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Las reacciones de combustión química comienzan después de la creación de una fuente inicial de llama en la mezcla preparada de combustible y aire. En los motores de combustión interna de pistón, se crea mediante una chispa eléctrica o calentando el conjunto combustible a una temperatura a la que aparecen espontáneamente muchas llamas iniciales en el volumen de la mezcla y se produce la autoignición de la mezcla.

La reacción de combustión química no ocurre en todas las condiciones de colisión de moléculas de gas combustible con moléculas de oxígeno.

Si las reacciones de combustión química no son autocatalíticas, entonces la causa de la propagación de la llama solo puede ser la transferencia de calor de los productos de combustión de la mezcla no quemada. Este tipo de propagación de la llama se llama térmica. Esto, por supuesto, no excluye la posibilidad de que la difusión de los reactivos y de los productos de reacción se produzca simultáneamente, de modo que la composición de la mezcla de reacción en la zona de reacción difiera de la composición de la mezcla inicial. Pero en este caso la difusión no es la causa de la propagación de la llama, sino sólo un factor que la acompaña. Esto se aplica especialmente a reacciones en cadena con cadenas no ramificadas. La difusión de átomos y radicales libres, a menos que estén en equilibrio termodinámico o en concentraciones cuasi estacionarias, no puede ser la causa de la propagación de una llama, que permanece térmica. El papel de la difusión se tiene plenamente en cuenta en una teoría térmica adecuada de la propagación de la llama, como se mostrará en la siguiente sección.

Si las reacciones de combustión química no son autocatalíticas, entonces la causa de la propagación de la llama solo puede ser la transferencia de calor de los productos de combustión de la mezcla no quemada. Este tipo de propagación de la llama se llama térmica. Esto, por supuesto, no excluye la posibilidad de que la difusión de los reactivos y de los productos de reacción se produzca simultáneamente, de modo que la composición de la mezcla de reacción en la zona de reacción difiera de la composición de la mezcla inicial. Pero en este caso la difusión no es la causa de la propagación de la llama, sino sólo un factor que la acompaña. Esto se aplica especialmente a reacciones en cadena con cadenas no ramificadas. La difusión de átomos y radicales libres, a menos que estén en equilibrio termodinámico o en concentraciones cuasi estacionarias, no puede ser la causa de la propagación de una llama, que permanece térmica. El papel de la difusión se tiene plenamente en cuenta en una teoría térmica adecuada de la propagación de la llama, como se mostrará en la siguiente sección.

La tasa de reacciones químicas de la combustión del gas con el aire en los quemadores es muy alta. Estas reacciones a altas temperaturas ocurren en milésimas de segundo. La duración de la combustión del flujo de la mezcla de gas y aire está determinada por el suministro continuo de porciones frescas de gas y aire, que se queman como resultado de la rápida aparición de reacciones de oxidación bajo la influencia del flujo de calor.

La tasa de reacciones químicas de la combustión del gas con el aire en los quemadores es muy alta. Estas reacciones a altas temperaturas ocurren en milésimas de segundo. La duración de la combustión del flujo de la mezcla de gas y aire está determinada por el suministro continuo de porciones frescas de gas y aire, que se queman como resultado de la rápida aparición de reacciones de oxidación bajo la influencia del flujo de calor.

Las relaciones cuantitativas de las reacciones de combustión química se pueden obtener con masas moleculares i de sustancias conocidas y densidades p c / 22 4 de gases en condiciones físicas normales.

El mecanismo de inhibición de las reacciones de combustión química no se ha estudiado suficientemente. Sin embargo, las investigaciones realizadas en los últimos años permiten formarse algunas ideas sobre la naturaleza del efecto de los inhibidores sobre las llamas.

Supongamos que la reacción de combustión química se desarrolla completamente y los productos de la reacción son vapor de agua H20, dióxido de carbono CO2 o, en ausencia de oxígeno, monóxido de carbono CO. Para una mezcla combustible estequiométrica de hidrógeno y oxígeno (explosiva), dividiendo el calor de formación del vapor de agua 58 kcal/mol por la capacidad calorífica 8 cal/mol-grado obtenemos una temperatura de combustión de 7250 grados. Para el caso de combustión completa de carbono sólido en oxígeno (St 02C02 94 kcal/mol), obtenemos una temperatura de combustión aún mayor, 11.750 K. Se obtienen temperaturas del mismo orden para otros combustibles hidrocarbonados. Las temperaturas de combustión increíblemente altas aquí indicadas se refieren al estado plasmático de la sustancia, pero en la realidad no se dan; Las temperaturas de combustión de las mezclas de oxígeno oscilan entre 3000 y 4000 K.

Dado que el calentamiento y la reacción química de combustión de la mezcla se producen muy rápidamente, el principal factor que limita la duración del proceso de combustión es el tiempo dedicado a mezclar el gas y el aire.

Dado que la velocidad de las reacciones de combustión química a altas temperaturas de combustión es inconmensurablemente mayor que la velocidad de formación de la mezcla, prácticamente la velocidad de combustión del gas es siempre igual a la velocidad de mezcla del gas con el aire. Esta circunstancia permite regular fácilmente la velocidad de combustión del gas dentro de los límites más amplios. El método mixto de combustión de gases inflamables es intermedio entre cinético y difusión.

Por lo tanto, la ecuación de equilibrio para la reacción química de encender velas en determinadas condiciones es en realidad el primer intento de introducir la cantidad de calor en la descripción de una reacción química.

Al elaborar ecuaciones para reacciones químicas de combustión de sustancias en el aire, se procede de la siguiente manera: en el lado izquierdo se escriben la sustancia combustible y el aire involucrados en la combustión, después del signo igual se escriben los productos de reacción resultantes. Por ejemplo, es necesario crear una ecuación para la reacción de combustión del metano en el aire. Primero, escribe el lado izquierdo de la ecuación de reacción: la fórmula química del metano más las fórmulas químicas de las sustancias que componen el aire.

Muestras de ejecución s/p2

TERMODINÁMICA QUÍMICA. EQUILIBRIO. CINÉTICA.

TAREA 1. Calor de combustión del combustible.

Tenemos una mezcla de gas combustible: 50% CH 4 + 50% C 4 H 10.

Volumen total V=1000 l=1m 3.

1. Escriba las ecuaciones químicas para las reacciones de combustión de los componentes gaseosos de una mezcla de combustible determinada.

Reacción de combustión de metano:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) ® CO 2 (g) + 2H 2 O (l)

Reacción de combustión de butano:

C 4 H 10 (g) + 13/2O 2 (g) ® 4СО 2 (g) + 5H 2 O (l).

Entalpía Δ r norte 0 298 de estas reacciones químicas es el calor de combustión del combustible gaseoso Δ norte 0 sg.

2. Calcule cuánto calor se puede obtener quemando un volumen determinado de una mezcla de combustible de una composición determinada (% en volumen), condiciones consideradas normales.

Utilizando la ley de Hess, calculamos el calor de combustión del combustible gaseoso Δ. norte 0 сг en el estado estándar y 298 K, utilizando datos tabulares (ver apéndice, tabla) del calor de formación de todas las sustancias que participan en la reacción de combustión (Δ F norte 0 298):

para metano

Δ norte 0 сг СН4 = Δ r norte 0 298 = Δ F norte 0 CO2 + Δ F norte 0 H2O - Δ F norte 0 CH4 - 2Δ F norte 0 O2 =

393,62 + 2. (-285,84) – (-74,78) - 0 = -802,28 kJ/mol.

para butano

Δ norte 0 сг С4Н10 = Δ r norte 0 298 = 4Δ F norte 0 CO2 + 5Δ F norte 0 H2O - Δ F norte 0 С4Н10 - 13/2Δ F norte 0 O2 =

4 . (-393,62) + 5 . (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol.

Calor específico de combustión Q T del combustible gaseoso:

q t = - (Δ norte sg. 1000/22,4), kJ/m3,

donde 22,4 l/mol es el volumen molar del gas en condiciones normales.

para metano

q t, CH4 = - (-802,28.1000/22,4) = 35816 kJ/m3.

para butano

q t, C4H10 = - (-2877,53. 1000 / 22,4) = 128461 kJ/m 3.

La cantidad total de calor obtenida durante la combustión de una determinada mezcla de combustible, teniendo en cuenta el volumen de gases:

q = q t, CH4 . V CH4 + q t, С4Н10 . EN С4Н10 =

35816. (1. 0,5) +128461. (1.0.5) =82138,5 kJ.

3. De la mezcla de combustible dada, seleccione el combustible con mayor eficiencia energética. Calcule el calor específico de combustión de este combustible. q t , kJ/m2 3 . Calcule el volumen mínimo de este combustible para obtener 100 MJ de calor.

El combustible más eficiente energéticamente en esta mezcla de combustible es el butano, calor de combustión específico. q t, C4H10 = 128461 kJ/m3.

Para obtener 100 MJ de calor es necesario quemar:

EN С4Н10 = q/ q t, C4H10 = 100000/128461 = 0,778 m 3 = 778 l.

TAREA 2. Termodinámica química.

1. Escriba ecuaciones termoquímicas de reacciones cuyo efecto térmico sea el calor de formación de todos los reactivos de una reacción química determinada.

Para una reacción química

CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g)

La sustancia C (k) es simple, estable a 298 K y una presión de 100 kPa, su entalpía de formación es D h 0 F , 298 , = 0.

Ecuaciones termoquímicas de reacciones, cuyo efecto térmico es el calor de formación de los reactivos de una determinada reacción química CO 2 (g) y CO (g):

O 2 (g) + C (k) « CO 2 (g), D h 0 F , 298 = -393,51 kJ/mol,

(ver tabla);

1/2 O 2 (g) + C (k) « CO (g) , D h 0 F , 298 = -110,5 kJ/mol,

(ver tabla).

2. Calcular los valores de entalpía.D r h 0 298 , entropíaD r S 0 298 . mesa a los problemas 1, 2) en el estado estándar (s.s.) de todos los reactivos y una temperatura de 298 K. Saque una conclusión sobre el efecto térmico de la reacción.

Utilizando datos tabulares (ver tabla), escribimos las funciones termodinámicas del estado de los reactivos de una reacción química determinada en el estado estándar y 298 K.

Usando la ley de Hess, calculamos la entalpía Δ r norte 0 298, entropía ∆ r S 0 298 y energía de Gibbs Δ r GRAMO 0 298 reacción química en estado estándar y 298 K:

Δ r norte 0 298 = 2Δ F norte 0 298 COg - Δ F norte 0 298 Sk-Δ F norte 0 298 CO2g =

2(-110,5) – 0 – (-393,5) = 172,5 kJ.

Δ r norte 0 298 >0: la reacción es endotérmica y se produce con la absorción de calor.

∆ r S 0 298 = 2 S 0 F , 298.СО(g) - S 0 F , 298,С(к) - S 0 F , 298.СО2(g) = 2(197,54) – 5,74 – 213,68 =

175,66 J/K.

∆ r S 0 298 >0 – el sistema se ha vuelto más desordenado debido a la formación de una cantidad adicional de gas.

3. Calcula el valor de la energía de Gibbs.D r GRAMO 0 298 una reacción química dada (cláusula 1. mesa a los problemas 1, 2) en el estado estándar (s.s.) de todos los reactivos y una temperatura de 298 K. Determine en qué dirección procederá espontáneamente esta reacción en el estado estándar de todos los reactivos y una temperatura de 298 K.

Δ r GRAMO 0 298 = 2Δ F GRAMO 0 298 COg - Δ F GRAMO 0 298 Sk-Δ F GRAMO 0 298 CO2g =

2(-137,14) – 0 – (-394,38) = 120,15 kJ.

Δ r GRAMO 0 298 >0 – la reacción espontánea en dirección directa en el estado estándar y 298 K es imposible. La reacción transcurre en dirección opuesta.

4. Determine el rango de temperatura en el que es posible la ocurrencia espontánea de una reacción directa en el estado estándar de todos los reactivos sin tener en cuenta la dependencia. D r h 0 YD r S 0 sobre la temperatura. Grafique la energía de Gibbs de la reacción en función de la temperatura.D r GRAMO 0 = F (t ).

La posibilidad de una reacción espontánea en el estado estándar está determinada por la desigualdad ∆ r GRAMO 0 t < 0.

Aquellos. , Si

∆ r GRAMO 0 t = ∆ r h 0 298 +∆ r Con 0 pag dT- T.∆ r S 0 298 - t ∆ r Con 0 pag / t)dT < 0

∆ r GRAMO 0 t ≈ ∆ r h 0 298 - T.∆ r S 0 298 < 0

∆ r GRAMO 0 t = (172,5 – t . 175,66 . 10 -3) < 0 , отсюда t> 982 K.

Gráfico de dependencia D r GRAMO 0 = F (t):

∆ r GRAMO 0 t

298 982 2300 t

Teniendo en cuenta los rangos de temperatura de existencia de los reactivos, el rango de temperatura para la ocurrencia espontánea de una reacción en el estado estándar es 982< t< 2300 К.

5. Calcula el valor de la energía de Gibbs.D r GRAMO 298 reacción química a valores dados de presiones parciales de gas (cláusula 2. mesa a los problemas 1, 2) y una temperatura de 298 K. Determine si la dirección del proceso a 298 K cambia cuando las presiones parciales de los gases cambian en comparación con el estado estándar.

El cálculo de la energía de Gibbs de una reacción química a cualquier temperatura y presión parcial relativa de los gases se realiza mediante la ecuación de la isoterma de Van't Hoff:

Δ r GRAMO t = ∆ r GRAMO 0 t + RT en .

Calculemos Δ r GRAMO 298 a 298 K y presiones de gas: R CO = 2. 10 3 Pa,

R CO2 = 8. 10 5 Pa.

Presiones parciales relativas de gases:

CO = 2 . 103Pa/105Pa = 0,02; CO2 = 8. 105Pa/105Pa = 8.

Δ r GRAMO 298 = Δ r GRAMO 0 298 + RTln(R 2CO/ R CO2) = 120,15 +8,31. 10-3. 298. en(0,02/8) =

Δ r GRAMO 298 >0 – la reacción espontánea en la dirección de avance a presiones parciales de gas dadas y 298 K es imposible. La reacción transcurre en dirección opuesta.

6. Determine cómo (teóricamente) cambiar la presión parcial de cualquiera de los gases fuente (R A oR EN) para cambiar la dirección del proceso en comparación con el estado estándar a 298 K y la presión parcial estándar de todos los demás componentes de la reacción química.

En el estado estándar y 298 K, la reacción puede ocurrir espontáneamente en la dirección opuesta, porque Δ r GRAMO 0 298 >0.

Para cambiar la dirección del proceso en comparación con el estado estándar a 298 K, se puede cambiar la presión parcial de CO 2 (el estado de todos los demás componentes es estándar). La condición para una reacción espontánea en dirección directa es Δ r GRAMO 298 < 0.

Según la ecuación de la isoterma de Van't Hoff:

Δ r GRAMO t = ∆ r GRAMO 0 t + RT en < 0

Δ r GRAMO 298 = 120,15 + 8,31. 10-3. 298 en < 0

Resolviendo la desigualdad ln < - 48,5и получаем: < 10 -21 .

De este modo, R CO< R CO2 ≈ 10 5 veces.

Por lo tanto, para cambiar la dirección del proceso en comparación con el estado estándar a 298 K y presión R CO = 10 5 Pa, es necesario aumentar la presión parcial de CO 2 10 5 veces, es decir, La presión parcial de CO 2 debe ser: R CO2 > 10 25 Pa.

A esta presión de CO 2, una reacción química determinada puede proceder espontáneamente en dirección directa a 298 K.

TAREA 2. Equilibrio químico.

Para una reacción química

CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g)

1. Calcula la energía de Gibbs.D r GRAMO 0 t y constante de equilibrioA R de esta reacción en el estado estándar y temperaturas de 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K, teniendo en cuenta la dependenciaD r h 0 t YD r S 0 t sobre la temperatura a una capacidad calorífica específica constante de sustanciasCon R = constante . Trazar el gráfico de dependencia

A R = F (t ).

Calculemos el cambio en la capacidad calorífica del sistema (∆ r C 0 R= constante):

∆ r Con 0 R = 2Con 0 R 298 COg – Con 0 R 298Sk – Con 0 R 298СО2g =

2. (29,14)–8,54–37,41 = 12,33 J/K.

Calculemos la energía de Gibbs de una reacción química en el estado estándar y temperaturas dadas de 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K, teniendo en cuenta la dependencia ∆ r h 0 t y ∆ r S 0 t sobre la temperatura, considerando constante la capacidad calorífica específica de las sustancias Con R , según la fórmula:

∆ r GRAMO 0 t = ∆ r h 0 t - T. . ∆ r S 0 t = ∆ r GRAMO 0 298 + ∆ r Con 0 R (t - 298) –t . ∆ r Con 0 R en(T / 298).

∆ r GRAMO 0 298 =120,15 kJ;

∆ r GRAMO 0 500 =120,15+12,33. 10-3. (500-298) - 500. 12.33. 10-3. En(500/298)=

∆ r GRAMO 0 800 =120,15+12,33. 10-3. (800-298) - 800. 12.33. 10-3. En(800/298)=

∆ r GRAMO 0 1000 = 120,15+12,33. 10-3. (1000-298) - 1000. 12.33. 10-3. En(1000/298) =

Condición termodinámica para el equilibrio químico: ∆ r GRAMO t = 0.

Energía de Gibbs de una reacción química en el estado estándar.

∆ r GRAMO 0 t relacionado con la constante de equilibrio A R por proporción:

∆ r GRAMO 0 t = - RT en A R

Habiendo calculado el valor ∆ r GRAMO 0 t reacción, calcule la constante de equilibrio A R según la fórmula:

k pag=exp(- ∆G 0 t /RT) ,

Dónde R=8,31 J/mol. K es la constante universal de los gases.

k pag, 298 = exp(- ∆G 0 t , 298 / R. 298) = exp(-120,15/8,31. 10 -3. 298) = 8. 10-22;

k pag, 500 = exp(- ∆G 0 t , 500 / R. 500) = exp(-84,67/8,31. 10 -3. 500) = 1,4. 10-9;

k pag, 800 = exp(- ∆G 0 t , 800 / R. 800) = exp(-31,97/8,31. 10 -3. 800) = 8,1. 10-3;

k pag, 1000 = exp(- ∆G 0 t , 1000 / R. 1000) = exp(3,16/8,31.10 -3.1000) = 1,46.

A medida que aumenta la temperatura, aumenta la constante de equilibrio, lo que se explica por el efecto térmico endotérmico de esta reacción.

(Δ r norte 0 T>0).

2. Seleccione cualquier temperatura de la región de reacción espontánea en dirección directa. A esta temperatura, calcule las concentraciones de equilibrio de los reactivos gaseosos si sus concentraciones iniciales fueran iguales, respectivamente (consulte el párrafo 3, tabla para los problemas 1,2).

En t= 1000 K la reacción transcurre espontáneamente en dirección hacia adelante, porque ∆ r GRAMO 0 1000 = - 3,16 kJ<0, k pag , 1000 = 1,46.

Escojamos la temperatura t=1000 para calcular las concentraciones de equilibrio de reactivos gaseosos, si las concentraciones iniciales de reactivos gaseosos CO 2 y CO fueran iguales: Con CO2 = 0,5 mol/l, Con CO = 0.

Expresiones para constantes de equilibrio expresadas en términos de presiones parciales relativas de equilibrio de los gases ( R es igual ) y concentraciones de equilibrio ( Con igual) :

A R =
; A Con =

k pag Y k Con conectado a través de la ecuación del estado del gas:

k Con, 1000 =
=
= 0,018

Dónde R=0,082 litros. atm/mol. K - constante universal de los gases;

∆ν = 2-1= 1 (cambio en el número de moles de sustancias gaseosas durante la reacción).

Tabla de balance de materiales:

Sustituimos las concentraciones de equilibrio de reactivos gaseosos en la expresión de k Con y resuelve la ecuación algebraica para X:

A Con =
= 0,018 , X= 0,0387mol/l

CON CO igual = 2. 0,0387 = 0,0774mol/l

CON CO2igual = 0,5 - 0,0387 = 0,4613 mol/l.

La combustión es uno de los fenómenos naturales más interesantes y vitales para las personas. La combustión es beneficiosa para una persona siempre que no salga del control de su voluntad racional. De lo contrario, podría provocar un incendio. Fuego - Se trata de una quema incontrolada que provoca daños materiales, perjuicios a la vida y la salud de los ciudadanos y a los intereses de la sociedad y del Estado. Para prevenir un incendio y eliminarlo es necesario conocer el proceso de combustión.

Combustión Es una reacción química de oxidación acompañada de la liberación de calor. Para que se produzca la combustión, debe estar presente una sustancia combustible, un oxidante y una fuente de ignición.

Sustancia inflamable Es cualquier sustancia sólida, líquida o gaseosa que puede oxidarse y desprender calor.

Agentes oxidantes puede contener cloro, flúor, bromo, yodo, óxidos de nitrógeno y otras sustancias. En la mayoría de los casos, durante un incendio, se produce la oxidación de sustancias combustibles con el oxígeno del aire.

Fuente de ignición Proporciona un efecto energético sobre la sustancia combustible y el oxidante, lo que lleva a la combustión. Las fuentes de ignición generalmente se dividen en abiertas (luminosas): rayos, llamas, chispas, objetos incandescentes, radiación luminosa; y oculto (no luminoso): calor de reacciones químicas, procesos microbiológicos, compresión adiabática, fricción, impactos, etc. Tienen diferentes temperaturas de llama y calentamiento. Cualquier fuente de ignición debe tener un suministro suficiente de calor o energía transferida a las sustancias que reaccionan. Por tanto, la duración de la exposición a la fuente de ignición también influye en el proceso de combustión. Una vez iniciado el proceso de combustión, es apoyado por la radiación térmica de su zona.

La sustancia combustible y la forma oxidante. Sistema de combustible, que puede ser químicamente heterogéneo u homogéneo. En un sistema químicamente heterogéneo, la sustancia combustible y el oxidante no se mezclan y tienen una interfaz (sustancias inflamables sólidas y líquidas, chorros de gases y vapores inflamables que ingresan al aire). Cuando estos sistemas arden, el oxígeno atmosférico se difunde continuamente a través de los productos de la combustión hacia la sustancia combustible y luego entra en una reacción química. Este tipo de combustión se llama difusión. La velocidad de combustión por difusión es baja, ya que el proceso de difusión la ralentiza. Si una sustancia inflamable en estado gaseoso, vaporoso o polvoriento ya está mezclada con aire (antes de encenderse), entonces dicho sistema combustible es homogéneo y su proceso de combustión depende únicamente de la velocidad de la reacción química. En este caso, la combustión ocurre rápidamente y se llama cinético.

La combustión puede ser completa o incompleta. La combustión completa se produce cuando el oxígeno ingresa a la zona de combustión en cantidad suficiente. Si no hay suficiente oxígeno para oxidar todos los productos involucrados en la reacción, se produce una combustión incompleta. Los productos de la combustión completa incluyen dióxido de carbono y dióxido de azufre, vapor de agua y nitrógeno, que no son capaces de sufrir más oxidación ni combustión. Los productos de una combustión incompleta son monóxido de carbono, hollín y productos de descomposición de la materia bajo la influencia del calor. En la mayoría de los casos, la combustión va acompañada de la aparición de una intensa radiación luminosa: una llama.

Hay varios tipos de combustión: flash, ignición, ignición, combustión espontánea, ignición espontánea, explosión.

Destello – esta es la combustión rápida de una mezcla combustible sin la formación de una mayor presión de gas. La cantidad de calor generada durante una llamarada no es suficiente para continuar la combustión.

Fuego - Se trata de la aparición de una combustión bajo la influencia de una fuente de ignición.

Encendido – un incendio acompañado de la aparición de una llama. Al mismo tiempo, el resto de la masa de la sustancia combustible permanece relativamente fría.

Combustión espontánea – el fenómeno de un fuerte aumento en la velocidad de las reacciones de oxidación exotérmica en una sustancia, que conduce a su combustión en ausencia de una fuente de ignición externa. Dependiendo de las causas internas, los procesos de combustión espontánea se dividen en químicos, microbiológicos y térmicos. Combustión espontánea química Ocurre por la exposición de sustancias al oxígeno del aire, el agua o por la interacción de sustancias. Los trapos aceitosos, los monos, el algodón e incluso las virutas de metal se encienden espontáneamente. El motivo de la combustión espontánea de materiales fibrosos aceitados es la distribución de sustancias grasas en una fina capa sobre su superficie y la absorción de oxígeno del aire. La oxidación del aceite va acompañada de la liberación de calor. Si se genera más calor que el calor que se pierde al medio ambiente, entonces puede producirse una combustión sin ningún suministro de calor. Algunas sustancias se encienden espontáneamente al interactuar con el agua. Estos incluyen potasio, sodio, carburo de calcio y carburos de metales alcalinos. El calcio se enciende cuando interactúa con agua caliente. El óxido de calcio (cal viva), cuando interactúa con una pequeña cantidad de agua, se calienta mucho y puede encender materiales inflamables en contacto con él (por ejemplo, madera). Algunas sustancias arden espontáneamente cuando se mezclan con otras. Estos incluyen principalmente agentes oxidantes fuertes (cloro, bromo, flúor, yodo) que, en contacto con determinadas sustancias orgánicas, provocan su combustión espontánea. El acetileno, el hidrógeno, el metano, el etileno y la trementina se encienden espontáneamente con la luz cuando se exponen al cloro. El ácido nítrico, al ser también un fuerte agente oxidante, puede provocar la combustión espontánea de virutas de madera, paja y algodón. Combustión espontánea microbiológica radica en que con la humedad y temperatura adecuadas en los productos vegetales y la turba se intensifica la actividad vital de los microorganismos. Al mismo tiempo, la temperatura aumenta y puede producirse un proceso de combustión. Combustión espontánea térmica Ocurre como resultado de una exposición prolongada a una pequeña fuente de calor. En este caso, las sustancias se descomponen y, como resultado de un aumento de los procesos oxidativos, se calientan espontáneamente. Los aceites vegetales semisecos (girasol, semilla de algodón, etc.), aceite secante de ricino, barnices de trementina, pinturas e imprimaciones, madera y tableros de fibra, cartón para tejados, nitrolinóleo y algunos otros materiales y sustancias pueden encenderse espontáneamente a una temperatura ambiente de 80 - 100 ? C.

Auto-ignición - Se trata de una combustión espontánea acompañada de la aparición de una llama. Las sustancias sólidas y líquidas, los vapores, los gases y el polvo mezclados con el aire pueden inflamarse espontáneamente.

Explosión (combustión explosiva) es una combustión extremadamente rápida, que va acompañada de la liberación de una gran cantidad de energía y la formación de gases comprimidos capaces de provocar destrucción mecánica.

Los tipos de combustión se caracterizan por los parámetros de temperatura, siendo los principales los siguientes. punto de inflamabilidad - esta es la temperatura más baja de una sustancia inflamable a la que se forman vapores o gases sobre su superficie que pueden estallar brevemente en el aire desde una fuente de ignición. Sin embargo, la velocidad de formación de vapores o gases sigue siendo insuficiente para continuar la combustión. punto de inflamabilidad - esta es la temperatura más baja de una sustancia inflamable a la que emite vapores o gases inflamables a una velocidad tal que, después de la ignición de una fuente de ignición, se produce una combustión estable. Temperatura de autoignición - esta es la temperatura más baja de una sustancia a la que se produce un fuerte aumento en la velocidad de reacciones exotérmicas que terminan en ignición. La temperatura de autoignición de los materiales y sustancias combustibles sólidos estudiados es de 30 a 670 °C. El fósforo blanco tiene la temperatura de autoignición más baja, el magnesio la más alta. Para la mayoría de las especies de madera, esta temperatura es de 330 a 470 °C.

Resumen de seguridad humana

Tema 3. BASES QUÍMICAS DE LA COMBUSTIÓN.

3.1. Química de las reacciones de combustión.

Como ya entendiste, la combustión es una reacción química rápida acompañada de la liberación de calor y brillo (llama). Por lo general, se trata de una reacción oxidativa exotérmica de una sustancia inflamable que se combina con un agente oxidante: el oxígeno atmosférico.

Sustancias inflamables puede haber gases, líquidos y sólidos. Se trata de H 2, CO, azufre, fósforo, metales, C m H n (hidrocarburos en forma de gases, líquidos y sólidos, es decir, sustancias orgánicas. Los hidrocarburos naturales, por ejemplo, son el gas natural, el petróleo y el carbón). En principio, todas las sustancias capaces de oxidarse pueden ser inflamables.

Agentes oxidantes servir: oxígeno, ozono, halógenos (F, Cl, Br, J), óxido nitroso (NO 2), nitrato de amonio (NH 4 NO 3), etc. Para metales, CO 2, H 2 O, N 2 también pueden ser agentes oxidantes .

En algunos casos, la combustión se produce durante reacciones de descomposición de sustancias obtenidas en procesos endotérmicos. Por ejemplo, durante la descomposición del acetileno:

C 2 H 2 = 2 C + H 2.

Exotérmico Las reacciones son reacciones que implican la liberación de calor.

endotérmico Las reacciones son reacciones que implican la absorción de calor.

Por ejemplo:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q – reacción exotérmica,

2H 2 O + Q = 2H 2 + O 2 – reacción endotérmica,

donde: Q – energía térmica.

Por tanto, las reacciones endotérmicas sólo pueden ocurrir con la introducción de energía térmica externa, es decir. cuando se calienta.

En las reacciones químicas, según la ley de conservación de la masa, el peso de las sustancias antes de la reacción es igual al peso de las sustancias formadas después de la reacción. Al equilibrar ecuaciones químicas, obtenemos estequiométrico composiciones.

Por ejemplo, en la reacción

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

tenemos 1 mol CH 4 + 2 mol O 2 = 1 mol CO 2 + 2 mol H 2 O.

El número de moles delante de las fórmulas de sustancias se llama coeficientes estequiométricos.

Teniendo en cuenta los conceptos de “volumen molar”, “concentración molar”, “presión parcial”, encontramos que para la reacción completa del metano es necesario mezclar 1 mol de CH 4 con 2 moles de O 2, o 1/ 3 = 33,3% CH4 y 2/3 = 66,7% O2. Esta composición se llama estequiométrica.

Si consideramos la combustión de CH 4 en el aire, es decir en una mezcla de 21% O 2 +79% N 2 u O 2 +79/21N 2 u O 2 +3.76N 2, entonces la reacción se escribirá de la siguiente manera:

CH4 +2O2 +2×3,76N2 =CO2 +2H2O+2×3,76N2.

1 mol CH 4 +2 mol O 2 +7,52 mol N 2 = 10,52 mol mezcla de O 2, N 2 y CH 4.

Entonces la composición estequiométrica de la mezcla será:

(1/10,52)*100%=9,5% CH4; (2/10,52)*100%=19,0% O2;

(7,52/10,52)*100%=71,5%N2.

Esto significa que en la mezcla más inflamable, en lugar de 100% (CH 4 + O 2) en la reacción con oxígeno habrá 24% (CH 4 + O 2) en la reacción con aire, es decir Se generará mucho menos calor.

Se obtendrá la misma imagen si se mezclan composiciones arbitrarias no estequiométricas.

Por ejemplo, en la reacción 2CH4 +2O2 =CO2 +2H2O+CH4 1 mol de CH 4 no reacciona.

En reacción CH4 +4O2 =CO2 +2H2O+2O2 2 moles de O 2 no participan en la reacción, pero desempeñan el papel de lastre y requieren cierta cantidad de calor para calentarse.

Así, si comparamos las reacciones de combustión del metano en oxígeno y aire o en exceso de CH 4 y O 2, queda claro que la cantidad de calor liberado en la primera reacción será mayor que en las demás, ya que en ellas:

Menos concentraciones de reactivos en la mezcla general;

Parte del calor se destinará a calentar el lastre: nitrógeno, oxígeno o metano.

Hagámonos preguntas:

¿Qué energía se puede liberar durante la reacción?

¿Qué determina la cantidad de calor, es decir? efecto térmico re-

¿Cuánta energía térmica se debe agregar para que fluya?

¿reacción endotérmica?

Para ello se introdujo el concepto de contenido calorífico de una sustancia.

3.2. Contenido calorífico de las sustancias.

¿De dónde viene el calor en la reacción de combustión del metano? Esto significa que estaba escondido en las moléculas de CH 4 y O 2 y ahora ha sido liberado.

Aquí hay un ejemplo de una reacción más simple:

2H2 +O2 =2H2O+Q

Esto significa que el nivel de energía de la mezcla estequiométrica de hidrógeno y oxígeno era mayor que el del producto de reacción H 2 O y la energía "extra" se liberó de la sustancia.

En la reacción inversa de la electrólisis del agua, es decir. Descomposición del agua con la ayuda de energía eléctrica, se produce una redistribución de átomos en una molécula de agua con la formación de hidrógeno y oxígeno. Al mismo tiempo, aumenta el contenido calorífico de H 2 y O 2.

Así, cada sustancia, durante su formación, recibe o cederá una determinada energía, y la medida de energía térmica acumulada por una sustancia durante su formación se denomina contenido de calor, o entalpía.

A diferencia de la química, en termodinámica química el calor de formación de una sustancia no se denota con el símbolo Q, sino con el símbolo DH con un signo (+) si el calor es absorbido por un compuesto químico, y con un signo (-) si el calor se libera durante la reacción, es decir, “sale” de los sistemas.

Se denota el calor estándar de formación de 1 mol de una sustancia a una presión de 101,3 kPa y una temperatura de 298 K.

Los libros de referencia dan el calor de formación de compuestos a partir de sustancias simples.

Por ejemplo:

Y CO 2 = - 393,5 kJ/mol

UH2O gaseoso = - 241,8 kJ/mol

Pero para sustancias formadas durante procesos endotérmicos, por ejemplo, acetileno C 2 H 2 = +226,8 kJ/mol, cuando el átomo de hidrógeno H + se forma según la reacción H 2 = H + + H + = +217,9 kJ/mol.

Para sustancias puras que constan de un elemento químico en forma estable (H 2, O 2, C, Na, etc.), convencionalmente se supone que DN es cero.

Sin embargo, si hablamos de las propiedades macroscópicas de las sustancias, distinguimos varias formas de energía: cinética, potencial, química, eléctrica, térmica, nuclear y trabajo mecánico. Y si consideramos la cuestión a nivel molecular, entonces estas formas de energía pueden explicarse basándose en sólo dos formas: la energía cinética del movimiento y la energía potencial en reposo de los átomos y las moléculas.

En las reacciones químicas sólo cambian las moléculas. Los átomos permanecen sin cambios. Energía Molécula es la energía de enlace de sus átomos acumulada en una molécula. Está determinado por las fuerzas de atracción de los átomos entre sí. Además, existe energía potencial para que las moléculas se atraigan entre sí. Es pequeño en gases, mayor en líquidos e incluso mayor en sólidos.

Cada átomo tiene energía, parte de la cual está asociada a los electrones y parte al núcleo. Los electrones tienen energía cinética de rotación alrededor del núcleo y energía eléctrica potencial de atracción y repulsión entre sí.

La suma de estas formas de energía molecular es el contenido de calor de la molécula.

Si sumamos el contenido de calor de 6,02 × 10 23 moléculas de una sustancia, obtenemos el contenido de calor molar de esta sustancia.

Por qué el contenido de calor de sustancias de un solo elemento (moléculas de un elemento) se considera cero se puede explicar de la siguiente manera.

La DH de un elemento químico, es decir, la energía de su formación, está asociada a procesos intranucleares. La energía nuclear está asociada con las fuerzas de interacción entre partículas intranucleares y la transformación de un elemento químico en otro durante reacciones nucleares. Por ejemplo, la reacción de desintegración del uranio:

o más simple: U+n®Ba+Kr+3n.

Dónde: norte ’ oh– una partícula de neutrones con masa 1 y carga cero.

El uranio captura un neutrón, como resultado de lo cual se divide (se desintegra) en dos nuevos elementos, bario y criptón, con la formación de 3 neutrones y se libera energía nuclear.

Cabe decir que las reacciones nucleares implican cambios de energía millones de veces mayores que las reacciones químicas. Por tanto, la energía de desintegración del uranio es 4,5 × 10 9 kcal/mol × uranio. Esto es 10 millones de veces más que la combustión de un mol de carbón.

En las reacciones químicas, los átomos no cambian, pero las moléculas sí. Por lo tanto, los químicos no tienen en cuenta la energía de formación de átomos y el DN de las moléculas de gas de un solo elemento y los átomos de sustancias puras se considera igual a cero.

La reacción de desintegración del uranio anterior es un ejemplo clásico de reacción en cadena. Consideraremos la teoría del mecanismo en cadena de la reacción de combustión más adelante. Pero el origen del neutrón y lo que lo hace reaccionar con el uranio está relacionado con la llamada energía de activación, que consideraremos un poco más adelante.

3.3. Efecto térmico de la reacción.

El hecho de que cada sustancia individual contenga una cierta cantidad de energía explica los efectos térmicos de las reacciones químicas.

Según la ley de Hess: el efecto térmico de una reacción química depende únicamente de la naturaleza de los productos inicial y final y no depende del número de reacciones intermedias de transición de un estado a otro.

Corolario 1 de esta ley: El efecto térmico de una reacción química es igual a la diferencia entre la suma de los calores de formación de los productos finales y la suma de los calores de formación de las sustancias de partida, teniendo en cuenta los coeficientes de las fórmulas de estas sustancias en la ecuación de reacción.

Por ejemplo, en la reacción 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ± DH.

; ; .

Como resultado, la ecuación de reacción general quedará así:

2H2 + O2 = 2H2O – 582 kJ/mol.

Y si DH tiene un signo (-), entonces la reacción es exotérmica.

Corolario 2. Según la ley de Lavoisier-Laplace, el efecto térmico de la descomposición de un compuesto químico es igual y de signo opuesto al efecto térmico de su formación.

Entonces la reacción de descomposición del agua será:

2H 2 O = 2H 2 +O 2 +582 kJ/mol, es decir esta reacción es endotérmica.

Un ejemplo de una reacción más compleja:

CH4 +2O2 =CO2 +2H2O.

Entonces la reacción se escribirá así:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O – 742,3 kJ/mol, lo que significa que la reacción es exotérmica.

3.4. Principios cinéticos de las reacciones de los gases.

Según la ley de acción de masas, la velocidad de reacción a temperatura constante es proporcional a la concentración de las sustancias que reaccionan o, como se suele decir, "masas actuantes".

La velocidad de la reacción química ( υ ) se acostumbra considerar la cantidad de sustancia que reacciona por unidad de tiempo ( dt) por unidad de volumen ( dV).

Considere la reacción que se desarrolla según la ecuación:

A + B = C + D.

Dado que la velocidad de reacción caracteriza una disminución en el tiempo en la concentración de reactivos y un aumento en la concentración de productos de reacción, podemos escribir:

, (3.1)

donde los menos de los derivados indican la dirección del cambio en la concentración de los componentes, y las concentraciones de los componentes se indican entre corchetes.

Entonces la reacción directa irreversible en T = const avanza a una velocidad:

, (3.2)

Dónde: k – constante de velocidad de una reacción química. No depende de la concentración de los componentes, cambia únicamente con la temperatura.

Según la ley de acción de masas, las concentraciones de los componentes de la reacción se incluyen en la ecuación cinética en un grado igual al coeficiente estequiométrico de este componente.

Si, para reaccionar

aA + bB = cC + dD

La ecuación cinética tiene la forma:

Los exponentes a, b, c, d generalmente se denominan órdenes de reacción para los componentes A, B, C, D, y la suma de los exponentes es el orden de reacción general.

Por ejemplo, reacciones como

A ® bB + cC – 1er orden,

2A = bB + cC – 2do orden,

A + B = cC + dD – III orden.

Dado que las concentraciones de todos los componentes que reaccionan están relacionadas entre sí mediante ecuaciones estequiométricas, las ecuaciones cinéticas de primer orden más simples son ecuaciones diferenciales de primer orden con una variable independiente, la concentración, y pueden integrarse.

La ecuación cinética más simple es una ecuación de primer orden del tipo

para cual . (3.4)

Denotamos por la concentración del componente A antes del inicio de la reacción y, habiendo integrado la ecuación bajo la condición de frontera t = 0, [A] = [A 0 ], obtenemos:

O [A]=×e - kt. (3.5)

Por tanto, la dependencia de la velocidad de reacción de la concentración de sustancias es exponencial.

La energía cinética de los gases lo explica así. Según la hipótesis de Arrhenius, una reacción entre moléculas sólo tiene lugar si están activas, es decir, tienen un exceso de energía suficiente para romper los enlaces interatómicos, la llamada energía de activación E A.

Aquellos. la velocidad de una reacción química no depende del número de colisiones de todas las moléculas, sino solo de las activadas.

Según la ley de Boltzmann, el número de moléculas activas

n A = n o * e - E / RT , (3.6)

donde: E – energía de activación,

T – temperatura de la mezcla de gases,

n o – número total de moléculas.

Entonces el número de colisiones efectivas, que coincide con la velocidad de reacción, es igual a:

υ р = Z eff = Z 0 * e - E / RT , (3.7)

donde: Z 0 – número total de colisiones de moléculas.

1) la velocidad de reacción es proporcional a la concentración de moléculas activas, cuyo número depende de la temperatura y presión en la mezcla, ya que la presión es el número de moléculas que chocan con cualquier superficie;

2) una reacción solo es posible si las moléculas que interactúan reciben un cierto suministro de energía suficiente para romper o debilitar los enlaces interatómicos. La activación implica la transición de moléculas a un estado en el que es posible una transformación química.

Muy a menudo, el proceso de activación se produce mediante la formación de compuestos atómicos intermedios inestables pero muy activos.

Así, no sólo los procesos endotérmicos requieren un aporte externo de energía, sino también los exotérmicos. Para que se produzca una reacción exotérmica, es necesario impartirle algún impulso de energía térmica. Por ejemplo, para que se produzca una reacción de combustión en una mezcla de hidrógeno y oxígeno, es necesario encenderla.

La cantidad mínima de energía térmica necesaria para "iniciar" una reacción química se llama energía de activación.

3.5. Energía de activación de una reacción.

Para explicar este fenómeno se suele utilizar el siguiente ejemplo (Fig. 9):

Hay una pelota en la plataforma. El sitio está ubicado frente al tobogán. Por lo tanto, la pelota podría haber rodado hacia abajo por sí sola si no fuera por el tobogán. Pero para un descenso espontáneo, es necesario elevarlo hasta la cima del tobogán. Esto liberará no sólo la energía de subir la colina, sino también la energía de bajar.

Arroz. 9. Esquema de activación de la reacción.

Consideremos dos reacciones:

1) H 2 + O 2 = H 2 O-

2) H 2 O = H 2 + O 2 +

Como puede verse en la figura, E 2 =+E 1;

En general, para cualquier reacción.

.

Y el signo del efecto térmico depende de la diferencia entre E 1 y E 2, que siempre son positivas.

Así, la energía de activación es la energía necesaria para transformar las sustancias que reaccionan al estado de complejo activo (romper enlaces interatómicos, acercar moléculas, acumular energía en una molécula...).

Al aumentar la temperatura del gas, la proporción de moléculas activas (e -E/ RT) aumenta considerablemente y, por tanto, la velocidad de reacción aumenta exponencialmente. Esta relación se puede ilustrar de la siguiente manera:

Arroz. 10. Dependencia de la velocidad de reacción de la temperatura: 1 – velocidad de la 1.ª reacción, 2 – velocidad de la 2.ª reacción.

Como puede verse en la Figura 10, la velocidad de la primera reacción es menor que la velocidad de la segunda reacción y la energía de activación de la primera reacción es mayor que E de la segunda. Y a la misma temperatura T 2 υ 2 > υ 1 . Cuanto mayor sea la energía de activación, mayor será la temperatura requerida para alcanzar una velocidad de reacción determinada.

La razón de esto es que cuando E es mayor, los enlaces interatómicos existentes en las moléculas de los componentes que reaccionan son más fuertes y se necesita más energía para vencer estas fuerzas. En este caso, la proporción de moléculas activas es correspondientemente menor.

De lo anterior queda claro que el valor de la energía de activación es la característica más importante de un proceso químico. Determina la altura de la barrera energética, cuya superación es una condición para que se produzca la reacción. Por otro lado, caracteriza la velocidad de reacción en función de la temperatura, es decir. cuanto mayor sea la energía de activación, mayor será la temperatura para lograr una reacción determinada.

3.6. Catálisis.

Además de aumentar la temperatura y la concentración de sustancias, utilizan catalizadores, es decir. Sustancias que se introducen en una mezcla reactiva, pero que no se consumen durante la reacción, sino que la aceleran reduciendo la energía de activación.

El proceso de aumentar la velocidad de reacción utilizando catalizadores se llama catálisis.

Los catalizadores participan en reacciones intermedias para crear un complejo activado debilitando los enlaces en las moléculas de las sustancias de partida, su descomposición, la adsorción de moléculas en la superficie del catalizador o la introducción de partículas activas del catalizador.

La naturaleza de la participación del catalizador se puede explicar mediante el siguiente diagrama:

Reacción sin catalizador: A + B = AB.

Con catalizador X: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

Presentemos una imagen similar a la que se muestra en la Fig. 9.

Arroz. 11. Diagrama de funcionamiento del catalizador: E b.cat Y mi con gato– energía de activación de la reacción sin catalizador y con catalizador, respectivamente.

Cuando se introduce un catalizador (Fig. 11), la reacción puede proceder por un camino diferente con una barrera energética más baja. Esta vía corresponde a un nuevo mecanismo de reacción mediante la formación de otro complejo activado. Y la nueva barrera energética inferior puede ser superada por un mayor número de partículas, lo que conduce a un aumento de la velocidad de reacción.

Cabe señalar que la energía de activación de la reacción inversa disminuye en la misma cantidad que la energía de activación de la reacción directa, es decir ambas reacciones se aceleran por igual, y los catalizadores no inician la reacción, solo acelerarán la reacción, lo que podría ocurrir en su ausencia, pero mucho más lentamente.

Los productos intermedios de la reacción pueden convertirse en catalizadores, entonces esta reacción se llama autocatalítica. Entonces, si la velocidad de las reacciones ordinarias disminuye a medida que se consumen los reactivos, entonces la reacción de combustión, debido a la autocatálisis, se autoacelera y es autocatalítica.

Muy a menudo, como catalizadores se utilizan sustancias sólidas que adsorben moléculas de sustancias reactivas. Durante la adsorción, los enlaces de las moléculas que reaccionan se debilitan y, por tanto, se facilita la reacción entre ellas.

¿Qué es la adsorción?

3.7. Adsorción.

Adsorción- absorción superficial de una sustancia de un medio o solución gaseosa por la capa superficial de otra sustancia, líquida o sólida.

Por ejemplo, la adsorción de gases tóxicos en la superficie del carbón activado utilizado en las máscaras antigás.

Se hace una distinción entre adsorción física y química.

En físico adsorción, las partículas capturadas conservan sus propiedades, y cuando químico– se forman compuestos químicos del adsorbato con el adsorbente.

El proceso de adsorción va acompañado de la liberación de calor. Para la adsorción física es insignificante (1-5 kcal/mol), para la adsorción química es mucho mayor (10-100 kcal/mol). Esto puede acelerar las reacciones químicas durante la catálisis.

Para procesos de combustión y explosión, se pueden dar los siguientes ejemplos:

1. La temperatura de autoignición de la mezcla H 2 + O 2 es 500 0 C. En presencia de un catalizador de paladio, disminuye a 100 0 C.

2. Los procesos de combustión espontánea del carbón comienzan con la adsorción química de oxígeno en la superficie de las partículas de carbón.

3. Cuando se trabaja con oxígeno puro, el oxígeno se absorbe bien en la ropa (adsorción física). Y en presencia de una chispa o una llama, la ropa se incendia fácilmente.

4. Los aceites técnicos absorben y absorben bien el oxígeno para formar una mezcla explosiva. La mezcla explota espontáneamente, sin fuente de ignición (absorción química).

Casi todos los días todos tenemos que enfrentarnos a una u otra manifestación del proceso de combustión. En nuestro artículo queremos contar con más detalle qué características incluye este proceso desde un punto de vista científico.

Es el componente principal del proceso del fuego. Un incendio comienza con el inicio de la combustión, su intensidad de desarrollo suele ser el camino recorrido por el fuego, es decir, la velocidad de combustión, y la extinción finaliza con el cese de la combustión.

Se suele entender por combustión una reacción exotérmica entre un combustible y un comburente, acompañada de al menos uno de los tres factores siguientes: llama, incandescencia, formación de humo. Debido a la complejidad del proceso de combustión, esta definición no es exhaustiva. No tiene en cuenta características tan importantes de la combustión como la rápida aparición de la reacción exotérmica subyacente, su naturaleza autosostenida y la capacidad del proceso para autopropagarse a través de la mezcla combustible.

La diferencia entre una reacción redox exotérmica lenta (corrosión del hierro, descomposición) y la combustión es que esta última ocurre tan rápidamente que el calor se produce más rápido de lo que se disipa. Esto provoca un aumento de la temperatura en la zona de reacción de cientos e incluso miles de grados, un brillo visible y la formación de una llama. En esencia, así es como se forma la combustión en llamas. Si se libera calor pero no hay llama, entonces este proceso se llama combustión lenta. En ambos procesos se produce un aerosol de combustión completa o incompleta de sustancias. Vale la pena señalar que cuando algunas sustancias se queman, la llama no es visible y tampoco se emite humo; entre ellas se encuentra el hidrógeno; Las reacciones demasiado rápidas (transformación explosiva) tampoco se incluyen en el concepto de combustión.

Una condición necesaria para que se produzca la combustión es la presencia de una sustancia inflamable, un oxidante (en caso de incendio, su función la desempeña el oxígeno del aire) y una fuente de ignición. Para la combustión directa, deben existir condiciones críticas en cuanto a la composición de la mezcla combustible, la geometría y temperatura del material combustible, la presión, etc. Una vez que se produce la combustión, la propia llama o la zona de reacción actúa como fuente de ignición.

Por ejemplo, el oxígeno puede oxidar el metano liberando calor a alcohol metílico y ácido fórmico a 500-700 K. Sin embargo, para que la reacción continúe, es necesario reponer calor debido al calentamiento externo. Esto no es combustión. Cuando la mezcla de reacción se calienta a una temperatura superior a 1000 K, la velocidad de oxidación del metano aumenta tanto que el calor liberado se vuelve suficiente para continuar la reacción, desaparece la necesidad de suministro de calor externo y comienza la combustión. Así, la reacción de combustión, una vez que se produce, es capaz de sostenerse por sí misma. Ésta es la principal característica distintiva del proceso de combustión. Otra característica relacionada es la capacidad de una llama, que es una zona de reacción química, de propagarse espontáneamente a través de un medio inflamable o material combustible a una velocidad determinada por la naturaleza y composición de la mezcla de reacción, así como por las condiciones del proceso. Este es el principal mecanismo de desarrollo del fuego.

Un modelo de combustión típico se basa en la reacción de oxidación de sustancias orgánicas o carbono con oxígeno atmosférico. Muchos procesos físicos y químicos acompañan a la combustión. La física trata sobre la transferencia de calor a un sistema. Las reacciones de oxidación y reducción son un componente químico de la naturaleza de la combustión. De ahí que del concepto de combustión surjan una variedad de transformaciones químicas, incluyendo la descomposición de compuestos iniciales, disociación e ionización de productos.

La combinación de una sustancia o material inflamable con un agente oxidante constituye un medio inflamable. Como resultado de la descomposición de sustancias inflamables bajo la influencia de una fuente de ignición, se forma una mezcla de reacción gas-vapor-aire. Las mezclas combustibles, que en composición (proporción de componentes combustible y oxidante) corresponden a la ecuación de una reacción química, se denominan mezclas de composición estequiométrica. Son los más peligrosos en términos de fuego: se encienden más fácilmente, arden más intensamente, asegurando la combustión completa de la sustancia, por lo que liberan la máxima cantidad de calor.

Arroz. 1. Formas de llamas de difusión.

a – quema de una corriente en chorro, b – quema de un líquido derramado, c – quema de basura forestal

Según la relación entre la cantidad de material combustible y el volumen de oxidante, se distinguen mezclas pobres y ricas: las mezclas pobres contienen una gran cantidad de oxidante, las mezclas ricas contienen material combustible en abundancia. La cantidad mínima de oxidante necesaria para la combustión completa de una unidad de masa (volumen) de una sustancia combustible particular está determinada por la ecuación de la reacción química. Cuando se quema con oxígeno, el caudal de aire requerido (específico) para la mayoría de las sustancias combustibles está en el rango de 4 a 15 m 3 /kg. La combustión de sustancias y materiales sólo es posible cuando hay un cierto contenido de sus vapores o productos gaseosos en el aire, así como cuando la concentración de oxígeno no es inferior a un límite especificado.

Así, para el cartón y el algodón, la autoextinción se produce ya a 14 vol. % oxígeno y lana de poliéster - a 16 vol. %. En el proceso de combustión, como en otros procesos químicos, se requieren dos etapas: la creación de contacto molecular entre los reactivos y la interacción misma de las moléculas de combustible con el oxidante para formar productos de reacción. Si la velocidad de transformación de los reactivos iniciales está determinada por procesos de difusión, es decir tasa de transferencia (los vapores de gases inflamables y oxígeno se transfieren a la zona de reacción debido a un gradiente de concentración de acuerdo con las leyes de difusión de Fick), entonces este modo de combustión se llama difusión. En la Fig. 1 muestra diversas formas de llamas de difusión. En el modo de difusión, la zona de combustión se vuelve borrosa y en ella se forma una cantidad significativa de productos de combustión incompleta. Si la velocidad de combustión depende únicamente de la velocidad de la reacción química, que es significativamente mayor que la velocidad de difusión, entonces el modo de combustión se llama cinético. Se caracteriza por tasas de combustión más altas y completas y, como consecuencia, tasas de liberación de calor y temperaturas de llama altas. Este régimen ocurre en mezclas premezcladas de combustible y oxidante. Por lo tanto, si los reactivos en la zona de reacción química están en la misma fase (generalmente gaseosa), entonces dicha combustión se llama homogénea; cuando el combustible y el oxidante están en diferentes fases en la zona de reacción, se llama heterogénea. La combustión es homogénea no solo de gases, sino también de la mayoría de los sólidos. Esto se explica por el hecho de que en la zona de reacción no son los propios materiales los que arden, sino sus vapores y productos de descomposición gaseosos. La presencia de una llama es una característica distintiva de una combustión homogénea.

Ejemplos de combustión heterogénea son la combustión de carbono, residuos de madera carbonosos y metales no volátiles, que permanecen en estado sólido incluso a altas temperaturas. La reacción de combustión química en este caso ocurrirá en la interfaz entre las fases (sólida y gaseosa). Tenga en cuenta que los productos finales de la combustión pueden ser no solo óxidos, sino también fluoruros, cloruros, nitruros, sulfuros, carburos, etc.

Las características del proceso de combustión son variadas. Se pueden dividir en los siguientes grupos: forma, tamaño y estructura de la llama; temperatura de la llama, su emisividad; liberación de calor y poder calorífico; Velocidad de combustión y límites de concentración de la combustión sostenible, etc.

Todo el mundo sabe que la combustión produce un brillo que acompaña al producto de la combustión.

Consideremos dos sistemas:

• sistema gaseoso
• sistema condensado

En el primer caso, cuando se produce la combustión, todo el proceso se producirá en la llama, mientras que en el segundo caso, parte de las reacciones se producirán en el propio material o en su superficie. Como se mencionó anteriormente, hay gases que pueden arder sin llama, pero si consideramos los sólidos, también existen grupos de metales que también son capaces de arder sin llama.

La parte de la llama con el valor máximo, donde ocurren intensas transformaciones, se llama frente de llama.

Procesos de intercambio de calor y difusión de partículas activas desde la zona de combustión, que son los mecanismos clave para el movimiento del frente de llama a través de la mezcla combustible.

La velocidad de propagación de la llama suele dividirse en:

• deflagración (normal), que ocurre a velocidades subsónicas (0,05-50 m/s)
• detonación, cuando las velocidades alcanzan 500-3000 m/s.

Arroz. 2. Llama de difusión laminar

Dependiendo de la naturaleza de la velocidad del flujo de gas que crea la llama, se distinguen llamas laminares y turbulentas. En una llama laminar, el movimiento de los gases se produce en diferentes capas, todos los procesos de transferencia de calor y masa se producen mediante difusión y convección molecular. En llamas turbulentas, los procesos de transferencia de calor y masa se llevan a cabo principalmente debido al movimiento macroscópico de vórtices. La llama de una vela es un ejemplo de llama de difusión laminar (Fig. 2). Cualquier llama de más de 30 cm ya tendrá una inestabilidad mecánica aleatoria del gas, que se manifiesta por remolinos visibles de humo y llamas.

Arroz. 3. Transición del flujo laminar al turbulento

Un ejemplo muy claro de la transición de un flujo laminar a uno turbulento es una corriente de humo de cigarrillo (Fig. 3), que, habiendo ascendido a una altura de unos 30 cm, adquiere turbulencia.

Durante los incendios, las llamas tienen un carácter turbulento de difusión. La presencia de turbulencias en la llama aumenta la transferencia de calor y la mezcla afecta los procesos químicos. En una llama turbulenta, la velocidad de combustión también es mayor. Este fenómeno dificulta la transferencia del comportamiento de llamas de pequeña escala a llamas de mayor escala y mayor profundidad y altura.

Se ha demostrado experimentalmente que la temperatura de combustión de sustancias en el aire es mucho más baja que la temperatura de combustión en un ambiente de oxígeno atmosférico.

En el aire la temperatura oscilará entre 650 y 3100 °C, y en el oxígeno la temperatura aumentará entre 500 y 800 °C.