Gleichungsschema chemischer Reaktionen h2 cl2. HCl bekommen
Gegeben sind Stoffe: wässrige Lösungen von Kaliumtetrahydroxoaluminat K[Al(OH)4], Aluminiumchlorid, Kaliumcarbonat, Chlor. Schreiben Sie die Gleichungen für vier mögliche Reaktionen zwischen diesen Stoffen auf
(*Antwort*) 3K + AlCl3 = 4Al(OH)3 + 3KCl
(*Antwort*) 3K2CO3 + 2AlCl3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 + 6KCl
(*Antwort*) K + CO2 = KHCO3 + Al(OH)3
(*Antwort*) 3K2CO3 + 3Cl2 = 5KCl + KClO3 + 3CO2
2AlCl3 + 2CO2 + 3H2O = Al(OH)3 + 2H2CO3 + 2HCl
Substanzen werden gegeben: wässrige Lösungen von Kaliumtetrahydroxozinkat K2, Natriumperoxid, Kohle, Kohlendioxid. Lassen Sie uns die Gleichungen von vier möglichen Reaktionen zwischen diesen Substanzen schreiben
(*Antwort*) K2 + CO2 = K2CO3 + Zn(OH)2 + H2O
(*Antwort*) 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
(*Antwort*) CO2 + C 2CO
(*Antwort*) 2Na2O2 + C Na2CO3 + Na2O
2Na2O2 + 2CO = 2Na2CO3 + 2CO2
Gegeben sind: wässrige Lösung von Kaliumhexahydroxochromat K3[Cr(OH)6], festes Kaliumhypochlorit, Mangan(IV)oxid, konzentrierte Salzsäure. Lassen Sie uns die Gleichungen von vier möglichen Reaktionen zwischen diesen Substanzen schreiben: _
(*Antwort*) 2K3 + 3KClO = 2K2CrO4 + 3KCl + 2KOH + 5H2O
(*Antwort*) K3 + 6HCl = 3KCl + CrCl3 + 6H2O
(*Antwort*) 4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
(*Antwort*) 2HCl + KClO = Cl2 + KCl + H2O
MnO2 + KClO = MnCl4 + KO
Verabreichte Stoffe: Natriumcarbonat, konzentrierte Natronlauge, Aluminiumoxid, Phosphor(V)fluorid, Wasser. Schreiben wir die Gleichungen von vier möglichen Reaktionen zwischen diesen Substanzen:
(*Antwort*) PF5 + 4H2O = H3PO4 + 5HF
(*Antwort*) PF5 + 8NaOH = Na3PO4 + 5NaF + 4H2O
(*Antwort*) Na2CO3 + Al2O3 2NaAlO2 + CO2
(*Antwort*) Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na
PF5 + 2Na2CO3 = Na3PO4 + 2CO2 + NaF
Substanzen werden gegeben: konzentrierte Salpetersäure, Phosphor, Schwefeldioxid, konzentrierte Ammoniumsulfitlösung. Lassen Sie uns die Gleichungen von vier möglichen Reaktionen zwischen diesen Substanzen schreiben. Als Ergebnis erhalten wir: _
(*Antwort*) P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O
(*Antwort*) 2HNO3 + SO2 = H2SO4 + 2NO2
(*Antwort*) (NH4)2SO3 + SO2 + H2O = 2NH4HSO3
(*Antwort*) 2HNO3 + (NH4)2SO3 = (NH4)2SO4 + 2NO2 + H2O
P + SO2 = PS + O2
Gegebene Substanzen: konzentrierte Schwefelsäure, Schwefel, Silber, Natriumchlorid. Lassen Sie uns die Gleichungen von vier möglichen Reaktionen zwischen diesen Substanzen schreiben. Als Ergebnis erhalten wir: _
(*Antwort*) 2H2SO4 + S = 3SO2 + 2H2O
(*Antwort*) H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2HCl (oder NaHSO4 + HCl)
(*Antwort*) 2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
(*Antwort*) 2Ag+S = Ag2S
3H2SO4 + 2NaCl = 2Na + 2HCl + 3SO2 + 2H2O+ O2
Substanzen werden gegeben: konzentrierte Salzsäure, Lösungen von Chrom(III)-chlorid, Natriumhydroxid. Lassen Sie uns die Gleichungen von vier möglichen Reaktionen zwischen diesen Substanzen schreiben. Als Ergebnis erhalten wir: _
(*Antwort*) HClO3 + 2CrCl3 + 4H2O = H2Cr2O7 + 7HCl
(*Antwort*) HClO3 + NaOH = NaClO3 + H2O
(*Antwort*) CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl
(*Antwort*) CrCl3 + 6NaOH = Na3 + 3NaCl
CrCl3 + 8NaOH = Na4 + 4NaCl
Substanzen werden gegeben: Chlor, konzentrierte Salpetersäure, Lösungen von Eisen(II)-chlorid, Natriumsulfid. Lassen Sie uns die Gleichungen von vier möglichen Reaktionen zwischen diesen Substanzen schreiben. Als Ergebnis erhalten wir: _
(*Antwort*) 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
(*Antwort*) Na2S + FeCl2 = FeS + 2NaCl
(*Antwort*) Na2S + 4HNO3 = S + 2NO2 + 2NaNO3 + 2H2O
(*Antwort*) FeCl2 + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO2 + 2HCl + H2O
2HNO3 + Cl2 = 2HCl + 2NO2 + H2O
Gegeben sind: Phosphor(III)-chlorid, konzentrierte Natronlauge, Chlor. Lassen Sie uns die Gleichungen von vier möglichen Reaktionen zwischen diesen Substanzen schreiben. Als Ergebnis erhalten wir: _
(*Antwort*) PCl3 + 5NaOH = Na2PHO3 + 3NaCl + 2H2O
(*Antwort*) PCl3 + Cl2 = PCl5
(*Antwort*) 2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O
(*Antwort*) 6NaOH (heiß) + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
4NaOH + 2Cl2 = 4NaCl + H2O + O3
Mit der Elektronenbilanzmethode stellen wir die Reaktionsgleichung auf: Cl2 + NaI + H2O ® NaIO3 + … und bestimmen Oxidationsmittel und Reduktionsmittel. Als Ergebnis erhalten wir: _
(*Antwort*) Reaktionsgleichung 3Cl2 + NaI + 3H2O = NaIO3 + 6HCl
(* Antwort *) Oxidationsmittel - Chlor
(* Antwort *) Reduktionsmittel - Jod
Reaktionsgleichung 2Cl2 + NaI + 2H2O = NaIO3 + 4HCl
Reduktionsmittel - Chlor
Oxidationsmittel - Jod
Bei der Erstellung der Gleichungen von Redoxreaktionen nach dieser Methode wird empfohlen, die folgende Reihenfolge einzuhalten:
1. Schreiben Sie das Reaktionsschema auf, in dem die Ausgangs- und resultierenden Substanzen angegeben sind, bestimmen Sie die Elemente, die den Oxidationszustand als Ergebnis der Reaktion ändern, finden Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.
2. Stellen Sie elektronische Gleichungen auf, basierend auf der Tatsache, dass das Oxidationsmittel Elektronen aufnimmt und das Reduktionsmittel sie abgibt.
3. Wählen Sie Multiplikatoren (Grundkoeffizienten) für elektronische Gleichungen, damit Die Anzahl der während der Oxidation abgegebenen Elektronen war gleich der Anzahl der während der Reduktion erhaltenen Elektronen.
4. Ordnen Sie die Koeffizienten in der Reaktionsgleichung an.
BEISPIEL 3: Schreiben Sie eine Gleichung für die Reduktion von Eisenoxid (III) mit Kohlenstoff. Die Reaktion verläuft nach dem Schema:
Fe 2 O 3 + C → Fe + CO
Lösung: Eisen wird reduziert, indem die Oxidationsstufe von +3 auf 0 gesenkt wird; Kohlenstoff oxidiert wird, steigt seine Oxidationsstufe von 0 auf +2.
Machen wir Schemata dieser Prozesse.
Reduktionsmittel 1| 2Fe +3 + 6e = 2Fe 0, Oxidationsprozess
Oxidationsmittel 3| C 0 -2e \u003d C +2, der Wiederherstellungsprozess
Die Gesamtzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen muss gleich der Gesamtzahl der vom Oxidationsmittel aufgenommenen Elektronen sein. Nachdem wir das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Zahlen 2 und 6 gefunden haben, bestimmen wir, dass es drei Moleküle des Reduktionsmittels und zwei Moleküle des Oxidationsmittels geben sollte, d.h. die entsprechenden Koeffizienten finden wir in der Reaktionsgleichung vor Reduktionsmittel, Oxidationsmittel und Oxidations- und Reduktionsprodukten.
Die Gleichung sieht folgendermaßen aus:
Fe 2 O 3 + 3 C \u003d 2 Fe + 3 CO
Methode der elektronenionischen Gleichungen (Halbreaktionen).
Bei der Erstellung elektronenionischer Gleichungen wird die Existenzform von Substanzen in Lösung berücksichtigt (ein einfaches oder komplexes Ion, ein Atom oder ein Molekül einer in Wasser unlöslichen oder schwer dissoziierbaren Substanz).
Um die Gleichungen von Redoxreaktionen nach dieser Methode aufzustellen, wird empfohlen, die folgende Reihenfolge einzuhalten:
1. Reaktionsschema mit Angabe der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte erstellen, Ionen markieren, die durch die Reaktion die Oxidationsstufe ändern, Oxidations- und Reduktionsmittel bestimmen.
2. Erstellen Sie Schemata von Oxidations- und Reduktionshalbreaktionen, die die anfänglichen und gebildeten Ionen oder Moleküle unter den Reaktionsbedingungen angeben.
3. Gleiche die Anzahl der Atome jedes Elements in den linken und rechten Teilen der Halbreaktionen aus; Es ist zu beachten, dass in wässrigen Lösungen Wassermoleküle, H + - oder OH - -Ionen an Reaktionen teilnehmen können.
Zu beachten ist, dass in wässrigen Lösungen die Bindung von überschüssigem Sauerstoff und die Sauerstoffanlagerung durch das Reduktionsmittel je nach pH-Wert des Mediums unterschiedlich ablaufen. In sauren Lösungen verbindet sich überschüssiger Sauerstoff mit Wasserstoffionen zu Wassermolekülen und in neutralen und alkalischen Lösungen mit Wassermolekülen zu Hydroxidionen. Zum Beispiel,
MnO 4 - + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O (saures Medium)
NO 3 – + 6H 2 O + 8e = NH 3 + 9OH – (neutrales oder alkalisches Medium).
Die Zugabe von Sauerstoff durch das Reduktionsmittel erfolgt in sauren und neutralen Umgebungen aufgrund von Wassermolekülen unter Bildung von Wasserstoffionen und in alkalischer Umgebung - aufgrund von Hydroxidionen unter Bildung von Wassermolekülen. Zum Beispiel,
I 2 + 6H 2 O - 10e = 2IO 3 - + 12H + (saures oder neutrales Medium)
CrO 2 - + 4OH - - 3e = CrO 4 2- + 2H 2 O (alkalisch)
4. Gleiche die Gesamtzahl der Ladungen in beiden Teilen jeder Halbreaktion aus; addieren Sie dazu die benötigte Anzahl an Elektronen in den linken und rechten Teil der Halbreaktion.
5. Wählen Sie Multiplikatoren (Grundkoeffizienten) für Halbreaktionen so, dass die Anzahl der während der Oxidation abgegebenen Elektronen gleich der Anzahl der während der Reduktion empfangenen Elektronen ist.
6. Addieren Sie die Gleichungen der Halbreaktionen unter Berücksichtigung der gefundenen Hauptkoeffizienten.
7. Ordnen Sie die Koeffizienten in der Reaktionsgleichung an.
BEISPIEL 4: Schreiben Sie eine Gleichung für die Oxidation von Schwefelwasserstoff mit Chlorwasser.
Die Reaktion verläuft nach dem Schema:
H 2 S + Cl 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HCl
Entscheidung. Die folgende Halbreaktionsgleichung entspricht der Reduktion von Chlor: Cl 2 + 2e = 2Cl - .
Bei der Erstellung der Gleichung für die Halbreaktion der Schwefeloxidation gehen wir von dem Schema aus: H 2 S → SO 4 2-. Dabei wird ein Schwefelatom an vier Sauerstoffatome gebunden, deren Quelle Wassermoleküle sind. In diesem Fall werden acht H + -Ionen gebildet; außerdem werden zwei H + -Ionen aus dem H 2 S-Molekül freigesetzt.
Insgesamt entstehen 10 Wasserstoffionen:
Die linke Seite des Diagramms enthält nur ungeladene Teilchen, während die Gesamtladung der Ionen auf der rechten Seite des Diagramms +8 beträgt. Als Ergebnis der Oxidation werden daher acht Elektronen freigesetzt:
H 2 S + 4 H 2 O → SO 4 2- + 10 H +
Da das Verhältnis der bei der Reduktion von Chlor aufgenommenen und bei der Oxidation von Schwefel abgegebenen Elektronenzahlen 8 × 2 oder 4 × 1 beträgt, ergibt sich durch Addition der Gleichungen der Reduktions- und Oxidationshalbreaktionen die erste muss mit 4 und die zweite mit 1 multipliziert werden.
Wir bekommen:
Cl 2 + 2e = 2Cl – | 4
H 2 S + 4H 2 O \u003d SO 4 2- + 10H + + 8e - | einer
4Cl 2 + H 2 S + 4H 2 O \u003d 8Cl - + SO 4 2- + 10H +
In molekularer Form hat die resultierende Gleichung die folgende Form:
4Cl 2 + H 2 S + 4 H 2 O \u003d 8 HCl + H 2 SO 4
Derselbe Stoff kann unter verschiedenen Bedingungen zu verschiedenen Oxidationsstufen des entsprechenden Elements oxidiert oder reduziert werden, so dass auch der Wert des Äquivalents von Oxidationsmittel und Reduktionsmittel unterschiedliche Werte haben kann.
Die äquivalente Masse eines Oxidationsmittels ist gleich seiner Molmasse dividiert durch die Anzahl der Elektronen n, die ein Molekül des Oxidationsmittels bei dieser Reaktion anlagert.
Beispielsweise ist in der Reduktionsreaktion Cl 2 + 2e = 2Cl – . n = 2 Daher ist die äquivalente Masse von Cl 2 M/2, d.h. 71/2 \u003d 35,5 g / mol.
Die äquivalente Masse eines Reduktionsmittels ist gleich seiner Molmasse dividiert durch die Zahl der Elektronen n, die ein Molekül des Reduktionsmittels bei dieser Reaktion abgibt.
Zum Beispiel bei der Oxidationsreaktion H 2 S + 4H 2 O - 8e \u003d SO 4 2- + 10 H +
n = 8. Daher ist die äquivalente Masse von H 2 S M/8, d. h. 34,08/8 = 4,26 g/mol.
In der Industrie wird Chlorwasserstoff entweder durch Direktsynthese aus Chlor und Wasserstoff oder aus Nebenprodukten bei der Chlorierung von Alkanen (Methan) gewonnen. Wir betrachten die direkte Synthese aus Elementen.
HCl ist ein farbloses Gas mit einem stechenden, charakteristischen Geruch.
t° pl = -114,8°C, t° bp = -84°C, t° krist = +57°C, d.h. Chlorwasserstoff kann bei Raumtemperatur in flüssiger Form durch Druckerhöhung auf 50 - 60 atm gewonnen werden. In der Gas- und Flüssigphase liegt es in Form getrennter Moleküle vor (Fehlen von Wasserstoffbrückenbindungen). Starke Verbindung E sv \u003d 420 kJ / mol. Beginnt sich bei t>1500°C in Elemente zu zersetzen.
2HCl Cl 2 + H 2
Effektiver Radius von HCl = 1,28, Dipol – 1,22.
RCl – = 1,81, d.h. Das Proton wird um ein Drittel des effektiven Radius in die Elektronenwolke des Chlorions eingeführt, und gleichzeitig wird die Verbindung selbst durch eine Erhöhung der positiven Ladung in der Nähe des Kerns des Chlorions gestärkt und die Abstoßung ausgeglichen Wirkung von Elektronen. Alle Halogenwasserstoffe werden auf ähnliche Weise gebildet und sind starke Verbindungen.
Chlorwasserstoff ist in jedem Verhältnis gut wasserlöslich (in einem Volumen H 2 O löst sich bis zu 450 Volumen HCl), bildet mit Wasser mehrere Hydrate und ergibt ein azeotropes Gemisch - 20,2% HCl und t ° kip = 108,6 ° C.
Die Bildung von Chlorwasserstoff aus den Elementen:
Cl 2 + H 2 \u003d 2 HCl
Eine Mischung aus Wasserstoff und Chlor explodiert bei Beleuchtung, was auf eine Kettenreaktion hinweist.
Zu Beginn des Jahrhunderts schlug Badenstein den folgenden Reaktionsmechanismus vor:
Einleitung: Cl 2 + hν → ē + Cl 2 +
Kette: Cl 2 + + H 2 → HCl + H + Cl +
H + Cl 2 → HCl + Cl
Kettenabbruch: Cl + + ē → Cl
Cl + Cl → Cl2
Aber ē wurde nicht im Gefäß gefunden.
1918 schlug Nernst einen anderen Mechanismus vor:
Einleitung: Cl 2 + hν → Cl + Cl
Kette: Cl + H 2 → HCl + H
H + Cl 2 → HCl + Cl
Kettenabbruch: H + Cl → HCl
In Zukunft wurde dieser Mechanismus weiterentwickelt und ergänzt.
Bühne 1 - Einleitung
Reaktion Cl 2 + hν → Cl + Cl
Photochemisch initiiert, d.h. durch Absorption eines Lichtquants hν. Entsprechend Äquivalenzprinzip Einstein, jedes Lichtquant kann nur die Umwandlung eines Moleküls bewirken. Das quantitative Merkmal des Äquivalenzprinzips ist die Quantenausbeute der Reaktion:
- die Anzahl der umgesetzten Moleküle pro 1 Lichtquant.
γ bei konventionellen photochemischen Reaktionen ≤1. Bei Kettenreaktionen jedoch γ>>1. Beispielsweise ist bei der Synthese von HCl γ = 10 5 , beim Zerfall von H 2 O 2 γ = 4.
Wenn ein Cl 2 -Molekül ein Lichtquant absorbiert hat, befindet es sich in einem angeregten Zustand
10 -8 -10 -3 sec und wenn die mit einem Lichtquant aufgenommene Energie für die Umwandlung ausreichte, dann kommt es zu einer Reaktion, wenn nicht, dann geht das Molekül wieder in den Grundzustand über, entweder mit der Emission von a Lichtquanten (Fluoreszenz oder Phosphoreszenz) oder die elektronische Anregung wird in Schwingungs- oder Rotationsenergie umgewandelt.
Mal sehen, was in unserem Fall passiert:
E disH 2 \u003d 426,4 kJ / mol
EdisCl 2 = 239,67 kJ/mol
E arr HCl = 432,82 kJ/mol – ohne Bestrahlung läuft die Reaktion nicht ab.
Ein Lichtquant hat eine Energie E kv \u003d 41,1 * 10 -20 J. Die zum Starten der Reaktion erforderliche Energie (Aktivierungsenergie) entspricht der Energie, die für die Dissoziation des Cl 2 -Moleküls aufgewendet wird:
jene. E Cl2<Е кв и энергии кванта достаточно для преодоления потенциального барьера реакции и реакция начинается.
Im Gegensatz zur Katalyse, bei der die Potentialbarriere abgesenkt wird, wird sie bei photochemischen Reaktionen einfach durch die Energie eines Lichtquants überwunden.
Eine weitere Möglichkeit zur Initiierung der Reaktion ist die Zugabe von Na-Dampf zum H 2 + Cl 2 -Gemisch. Die Reaktion läuft bei 100°C im Dunkeln ab:
Na + Cl 2 → NaCl + Cl
Cl + H 2 → HCl + H ………
und es werden bis zu 1000 HCl pro 1 Na-Atom gebildet.
Stufe 2 - Kettenfortsetzung
Kettenfortpflanzungsreaktionen bei der Herstellung von HCl sind von den folgenden Arten:
1. Cl + H 2 → HCl + HE a \u003d 2,0 kJ / mol
2. H + Cl 2 → HCl + Cl E a \u003d 0,8 kJ / mol
Dies sind Glieder in der Kette.
Die Geschwindigkeit dieser Reaktionen kann wie folgt dargestellt werden:
W 1 = K 1 [ H 2 ]
W 2 \u003d K 2 [Cl 2]
Da Die Aktivierungsenergien dieser Reaktionen sind klein, ihre Geschwindigkeiten hoch. Die Ketten sind in diesem Fall unverzweigt und gemäß der Theorie der unverzweigten Ketten:
W-Kettenentwicklung = W wird photochemisch initiiert, d.h. durch Absorbieren eines Lichtquants aus einer Unterbrechung,
Cl + Cl + M → Cl 2 + M,
dann Warr \u003d K 2
Die Geschwindigkeit der HCl-Produktion hängt von den Reaktionen 1 und 2 ab
in diesem Fall W 1 \u003d W 2, weil die Ketten ziemlich lang sind (aus der Theorie der Kettenreaktionen)
Diese kinetische Gleichung gilt in Abwesenheit von Verunreinigungen in der H 2 + Cl 2 -Mischung. Wenn Luft in das System gelangt, ist die kinetische Gleichung anders. Insbesondere
War \u003d K, d.h. nichtquadratische Terminierung und der Ablauf des Prozesses wird umgekehrt.
Da Es gibt Substanzen, die Kettenreaktionen hemmen. Der Inhibitor der HCl-Bildungsreaktion ist Sauerstoff:
O 2 + H → O 2 H
Dieses Radikal ist inaktiv und kann nur mit demselben Radikal reagieren, wobei Sauerstoff regeneriert wird.
O 2 H + O 2 H \u003d O 2 + H 2 O 2
Berechnungen zeigen, dass sich die Reaktion in Gegenwart von 1 % O 2 um den Faktor 1000 verlangsamt. Die Anwesenheit von NCl 3 verlangsamt die Geschwindigkeit des Prozesses noch stärker, was die Reaktion 10 5 mal stärker verlangsamt als Sauerstoff. Da Chlorstickstoff kann in Chlor während seiner Herstellung in der Industrie vorhanden sein, eine sorgfältige Reinigung des anfänglichen Chlors ist vor der Synthese von HCl erforderlich.
Kettenreaktionen enthalten in ihrem Mechanismus eine Reihe sich nacheinander wiederholender elementarer Akte des gleichen Typs (eine Kette).
Betrachten Sie die Reaktion:
H 2 + Cl 2 \u003d 2 HCl
Es besteht aus den folgenden Schritten, die allen Kettenreaktionen gemeinsam sind:
1) Einleitung, oder der Ursprung der Kette
Cl2 \u003d 2Cl
Die Zersetzung eines Chlormoleküls in Atome (Radikale) erfolgt bei UV-Bestrahlung oder Erwärmung. Die Essenz der Initiationsphase ist die Bildung aktiver, reaktiver Teilchen.
2) Kettenentwicklung
Cl + H 2 \u003d HCl + H
H + Cl 2 \u003d HCl + Cl
Als Ergebnis jedes elementaren Kettenaufbauvorgangs wird ein neues Chlorradikal gebildet, und dieser Schritt wird theoretisch immer wieder wiederholt, bis die Reagenzien vollständig verbraucht sind.
3) Rekombination, oder Leerlauf
2Cl = Cl2
2H = H2
H + Cl = HCl
Radikale in der Nähe können rekombinieren und ein stabiles Teilchen (Molekül) bilden. Sie geben überschüssige Energie an das "dritte Teilchen" ab - zum Beispiel die Wände eines Gefäßes oder Verunreinigungsmoleküle.
Betrachtet Kettenreaktion ist unverzweigt, da die Zahl der Radikale im Elementarakt der Kettenbildung nicht zunimmt. Kettenreaktion der Wechselwirkung von Wasserstoff mit Sauerstoff ist ein verzweigt, Weil die Zahl der Radikale im elementaren Akt des Kettenaufbaus nimmt zu:
H + O 2 \u003d OH + O
O + H 2 \u003d OH + H
OH + H 2 \u003d H 2 O + H
Verzweigte Kettenreaktionen stellen viele Verbrennungsreaktionen dar. Eine unkontrollierte Zunahme der Anzahl freier Radikale (sowohl durch Kettenverzweigung als auch bei geraden Kettenreaktionen bei zu schneller Initiierung) kann zu einer starken Beschleunigung der Reaktion und einer Explosion führen .
Je größer der Druck, desto höher scheint die Konzentration der Radikale und desto wahrscheinlicher ist eine Explosion. Tatsächlich ist bei der Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff eine Explosion nur in bestimmten Druckbereichen möglich: von 1 bis 100 mm Hg. und über 1000 mm Hg. Dies ergibt sich aus dem Mechanismus der Reaktion. Bei niedrigem Druck rekombinieren die meisten der entstehenden Radikale an den Gefäßwänden und die Reaktion verläuft langsam. Bei einem Druckanstieg bis zu 1 mm Hg. Radikale erreichen selten die Wände, weil eher mit Molekülen reagieren. Bei diesen Reaktionen vermehren sich Radikale und es kommt zu einer Explosion. Bei Drücken über 100 mm Hg. die Stoffkonzentrationen steigen so stark an, dass durch dreifache Stöße (z. B. mit einem Wassermolekül) die Rekombination von Radikalen einsetzt und die Reaktion ruhig, ohne Explosion abläuft (stationäre Strömung). Über 1000 mmHg die Konzentrationen werden sehr hoch, und selbst dreifache Kollisionen reichen nicht aus, um die Vermehrung von Radikalen zu verhindern.
Sie kennen die verzweigte Kettenreaktion der Uran-235-Spaltung, bei der bei jedem elementaren Akt 1 Neutron eingefangen wird (das die Rolle eines Radikals spielt) und bis zu 3 Neutronen emittiert werden. Je nach Bedingungen (z. B. Konzentration von Neutronenabsorbern) ist dafür auch eine stationäre Strömung oder Explosion möglich. Dies ist ein weiteres Beispiel für die Korrelation zwischen der Kinetik chemischer und nuklearer Prozesse.
