Autonomie siltuma avoti (individuālās apkures ierīces). (pārskats)

1. piemērs. Cik reizes jāpalielina ūdeņraža koncentrācija sistēmā?

N 2  3H 2  2 NH 3

lai reakcijas ātrums palielinātos 100 reizes?

Risinājums. Dotās reakcijas ātruma izteikšana

v = k 3 .

Sākotnējā laika momentā

v 0 = k 0 0 3 .

Pieņemsim, ka ūdeņraža koncentrācijas pieaugums ir x,

v 1 = k 0 [xH 2 ] 3 = x 3 k 0 0 3 = x 3 v 0 = 100v 0,

un tad ūdeņraža koncentrācijas pieaugumam vajadzētu būt

2. piemērs. Kā mainīsies tiešās reakcijas ātrums, ja spiediens sistēmā tiks palielināts trīs reizes?

N 2  3H 2  2 NH 3

Risinājums. Trīskāršs spiediena pieaugums ir līdzvērtīgs trīskāršam tilpuma samazinājumam un attiecīgi trīskāršam visu vielu koncentrācijas palielinājumam.

Reakcijas ātrums sākotnējā laika momentā:

v 0 = k 0 0 3;

pēc spiediena palielināšanas

v 1 = k 3 = 3 3 3 k 0 0 3 = 81v 0 ,

i., tiešās reakcijas ātrums palielināsies par 81 reizi.

3. piemērs. Temperatūras paaugstināšana no 50 0 C līdz 70 0 C izraisa reakcijas ātruma palielināšanos 9 reizes. Atrodiet reakcijas temperatūras koeficientu.

Risinājums. Izteiksim reakcijas temperatūras koeficientu no Van Hofa vienādojuma:

γ (t 1-t 2)/10 = v 2 / v 1,

un saņemam

γ (70-50)/10 = 9, γ 2 = 9, γ = 3.

4. piemērs. Aprēķiniet ķīmiskās vielas aktivācijas enerģiju un ātruma konstanti

kāda veida reakcija

CO + H 2 O  H 2 + CO 2

303 K (T 3) temperatūrā, ja reakcijas ātruma konstantes pie 288 K (T 1) un 313 K (T 2) attiecīgi ir 3,1 10 -4 un 8,15 10 -3 mol/l.

Risinājums. No Arrēnija vienādojuma izriet

Еа = 2,3RT 1 T 2 log(k 2 /k 1)/(T 2 T 1).

Aizvietojot iegūtās vērtības, mēs iegūstam:

Ea = 2,3 8,31 288 313 log(8,15. 10 -3 /3,1 10 -4)/(313288) = 97848 J/mol.

Reakcijas ātruma konstanti pie 303 K var atrast no attiecības

log(k 3 /k 1) = Ea(T 3 -T 1)/(2,3RT 3 T 1) vai log(k 2 /k 3) = Ea(T 2 -T 3)/(2,3 RT 2 T 3 ).

Aizvietojot pieejamās vērtības jebkurā no šīm formulām, mēs iegūstam:

k 3 = 2,34 10 -3 l mol -1 min -1.

5. piemērs. 10 0 C temperatūrā reakcija beidzas pēc 120 sekundēm, bet 30 0 C - pēc 30 sekundēm. Atrodiet aktivizācijas enerģiju.

Risinājums. Ir skaidrs, ka k (30) /k (10) =  (10) / (30), un pēc tam, aizstājot vērtības formulā Ea = 2.3RT 1 T 2 log(k 2 /k 1) /(T 2 T 1), mēs iegūstam:

Еа = 2,3 8,31(273+10)(273+30)log(120/30)/(3010) = 49336 J/mol

vai 49,3 kJ/mol.

6. piemērs. Etilētiķskābes pārziepjošanas konstante ar nātrija hidroksīdu 100C temperatūrā ir 2,38 l/mol. min. Nosakiet laiku, kas nepieciešams 90 etilacetāta pārziepjošanai, ja šajā temperatūrā sajaucat 1 litru 0,05 molāru ētera šķīduma ar 1 litru 0,05 molāru NaOH šķīduma.

Risinājums. Reakcija

CH 3 COOC 2 H 5 + NaOH = CH 3 COONa + C 2 H 5 OH

ir otrās kārtas reakcija; ētera un sārmu koncentrācijas ir vienādas, un jūs varat izmantot vienādojumu:

k = x/( a(ax)),

 = x/(k a(ax)).

Ņemot vērā šķīdumu savstarpējo atšķaidīšanu divas reizes un etiķskābes etilētera konversiju par 90, iegūstam:

a = 0,05/2 = 0,025 mol/l; x = 0,05 0,9/2 = 0,0225 mol/l.

Tad reakcijas laiks būs

 = 0,0225/((2,38 0,025(0,0250,225)) = 151,2 min.

2. Ķīmiskais līdzsvars

2.1. Atgriezeniskas un neatgriezeniskas reakcijas

Viens no svarīgākās īpašībasķīmiskā reakcija ir transformācijas dziļums (pakāpe), kas parāda, cik daudz izejvielu pārvēršas reakcijas produktos. Jo lielāks tas ir, jo ekonomiskāk procesu var veikt. Transformācijas dziļums, cita starpā, ir atkarīgs no reakcijas atgriezeniskuma.

Atgriezenisks reakcijas , atšķirībā no neatgriezeniski, neturpiniet līdz galam: neviena no reaģējošajām vielām netiek pilnībā patērēta. Tajā pašā laikā reakcijas produkti mijiedarbojas ar izejvielu veidošanos.

Apskatīsim piemērus:

1) vienādos daudzumos gāzveida joda un ūdeņraža ievada slēgtā traukā noteiktā temperatūrā. Ja notiek šo vielu molekulu sadursmes ar nepieciešamo orientāciju un pietiekamu enerģiju, tad ķīmiskās saites var pārkārtoties, veidojoties starpposma savienojumam (aktivētais komplekss, sk. 1.3.1. nodaļu). Turpmāka saišu pārkārtošana var izraisīt starpprodukta savienojuma sadalīšanos divās ūdeņraža jodīda molekulās. Reakcijas vienādojums:

H 2  I 2  2HI

Bet ūdeņraža jodīda molekulas arī nejauši saduras ar ūdeņraža molekulām, joda molekulām un viena ar otru. Kad HI molekulas saduras, nekas neaizkavēs starpprodukta savienojuma veidošanos, kas pēc tam var sadalīties jodā un ūdeņradi. Šo procesu izsaka ar vienādojumu:

2HI  H 2 + I 2

Tādējādi šajā sistēmā vienlaikus notiks divas reakcijas - jodūdeņraža veidošanās un tā sadalīšanās. Tos var izteikt ar vienu vispārīgu vienādojumu

H 2 + I 2  2HI

Procesa atgriezeniskums parāda zīmi .

Reakciju, kas šajā gadījumā ir vērsta uz ūdeņraža jodīda veidošanos, sauc par tiešu, bet pretējo - par apgriezto.

2) ja sajauciet divus molus sēra dioksīda ar vienu molu skābekļa, izveidojiet sistēmā apstākļus, kas ir labvēlīgi reakcijas norisei, un pēc noteikta laika veiciet analīzi gāzes maisījums, tad rezultāti parādīs, ka sistēmā būs gan SO 3 - reakcijas produkts, gan izejvielas - SO 2 un O 2. Ja tādos pašos apstākļos kā izejvielu ievieto sēra oksīdu (+6), tad tiks konstatēts, ka daļa no tā sadalīsies skābeklī un sēra oksīdā (+4), un galīgā attiecība starp visu daudzumu. trīs vielas būs tādas pašas kā gadījumā, ja tās sākās no sēra dioksīda un skābekļa maisījuma.

Tādējādi sēra dioksīda mijiedarbība ar skābekli ir arī viens no atgriezeniskas piemēriem ķīmiskā reakcija un tiek izteikts ar vienādojumu

2SO 2 + O 2  2SO 3

3) dzelzs mijiedarbība ar sālsskābe notiek saskaņā ar vienādojumu:

Fe + 2HCL  FeCL 2 + H 2

Ja ir pietiekami daudz sālsskābes, reakcija beigsies, kad

viss dzelzs būs izlietots. Turklāt, ja jūs mēģināt veikt šo reakciju pretējā virzienā - izlaižot ūdeņradi caur dzelzs hlorīda šķīdumu, tad metāliskais dzelzs un sālsskābe nedarbosies - šī reakcija nevar notikt pretējā virzienā. Tādējādi dzelzs mijiedarbība ar sālsskābi ir neatgriezeniska reakcija.

Tomēr jāpatur prātā, ka teorētiski jebkuru neatgriezenisku procesu var attēlot kā tādu, kas konkrētos apstākļos notiek atgriezeniski, t.i. Principā visas reakcijas var uzskatīt par atgriezeniskām. Bet ļoti bieži viena no reakcijām nepārprotami dominē. Tas notiek gadījumos, kad no reakcijas sfēras tiek izņemti mijiedarbības produkti: veidojas nogulsnes, izdalās gāze, un jonu apmaiņas reakcijās veidojas praktiski nedisociējoši produkti; vai kad izteikta izejvielu pārpalikuma dēļ pretējais process praktiski tiek nomākts. Tādējādi dabiska vai mākslīga reversās reakcijas iespējas izslēgšana ļauj procesu pabeigt gandrīz līdz beigām.

Šādu reakciju piemēri ir nātrija hlorīda mijiedarbība ar sudraba nitrātu šķīdumā

NaCL + AgNO 3  AgCl + NaNO 3,

vara bromīds ar amonjaku

CuBr 2 + 4NH 3  Br 2,

sālsskābes neitralizācija ar nātrija hidroksīda šķīdumu

HCl + NaOH  NaCl + H 2 O.

Tie visi ir tikai piemēri praktiski neatgriezeniski procesi, jo sudraba hlorīds ir nedaudz šķīstošs, un kompleksais katjons 2+ nav absolūti stabils, un ūdens disociējas, kaut arī ārkārtīgi nenozīmīgā mērā.

Ķīmiskie elementi, kas veido dzīvo un nedzīvā daba, atrodas pastāvīga kustība, jo vielas, kas sastāv no šiem elementiem, nepārtraukti mainās.

Ķīmiskās reakcijas (no latīņu valodas reakcija - opozīcija, pretestība) ir vielu reakcija uz citu vielu un fizikālo faktoru (temperatūra, spiediens, starojums utt.) ietekmi.

Tomēr šī definīcija atbilst arī fiziskas izmaiņas kas notiek ar vielām - vārīšanās, kušana, kondensācija utt. Tāpēc jāprecizē, ka ķīmiskās reakcijas ir procesi, kuru rezultātā veco ķīmiskās saites un rodas jaunas, un rezultātā no sākotnējām vielām veidojas jaunas vielas.

Ķīmiskās reakcijas nepārtraukti notiek gan mūsu ķermenī, gan apkārtējā pasaulē. Neskaitāmas reakcijas parasti tiek klasificētas pēc dažādiem kritērijiem. Atcerēsimies no 8. klases kursa jums jau pazīstamās zīmes. Lai to izdarītu, pievērsīsimies laboratorijas eksperimentam.

Laboratorijas eksperiments Nr.3
Dzelzs aizstāšana ar varu vara (II) sulfāta šķīdumā

Mēs esam nonākuši pie ļoti svarīga jēdziena ķīmijā - "ķīmiskās reakcijas ātrums". Ir zināms, ka dažas ķīmiskās reakcijas notiek ļoti ātri, citas - ievērojamā laika posmā. Ja nātrija hlorīda šķīdumam pievieno sudraba nitrāta šķīdumu, gandrīz acumirklī izgulsnējas baltas sierveidīgas nogulsnes:

AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl↓.

Reakcijas notiek ar milzīgu ātrumu, ko pavada sprādziens (11., 1. att.). Gluži pretēji, akmens alās stalaktīti un stalagmīti aug lēni (11., 2. att.), tērauda izstrādājumi korodē (rūsē) (11., 3. att.) un tiek iznīcināti, pakļaujoties skābais lietus pilis un statujas (11., 4. att.).

Rīsi. 11.
Ķīmiskās reakcijas, kas notiek ar milzīgu ātrumu (1) un ļoti lēni (2-4)

Savukārt ar koncentrāciju saprot vielas daudzuma (kā zināms, to mēra molos) attiecību pret tās aizņemto tilpumu (litros). No šejienes nav grūti iegūt ķīmiskās reakcijas ātruma mērvienību - 1 mol/(l s).

Īpaša ķīmijas nozare pēta ķīmisko reakciju ātrumu, ko sauc par ķīmisko kinētiku.

Zinot tās likumus, jūs varat kontrolēt ķīmisko reakciju, liekot tai noritēt ātrāk vai lēnāk.

Kādi faktori nosaka ķīmiskās reakcijas ātrumu?

1. Reaģentu būtība. Pievērsīsimies eksperimentam.

Laboratorijas eksperiments Nr.4
Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no reaģentu īpašībām, izmantojot piemēru par skābju mijiedarbību ar metāliem

2. Reaģentu koncentrācija. Pievērsīsimies eksperimentam.

Laboratorijas eksperiments Nr.5
Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijas, izmantojot piemēru par cinka mijiedarbību ar dažādu koncentrāciju sālsskābi

Ir viegli secināt: Jo augstāka ir reaģentu koncentrācija, jo augstāks ir mijiedarbības ātrums starp tiem.

Koncentrēšanās gāzveida vielas viendabīgai ražošanas procesi palielināt, palielinot spiedienu. Piemēram, to dara sērskābes, amonjaka un etilspirta ražošanā.

Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarības faktors no reaģējošo vielu koncentrācijas tiek ņemts vērā ne tikai ražošanā, bet arī citās cilvēka darbības jomās, piemēram, medicīnā. Pacienti ar plaušu slimībām, kuriem ir zems asins hemoglobīna mijiedarbības ātrums ar skābekli gaisā, vieglāk elpo ar skābekļa spilvenu palīdzību.

3. Reaģējošo vielu saskares laukums. Eksperimentu, kas ilustrē ķīmiskās reakcijas ātruma atkarību no šī faktora, var veikt, izmantojot šādu eksperimentu.

Laboratorijas eksperiments Nr.6
Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no reaģējošo vielu saskares laukuma

Neviendabīgām reakcijām: kā lielāka platība reaģējošo vielu kontakts, jo lielāks reakcijas ātrums.

Jūs to varat pārbaudīt no personīgās pieredzes. Lai iekurtu uguni, zem malkas liek nelielas skaidas, bet zem tām - saburzītu papīru, no kura aizdegās visa uguns. Gluži pretēji, ugunsgrēka dzēšana ar ūdeni ietver degošu priekšmetu saskares vietas ar gaisu samazināšanu.

Ražošanā šis faktors tiek īpaši ņemts vērā; Lai palielinātu reakcijas ātrumu, cietā viela tiek sasmalcināta gandrīz līdz putekļu stāvoklim, un tad caur to no apakšas tiek izlaista otra viela, parasti gāzveida. Izlaižot to cauri smalki sadalītai cietai vielai, rodas viršanas efekts (tātad arī metodes nosaukums). Verdošā gulta tiek izmantota, piemēram, sērskābes un naftas produktu ražošanā.

Laboratorijas eksperiments Nr.7
Verdošās gultas modelēšana

4. Temperatūra. Pievērsīsimies eksperimentam.

Laboratorijas eksperiments Nr.8
Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no reaģējošo vielu temperatūras, izmantojot piemēru vara (II) oksīda mijiedarbībai ar sērskābes šķīdumu dažādās temperatūrās

Ir viegli secināt: jo augstāka temperatūra, jo lielāks ir reakcijas ātrums.

Pirmais laureāts Nobela prēmija Holandiešu ķīmiķis J. X. van't Hoff formulēja noteikumu:

Ražošanā parasti izmanto augstas temperatūras ķīmiskos procesus: čuguna un tērauda kausēšanā, stikla un ziepju kausēšanā, papīra un naftas produktu ražošanā uc (12. att.).

Rīsi. 12.
Augstas temperatūras ķīmiskie procesi: 1 - dzelzs kausēšana; 2 - stikla kausēšana; 3 - naftas produktu ražošana

Piektais faktors, no kura atkarīgs ķīmiskās reakcijas ātrums, ir katalizatori. Jūs viņu satiksit nākamajā rindkopā.

Jauni vārdi un jēdzieni

1. Ķīmiskās reakcijas un to klasifikācija.
2. Ķīmisko reakciju klasifikācijas pazīmes.
3. Ķīmiskās reakcijas ātrums un faktori, no kuriem tas ir atkarīgs.

Uzdevumi patstāvīgam darbam

1. Kas ir ķīmiskā reakcija? Kāda ir ķīmisko procesu būtība?
2. Sniedziet šādu ķīmisko procesu pilnīgu klasifikācijas aprakstu:
   • a) fosfora sadedzināšana;
   • b) sērskābes šķīduma mijiedarbība ar alumīniju;
   • c) neitralizācijas reakcijas;
   • d) slāpekļa oksīda (IV) veidošanās no slāpekļa oksīda (II) un skābekļa.
3. Pamatojoties uz personīgā pieredze Sniedziet piemērus ķīmiskām reakcijām, kas notiek dažādos ātrumos.
4. Kāds ir ķīmiskās reakcijas ātrums? No kādiem faktoriem tas ir atkarīgs?
5. Sniedziet ietekmes piemērus dažādi faktori par bioķīmiskajiem un rūpnieciskajiem ķīmiskajiem procesiem.
6. Pamatojoties uz personīgo pieredzi, sniedziet piemērus par dažādu faktoru ietekmi uz ķīmiskajām reakcijām, kas notiek ikdienas dzīvē.
7. Kāpēc pārtika tiek uzglabāta ledusskapī?
8. Ķīmiskā reakcija tika uzsākta 100 °C temperatūrā, pēc tam paaugstināta līdz 150 °C. Šīs reakcijas temperatūras koeficients ir 2. Cik reizes palielināsies ķīmiskās reakcijas ātrums?

Temperatūras ietekme uz ķīmiskās reakcijas ātrumu ir aptuveni noteikta van't Hoff likums. Temperatūrai paaugstinoties par 10 0 C, ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes.

Van Hofa likuma matemātiskais apzīmējums: γ - reakcijas ātruma temperatūras koeficients vai Van't Hoff koeficients lielākajai daļai reakciju atrodas 2-4.

Uzdevums. Cik reizes mainīsies ķīmiskās reakcijas ātrums, kas notiek gāzes fāzē, ja temperatūra mainās no 80 0 C līdz 120 0 C ( γ = 3)?

Saskaņā ar Van Hofa likumu mēs rakstām:

Ķīmiskās reakcijas ātruma palielināšanās, palielinoties temperatūrai, ir izskaidrojama ne tikai ar pieaugumu kinētiskā enerģija mijiedarbojošās molekulas. Piemēram, molekulāro sadursmju skaits palielinās proporcionāli kvadrātsaknei absolūtā temperatūra. Karsējot vielas no nulles līdz simts grādiem pēc Celsija, molekulu kustības ātrums palielinās 1,2 reizes, bet ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās aptuveni 59 tūkstošus reižu. Tik straujš reakcijas ātruma pieaugums, palielinoties temperatūrai, ir izskaidrojams ar aktīvo molekulu īpatsvaru, kuru sadursmes izraisa ķīmisku mijiedarbību. Saskaņā ar aktīvo sadursmju teoriju, tikai aktīvās molekulas, kuru enerģija pārsniedz dotās vielas molekulu vidējo enerģiju, t.i. molekulas ar aktivācijas enerģiju.

Aktivizācijas enerģija (E A)- tā ir enerģijas pārpalikums salīdzinājumā ar vidējo rezervi, kādai jābūt molekulām, lai veiktu ķīmisko reakciju. Ja E A< 40 кДж/моль – реакции протекают быстро, если Е А >120 kJ/mol - reakcijas nenotiek, ja E A = 40-120 kJ/mol - reakcijas notiek normālos apstākļos. Temperatūras paaugstināšanās samazina aktivācijas enerģiju, padara vielas reaktīvākas un palielinās mijiedarbības ātrums.

Noteikta precīzāka ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no temperatūras C. Arrēnijs: reakcijas ātruma konstante ir proporcionāla bāzei naturālais logaritms, paaugstināts līdz jaudai (–E A /RT). ,

A – pirmseksponenciālais koeficients, nosaka aktīvo skaitu

sadursmes;

e – eksponents (naturālā logaritma bāze).

DAŽA INFORMĀCIJA PAR DARBĪBAS PRINCIPIEM

Ogļu karstā ūdens pudeles.
Apmēram pirms 90 gadiem izgudrojuma doma pievērsās visizplatītākajam eksotermiskajam procesam – degšanas reakcijai. Parādījušās ierīces, kurās ietīts gruzdošs ogļu stienis īpašs papīrs tika ievietots metāla korpusā, bet pēdējais auduma futrālī. Šādi apsildes paliktņi svēra salīdzinoši maz un kalpoja 5-6 stundas. Uz korpusa virsmas temperatūra bija no 60 līdz 100 grādiem pēc Celsija.

C + O2 --> CO2 + 94 kcal/mol

Katalītiskie sildīšanas spilventiņi.
Pirmā pasaules kara laikā miljoniem karavīru sasala ierakumos, un četru kara gadu laikā ASV, Japānas un Anglijas izgudrotāji patentēja vairākas kabatas šķidruma sildīšanas paliktņu versijas. To darbības princips bija vienkāršs: spirta vai benzīna katalītiskā bezliesmas oksidēšana. Platīns visos gadījumos kalpoja par katalizatoru. Japāņu apsildes paliktnis izskatījās pēc cigarešu futrāļa, kura iekšpusē atradās rezervuārs, kas pildīts ar vati un platīna blīvi. Korpusā tika izurbti caurumi, lai piegādātu gaisu katalizatoram un noņemtu sadegšanas gāzes. Lai iedarbinātu sildīšanas paliktni, tvertnē tika ieliets spirts, kas izmērcēja vati. Pēc tam katalizators tika uzkarsēts ar sērkociņu liesmu un sākās reakcija. Katalītisko sildītāju galvenais trūkums ir to ierobežotais kalpošanas laiks: degvielā esošie piemaisījumi ātri saindē katalizatoru un sildošais cigarešu korpuss kļūst nederīgs.

Sildītāji, izmantojot kaļķu dzēšanas reakciju.

Jau 20. gadsimta 20. gados Vācijā tika ierosināts izmantot siltumu, kas izdalās, dzēšot nedzēstos kaļķus ar ūdeni, lai uzsildītu pārtiku uz lauka. Tomēr nepietiekami lielais reakcijas termiskais efekts neļāva praktisks pielietojumsšī ideja. Solis uz priekšu bija divu reakciju kombinācija: kaļķu dzēšana un tās neitralizācija. Šim nolūkam kristāliskie hidrāti skābeņskābes vai citronskābe. Reakcijas sildīšanas spilventiņā notika saskaņā ar šādu shēmu.

CaO + H2 O --> Ca(OH)2 + 10,6 kcal.
2Ca(OH)2 + H2C2O4 + 2 H2O --> CaC2O4 + 4H2O + 31 kcal

Ar šīm divām reakcijām jūs varat pārnēsājama ierīce Iegūstiet temperatūru no 100 līdz 300 grādiem pēc Celsija. Turklāt skābju kristālu hidrātu izmantošana ļauj darbināt sildīšanas paliktni neliels daudzumsūdens, un neitralizācijas laikā izdalītais ūdens reaģēs ar nākamajām kaļķa daļām.

Sildīšanas paliktņi, izmantojot metāla oksidācijas reakcijas.
Normālos apstākļos metālu korozija gaisā, par laimi, notiek lēni. Sāļu klātbūtne ievērojami paātrina procesu. 20. gadu beigās Sarkanās armijas karavīru sildīšanai tika ieteikts “dzelzs” sildīšanas paliktnis - gumijota auduma maisā papildus dzelzs šķembām tika ievietots kālija permanganāts un pildvielas - ogles un smiltis. Pēc ūdens pievienošanas sildīšanas paliktņa virsmu 10-20 stundas uztur 100 grādu temperatūrā pēc Celsija.

4Fe + 2H2O + 3O2 --> 2(Fe2O3 * H2O) + 390,4 kcal/mol

Dzelzs vietā korozīvos sildīšanas paliktņos labāk izmantot alumīniju. Šajā reakcijā izdalās daudz vairāk siltuma nekā dzelzs oksidēšanās laikā:

8Аl + 3Fe3O4 ---> 4Al2O3 + 9Fe + 795 kcal/mol

Sildīšanas paliktņi, izmantojot metāla pārvietošanas reakcijas.
1940. gadā PSRS izstrādāja apsildes siksnu - vara tvertni, kas pārklāta ar ādu, kas tika piestiprināta pie bikšu jostas. Tvertnē tika iebērti 200 g reakcijas maisījuma - alumīnija pulvera un vara hlorīda, ņemti stehiometriskā attiecībā. Ūdens 100-120 ml daudzumā. pievienots rezervuāram no kannas, kas atrodas krūšu kabatā. Ūdens padevi regulēja vienkāršs termorelejs. Josta var uzturēt siltumu 8 stundas. Šis ķīmiskais sildīšanas paliktnis bija jauns ne tikai pēc formas, bet arī pēc satura: pirmo reizi tika izmantots siltums, kas rodas, kad viens metāls tiek aizstāts ar citu - elektronnegatīvāku. Ļeņingradā 1942. gada ziemas blokādes laikā viņi izmantoja sildīšanas paliktņus, kas pildīti ar vara hlorīda un dzelzs šķembu maisījumu. No viena uzpildes ar ūdeni šādi sildīšanas paliktņi strādāja 60-70 stundas.

Kristalizācijas sildītāji.
Kristalizācijas sildītāji izmanto vielas ar zemas temperatūras kušanas un salīdzinoši augsto saplūšanas siltumu. Šāds siltuma akumulators izdala siltumu, kas izdalās iepriekš uzkarsētas un izkausētas vielas kristalizācijas vai sacietēšanas laikā. Klasiskais akumulatoru sildīšanas paliktņu darba šķidrums ir parafīns. Var izmantot arī stearīnskābi, zemas kušanas kristālhidrātus, piemēram, Glaubera sāli Na2 SO4 * 10H2O vai nātrija acetāta trihidrātu CH3COONa * 3H2O. Nelielas kalcija hlorīda, nātrija tiosulfīta vai glicerīna kristālhidrātu piedevas var palēnināt kristalizācijas procesu un tādējādi palielināt sildīšanas paliktņa darbības laiku. Sildīšanas paliktnis uzsilst 15 sekundēs. līdz 55 °C un siltuma izdalīšanās process ilgst 25-30 minūtes. Sildīšanas paliktnim ir diezgan augsta siltuma jauda, ​​un tas dzesēšanas režīmā spēj atbrīvot siltumu vēl 25-30 minūtes. Kristalizācijas tipa sildīšanas paliktnis ir labs kā ārstniecisks un profilaktisks līdzeklis iekaisuma procesiem, pacientiem ar dažādas formas radikulīts, aknu caurulēm un citām procedūrām slimnīcas apstākļos (mājās vai slimnīcā).

Izmantojot kristalizācijas sildītājus ārkārtas situācijas lauka apstākļos to ierobežo sildīšanas paliktņu siltuma izdalīšanas režīma īsais ilgums.

Kristalizācijas tipa sildīšanas paliktņu galvenā priekšrocība ir atkārtotas lietošanas iespēja: lai sildīšanas paliktni atjaunotu sākotnējā stāvoklī, pietiek ar to vārīt ūdenī 15-20 minūtes.

http://umcsa.narod.ru/rus/umcsa/projects/ait.htm

SILDĪTĀJS NO mēģenē
Pārgājienos, makšķerējot, īpaši sliktos laikapstākļos, bieži ir nepieciešams parasts sildīšanas paliktnis. Protams, parastais gumijas nav slikts, taču tam ir viens būtisks trūkums: tas ļoti lēni uzsilda ūdeni virs uguns.

Mēģināsim izgatavot ķīmisko sildīšanas paliktni. Šim nolūkam mums ir nepieciešami visizplatītākie reaģenti.

Pirmkārt, veiksim vienkāršu eksperimentu. Ej uz virtuvi un paņem paciņu galda sāls. Tomēr jums nebūs nepieciešams iepakojums. Pietiks ar 20 g (2 tējkarotēm). Pēc tam ieskatieties skapī, kur glabājas visa veida sadzīves preparāti un materiāli. Protams, pēc dzīvokļa remonta tur bija palicis nedaudz vara sulfāta. Jums vajadzēs 40 g (3 tējkarotes). Domājams, tiks atrastas arī skaidas un alumīnija stieples gabals. Ja tā, tad esat pabeidzis. Sasmalciniet vitriolu un sāli javā tā, lai kristālu izmērs nepārsniegtu 1 mm (protams, ar aci). Iegūtajam maisījumam pievieno 30 g (5 ēdamkarotes). zāģu skaidas un rūpīgi samaisa. Salieciet stieples gabalu spirālē vai čūskā un ievietojiet to majonēzes burkā. Sagatavoto maisījumu ielej tur tā, lai pildījuma līmenis būtu 1-1,5 cm zem burkas kakliņa. Sildīšanas paliktnis ir jūsu rokās. Lai to aktivizētu, burkā vienkārši ielejiet 50 ml (ceturtdaļu tases) ūdens. Pēc 3-4 minūtēm sildīšanas paliktņa temperatūra paaugstināsies līdz 50-60°C.

No kurienes nāk siltums burkā, un kādu lomu spēlē katrs komponents? Apskatīsim reakcijas vienādojumu:

CuSO4+2NaCl > Na2SO4+CuCl2

Vara sulfāta mijiedarbības rezultātā ar galda sāli veidojas nātrija sulfāts un vara hlorīds. Tā ir viņa, kas mūs interesē. Ja mēs aprēķinām reakcijas siltuma bilanci, izrādās, ka viena grama vara hlorīda molekulas veidošanās atbrīvo 4700 kalorijas siltuma. Plus šķīšanas siltums sākotnējās iegūtajās narkotikās - 24999 kalorijas. Kopā: aptuveni 29 600 kalorijas.

Tūlīt pēc veidošanās vara hlorīds mijiedarbojas ar alumīnija stiepli:

2Al+3CuCl2 > 2AlCl3+3Cu

Šajā gadījumā izdalās aptuveni 84 000 kaloriju (arī rēķinot uz 1 g-mol vara hlorīda).

Kā redzat, procesa rezultātā kopējais izdalītā siltuma daudzums pārsniedz 100 000 kalorijas uz vienu gramu-molekulu vielas. Tātad nav kļūdu vai maldināšanas: sildīšanas paliktnis ir īsts.

Kā ar zāģu skaidām? Nepiedaloties ķīmiskajās reakcijās, tām tajā pašā laikā ir ļoti svarīga loma. Mantkārīgi uzsūcot ūdeni, zāģskaidas palēnina reakciju gaitu un laika gaitā pagarina sildīšanas paliktņa darbību. Turklāt koksnei ir diezgan zema siltumvadītspēja: šķiet, ka tā uzkrāj radīto siltumu un pēc tam pastāvīgi to izdala. Cieši noslēgts trauks saglabās siltumu vismaz divas stundas.

Pēdējā piezīme: burka, protams, nav labākais trauks sildīšanas spilventiņam. Mums tas bija vajadzīgs tikai demonstrēšanai. Tāpēc padomājiet par tvertnes formu un materiālu, kurā ievietot apkures maisījumu.