Ķīmisko reakciju mehānismu, sadedzinot.

Publicēšanas datums 10.02.2013 20:58

Degšanu sauc par oksidācijas reakciju, kas plūst lielā ātrumā, kam pievieno siltuma izlaišanu lielos daudzumos, un, kā likums, spilgti spīd, ka mēs saucam liesmu. Degšanas procesa pētījumi Fiziskā ķīmija, kurā dedzināšana tiek veidota, lai saistītu visus eksotermiskos procesus, kuriem ir pašvērtējuma reakcija. Šāda pašcieņa var rasties temperatūras pieauguma dēļ (I.E., ir termiskais mehānisms) vai aktīvo daļiņu uzkrāšanai (ir difūzijas raksturs).

Degšanas reakcijai ir vizuāla īpatnība - augstas temperatūras reģiona (liesmas) klātbūtne, ierobežota telpiski, kur notiek lielākā daļa no avota vielu (degvielas) pārveidošanas. Šim procesam papildina liela siltumenerģijas daudzuma emisija. Lai sāktu reakciju (liesmas izskats), ir nepieciešams tērēt kādu no aizdedzes enerģijas, tad process ir spontāni. Tā ātrums ir atkarīgs no reakcijas vielu ķīmiskajām īpašībām, kā arī no gāzes dinamiskiem procesiem sadegšanas laikā. Degšanas reakcijai ir noteiktas īpašības, no kurām vissvarīgākais ir maisījuma siltumspēja un temperatūra (ko sauc par adiabātisko), ko teorētiski var sasniegt ar pilnīgu sadegšanu, neņemot vērā siltuma zudumus.

Saskaņā ar oksidētāja un sadegšanas procesa apkopoto stāvokli sadegšanas procesu var attiecināt uz vienu no trim veidiem. Degšanas reakcija var būt:

Homogēns, ja degvielas un oksidējošā viela (iepriekš jaukta) ir gāzveida stāvoklī, \\ t

Heterogēns, kurā cietā vai šķidrā kurināmā iekļūst mijiedarbībā ar gāzveida oksidējošo vielu, \\ t

Dedzināšanas pulvera un sprāgstvielu reakcija.

Homogenic dedzināšana ir vienkāršākais, ir nemainīgs ātrums, atkarībā no maisījuma, temperatūras un spiediena sastāva un molekulārās siltumvadītspējas.

Heterogēns dedzināšana ir visbiežāk gan dabā, gan mākslīgos apstākļos. Tās ātrums ir atkarīgs no sadegšanas procesa īpašajiem nosacījumiem un sastāvdaļu fizikālajām īpašībām. Šķidrā sadedzināšanā uz sadegšanas ātrumu iztvaikošanas ātrumam ir liela ietekme, cieta - gazifikācijas ātrums. Piemēram, ja ogļu sadedzināšana procesā veido divus posmus. Pirmajā no tiem (attiecībā uz salīdzinoši lēnu sildīšanu) vielas (ogļu) gaistošie komponenti, koksa atlikumi ir tramdored.

Gāzu sadedzināšana (piemēram, etāna dedzināšana) ir savas īpašības. Gāzes vidē liesma var izplatīties uz plašu attālumu. Tā var pārvietoties gāzē pie zemskaņas likmes, ar šo īpašumu, ne tikai gāzes vidē, bet arī smalku maisījumu šķidrā un cietā degošās daļiņas, kas sajauktas ar oksidējošu vielu. Lai nodrošinātu ilgtspējīgu dedzināšanu šādos gadījumos, ir nepieciešams īpašs dizains krāsns ierīces.

Sekas, kas izraisa degšanas reakciju gāzes vidē, ir divas sugas. Pirmais ir gāzes plūsmas turbulizācija, kā rezultātā strauji pieauga procesa ātrums. Rodas akustiskā plūsmas perturbācija var novest pie nākamā soļa - šoka vilnas izcelsme, kas ved uz maisījuma detonāciju. Degšanas pāreja detonācijas posmā ir atkarīga ne tikai no savām gāzu īpašībām, bet arī no sistēmas un sadales parametru lieluma.

Degvielas sadegšana tiek izmantota tehnikā un rūpniecībā. Galvenais uzdevums ir panākt maksimālu sadegšanas pilnīgumu (I.E., siltuma paaudzes optimizāciju) noteiktajai plaisai. Tiek izmantota sadegšana, piemēram, izceļot - dažādu minerālu izstrādes metodes ir balstītas uz degoša procesa izmantošanu. Bet dažos dabiskos un ģeoloģiskos apstākļos sadegšanas parādība var būt nopietns apdraudējums. Piemēram, reāls apdraudējums ir pašnodarbinoša kūdra process, kas noved pie endogēnu ugunsgrēku rašanās.

Page 1.

Ķīmisko vielu sadegšanas reakcijas sākas pēc tam, kad tiek izveidots liesmas fiksēts sagatavotajā degvielas un gaisa maisījumā. Virzuļa DVS, tas tiek izveidots vai nu elektrisko dzirkstele, vai arī sakarā ar degvielas montāžas sildīšanu šādā temperatūrā, kurā daudzi sākotnējie fokusēšanas rodas spontāni rodas maisījuma tilpumā.

Ķīmiskā sadegšanas reakcija notiek ne visos apstākļos sadursmes uzliesmojošu gāzu molekulu ar skābekļa molekulām.

Ja ķīmiskās vielas reakcijas nav autocatalīts, liesmas izplatīšanās iemesls var būt tikai siltuma pārnešana no nesadegušā maisījuma sadedzināšanas produktiem. Šāda veida liesmas izplatīšanās sauc siltuma. Tas, protams, neizslēdz faktu, ka reaģentu un reakcijas produktu izplatīšana notiek tajā pašā laikā, lai reaģēšanas maisījuma sastāvs reakcijas zonā atšķiras no sākotnējā maisījuma sastāva. Taču šajā gadījumā difūzija nav iemesls liesmas izplatīšanai, bet tikai vienlaicīga faktors. Jo īpaši tas attiecas arī uz ķēdes reakcijām ar nesaistītām ķēdēm. Brīvo atomu un radikāļu izplatīšana, ja vien tie nav termodinamiskajā līdzsvarā vai quasistationary koncentrācijā, nevar būt liesmas izplatīšanās iemesls, kas paliek siltuma. Difūzijas loma ir pilnībā ņemta vērā pareizā termiskā teorijā liesmas izplatīšanas, kā tiks parādīts nākamajā sadaļā.

Ja ķīmiskās sadedzināšanas reakcijas nav autocatalītiskas, liesmas izplatīšanās iemesls var būt tikai siltuma nodošana no neērtās vietas sadegšanas produktiem. Šāda veida liesmas izplatīšanās sauc siltuma. Tas, protams, neizslēdz faktu, ka reaģentu un reakcijas produktu izplatīšana notiek tajā pašā laikā, lai reaģēšanas maisījuma sastāvs reakcijas zonā atšķiras no sākotnējā maisījuma sastāva. Taču šajā gadījumā difūzija nav iemesls liesmas izplatīšanai, bet tikai vienlaicīga faktors. Jo īpaši tas attiecas arī uz ķēdes reakcijām ar nesaistītām ķēdēm. Brīvo atomu un radikāļu izplatīšana, ja vien tie nav termodinamiskajā līdzsvarā vai quasistationary koncentrācijā, nevar būt liesmas izplatīšanās iemesls, kas paliek siltuma. Difūzijas loma ir pilnībā ņemta vērā pareizā termiskā teorijā liesmas izplatīšanas, kā tiks parādīts nākamajā sadaļā.

Ķīmisko gāzu sadedzināšanas reakciju ātrums ar gaisu degļos ir ļoti liels. Šīs reakcijas augstās temperatūrās noplūda virs tūkstošdaļu sekundes. Gāzes gaisa maisījuma plūsmas sadedzināšanas ilgumu nosaka nepārtraukta svaigu gāzu un gaisa daļu nepārtraukta piegāde, kas tiek sadedzinātas oksidācijas reakciju ātrās rašanās rezultātā siltuma plūsmas iedarbībā.

Ķīmisko gāzu sadedzināšanas reakciju ātrums ar gaisu degļos ir ļoti liels. Šīs reakcijas augstos skaļruņos turpina tūkstošiem sekundes sekundes. Gāzes gaisa maisījuma plūsmas sadedzināšanas ilgumu nosaka nepārtraukta svaigu gāzu un gaisa daļu nepārtraukta piegāde, kas tiek sadedzinātas oksidācijas reakciju ātrās rašanās rezultātā siltuma plūsmas iedarbībā.

Ķīmisko vielu sadedzināšanas reakciju kvantitatīvās attiecības var iegūt ar zināmiem I vielu un blīvuma molekulārajiem svariem P C / 22 4 gāzes normālos fiziskos apstākļos.

Ķīmisko sadegšanas reakciju inhibīcijas mehānisms nav pietiekami pētīta. Tomēr pētījumi, kas veikti pēdējos gados, ļauj veikt dažas idejas par flames inhibitoru ietekmes raksturu.

Pieņemsim, ka ķīmiskā dedzināšanas reakcija ir pilnībā un reakcijas produkti ir H20 ūdens pāri, C02 oglekļa dioksīds vai ar skābekļa oglekļa monoksīda CO trūkumu. Stoichiometric ūdeņraža skābekļa (grabējošu) degošu maisījumu, dalot ūdens tvaiku 58 kcal / mol siltuma siltuma jaudu 8 cal / mol-krusa, mēs iegūstam degšanas temperatūru 7250 grādiem. Attiecībā uz ciešas oglekļa sadedzināšanas skābekli (ST 02C02 94 KCAL / MOL), mēs iegūstam sadegšanas temperatūru ir vairāk nekā 11,750 K. Tāda paša pasūtījuma temperatūra tiek iegūti arī citām ogļūdeņražvielām. Fantastiski augstās sadegšanas temperatūras, kas šeit pieder pie vielas plazmas stāvokļa, tie nav faktiski veikti; Skābekļa maisījumu sadegšanas temperatūra atrodas 3000 - 4000 K.

Tā kā maisījuma apkure un ķīmiskā sadegšanas reakcija turpina ļoti ātri, galvenais faktors, kas ierobežo degšanas procesa ilgumu, ir laiks, kas pavadīts gāzes un gaisa sajaukšanai.

Shēmas degšanas gāzu sadedzināšanas organizēšanai. Sadegšana. A - kinētisks, B - difūzija, kas sajaukts.

Tā kā ķīmisko sadegšanas reakciju ātrums augstā bojājumu temperatūrā ir nesamērīgs virs maisījuma veidošanās ātruma, tad gandrīz gāzes sadegšanas ātrums vienmēr ir vienāds ar gāzes sajaukšanas ātrumu ar gaisu. Šis apstāklis \u200b\u200bļauj viegli pielāgot gāzes dedzināšanas ātrumu visplašākajās robežās. Jauktā sadegšanas metode uzliesmojošu gāzu ir starpproduktu starp kinētisko un difūziju.

Tāpēc vienādojums bilances ķīmiskās reakcijas sadedzināšanu sveces ar noteiktiem nosacījumiem patiešām ir pirmais mēģinājums ieviest summu siltuma aprakstā ķīmiskās reakcijas.

Sagatavojot ķīmisko sadedzināšanas reakciju vienādojumus gaisā, tās pievieno šādi: degviela un gaiss ir uzrakstīts sadedzināšanā kreisajā pusē, pēc vienlīdzības zīmes, rezultātā reakcijas produkti ir rakstīti. Piemēram, ir jāizstrādā metāna sadedzināšanas reakcijas vienādojums gaisā. Pirmkārt, reakcijas vienādojuma kreisā daļa ir ierakstīta: ķīmiskā formula metāna plus ķīmiskās formulas, kas ir daļa no gaisa.

Degšana - komplekss fizikāli ķīmiskais process, kura pamats ir oksidācijas samazināšanas veida ķīmiskā reakcija, kas noved pie valences elektronu pārdales starp mijiedarbojošiem molekulu atomiem.

Degšanas reakciju piemēri

metāns: CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2N 2 O;

acetilēns: C 2 H 2 + 2,5O 2 \u003d 2 + 2 + N 2 O;

nātrija: 2NA + cl 2 \u003d 2nacl;

Ūdeņradis: H 2 + CL 2 \u003d 2NCL, 2N 2 + O 2 \u003d 2N 2 O;

kopā: C 6 H 2 (NO 2) 3 CH 3 \u003d 2.5H 2 O + 3.5CO + 3.5C + 1.5N 2.

Oksidēšanas būtība ir atgriešanās pie oksidējošās vielas valences elektroni uz oksidējošo vielu, kas, ņemot elektronus, tiek atjaunota, tad atgūšanas būtība ir papildinājums samazināt vielu reducējošo aģentu elektronu, kas, dodot elektroniem , oksidēts. Elektronu nodošanas rezultātā atomu mainās ārējā (valences) elektronu līmeņa struktūra. Katrs tajā pašā laikā dodas uz ilgtspējīgāko stāvokli šajos apstākļos.

Ķīmiskajos procesos elektroni var pilnībā pārvietoties no vienas vielas (elementa) atomu elektroniskā apvalka otras atomu apomiem.

Tādējādi, ja nātrija nātrija sadegšana hlorā nātrija atomiem tiek piešķirti viens hlora atomu elektrons. Tajā pašā laikā astoņi elektroni (stabila struktūra) un atoms, kurš zaudējis vienu elektronu pārvēršas par pozitīvi uzlādētu jonu, izrādās ārējā elektronu līmeņa nātrija atomu. Pie hlora atoma, kas saņēma vienu elektronu, ārējais līmenis ir piepildīts ar astoņiem elektroniem, un atoms kļūst par negatīvi uzlādētu jonu. Coulomb elektrostatisko spēku darbības rezultātā tiek veidota atšķirīgi iekasēto jonu tuvināšanās un nātrija hlorīda molekula (jonu savienojums):

2mg + o 2 \u003d 2 mg 2+ O 2-.

Tādējādi magnija (oksidācijas) sadegšana ir pievienota pāreja no elektronu uz skābekli. Citos procesos divu dažādu atomu ārējo čaulu elektroni ir paredzēti vispārējai lietošanai, tādējādi pastiprinot molekulu atomus ( kovalents vai atomu Komunikācija):

.

Un visbeidzot, viens atoms var sniegt vispārēju izmantošanu savu pāris elektroniem (molekulārā komunikācija):

.

Secinājumi no mūsdienu samazināšanas oksidācijas teorijas noteikumiem:

1. Oksidācijas būtība ir elomu zudums vai oksidējošās vielas atomi vai joni, un samazinājuma būtība ir pievienojot elektronus pret samazinošās vielas atomiem vai joniem. Process, kurā saukta viela zaudē elektronus oksidācijaun elektronu pievienošana - atjaunošana.

2. Jebkuras vielas oksidācija nevar notikt, vienlaicīgi atjaunojot citu vielu. Piemēram, ar magnija dedzināšanu skābekli vai gaisā, magnija oksidācija notiek un tajā pašā laikā - skābekļa samazināšana. Ar pilnu sadegšanu produkti tiek veidoti nespējīgi dedzināt (CO 2, H 2 O, HCl, uc), ar nepilnīgu - iegūtie produkti ir spējīgi dedzināt (CO, H 2 S, HCN, NH 3, aldehīdi un T .d.). Shēma: Alkohols - Aldehīda - skābe.

I. Degšana un lēna oksidācija

Degšana ir pirmā ķīmiskā reakcija, ar kuru persona tikās. Uguns ... Vai ir iespējams iepazīstināt mūsu eksistenci bez uguns? Viņš ieradās mūsu dzīvē, kļuva nedalāma no viņas. Bez uguns, cilvēks neizstrādā pārtiku, tēraudu, bez neiespējamu transporta satiksmi. Uguns kļuva par mūsu otru un sabiedroto, krāšņo gadījumu simbolu, labus sasniegumus, pēdējo atmiņu.

Glory memoriāls Syktyvkar

Liesma, uguns, kā viena no dedzināšanas reakcijas izpausmēm, piemīt pieminekļu pārdomas. Spilgts piemērs -glory memory Syktyvkar.

Reizi ik pēc četriem gadiem ir notikums pasaulē, kopā ar nodošanu "dzīves" uguns. Runājot par cieņu pret dibinātājiem, olimpiādes uguns tiek piegādāta no Grieķijas. Pēc tradīcijas viens no izcilajiem sportistiem piegādā šo degli galvenajā olimpiādes arēnā.

Faili ir salocīti, leģendas. Vecajās dienās cilvēki domāja, ka mazie ķirzakas dzīvo ugunsgrēka garos. Un tur bija tie, kas uzskatīja, ka uguns dievība un celta viņa godu tempļi. Simtiem gadu sadedzināja šajos tempļos, nevis izbalēšanas, lampas, kas veltītas uguns ugunsgrēkam. Uguns pielūgšana bija sekas nezināšanu ar cilvēkiem no sadegšanas procesā.

Olimpiskais ugunsgrēks

M.V. Lomonosovs teica: "Pētījums par ugunsgrēka raksturu un bez ķīmijas nav neiespējami."

Degšana - oksidācijas reakcija noplūde uz diezgan lielu ātrumu, kopā ar siltumu un gaismu.

Shematiski šo oksidācijas procesu var izteikt šādi:

Reakcijas noplūde ar siltuma izlaišanu tiek saukti eksotermisks (no grieķu. "Exo" - uz āru).

Burning ir intensīva oksidēšanās, ir ugunsgrēks dedzināšanas procesā, tāpēc šāda oksidācija notiek ļoti ātri.Ja Reakcijas ātrums būs diezgan liels? Var rasties sprādziens. Tāpēc tiek eksplodēti degošu vielu maisījumi ar gaisu vai skābekli. Diemžēl, ir gadījumi sprādzieniem gaisa maisījumu ar metānu, ūdeņradi, benzīna pāri, ēteris, milti un cukura putekļi, uc, kā rezultātā iznīcināšanu un pat cilvēku upuriem.

Par Grit parādību, dodieties:

• degvielas viela
• oksidizators (skābeklis)
• apkure Degvielas vielauz aizdedzes temperatūru

Katras vielas aizdegšanās temperatūra ir atšķirīga.

Kamēr ēteris var aizdegties no karstā stieples, lai aizdegtu uguni, jums ir nepieciešams tos apsildīt līdz vairākiem simtiem grādu. Vielu iekaisuma temperatūra ir atšķirīga. Sēra un koksnes uzliesmojoša temperatūrā aptuveni 270 ° C, ogles - apmēram 350 ° C, un balts fosfors ir aptuveni 40 ° C.

Tomēr nav oksidēšanās obligāti jāpievieno gaismas izskats.

Ir ievērojams skaits oksidācijas gadījumos, kurus mēs nevaram izsaukt dedzināšanas procesus, jo tie plūst tik lēni, ka tie paliek neredzami mūsu sajūtām. Tikai pēc noteiktu, bieži ļoti ilgu laiku mēs varam noķert oksidācijas produktus. Tātad, piemēram, tas ir gadījumā ar ļoti lēnu oksidāciju (rūsas) metālu

vai puves procesos.

Protams, siltums atšķiras lēna oksidēšanās laikā, bet šī izolācija procesa ilguma dēļ turpinās lēni. Tomēr daudzus gadus ātri sadedzinās koksnes gabals vai pakļauts lēnai gaisā, joprojām - abos gadījumos, tas pats siltuma daudzums ir atdalīts.

Lēna oksidācija - Tas ir skābekļa vielu lēnas mijiedarbības process ar lēnu siltuma jaudu (enerģiju).

Vielu mijiedarbība ar skābekli bez izcelt: rotācija kūtsmēslu, lapu, eļļas, oksidācijas metālu (dzelzs sprauslas ar ilgtermiņa lietošanu kļūst plānāks un mazāk), elpošana aerobās būtnes, t.e. elpošana skābekli, ir kopā ar atbrīvošanu siltuma, veidošanos oglekļa dioksīda un ūdens.

Mēs iepazīsimies ar sadegšanas procesu raksturlielumu un lēnu oksidāciju, kas norādīta tabulā.

Degšanas un lēnu oksidācijas procesu raksturojums

Reakcijas pazīmes	Process
	Degšana	Lēna oksidācija
Jaunu vielu izglītošana	Jā (oksīdi)	Jā (oksīdi)
Siltuma izvēle	Jā	Jā
Silts atlases līmenis	Liels	Mazs (iet lēni)
Gaismas izskats	Jā	Ne

Iebildums sip : Degšanas reakcijas un lēna oksidācija ir eksotermiskas reakcijas, kas atšķiras no šo procesu ātruma.

II. Ķīmiskās reakcijas termiskā iedarbība.

Katra viela apzinās noteiktu enerģijas daudzumu. Ar šo vielu īpašumu mēs jau saskaramies ar brokastīm, pusdienām vai vakariņām, jo \u200b\u200bpārtikas produkti ļauj mūsu ķermenim izmantot dažādus pārtikas savienojumus, kas ietverti pārtikā. Šajā organismā šī enerģija tiek pārveidota par kustību, darbs, iet, lai saglabātu konstanti (un diezgan augstu!) Ķermeņa temperatūru.

Jebkurai ķīmiskai reakcijai ir pievienota ekskrēcija vai enerģijas absorbcija. Visbiežāk enerģija tiek atbrīvota vai absorbēta siltuma veidā (retāk - gaismas vai mehāniskās enerģijas veidā). Šo siltumu var izmērīt. Mērījumu rezultāts ir izteikts kilodozhouls (kJ) par vienu lūgšanas reaģentu vai (retāk), lai lūgtu reakcijas produktu. Tiek saukta par siltuma daudzums vai absorbējošs ķīmiskās reakcijas laikā termiskā efekta reakcija (Q). Piemēram, ūdeņraža sadegšanas reakcijas termisko iedarbību skābekli var izteikt ar kādu no diviem vienādojumiem:

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

2 h 2 (g) + o 2 (g) \u003d 2 h 2 o (g) + q

Šo reakcijas vienādojumu sauctermokhemicals. Šeit simbols "+ Q." Tas nozīmē, ka tad, kad ir izcelta ūdeņraža dedzināšana. Šo siltumu sauc par termiskā efekta reakcija. Thermochemical vienādojumos kopējās valstis bieži norāda.

Reakcijas, kas plūst ar enerģiju, sauc par eksotermisku(no latīņu "exo" - uz āru). Piemēram, metāna dedzināšana:

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

Enerģijas absorbcijas reakcijas sauc par endotermisko(no latīņu "endo" - iekšpusē). Piemērs ir oglekļa oksīda (ii) co un ūdeņraža H 2 veidošanās no oglēm un ūdenim, kas notiek tikai tad, ja to silda.

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

Ķīmisko reakciju termiskās sekas ir nepieciešamas daudziem tehniskiem aprēķiniem.

Ķīmisko reakciju termiskās sekas ir nepieciešamas daudziem tehniskiem aprēķiniem. Iedomājieties sevi par jaudīgu raķešu dizainera minūti, kas spēj celt kosmosa kuģus un citas noderīgas slodzes orbītā (att.).

Fig. Visjaudīgākā Krievijas raķešu "enerģija" pasaulē pirms sākuma uz Baikonur Cosmodrome. Dzinēji Viens no tās soļiem darbojas uz sašķidrinātām gāzēm - ūdeņradi un skābekli.

Pieņemsim, ka jūs zināt darbu (KJ), kam būs jātērē laiks, lai nodrošinātu raķeti ar kravu no zemes uz orbītu, ir zināms arī strādāt, lai pārvarētu gaisa pretestību un citas enerģijas izmaksas lidojuma laikā. Kā aprēķināt nepieciešamo ūdeņraža un skābekļa piegādi, kas (sašķidrinātā stāvoklī) tiek izmantoti šajā raķetē kā degvielas un oksidējošā aģents?

Bez ūdens veidošanās reakcijas termiskās iedarbības palīdzību no ūdeņraža un skābekļa, ir grūti apgrūtināt. Galu galā, termiskā iedarbība ir tā, ka visvairāk enerģijas, kas būtu izņemt raķešu orbītā. In sadegšanas kamerās raķešu, šis siltums kļūst par kinētisko enerģiju šķeldoto gāzes molekulu (tvaika), kas sabojā no sprauslām un rada reaktīvu vilci.

Ķīmiskajā rūpniecībā ir nepieciešamas siltuma iedarbība, lai aprēķinātu siltuma daudzumu, lai uzsildītu reaktorus, kuros nāk endotermiskās reakcijas. Enerģētikas nozarē ar degvielas ieslēgšanas palīdzību tiek aprēķināta siltuma enerģijas ražošana.

Ārsti Dietologi izmanto pārtikas oksidācijas termiskās sekas organismā, lai apkopotu pareizo barības diētu ne tikai pacientiem, bet arī veseliem cilvēkiem - sportistiem, dažādu profesiju darbiniekiem. Pēc tradīcijas, nevis Jouve, bet citas enerģijas vienības - kalorijas (1 cal \u003d 4,1868 j). Enerģijas saturs pārtikas attiecas uz jebkuru pārtikas produktu masu: līdz 1 g, līdz 100 g vai pat standarta iepakojuma produkta. Piemēram, uz burku etiķetes ar kondensētu pienu, varat izlasīt šo uzrakstu: "Kaloriju saturs 320 kcal / 100 g".

№2. Puzzle "neatkārtojas burti".

Lai atrisinātu šo puzzle rūpīgi pārskatīt katru līniju. Izvēlieties no tiem nekad atkārtojas burti. Ja jūs to darāt pareizi, jūs varat izveidot sakāmvārdu par ugunsgrēka apstrādes noteikumiem.

Turklāt:

Tēma 3. Ķīmiskie pamati dedzināšana.

3.1. Sadegšanas reakciju ķīmija.

Kā jūs jau sapratis, sadegšana ir ātrs rūtains reakcija, kam pievienots siltuma izlaišana un spīdums (šķidrums). Parasti tas ir eksotermiska oksidatīva reakcija uz kakla vielas kombināciju ar oksidējošu vielu - gaisa skābekli.

Degošas vielas Var būt gāzes un šķidrumi, un stabili te-la. Tas ir H 2, CO, sēra, fosfora, metāli, ar m h n (ogļūdeņraži gāzu, šķidrumu un cietvielu veidā, I.E. organiskās vielas. Piemēram, dabasgāzes, eļļa, ogles). Principā visas vielas, kas spēj oksidēties, var būt uzliesmojošs.

Oksidēži Pasniedz: skābeklis, ozons, halogēna (F, Cl, BR, J), slāpekļa oksīds (Nr. 2), amonija nitrāts (NH 4 Nē 3) un citi metāli var būt arī CO 2, H 2 O, N 2.

Dažos gadījumos sadegšana notiek reakcijā, sadalot endotermiskos procesos iegūtās vielas. Piemēram, bojājot acetilēnu:

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

Eksotermisks Reakcijas ir reakcijas, kas iet ar siltuma izlaišanu.

Endotermisks Reakcijas ir reakcijas, kas iet ar siltuma absorbciju.

Piemēram:

2n 2 + o 2 \u003d 2N 2 O + Q - eksotermiska reakcija,

2N 2 O + Q \u003d 2N 2 + O 2 - endotermiskā reakcija,

kur: q ir termiskā enerģija.

Tādējādi endotermiskās reakcijas var plūst tikai ar ārējo siltumenerģiju, t.i. Sakārtoti.

Ķīmiskajās reakcijās saskaņā ar likumu par vielu uzturēšanas likumu reakcijai, vienāda vielu svars, kas veidojas pēc reakcijas. Kad ķīmiskie vienādojumi ir izlīdzināti stehiometrisks Kompozīcijas.

Piemēram, reakcijā

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

mums ir 1 mole ch 4 + 2 praying o 2 \u003d 1 mol co 2 + 2 lūgšana h 2 O.

Molu skaitu vielu formulu priekšā sauc par stehiometrijas koeficientiem.

Ņemot vērā jēdzienu "molārā tilpums", "molārā koncentrācija", "daļēja spiediena", mēs iegūstam, ka 1 mols 4 ar 2 jūdzēm O 2 vai 1/3 \u003d 33,3% 2 vai 1/3 \u003d 33,3% ch 4 un 2/3 molu jaukt. 3 \u003d 66,7% o 2. Šo sastāvu sauc par Stoichiometric.

Ja mēs apsveram dedzināšanu Ch 4 gaisā, t.i. Maisījumā 21% o 2 + 79% n 2 vai 2 + 79 / 21N 2 vai 2 + 3.76N 2, reakcija tiks ierakstīta šādi:

CH 4 + 2O 2 + 2 × 3.76N 2 \u003d CO 2 + 2N 2 O + 2 × 3.76N 2.

1 mols ch 4 +2 mols o 2 +7.52 mole n 2 \u003d 10.52 Lūgšanas maisījums O 2, N 2 un CH 4.

Tad maisījuma stehiometriskais sastāvs būs:

(1/1052) * 100% \u003d 9,5% ch 4; (2 / 10,52) * 100% \u003d 19,0% o 2;

(7.52 / 10,52) * 100% \u003d 71,5% n 2.

Tātad, vistuvākajā maisījumā, nevis 100% (CH 4 + O 2) reakcijā ar skābekli būs 24% (CH 4 + O 2) reakcijā ar gaisu, ti. Siltums ir ievērojami uzsvērts.

Tas pats attēls varēs sajaukt patvaļīgus, ne-stehiometriskus kompozīcijas.

Piemēram, reakcijā 2CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2N 2 O + CH 4 1 mols ch 4 nereaģē.

Reakcijā CH 4 + 4O 2 \u003d CO 2 + 2N 2 O + 2O 2 2 Lūgšana 2 nepiedalās reakcijā, bet spēlē balasta lomu, pieprasot sava veida siltumu apkurei.

Tādējādi, ja mēs salīdzinām, reakcijas metāna dedzināšana skābekli un gaisā vai pārmērīgi CH 4 un O 2, ir skaidrs, ka siltuma daudzums, kas izlaists pirmajā reakcijā būs lielāks nekā atpūtā, kā tajos:

Mazāk koncentrācijas reakcijas vielu kopējā maisījumā;

Mēs piedalīsimies siltumu, lai apsildītu balastu: slāpekli, skābekli vai metānu.

Ļaujiet mums uzdot jautājumus:

Kāda enerģija var izcelties, kad reakcijas?

Siltuma daudzums ir atkarīgs no, i.e. Termisko efektu

Cik daudz jums ir nepieciešams pievienot siltumenerģiju plūsmai

endotermālā reakcija?

Šim nolūkam ir ieviesta siltuma saturošas vielas jēdziens.

3.2. Satur vielas.

Kur siltums bija metāna dedzināšanas reakcija? Tātad tas bija paslēpts Ch 4 un O 2 molekulās, un tagad viņš tika atbrīvots.

Ļaujiet mums sniegt piemēru vienkāršāku reakciju:

2N 2 + O 2 \u003d 2N 2 O + Q

Tāpēc ūdeņraža stehiometriskā maisījuma enerģijas līmenis ar skābekli bija augstāks nekā H 2 O un "pārpalikuma" enerģijas produkts, kas ir brīva no vielas.

Ar ūdens elektrolīzes reakciju, t.i. No ūdens sadalīšanās ar elektroenerģijas palīdzību, ir atomu pārdalīšana mola-cooles ūdens ar ūdeņraža un skābekļa veidošanos. Šādā gadījumā siltuma paaudze H 2 un 2 pieaug.

Tādējādi katra viela tās veidošanā saņem vai sniedz noteiktu enerģiju, un tiek saukts par siltumenerģijas mērījumu, ko uzkrājis lieta tās veidošanā, tiek saukts par to siltuma saturošs vai entalppy.

Atšķirībā no ķīmijas vielas ķīmiskajā termodinamikā viela nav apzīmēta ar simbolu Q, bet DN simbols ar zīmi (+), ja siltumu absorbē ķīmiskais savienojums, un ar Zīme (-), ja siltums tiek izlaists reakcijas laikā, tas ir, "atstāj" no sistēmām.

Standarta siltums veidošanās 1 Lūgšanas viela ar spiedienu 101,3 kPa un temperatūra ir 298, ir apzīmēta.

Atsauces grāmatās ir siltums savienojumu veidošanos no pro-stabilām vielām.

Piemēram:

No 2 \u003d - 393,5 kJ / mol

N 2 o gaz \u003d - 241.8 kJ / mol

Bet vielās, kas veidojas ar endotermiskiem procesiem, piemēram, acetilēns C 2 H 2 \u003d +226,8 kJ / mol, kad ūdeņraža tipa atomu veido reakcijas h 2 \u003d H + + n + \u003d + 217,9 kJ / mol.

Tīrām vielām, kas sastāv no viena ķīmiskā elementa ūsas formā (H 2, O 2, C, NA, uc), DN ir nosacīti pieņemts vienāds ar nulli.

Tomēr, ja mēs apspriežam vielu makroskopiskās īpašības, tad mēs piešķiram vairākus enerģijas veidus: kinētisko, potenciālu, ķīmisko, kaprīzu, elektrisko, termisko, kodolenerģiju un mehānisko darbu. Un, ja mēs uzskatām jautājumu molekulārā līmenī, šīs enerģijas veidus var izskaidrot, pamatojoties tikai uz diviem kinētiskās enerģijas veidiem kustības un potenciālo atpūtas atomu un molekulu enerģiju.

Ar ķīmiskām reakcijām tiek mainītas tikai molekulas. Atomi paliek nemainīgi. Molekulu enerģija - Tā ir saistošā enerģija atomu, ieslodzītais molekulā. To nosaka atomu piesaisti viens otram. Turklāt ir potenciāla molekulu piesaistes enerģija viens otram. Gāzēs tas ir mazs, šķidrumos vairāk un vēl vairāk cietās daļās.

Katram atomam ir enerģija, kuras daļa ir saistīta ar elektroniem un daļu ar kodolu. Elektroniem ir kinētiskā enerģija rotācijas lokā kodola un potenciālo elektroenerģiju pievilcību viens otram un atbaidīšanas viens no otra.

Šo molekulāro enerģijas formu summa ir molekulas siltuma paaudze.

Ja siltuma paaudze ir 6,02 × 10 23 vielas molekulas, tad mēs saņemsim šīs vielas molārā siltuma paaudzi.

Kāpēc vienvirziena vielu (viena elementa molekulas) ir pārņemts virs nulles, var izskaidrot šādi.

Ķīmiskā elementa DN, tas ir, tās veidošanās enerģija ir saistīta ar iekšējiem pētījumiem. Kodolenerģija ir saistīta ar iekšējo daļiņu mijiedarbības spēkiem un viena ķīmiskā elementa pārveidošanu citā kodolreakcijās. Piemēram, urāna sabrukšanas reakcija:

vai vieglāk: U + N®BA + KR + 3N.

kur: n. ’ O. - neitronu daļiņu ar svaru 1 un nulles maksu.

Urāns uztver neitronu, kā rezultātā tas ir sadalīts (sadalīšanās) divos jaunos elementos - bārijs un kriptons - ar 3 x neitronu veidošanos un atšķirt kodolenerģiju.

Būtu teikt, ka lielas enerģijas izmaiņas ir saistītas ar kodolreakcijām nekā ar ķīmiskām reakcijām. Tādējādi urāna sabrukšanas enerģija ir 4,5 × 10 9 kcal / mol × urāns. Tas ir 10 miljoni reižu lielāks nekā tad, ja viena lūdza ogles.

Ķīmiskajās reakcijās atomi nemainās, bet molekulas tiek mainītas. Tāpēc nav ņemta vērā atomu veidošanās ar ķīmiķiem, un vienpusējo gāzu molekulu un tīro vielu atomu dn tiek ņemti vienādi ar nulli.

Samazināta urāna sabrukšanas reakcija ir klasisks ķēdes reakcijas piemērs. Burning reakcijas ķēdes mehānisma teorija vēlāk izskatīsim vēlāk. Bet kur Neitron nāk no un kas padara to reaģēt ar urānu - tas ir saistīts ar tā saukto aktivizēšanas enerģiju, kas ras-meklē nedaudz vēlāk.

3.3. Reakcijas termiskā iedarbība.

Fakts, ka katrā atsevišķā vielā ir noslēgts zināms enerģijas daudzums, kalpo kā ķīmisko reakciju termiskās sekas.

Saskaņā ar GSC likumu: ķīmiskās reakcijas termiskā iedarbība ir atkarīga tikai no sākotnējo un galīgo produktu rakstura un nav atkarīgs no pārejas reakciju no vienas valsts uz citu.

Korolkars 1. Šis likums: ķīmiskās reakcijas siltuma iedarbība ir vienāda ar starpību starp gala produktu veidošanas siltuma summu un avota vielu veidošanās siltuma summu, ņemot vērā veidlapas koeficientus - šīs vielas reakcijas vienādojumā.

Piemēram, reakcijā 2N 2 + o 2 \u003d 2n 2 o ± dn.

; ; .

Tā rezultātā vispārējais reakcijas vienādojums izskatīsies šādi:

2N 2 + O 2 \u003d 2N 2 O - 582 KJ / MOL.

Un, ja DN ir pazīstams (-), tad reakcija ir eksotermiska.

CORLLARY 2.. Saskaņā ar Lavoisier-Laplasa likumu ķīmiskā savienojuma sadalīšanās termiskā iedarbība ir vienāda un pretēja tās veidošanās termiskā iedarbībai.

Tad ūdens sadalīšanās reakcija būs:

2N 2 O \u003d 2N 2 + O 2 +582 kJ / mol, ti. Šī reakcija ir endotermiska.

Piemērs sarežģītākai reakcijai:

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

Tad reakcija tiks ierakstīta šādi:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2N 2 O - 742.3 kJ / mol, tad reakcija ir eksotermiska-skye.

3.4. Gāzes reakciju kinētiskie pamati.

Saskaņā ar aktīvo masu likumu reakcijas ātrums pastāvīgā temperatūrā ir proporcionāla vielu reakcijas koncentrācijai vai kā Govo-Rip, "Aktīvās masas".

Ķīmiskā reakcijas ātrums ( υ ) Ir ierasts apsvērt to lietu skaitu, kas reaģē uz laika vienību ( d.t.) uz vienības tilpumu ( dv).

Apsveriet reakciju, kas izplūst caur vienādojumu:

A + b \u003d c + D.

Tā kā reakcijas ātrums raksturo reaģēšanas vielu koncentrācijas laika samazināšanos un reakcijas produktu koncentrācijas palielināšanos, varat rakstīt:

, (3.1)

ja atvasināto finanšu instrumentu mīnusi ir norādīti par sastāvdaļu koncentrācijas virzienu, un komponentu koncentrācijas ir norādītas kvadrātiekavās.

Tad tieša neatgriezeniska reakcija T \u003d const plūsmas ar sprotu:

, (3.2)

kur: k. - Ķīmiskā reakcijas ātruma konstante. Tas nav atkarīgs no sastāvdaļu koncentrācijas, bet tikai ar temperatūru.

Saskaņā ar reakcijas sastāvdaļu pašreizējās masas koncentrācijas likumu kinētiskajam vienādojumam līdz grādam ir vienāds ar šā komponenta stehiometrisko koeficientu.

Tātad, reakcijai

aa + bb \u003d cc + dd

Kinētiskais vienādojums ir:

A, B, C, D grādu rādītāji tiek saukti par A, B, C, D komponentu reakcijas pasūtījumiem un rādītāju apjomu - vispārējo reakcijas secību.

Piemēram, tipa reakcijas

® bb + cc - i pasūtīt

2a \u003d bb + cc - II pasūtījums,

A + b \u003d cc + dd - III pasūtījums.

Tā kā visu reakcijas komponentu koncentrācija ir saistīta ar stehiometriskiem vienādojumiem, vienkāršākie Kinētiskie vienādojumi I kārtībā ir diferenciālo vienādojumu i kārtas ar vienu neatkarīgu mainīgo - koncentrāciju - un var būt integrid-rovany.

Vienkāršākais kinētiskais vienādojums ir I tipa vienādojums I

par kuru . (3.4)

Apzīmē ar sastāvdaļas A daļas koncentrāciju pirms reakcijas un injicējot vienādojumu zem robežu nosacījums t \u003d 0, [a] \u003d [0], mēs iegūstam:

Vai [a] \u003d × e - kt. (3.5.)

Tādējādi vielu koncentrācijas reakcijas līmeņa atkarība ir eksponenciāla.

Gāzes kinētiskā enerģija to izskaidro. Saskaņā ar Hipotēzi par Arrhenius, reakcija starp molekulām iet tikai tad, ja tie ir aktīvi, ti. ir pārmērīga enerģija, kas ir pietiekama, lai izjauktu interatomiskās obligācijas, tā saukto aktivizēšanas enerģiju E A.

Tiem. Ķīmiskā reakcijas ātrums nav atkarīgs no visu molekulu sadursmju skaita, bet tikai aktivizēts.

Saskaņā ar Boltzmann likumu, aktīvo molekulu skaits

n a \u003d n o * e - E / rt, (3.6)

kur: e ir aktivizēšanas enerģija,

T - gāzes maisījuma temperatūra, \\ t

n o ir kopējais molekulu skaits.

Tad efektīvu sadursmju skaits sakrīt ar reakcijas ātrumu, ir:

υ P \u003d Z EZF \u003d Z 0 * E - E / RT, (3.7)

kur: Z 0 ir kopējais molekulu sadursmju skaits.

1) reakcijas ātrums ir proporcionāls aktīvās mola dzesētāja koncentrācijai, kuru skaits ir atkarīgs no temperatūras un spiediena maisījumā, jo spiediens un molekulu skaits, kas radušies no jebkuras virsmas;

2) Reakcija ir iespējama tikai tad, ja mijiedarbojošie moli saņem noteiktu enerģijas krājumu, kas ir pietiekams, lai izjauktu vai vājinātu interatomiskās obligācijas. Aktivizācija ir molekulu pāreja uz šādu valsti, kurā ir iespējams ķīmiskā transformācija.

Visbiežāk aktivizēšanas process ir balstīts uz starpposma nestabilu, bet ļoti aktīvo atomu savienojumu veidošanos.

Tādējādi ne tikai endotermisko procesu plūsmai ir nepieciešama ārējā enerģijas piegāde, bet arī eksotermisks. Lai veiktu eksotermisku reakciju, ir nepieciešams pastāstīt viņai sava veida siltumenerģijas impulsu. Piemēram, lai bloķētu degšanas reakciju ūdeņraža maisījumā ar ķēdi, tas ir nepieciešams, lai to aizdegtu.

Minimālo siltumenerģijas daudzumu, kas nepieciešama ķīmiskās reakcijas "palaišanas", ko sauc par aktivizēšanas enerģiju.

3.5. Reakcijas aktivizēšanas enerģija.

Lai izskaidrotu šo parādību, bieži izmanto šādu piemēru (9. att.):

Spēļu laukums atrodas bumbu. Vietne atrodas slaida priekšā. Tāpēc bumba varēja braukt ar sevi, ja tas nebūtu slaids. Bet spontānai nolaišanās, tas būtu pacelts uz augšu slaida. Tajā pašā laikā ne tikai pacelšanas enerģija ir brīva, bet arī nolaišanās enerģija ir uz leju.

Fig. 9. Reakcijas aktivizēšanas shēma.

Apsveriet divas reakcijas:

1) H 2 + O 2 \u003d H 2

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

Kā redzams no attēla, E 2 \u003d + E 1;

Kopumā ar jebkuru reakciju

.

Un par starpību E 1 un E 2, kas vienmēr ir pozitīvas, tehnoloģiju efekta zīme ir atkarīga no tā.

Tādējādi aktivizēšanas enerģija ir enerģija, kas nepieciešama reaktīvo vielu iepriekšējai rotēšanai aktīvā kompleksa stāvoklī (interatomisko obligāciju plaisa, molekulu konverģence, enerģijas uzkrāšana molekulā ...).

Aktīvo molekulu (E -E / RT) īpatsvars palielinās ar gāzu pieaugumu, kas nozīmē eksponenciālās atkarības reakcijas līmeni. Šo atkarību var ilustrēt šādi:

Fig. 10. Reakcijas reakcijas līmeņa atkarība no temperatūras: 1 ir 1. reakcijas ātrums, 2 ir 2. reakcijas ātrums.

Kā redzams no 10. attēla, pirmā reakcijas ātrums ir mazāks par otrās reakcijas ātrumu, un 1. reakcijas aktivizēšanas enerģija ir lielāka par otro. Un tajā pašā temperatūrā t 2 υ 2 > υ 1 . Jo lielāka aktivizēšanas enerģija, jo augstāka ir temperatūra, kas nepieciešama šīs reakcijas ātruma sasniegšanai.

Iemesls tam ir tas, ka tad, kad e ir lielāks, tad esošās intergatāzes obligācijas reaģēšanas komponentu molekulās ir spēcīgākas, un vairāk enerģijas, lai pārvarētu šos spēkus. Šādā gadījumā aktīvo molekulu īpatsvars ir mazāks par.

Tas liecina, ka aktivizēšanas enerģijas daudzums ir vissvarīgākais ķīmiskā procesa pazīme. Tas nosaka enerģijas barjeras augstumu, kuras pārvarēšana ir stāvoklis, kas plūst reakciju. No otras puses, tas raksturo reakcijas ātrumu temperatūrā, t.i. Jo augstāka aktivizēšanas enerģija, jo augstāka temperatūra, lai sasniegtu konkrētu reakciju.

3.6. Katalīze.

Papildus temperatūras paaugstināšanai un vielu koncentrācijai, ķīmiskā reakcija tiek izmantota paātrināšanai katalizatori. Vielas, kas tiek ieviestas reakcijas maisījumā, bet netiek iztērēti reakcijā, bet paātrina to, samazinot aktivizēšanas enerģiju.

Reakcijas ātruma palielināšanas process ar katalizatoriem ir kails - katalīze.

Katalizatori ir iesaistīti starpposma reakcijās, lai izveidotu ac-pētīta kompleksu sakarā ar vājināšanos obligāciju avota vielu molekulās, to sadalīšanās, adsorbcijas molekulu uz katalizatora virsmas vai katalizatora aktīvo daļiņu ievadi.

Katalizatora dalības raksturu var ilustrēt ar šādu shēmu: \\ t

Reakcija bez katalizatora: a + b \u003d ab.

Ar katalizatoru X: A + X \u003d AH ® AH + B \u003d AV + H.

Mēs sniedzam attēlu, piemēram, attēlā. deviņi.

Fig. 11. Katas-licker darbības shēma: E b.kat un E ar kaķi- reakcijas enerģijas aktivizēšana bez Ka-altāra un ar katalizatoru attiecīgi.

Ievadot katalizatoru (11. att.), Reakcija var pārsniegt citā veidā ar mazāku enerģijas barjeru. Šis ceļš atbilst jaunam reakcijas mehānismam, veidojot citu aktivēto kompleksu. Un jauns zemāks enerģijas barjera var pārvarēt lielāku skaitu daļiņu, kas noved pie reakcijas līmeņa pieauguma.

Jāatzīmē, ka reversās reakcijas aktivizēšanas enerģija pazemina tādu pašu vērtību kā tiešās reakcijas aktivizēšanas enerģiju, t.i. Abas reakcijas tiek paātrinātas tās pašas, un katalizatori neuzsāk reakciju, viņi tikai paātrinās reakciju, kas var rasties to prombūtnē, bet daudz lēnāk.

Starpposma reakcijas produkti var būt katalizatori, tad šo reakciju sauc par autocatalītu. Tātad, ja parasto pārstrādes ātrums samazinās, jo tiek iztērēti reakcijas vielas, sadegšanas reakcija autocatalīzes dēļ ir pašcieņa un ir autocatalīts.

Visbiežāk cietās lietas tiek izmantotas kā katalizatori, kas adsorbē reaģentu molekulas. Adsorbcijas laikā sakarus, reaģējot molekulas vājināt, un tādējādi atvieglo reakciju starp tām.

Kas ir adsorbcija?

3.7. Adsorbcija.

Adsorbcija - Virsmas absorbcija jebkuras vielas no ga-zoo formas vai šķīduma ar virsmas slāni citas vielas - šķidrums vai ciets.

Piemēram, toksisku gāzu adsorbcija uz aktīvās ogles virsmas, ko izmanto gāzes maskās.

Ir fiziska un ķīmiska adsorbcija.

Priekš fizisks Adsorbcija notverti daļiņas saglabā savas īpašības, un kad Ķīmija - tiek veidoti adsorbātu ķīmiskie savienojumi.

Adsorbcijas procesu papildina siltuma izlaišana. Fiziskajā adsorbcijā tas ir nenozīmīgs (1-5 kcal / mol), ķīmiski - ievērojami vairāk (10-100 kcal / mol). Tādējādi ķīmiskās reakcijas katalīzes laikā var paātrināties.

Dedzināšanas un sprādziena procesiem jūs varat iesniegt šādus piemērus:

1. Maisījuma pašaizdegšanās temperatūras temperatūra H 2 + O 2 ir 500 0 C. Pallādija katalizatora klātbūtnē tas samazinās līdz 100 0 C.

2. Pašnodarbinošo ogļu procesi sākas ar skābekļa ķīmisko adsorbciju uz ogļu daļiņu virsmas.

3. Strādājot ar tīru skābekli uz apģērba, skābekļa (fiziskā adsorbcija) ir labi adsorbēta. Un dzirksteles vai liesmas apģērbu klātbūtnē viegli mirgo.

4. Skābeklis ir labi adsorbēts un absorbē tehniskās masas, lai izveidotu sprādzienbīstamu maisījumu. Maisījums eksplodē spontāni, bez aizdegšanās avota (ķīmiskā absorbcija).