резервуара и направить струю углекислого газа в зону горения.

Учитель ОБЖ : Как привести в действие огнетушитель?

Ученик: Необходимо пусковую рукоятку поднять вверх и отвести ее вперед, повернув на 180 0 от началь­ного положения, а затем повернуть огнетушитель.

В приведенных в действие огнетушителях происходит химическая реакция, в результате чего из отверстия выбрасывается струя пены длиной 6-8 м. Эту струю надо направить на очаг по­жара. Продолжительность действие огнетушителей около 1 мин. При этом выбрасывается почти 40 л пены.

Демонстрация огнетушителей и освоение работы с ними

Рефлексия:

Ответьте на вопросы:

Какими явлениями сопровождается горение? (Горение сопровождается и физи­ческими и химическими явлениями: выделение и передача теплоты, химическая реак­ция окисления, выделение продуктов сгорания и распределение их в окружающей среде).

Как изменяется агрегатное состояние веществ в ходе горения? (Твердые вещества в ходе горе­ния превращаются в жидкие и газообразные).

Что называют дымом? (Дым – это смесь газообразных и твердых продуктов сгорания)

Какие компоненты дыма обладают токсичностью, т.е. вредными для организма человека свой­ствами? (Оксид углерода (II ), оксид фосфора (V ), формальдегид, оксиды азота, серо­водород, хлороводород, фосген, пары синильной кислоты)

Почему для человека опасна большая плотность дыма? (Большая концентрация продуктов го­рения в составе дыма понижает процентное содержание кислорода. При содержании кислорода в воздухе 14-16% наступает кислородное голодание, 9%-ное содержание кисло­рода опасно для жизни).

Почему вода гасит пламя? (Вода, обладая высокой теплоемкостью, может интенсивно по­глощать теплоту, выделяющуюся при горении. Способность воды гасить пламя усилива­ется еще тем, что, превращаясь при нагревании в пар, вода разбавляет реагирующие при горении вещества).

Какие вы знаете вещества или материалы, создающие условия для прекращения горения? (Водные растворы солей, пена, песок, флюсы, тальк, мел, водяной пар, углекислый газ, азот и др.)

Домашнее задание: Вычислите массу железа и объем кислорода (н.у.), который необходимо взять, чтобы получить 0,3 моль оксида железа (III ).

Подведение итогов урока, учитель благодарит детей за активное участие, выставляет и комментирует оценки учащихся.