Autonome varmekilder (individuelle varmeapparater). (anmeldelse)

Eksempel 1. Hvor mange ganger bør hydrogenkonsentrasjonen i systemet økes?

N 2  3H 2  2NH 3

slik at reaksjonshastigheten øker 100 ganger?

Løsning. Uttrykke hastigheten på en gitt reaksjon

v = k 3.

I det første øyeblikket

v 0 = k 0 0 3 .

La oss ta økningen i hydrogenkonsentrasjonen til å være x,

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

og da bør økningen i hydrogenkonsentrasjon være

Eksempel 2. Hvordan vil hastigheten på fremreaksjonen endres hvis trykket i systemet tredobles?

N 2  3H 2  2NH 3

Løsning. En tredobling i trykk tilsvarer en tredobling i volum og følgelig en tredobling i konsentrasjonen av alle stoffer.

Reaksjonshastighet ved første øyeblikk:

v 0 = k 0 0 3;

etter økende trykk

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

dvs. hastigheten på den direkte reaksjonen vil øke med 81 ganger.

Eksempel 3. Økning av temperaturen fra 50 0 C til 70 0 C forårsaker en økning i reaksjonshastigheten med 9 ganger. Finn temperaturkoeffisienten for reaksjonen.

Løsning. La oss uttrykke temperaturkoeffisienten til reaksjonen fra Van't Hoff-ligningen:

γ (t 1- t 2)/10 = v 2 /v 1,

og vi får

γ (70-50)/10 = 9, γ 2 = 9, γ = 3.

Eksempel 4. Beregn aktiveringsenergien og hastighetskonstanten til kjemikaliet

hva slags reaksjon

CO + H 2 O  H 2 + CO 2

ved 303 K (T 3), dersom reaksjonshastighetskonstantene ved henholdsvis 288 K (T 1) og 313 K (T 2) er 3,1 10 -4 og 8,15 10 -3 mol/l.

Løsning. Fra Arrhenius-ligningen følger det

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

Ved å erstatte de oppnådde verdiene får vi:

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

Reaksjonshastighetskonstanten ved 303 K kan finnes fra relasjonen

log(k 3 /k 1) = Ea(T 3 -T 1)/(2.3RT 3 T 1) eller log(k 2 /k 3) = Ea(T 2 -T 3)/(2.3RT 2 T 3 ).

Ved å erstatte de tilgjengelige verdiene i en av disse formlene får vi:

k3 = 2,34 10-3 l mol-1 min-1.

Eksempel 5. Ved en temperatur på 10 0 C avsluttes reaksjonen etter 120 sekunder, og ved 30 0 C - etter 30 sekunder. Finn aktiveringsenergien.

Løsning. Det er åpenbart at k (30) /k (10) =  (10) / (30), og deretter erstatte verdiene i formelen Ea = 2.3RT 1 T 2 log(k 2 /k 1) /(T 2 T 1), får vi:

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

eller 49,3 kJ/mol.

Eksempel 6. Forsåpningskonstanten for etyleddiksyre med natriumhydroksid ved 100C er 2,38 l/mol. min. Bestem tiden som kreves for forsåpning av 90 etylacetat hvis du blander 1 liter av en 0,05 molar løsning av eter med 1 liter av en 0,05 molar løsning av NaOH ved denne temperaturen.

Løsning. Reaksjon

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

er en andreordens reaksjon; konsentrasjonene av eter og alkali er like, og du kan bruke ligningen:

k = x/( a(ax)),

 = x/(k a(ax)).

Ved å ta hensyn til gjensidig fortynning av løsningene to ganger og omdannelsen av eddiketyleter med 90, får vi:

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

Da blir reaksjonstiden

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

2. Kjemisk likevekt

2.1. Reversible og irreversible reaksjoner

En av de viktigste egenskapene kjemisk reaksjon er dybden (graden) av transformasjon, som viser hvor mye utgangsstoffene omdannes til reaksjonsprodukter. Jo større den er, jo mer økonomisk kan prosessen utføres. Transformasjonsdybden, blant andre faktorer, avhenger av reaksjonens reversibilitet.

Vendbar reaksjoner , I motsetning til irreversible, ikke fortsett til slutten: ingen av de reagerende stoffene er fullstendig konsumert. Samtidig interagerer reaksjonsproduktene med dannelsen av utgangsstoffer.

La oss se på eksempler:

1) like volumer gassformig jod og hydrogen innføres i et lukket kar ved en viss temperatur. Hvis kollisjoner av molekylene til disse stoffene oppstår med nødvendig orientering og tilstrekkelig energi, kan de kjemiske bindingene omorganiseres med dannelse av en mellomforbindelse (aktivert kompleks, se avsnitt 1.3.1). Ytterligere omorganisering av bindinger kan føre til nedbrytning av mellomproduktet til to molekyler hydrogenjodid. Reaksjonsligning:

H 2  I 2  2HI

Men hydrogenjodidmolekyler vil også tilfeldig kollidere med hydrogenmolekyler, jodmolekyler og med hverandre. Når HI-molekyler kolliderer, vil ingenting hindre dannelsen av en mellomforbindelse, som deretter kan spaltes til jod og hydrogen. Denne prosessen uttrykkes ved ligningen:

2HI  H 2 + I 2

I dette systemet vil således to reaksjoner forekomme samtidig - dannelsen av hydrogenjodid og dets nedbrytning. De kan uttrykkes med én generell ligning

H 2 + I 2  2HI

Prosessens reversibilitet viser tegnet .

Reaksjonen rettet i dette tilfellet mot dannelsen av hydrogenjodid kalles direkte, og det motsatte kalles omvendt.

2) hvis du blander to mol svoveldioksid med ett mol oksygen, skaper forhold i systemet som er gunstige for at reaksjonen kan skje, og etter en tid utfører en analyse gassblanding, så vil resultatene vise at systemet vil inneholde både SO 3 - reaksjonsproduktet, og utgangsstoffene - SO 2 og O 2. Hvis svoveloksid (+6) under de samme forholdene plasseres som utgangsstoff, vil man finne at en del av det vil dekomponere til oksygen og svoveloksid (+4), og det endelige forholdet mellom mengdene av alle tre stoffer vil være de samme som i tilfellet hvor de startet fra en blanding av svoveldioksid og oksygen.

Dermed er samspillet mellom svoveldioksid med oksygen også et av eksemplene på reversibel kjemisk reaksjon og uttrykkes ved ligningen

2SO 2 + O 2  2SO 3

3) interaksjon av jern med saltsyre fortsetter i henhold til ligningen:

Fe + 2HCL  FeCL 2 + H 2

Hvis det er nok saltsyre, vil reaksjonen avsluttes når

alt jernet vil bli brukt opp. I tillegg, hvis du prøver å utføre denne reaksjonen i motsatt retning - å føre hydrogen gjennom en løsning av jernklorid, vil metallisk jern og saltsyre ikke fungere - denne reaksjonen kan ikke gå i motsatt retning. Dermed er interaksjonen av jern med saltsyre en irreversibel reaksjon.

Imidlertid bør det tas i betraktning at teoretisk sett kan enhver irreversibel prosess representeres som å forekomme reversibelt under visse forhold, dvs. I prinsippet kan alle reaksjoner betraktes som reversible. Men veldig ofte dominerer en av reaksjonene klart. Dette skjer i tilfeller der interaksjonsprodukter fjernes fra reaksjonssfæren: et bunnfall dannes, gass frigjøres og praktisk talt ikke-dissosierende produkter dannes under ionebytterreaksjoner; eller når, på grunn av et klart overskudd av utgangsstoffer, den motsatte prosessen praktisk talt undertrykkes. Naturlig eller kunstig utelukkelse av muligheten for en omvendt reaksjon gjør at prosessen kan fullføres nesten til fullførelse.

Eksempler på slike reaksjoner inkluderer interaksjonen av natriumklorid med sølvnitrat i løsning

NaCL + AgNO 3  AgCl + NaNO 3,

kobberbromid med ammoniakk

CuBr 2 + 4NH 3  Br 2,

nøytralisering av saltsyre med natriumhydroksidløsning

HCl + NaOH  NaCl + H 2 O.

Alle disse er bare eksempler praktisk talt irreversible prosesser, siden sølvklorid er noe løselig, og det komplekse kation 2+ ikke er absolutt stabilt, og vann dissosieres, selv om det er i ekstremt ubetydelig grad.

Kjemiske elementer som utgjør levende og livløs natur, ligger i konstant bevegelse, fordi stoffene som består av disse elementene er i konstant endring.

Kjemiske reaksjoner (fra latin reaksjon - motstand, motstand) er stoffers respons på påvirkning av andre stoffer og fysiske faktorer (temperatur, trykk, stråling, etc.).

Denne definisjonen tilsvarer imidlertid også fysiske endringer oppstår med stoffer - koking, smelting, kondensering, etc. Derfor er det nødvendig å klargjøre at kjemiske reaksjoner er prosesser som resulterer i at gamle kjemiske bindinger og nye oppstår, og som en konsekvens dannes nye stoffer fra de opprinnelige stoffene.

Kjemiske reaksjoner skjer kontinuerlig både inne i kroppen vår og i verden rundt oss. Utallige reaksjoner er vanligvis klassifisert etter ulike kriterier. La oss huske skiltene fra 8. klassekurset som du allerede er kjent med. For å gjøre dette, la oss gå til laboratorieeksperiment.

Laboratorieforsøk nr. 3
Erstatning av jern for kobber i en løsning av kobber (II) sulfat

Vi har kommet til et veldig viktig konsept innen kjemi - "hastigheten av en kjemisk reaksjon." Det er kjent at noen kjemiske reaksjoner skjer veldig raskt, andre over betydelige tidsperioder. Når en løsning av sølvnitrat tilsettes til en løsning av natriumklorid, utfelles et hvitt osteaktig bunnfall nesten umiddelbart:

AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl↓.

Reaksjoner skjer med enorme hastigheter, ledsaget av en eksplosjon (fig. 11, 1). Tvert imot vokser stalaktitter og stalagmitter sakte i steinhuler (fig. 11, 2), stålprodukter korroderer (rust) (fig. 11, 3), og ødelegges ved eksponering for sur nedbør palasser og statuer (fig. 11, 4).

Ris. elleve.
Kjemiske reaksjoner som skjer med enorme hastigheter (1) og veldig sakte (2-4)

I sin tur forstås konsentrasjon som forholdet mellom mengden av et stoff (som du vet, det måles i mol) og volumet det opptar (i liter). Herfra er det ikke vanskelig å utlede måleenheten for hastigheten på en kjemisk reaksjon - 1 mol/(l s).

En spesiell gren av kjemi studerer hastigheten på kjemiske reaksjoner, som kalles kjemisk kinetikk.

Å kjenne dens lover lar deg kontrollere en kjemisk reaksjon, slik at den går raskere eller langsommere.

Hvilke faktorer bestemmer hastigheten på en kjemisk reaksjon?

1. Reaktantenes art. La oss gå til eksperimentet.

Laboratorieforsøk nr. 4
Avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på arten av reaktantene ved å bruke eksempelet på samspillet mellom syrer og metaller

2. Konsentrasjon av reaktanter. La oss gå til eksperimentet.

Laboratorieforsøk nr. 5
Avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på konsentrasjonen av reaktanter ved å bruke eksempelet på interaksjonen av sink med saltsyre i forskjellige konsentrasjoner

Det er lett å konkludere: Jo høyere konsentrasjon av reaktanter, desto høyere er interaksjonshastigheten mellom dem.

Konsentrasjon gassformige stoffer for homogen produksjonsprosesserøke, øke trykket. Dette gjøres for eksempel ved produksjon av svovelsyre, ammoniakk og etylalkohol.

Faktoren for avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på konsentrasjonen av reagerende stoffer tas i betraktning ikke bare i produksjonen, men også i andre områder av menneskelig aktivitet, for eksempel innen medisin. Pasienter med lungesykdommer, hvor interaksjonshastigheten mellom blodhemoglobin og oksygen i luften er lav, puster lettere ved hjelp av oksygenputer.

3. Kontaktområde for reagerende stoffer. Et eksperiment som illustrerer avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på denne faktoren kan utføres ved å bruke følgende eksperiment.

Laboratorieforsøk nr. 6
Avhengighet av hastigheten på en kjemisk reaksjon på kontaktområdet til de reagerende stoffene

For heterogene reaksjoner: hvordan større område kontakt med reagerende stoffer, jo høyere reaksjonshastighet.

Du kan bekrefte dette fra personlig erfaring. For å tenne bål legger du små flis under veden, og under dem - krøllet papir, hvorfra hele brannen tok fyr. Tvert imot, å slukke en brann med vann innebærer å redusere kontaktområdet til brennende gjenstander med luft.

I produksjonen er denne faktoren spesielt tatt i betraktning det såkalte fluidiserte sjiktet. For å øke reaksjonshastigheten knuses det faste stoffet nesten til støvtilstanden, og deretter føres et andre stoff, vanligvis gassformig, gjennom det nedenfra. Å føre den gjennom et finfordelt fast stoff skaper en kokende effekt (derav navnet på metoden). Det fluidiserte sjiktet brukes for eksempel til produksjon av svovelsyre og petroleumsprodukter.

Laboratorieforsøk nr. 7
Modellering av fluidisert seng

4. Temperatur. La oss gå til eksperimentet.

Laboratorieforsøk nr. 8
Avhengighet av hastigheten på en kjemisk reaksjon på temperaturen til de reagerende stoffene ved å bruke eksempelet på interaksjonen av kobber(II)oksid med en løsning av svovelsyre ved forskjellige temperaturer

Det er lett å konkludere: jo høyere temperatur, jo større reaksjonshastighet.

Første prisvinner Nobel pris Den nederlandske kjemikeren J. X. van't Hoff formulerte regelen:

I produksjonen brukes som regel kjemiske prosesser med høy temperatur: ved smelting av støpejern og stål, smelting av glass og såpe, produksjon av papir og petroleumsprodukter osv. (Fig. 12).

Ris. 12.
Kjemiske prosesser ved høy temperatur: 1 - jernsmelting; 2 - glasssmelting; 3 - produksjon av petroleumsprodukter

Den femte faktoren som hastigheten på en kjemisk reaksjon avhenger av er katalysatorer. Du vil møte ham i neste avsnitt.

Nye ord og begreper

1. Kjemiske reaksjoner og deres klassifisering.
2. Tegn på klassifisering av kjemiske reaksjoner.
3. Hastigheten til en kjemisk reaksjon og faktorene den avhenger av.

Arbeidsoppgaver for selvstendig arbeid

1. Hva er en kjemisk reaksjon? Hva er essensen av kjemiske prosesser?
2. Gi en fullstendig klassifiseringsbeskrivelse av følgende kjemiske prosesser:
   • a) forbrenning av fosfor;
   • b) interaksjonen av en svovelsyreløsning med aluminium;
   • c) nøytraliseringsreaksjoner;
   • d) dannelse av nitrogenoksid (IV) fra nitrogenoksid (II) og oksygen.
3. Basert personlig erfaring Gi eksempler på kjemiske reaksjoner som skjer med ulik hastighet.
4. Hva er hastigheten på en kjemisk reaksjon? Hvilke faktorer er det avhengig av?
5. Gi eksempler på påvirkning ulike faktorer om biokjemiske og industrielle kjemiske prosesser.
6. Basert på egen erfaring, gi eksempler på påvirkning av ulike faktorer på kjemiske reaksjoner som oppstår i hverdagen.
7. Hvorfor oppbevares mat i kjøleskapet?
8. Den kjemiske reaksjonen ble startet ved en temperatur på 100 °C, og deretter hevet til 150 °C. Temperaturkoeffisienten for denne reaksjonen er 2. Hvor mange ganger vil hastigheten på den kjemiske reaksjonen øke?

Effekten av temperatur på hastigheten til en kjemisk reaksjon er tilnærmet bestemt van't Hoffs regel. Når temperaturen øker med 10 0 C, øker hastigheten på den kjemiske reaksjonen 2-4 ganger.

Matematisk notasjon av van't Hoffs regel: γ - temperaturkoeffisient for reaksjonshastighet eller Van't Hoff-koeffisient for de fleste reaksjoner ligger innenfor 2-4.

Oppgave. Hvor mange ganger vil hastigheten på en kjemisk reaksjon som skjer i gassfasen endres hvis temperaturen endres fra 80 0 C til 120 0 C ( γ = 3)?

I samsvar med Van't Hoffs regel skriver vi:

Økningen i hastigheten på en kjemisk reaksjon med økende temperatur forklares ikke bare av en økning kinetisk energi interagerende molekyler. For eksempel øker antallet molekylære kollisjoner proporsjonalt med kvadratroten av absolutt temperatur. Når stoffer varmes opp fra null til hundre grader Celsius, øker bevegelseshastigheten til molekyler med 1,2 ganger, og hastigheten på en kjemisk reaksjon øker med omtrent 59 tusen ganger. En slik kraftig økning i reaksjonshastigheten med økende temperatur forklares av andelen aktive molekyler hvis kollisjoner fører til kjemisk interaksjon. I følge teorien om aktive kollisjoner, bare aktive molekyler, hvis energi overstiger gjennomsnittsenergien til molekylene til et gitt stoff, dvs. molekyler med aktiveringsenergi.

Aktiveringsenergi (EA)- dette er overskuddsenergien sammenlignet med den gjennomsnittlige reserven som molekyler må ha for å utføre en kjemisk reaksjon. Hvis E A< 40 кДж/моль – реакции протекают быстро, если Е А >120 kJ/mol - reaksjoner oppstår ikke, hvis E A = 40-120 kJ/mol - foregår reaksjoner under normale forhold. En økning i temperatur reduserer aktiveringsenergien, gjør stoffer mer reaktive, og interaksjonshastigheten øker.

Etablert en mer nøyaktig avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen C. Arrhenius: reaksjonshastighetskonstanten er proporsjonal med basen naturlig logaritme, hevet til potensen (–Е А /RT). ,

A – pre-eksponentiell faktor, bestemmer antall aktive

kollisjoner;

e – eksponent (grunnlaget for naturlig logaritme).

NOEN INFORMASJON OM DRIFTSPRINSIPPER

Varmtvannsflasker med kull.
For rundt 90 år siden vendte oppfinnsomhet seg til den vanligste eksoterme prosessen - forbrenningsreaksjonen. Det har dukket opp enheter der en ulmende kullstang pakket inn spesialpapir ble plassert i en metallkasse, og sistnevnte i en tøykasse. Slike varmeputer veide relativt lite og varte i 5-6 timer. På overflaten av saken var temperaturen fra 60 til 100 grader Celsius.

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

Katalytiske varmeputer.
Under første verdenskrig frøs millioner av soldater i skyttergravene, og i løpet av de fire krigsårene tok oppfinnere i USA, Japan og England patent på flere versjoner av varmeputer for lommevæske. Prinsippet for deres operasjon var enkelt: katalytisk flammeløs oksidasjon av alkohol eller bensin. Platina fungerte som katalysator i alle tilfeller. Den japanske varmeputen så ut som en sigarettboks, der inne var det et reservoar fylt med bomullsull og en platinapakning. Det ble boret hull i huset for å tilføre luft til katalysatoren og fjerne forbrenningsgasser. For å starte varmeputen ble det helt alkohol i tanken, som bløtlagt bomullsullen. Deretter ble katalysatoren oppvarmet med en fyrstikkflamme og reaksjonen begynte. Den største ulempen med katalytiske varmere er deres begrensede levetid: urenheter i drivstoffet forgifter raskt katalysatoren, og sigaretthylsteret blir ubrukelig.

Varmere som bruker kalkleskreaksjonen.

Tilbake på 1920-tallet i Tyskland ble det foreslått å bruke varmen som ble frigjort ved lesking av brent kalk med vann til å varme opp mat i åkeren. Imidlertid forhindret den utilstrekkelig store termiske effekten av reaksjonen praktisk anvendelse denne ideen. Et fremskritt var kombinasjonen av to reaksjoner: kalklesking og kalknøytralisering. For dette formål, krystallinske hydrater av oksalsyre eller sitronsyre. Reaksjonene i varmeputen gikk i henhold til følgende skjema.

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

Med disse to reaksjonene kan du bærbar enhet oppnå en temperatur på 100 til 300 grader Celsius. I tillegg lar bruken av syrekrystallhydrater deg kjøre en varmepute en liten mengde vann, og vannet som frigjøres under nøytralisering vil reagere med påfølgende porsjoner av kalk.

Varmeputer ved hjelp av metalloksidasjonsreaksjoner.
Under normale forhold går korrosjon av metaller i luft, heldigvis, sakte. Tilstedeværelsen av salter fremskynder prosessen dramatisk. På slutten av 20-tallet ble en "jern" varmepute anbefalt for oppvarming av soldater fra den røde hær - i en pose laget av gummiert stoff, i tillegg til jernspon, ble kaliumpermanganat og fyllstoffer - kull og sand - plassert. Etter tilsetning av vann holdes overflaten på varmeputen ved en temperatur på 100 grader Celsius i 10-20 timer.

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

I stedet for jern er det bedre å bruke aluminium i etsende varmeputer. Mye mer varme frigjøres i denne reaksjonen enn under oksidasjonen av jern:

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

Varmeputer ved hjelp av metallforskyvningsreaksjoner.
I 1940 utviklet USSR et varmebelte - en kobbertank dekket med skinn, som ble festet til et buksebelte. 200 g av reaksjonsblandingen - aluminiumpulver og kobberklorid, tatt i et støkiometrisk forhold, ble helt i tanken. Vann i mengden 100-120 ml. lagt til reservoaret fra en boks plassert i brystlommen. Vanntilførselen ble regulert av et enkelt termisk relé. Beltet kunne gi varme i 8 timer. Denne kjemiske varmeputen var ny ikke bare i form, men også i innhold: for første gang ble varmen som oppstår når ett metall erstattes av et annet - mer elektronegativt - brukt. I Leningrad brukte de under blokadevinteren 1942 varmeputer fylt med en blanding av kobberklorid og jernspon. Med én fylling med vann fungerte slike varmeputer i 60-70 timer.

Krystallisasjonsvarmere.
Krystallisasjonsvarmere bruker stoffer med lave temperaturer smelting og relativt høye fusjonsvarme. En slik termisk akkumulator avgir varme, som frigjøres under krystallisering eller størkning av et forvarmet og smeltet stoff. Den klassiske arbeidsvæsken til akkumulatorvarmeputer er parafin. Du kan også bruke stearinsyre, lavtsmeltende krystallhydrater, for eksempel Glaubers salt Na2 SO4 * 10H2O eller natriumacetattrihydrat CH3COONa * 3H2O. Små tilsetninger til krystallinske hydrater av kalsiumklorid, natriumtiosulfitt eller glyserin kan bremse krystalliseringsprosessen og dermed øke driftstiden til varmeputen. Varmeputen varmes opp på 15 sekunder. opp til 55 °C og prosessen med varmefrigjøring varer i 25-30 minutter. Varmeputen har en ganske høy varmekapasitet og er i stand til å avgi varme i ytterligere 25-30 minutter i kjølemodus. En varmepute av krystalliseringstype er god som et terapeutisk og profylaktisk middel for inflammatoriske prosesser, for pasienter med ulike former radikulitt, for leverslanger og andre prosedyrer på sykehus (hjemme eller på sykehus).

Bruker krystalliseringsvarmere i nødsituasjoner under feltforhold er det begrenset av den korte varigheten av varmefrigjøringsmodusen til varmeputene.

Den største fordelen med varmeputer av krystalliseringstype er muligheten for gjentatt bruk: for å gjenopprette varmeputen til sin opprinnelige tilstand, er det nok å koke den i vann i 15-20 minutter.

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

VARMER FRA ET RØGERØR
Når du går tur, fisker, spesielt i dårlig vær, trenger du ofte en vanlig varmepute. Selvfølgelig er en vanlig gummi ikke dårlig, men den har en betydelig ulempe: den varmer opp vannet veldig sakte over en brann.

La oss prøve å lage en kjemisk varmepute. Til dette trenger vi de vanligste reagensene.

Først, la oss gjøre et enkelt eksperiment. Gå på kjøkkenet og ta en pakke bordsalt. Du trenger imidlertid ikke en pakke. 20 g (2 ts) vil være nok. Se så inn i skapet hvor alle slags husholdningspreparater og materialer er lagret. Det var sikkert noe kobbersulfat igjen der etter at leiligheten ble renovert. Du trenger 40 g (3 ts). Treflis og et stykke aluminiumstråd vil antagelig også bli funnet. I så fall er du ferdig. Mal vitriol og salt i en morter slik at størrelsen på krystallene ikke overstiger 1 mm (etter øye, selvfølgelig). Tilsett 30 g (5 ss) til den resulterende blandingen. sagflis og bland grundig. Bøy et stykke ledning til en spiral eller slange og legg den i en majoneskrukke. Hell den tilberedte blandingen der slik at fyllingsnivået er 1-1,5 cm under krukkehalsen. Varmeputen er i dine hender. For å aktivere den, hell bare 50 ml (en kvart kopp) vann i glasset. Etter 3-4 minutter vil temperaturen på varmeputen stige til 50-60°C.

Hvor kommer varmen i glasset fra, og hvilken rolle spiller hver komponent? La oss se på reaksjonsligningen:

CuSO4+2NaCl > Na2SO4+CuCl2

Som et resultat av samspillet mellom kobbersulfat og bordsalt, dannes natriumsulfat og kobberklorid. Det er hun som interesserer oss. Hvis vi beregner varmebalansen til reaksjonen, viser det seg at dannelsen av ett gram molekyl kobberklorid frigjør 4700 kalorier varme. Pluss oppløsningsvarmen i de første legemidlene som dannes er 24999 kalorier. Totalt: omtrent 29 600 kalorier.

Umiddelbart etter dannelsen samhandler kobberklorid med aluminiumstråd:

2Al+3CuCl2 > 2AlCl3+3Cu

I dette tilfellet frigjøres omtrent 84 000 kalorier (også beregnet per 1 g-mol kobberklorid).

Som du kan se, som et resultat av prosessen, overstiger den totale mengden varme som frigjøres 100 000 kalorier per gram-molekyl av stoffet. Så det er ingen feil eller bedrag: varmeputen er ekte.

Hva med sagflis? Uten å ta del i kjemiske reaksjoner, spiller de samtidig en svært viktig rolle. Ved å grådig absorbere vann, bremser sagflis reaksjonsforløpet og forlenger driften av varmeputen over tid. I tillegg har tre en ganske lav varmeledningsevne: det ser ut til å akkumulere den genererte varmen og frigjør den deretter konstant. En tett forseglet beholder holder på varmen i minst to timer.

En siste merknad: en krukke er selvfølgelig ikke det beste karet for en varmepute. Vi trengte det bare for demonstrasjon. Så tenk på formen og materialet for tanken du skal plassere varmeblandingen i.