maison / Stores/ Réactions de combustion et leur effet thermique, mécanisme en chaîne des réactions de combustion. La combustion

Réactions de combustion et leur effet thermique, mécanisme en chaîne des réactions de combustion. La combustion

Page 1

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.

La combustion– un processus physique et chimique complexe, dont la base est des réactions chimiques de type redox, conduisant à la redistribution des électrons de valence entre les atomes des molécules en interaction.

Exemples de réactions de combustion

méthane: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O;

acétylène: C 2 H 2 + 2,5 O 2 = 2 CO 2 + H 2 O ;

sodium: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

hydrogène: H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ;

TNT : C 6 H 2 (NO 2) 3 CH 3 = 2,5H 2 O + 3,5CO + 3,5C +1,5N 2.

L'essence de l'oxydation est le don d'électrons de valence par la substance oxydante à l'agent oxydant, qui, en acceptant des électrons, est réduit. électrons, est oxydé. À la suite du transfert d'électrons, la structure du niveau électronique externe (de valence) de l'atome change. Chaque atome passe alors dans l’état le plus stable dans les conditions données.

Dans les processus chimiques, les électrons peuvent être complètement transférés de la couche électronique des atomes d'une substance (élément) à la couche atomique d'une autre.

Ainsi, lorsque le sodium métallique brûle dans le chlore, les atomes de sodium cèdent chacun un électron aux atomes de chlore. Dans ce cas, le niveau électronique externe de l'atome de sodium se retrouve avec huit électrons (structure stable), et l'atome qui a perdu un électron se transforme en un ion chargé positivement. Un atome de chlore qui gagne un électron remplit son niveau externe de huit électrons et l'atome devient un ion chargé négativement. Sous l'action des forces électrostatiques coulombiennes, des ions de charges opposées se réunissent et une molécule de chlorure de sodium se forme (liaison ionique) :

2Mg + O2 = 2Mg2+ O2– .

Ainsi, la combustion du magnésium (oxydation) s'accompagne du transfert de ses électrons vers l'oxygène. Dans d'autres processus, les électrons des coques externes de deux atomes différents viennent, pour ainsi dire, pour un usage commun, rapprochant ainsi les atomes des molécules ( covalent ou atomique connexion):

Et enfin, un atome peut partager sa paire d'électrons (liaison moléculaire) :

Conclusions des dispositions de la théorie moderne de l'oxydo-réduction :

1. L'essence de l'oxydation est la perte d'électrons par les atomes ou les ions de la substance à oxyder, et l'essence de la réduction est l'ajout d'électrons aux atomes ou aux ions de la substance à réduire. Le processus par lequel une substance perd des électrons est appelé oxydation, et l’ajout d’électrons – récupération.

2. L'oxydation d'une substance ne peut se produire sans la réduction simultanée d'une autre substance. Par exemple, lorsque le magnésium brûle dans l’oxygène ou dans l’air, le magnésium est oxydé et, en même temps, l’oxygène est réduit. Avec une combustion complète, il se forme des produits incapables de brûler davantage (CO 2, H 2 O, HCl, etc.), avec une combustion incomplète, les produits résultants sont capables de brûler davantage (CO, H 2 S, HCN, NH 3 , aldéhydes, etc. .d.). Schéma : alcool – aldéhyde – acide.

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 du 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) =82138,5 kJ.

3. À partir du mélange de carburant donné, sélectionnez le carburant le plus économe en énergie. Calculer la chaleur spécifique de 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 une 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 se déroule dans la direction opposée.

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 capacité thermique spécifique constante des substancesAvec 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) =

Conditions thermodynamiques pour l’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.

Lors de réactions chimiques, une substance se transforme en une autre (à ne pas confondre avec les réactions nucléaires, dans lesquelles un élément chimique est converti en un autre).

Toute réaction chimique est décrite par une équation chimique :

Réactifs → Produits de réaction

La flèche indique le sens de la réaction.

Par exemple:

Dans cette réaction, le méthane (CH 4) réagit avec l'oxygène (O 2), entraînant la formation de dioxyde de carbone (CO 2) et d'eau (H 2 O), ou plus précisément de vapeur d'eau. C'est exactement la réaction qui se produit dans votre cuisine lorsque vous allumez un brûleur à gaz. L'équation doit être lue comme ceci : Une molécule de méthane réagit avec deux molécules d’oxygène gazeux pour produire une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d’eau (vapeur d’eau).

Les nombres placés devant les composants d’une réaction chimique sont appelés coefficients de réaction.

Des réactions chimiques se produisent endothermique(avec absorption d'énergie) et exothermique(avec libération d'énergie). La combustion du méthane est un exemple typique de réaction exothermique.

Il existe plusieurs types de réactions chimiques. Les plus courants :

réactions de connexion ;
réactions de décomposition;
réactions de remplacement uniques ;
réactions de double déplacement ;
réactions d'oxydation;
Réactions redox.

Réactions composées

Dans les réactions composées, au moins deux éléments forment un produit :

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- formation de sel de table.

Il convient de prêter attention à une nuance essentielle des réactions composées : selon les conditions de la réaction ou les proportions de réactifs entrant dans la réaction, le résultat peut être des produits différents. Par exemple, dans des conditions normales de combustion du charbon, du dioxyde de carbone est produit :
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Si la quantité d'oxygène est insuffisante, du monoxyde de carbone mortel se forme :
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Réactions de décomposition

Ces réactions sont pour ainsi dire essentiellement opposées aux réactions du composé. À la suite de la réaction de décomposition, la substance se décompose en deux (3, 4...) éléments (composés) plus simples :

2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- décomposition de l'eau
2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- décomposition du peroxyde d'hydrogène

Réactions à déplacement unique

À la suite de réactions de substitution simples, un élément plus actif remplace un élément moins actif dans un composé :

Zn (s) + CuSO 4 (solution) → ZnSO 4 (solution) + Cu (s)

Le zinc présent dans une solution de sulfate de cuivre déplace le cuivre le moins actif, entraînant la formation d'une solution de sulfate de zinc.

Le degré d'activité des métaux par ordre croissant d'activité :

Les métaux alcalins et alcalino-terreux sont les plus actifs.

L’équation ionique de la réaction ci-dessus sera :

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

La liaison ionique CuSO 4, lorsqu'elle est dissoute dans l'eau, se décompose en un cation cuivre (charge 2+) et un anion sulfate (charge 2-). À la suite de la réaction de substitution, un cation zinc se forme (qui a la même charge que le cation cuivre : 2-). Veuillez noter que l'anion sulfate est présent des deux côtés de l'équation, c'est-à-dire que selon toutes les règles mathématiques, il peut être réduit. Le résultat est une équation ion-moléculaire :

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Réactions de double déplacement

Dans les réactions de double substitution, deux électrons sont déjà remplacés. De telles réactions sont également appelées échanger des réactions. De telles réactions ont lieu en solution avec formation de :

solide insoluble (réaction de précipitation) ;
eau (réaction de neutralisation).

Réactions de précipitation

Lorsqu'une solution de nitrate d'argent (sel) est mélangée à une solution de chlorure de sodium, du chlorure d'argent se forme :

Équation moléculaire : KCl (solution) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (s) + KNO 3 (p-p)

Équation ionique : K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Équation ionique moléculaire : Cl - + Ag + → AgCl (s)

Si un composé est soluble, il sera présent en solution sous forme ionique. Si le composé est insoluble, il précipitera pour former un solide.

Réactions de neutralisation

Ce sont des réactions entre acides et bases qui aboutissent à la formation de molécules d’eau.

Par exemple, la réaction de mélange d'une solution d'acide sulfurique et d'une solution d'hydroxyde de sodium (lessive) :

Équation moléculaire : H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)

Équation ionique : 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)

Équation ionique moléculaire : 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) ou H + + OH - → H 2 O (l)

Réactions d'oxydation

Il s'agit de réactions d'interaction de substances avec l'oxygène gazeux présent dans l'air, au cours desquelles, en règle générale, une grande quantité d'énergie est libérée sous forme de chaleur et de lumière. Une réaction d’oxydation typique est la combustion. Au tout début de cette page se trouve la réaction entre le méthane et l’oxygène :

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

Le méthane appartient aux hydrocarbures (composés du carbone et de l'hydrogène). Lorsqu’un hydrocarbure réagit avec l’oxygène, une grande quantité d’énergie thermique est libérée.

Réactions redox

Ce sont des réactions dans lesquelles des électrons sont échangés entre des atomes réactifs. Les réactions évoquées ci-dessus sont également des réactions redox :

2Na + Cl 2 → 2NaCl - réaction composée
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - réaction d'oxydation
Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - réaction de substitution unique

Les réactions redox avec un grand nombre d'exemples de résolution d'équations utilisant la méthode de la balance électronique et la méthode de la demi-réaction sont décrites de manière aussi détaillée que possible dans la section

Combustion (réaction)

(un. combustion, brûlure; n. Brennen, Verbrennung; F. la combustion; Et. combustion) est une réaction d'oxydation se produisant rapidement accompagnée de la libération d'un moyen. quantité de chaleur; généralement accompagné d'une lueur vive (flamme). Dans la plupart des cas, le gaz agit comme agent oxydant lors de l'hydrolyse, mais des processus d'hydrolyse sont également possibles dans des réactions d'autres types (hydrogénation de métaux dans l'azote, dans les halogènes). En physique la chimie inclut tous les gaz exothermiques. chimie. processus, dans lesquels les êtres. Le rôle est joué par l'auto-accélération de la réaction provoquée par une augmentation de la température (mécanisme thermique) ou une accumulation de particules actives (mécanisme de diffusion).
Un trait caractéristique du feu est la présence d'une zone spatialement limitée de haute température (flamme), dans laquelle se produit l'incendie principal. une partie du produit chimique la transformation des substances de départ en produits de combustion et en b.h. est libérée. chaleur. L'apparition d'une flamme est provoquée par l'inflammation, qui nécessite la dépense d'une certaine quantité d'énergie, mais la propagation de la flamme à travers un système capable de combustion se produit spontanément, à une vitesse dépendant de la composition chimique. propriétés du système, physiques et dynamique des gaz processus. Caractéristiques techniquement importantes du gaz : pouvoir calorifique du mélange combustible et théorique. (adiabatique), le bord serait atteint avec une combustion complète du carburant sans perte de chaleur.
Parmi toute la variété des procédés d'hydrolyse, on distingue généralement, en fonction de l'état global du combustible et du comburant, l'hydrolyse homogène de gaz prémélangés et de combustibles vapeurs dans les comburants gazeux, l'hydrolyse hétérogène (combustibles solides et liquides dans les comburants gazeux), et hydrolyse des explosifs et des poudres à canon (qui se produit sans échange de masse avec l'environnement).
Le plus simple est celui des gaz homogènes de gaz mélangés. La vitesse de propagation laminaire de la flamme à travers un tel système est physico-chimique. constante du mélange, en fonction de la composition du mélange, de la pression, de la température et de la mole. conductivité thermique.
L'hétérogénéité hétérogène est le processus le plus répandu dans la nature et la technologie. Sa vitesse est déterminée par la physique propriétés du système et conditions spécifiques de combustion. Pour les combustibles liquides, le taux d'évaporation est d'une grande importance, et pour les combustibles solides, le taux de gazéification est d'une grande importance. Ainsi, dans l’extraction du charbon, deux étapes peuvent être distinguées. Dans le premier (sous condition de chauffage lent), les composants volatils du charbon sont libérés et dans le second, les résidus de coke brûlent.
La propagation de la flamme à travers le gaz entraîne l'apparition d'un mouvement de gaz. distance du front de flamme. Si la largeur de la zone de réaction est petite, la flamme peut alors être représentée comme étant dynamique gazeuse. une rupture se déplaçant à travers un gaz à une vitesse subsonique. Ceci est possible non seulement dans le cas d'un mélange homogène, mais également pour des combustibles liquides et solides assez finement dispersés en suspension dans le comburant. Puisque la composante de la vitesse de la flamme normale à son front ne dépend pas de la vitesse du gaz lui-même, pendant un gaz stationnaire, une forme de flamme complètement définie s'établit dans un flux de gaz en mouvement. G. dans de telles conditions est assuré par la conception appropriée des dispositifs de combustion.
Le mouvement du gaz provoqué par l’apparition d’une flamme peut être soit laminaire, soit turbulent. En règle générale, la turbulisation du flux entraîne une forte accélération de la combustion et l'apparition de bruits acoustiques. des perturbations de l'écoulement, conduisant finalement à l'apparition d'un choc, déclenchant la détonation du mélange gazeux. La possibilité de transition du gaz vers la détonation est déterminée en plus des propriétés du gaz lui-même par la taille et la géométrie du système.
Les procédés de gaz combustible sont principalement utilisés dans la technologie. La tâche de combustion du carburant est réduite à atteindre max. dégagement de chaleur (efficacité de combustion) pendant une période de temps donnée. Dans la forge En fait, les méthodes d'élaboration de p.i. sont basées sur l'utilisation du procédé G.. ( cm. Combustion sur place). Dans certains domaines miniers et géologiques conditions survenant spontanément G. ( cm. La combustion spontanée du charbon, la combustion spontanée de la tourbe) peuvent provoquer des incendies endogènes. L.G. Bolkhovitinov.

Encyclopédie de la montagne. - M. : Encyclopédie soviétique. Edité par E.A. Kozlovsky. 1984-1991 .

Voyez ce qu'est « Combustion (réaction) » dans d'autres dictionnaires :

la combustion- 3.3 combustion : Réaction exothermique d'oxydation d'une substance, accompagnée d'au moins l'un des trois facteurs suivants : flamme, lueur ou fumée. Source : GOST R 50588 2012 : Agents moussants pour éteindre les incendies. Technique générale... ... Dictionnaire-ouvrage de référence des termes de la documentation normative et technique

Correspondances... Wikipédia

Chimie complexe une réaction se produisant dans des conditions d'auto-accélération progressive associées à l'accumulation de chaleur ou de produits de réaction catalysants dans le système. Avec G., des températures élevées (jusqu'à plusieurs milliers de K) peuvent être atteintes, et cela se produit souvent... ... Encyclopédie physique

Processus nucléaires Désintégration radioactive Désintégration alpha Désintégration bêta Désintégration d'amas Double désintégration bêta Capture d'électrons Double capture d'électrons Rayonnement gamma Conversion interne Transition isomérique Désintégration des neutrons Désintégration des positons ... ... Wikipedia

Processus physique et chimique dans lequel la transformation d'une substance s'accompagne d'une libération intense d'énergie et d'un transfert de chaleur et de masse avec l'environnement. peut commencer spontanément à la suite d'une auto-inflammation ou peut être initié par... ... Dictionnaire des situations d'urgence

la combustion- Une réaction d'oxydation exothermique d'une substance, accompagnée d'au moins l'un des trois facteurs suivants : flamme, lueur ou fumée. [ST SEV 383 87] combustion Réaction exothermique se produisant dans des conditions d'auto-accélération progressive.... ... Guide du traducteur technique

Processus physique et chimique dans lequel la transformation d'une substance s'accompagne d'une libération intense d'énergie et de chaleur et d'un échange de masse avec l'environnement. La combustion peut commencer spontanément par suite d'une auto-inflammation ou être initiée... ... Grand dictionnaire encyclopédique

- (combustion française et anglaise, allemand Verbrennung ; chimique). Il est d'usage d'appeler G. de tels cas d'interaction avec l'oxygène de l'air de tout corps, qui s'accompagnent d'un dégagement important de chaleur, et parfois de lumière. De manière plus générale, vous pouvez... Encyclopédie de Brockhaus et Efron

La combustion- une réaction exothermique d'oxydation d'une substance inflammable, généralement accompagnée d'un rayonnement électromagnétique visible et d'un dégagement de fumée. G. est basé sur l'interaction d'une substance inflammable avec un agent oxydant, le plus souvent l'oxygène atmosphérique. Distinguer... ... Encyclopédie russe de la protection du travail

LA COMBUSTION- processus chimique complexe et rapide. transformation accompagnée d'un dégagement de chaleur et de lumière. Au sens strict, le gaz est la réaction d'une substance se combinant avec l'oxygène, mais le gaz peut également se former sans oxygène, par exemple. l'hydrogène, l'antimoine et d'autres métaux brûlent dans le chlore, et... ... Grande encyclopédie polytechnique