Stranica 1

Kemijske reakcije izgaranja počinju nakon stvaranja početnog plamena u pripremljenoj smjesi goriva i zraka. Kod klipnih motora s unutarnjim izgaranjem nastaje ili električnom iskrom ili zagrijavanjem gorivnog sklopa na temperaturu pri kojoj se u volumenu smjese spontano pojavljuju mnogi početni plamenovi, te se smjesa spontano zapali.

Kemijska reakcija izgaranja ne događa se u svim uvjetima sudara molekula zapaljivog plina s molekulama kisika.

Ako kemijske reakcije izgaranja nisu autokatalitičke, tada jedini razlog širenja plamena može biti prijenos topline produkata izgaranja neizgorene smjese. Ova vrsta širenja plamena naziva se toplinska. To, naravno, nipošto ne isključuje mogućnost da se difuzija reaktanata i produkata reakcije odvija istovremeno, tako da se sastav reakcijske smjese u reakcijskoj zoni razlikuje od sastava početne smjese. Ali u ovom slučaju difuzija nije uzrok širenja plamena, već samo popratni čimbenik. Posebno se to odnosi i na lančane reakcije s nerazgranatim lancima. Difuzija slobodnih atoma i radikala, samo ako su u termodinamičkoj ravnoteži ili u kvazistacionarnim koncentracijama, ne može biti uzrokom širenja plamena koji ostaje toplinski. Uloga difuzije u potpunosti je uzeta u obzir u ispravnoj toplinskoj teoriji širenja plamena, kao što će biti pokazano u sljedećem odjeljku.

Ako kemijske reakcije izgaranja nisu autokatalitičke, tada samo prijenos topline produkata izgaranja neizgorene smjese može biti uzrok širenja plamena. Ova vrsta širenja plamena naziva se toplinska. To, naravno, nipošto ne isključuje mogućnost da se difuzija reaktanata i produkata reakcije odvija istovremeno, tako da se sastav reakcijske smjese u reakcijskoj zoni razlikuje od sastava početne smjese. Ali u ovom slučaju difuzija nije uzrok širenja plamena, već samo popratni čimbenik. Posebno se to odnosi i na lančane reakcije s nerazgranatim lancima. Difuzija slobodnih atoma i radikala, samo ako su u termodinamičkoj ravnoteži ili u kvazistacionarnim koncentracijama, ne može biti uzrokom širenja plamena koji ostaje toplinski. Uloga difuzije u potpunosti je uzeta u obzir u ispravnoj toplinskoj teoriji širenja plamena, kao što će biti pokazano u sljedećem odjeljku.

Brzina kemijskih reakcija izgaranja plina sa zrakom u plamenicima je vrlo visoka. Te se reakcije pri visokim temperaturama odvijaju u tisućinkama sekunde. Trajanje izgaranja protoka mješavine plina i zraka određeno je kontinuiranim dovodom svježih dijelova plina i zraka, koji se spaljuju kao rezultat brzog odvijanja oksidacijskih reakcija pod djelovanjem toplinskog toka.

Brzina kemijskih reakcija izgaranja plina sa zrakom u plamenicima je vrlo visoka. Te se reakcije pri visokim temperaturama odvijaju u tisućinkama sekunde. Trajanje izgaranja protoka mješavine plina i zraka određeno je kontinuiranim dovodom svježih dijelova plina i zraka, koji se spaljuju kao rezultat brzog odvijanja oksidacijskih reakcija pod djelovanjem toplinskog toka.

Kvantitativni omjeri kemijskih reakcija izgaranja mogu se dobiti s poznatim molekulskim masama i tvari i gustoćama p c / 22 4 plinova u normalnim fizičkim uvjetima.

Mehanizam inhibicije kemijskih reakcija izgaranja nije dobro shvaćen. Međutim, studije provedene posljednjih godina omogućuju stvaranje nekih ideja o prirodi učinka inhibitora na plamen.

Pretpostavimo da se kemijska reakcija izgaranja odvija u potpunosti, a produkti reakcije su vodena para H20, ugljični dioksid CO2 ili, u nedostatku kisika, ugljikov monoksid CO. Za stehiometrijsku (eksplozivnu) zapaljivu smjesu vodik-kisik, dijeljenjem topline stvaranja vodene pare od 58 kcal / mol s toplinskim kapacitetom od 8 cal / mol-deg, dobivamo temperaturu izgaranja od 7250 stupnjeva. Za slučaj potpunog izgaranja krutog ugljika u kisiku (St 02CO2 94 kcal/mol) dobivamo još višu temperaturu izgaranja, 11 750 K. Temperature istog reda dobivene su i za druga ugljikovodična goriva. Ovdje navedene fantastično visoke temperature izgaranja odnose se na plazma stanje materije; one se zapravo ne događaju; temperature izgaranja smjesa kisika leže u rasponu od 3000-4000 K.

Budući da se zagrijavanje i kemijska reakcija izgaranja smjese odvijaju vrlo brzo, glavni čimbenik koji ograničava trajanje procesa izgaranja je vrijeme utrošeno na miješanje plina i zraka.

Budući da je brzina kemijskih reakcija izgaranja pri visokim temperaturama ložišta nesumjerljivo veća od brzine stvaranja smjese, u praksi je brzina izgaranja plina uvijek jednaka brzini miješanja plina sa zrakom. Ova okolnost olakšava kontrolu brzine izgaranja plina u najširem rasponu. Mješovita metoda izgaranja zapaljivih plinova posredna je između kinetičke i difuzijske.

Stoga je jednadžba za ravnotežu kemijske reakcije gorenja svijeća pod određenim uvjetima doista prvi pokušaj uvođenja količine topline u opis kemijske reakcije.

Pri sastavljanju jednadžbi kemijskih reakcija izgaranja tvari u zraku postupa se na sljedeći način: zapaljiva tvar i zrak koji sudjeluju u izgaranju napisani su s lijeve strane, nakon znaka jednakosti napisani su rezultirajući produkti reakcije. Na primjer, potrebno je formulirati jednadžbu za reakciju izgaranja metana u zraku. Prvo se zapisuje lijeva strana reakcijske jednadžbe: kemijska formula metana plus kemijske formule tvari koje čine zrak.

Uzorci izvedbe s/r2

KEMIJSKA TERMODINAMIKA. RAVNOTEŽA. KINETIKA.

ZADATAK 1. Toplina izgaranja goriva.

Imamo mješavinu plinskog goriva: 50% CH 4 + 50% C 4 H 10.

Ukupni volumen V=1000 l=1m 3 .

1. Napišite kemijske jednadžbe za reakcije izgaranja plinskih komponenata zadane gorive smjese.

Reakcija izgaranja metana:

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

Reakcija izgaranja butana:

C4H10 (g) + 13 / 202 (g)® 4CO2 (g) + 5H20 (g).

Entalpija Δ r H 0 298 od ovih kemijskih reakcija je toplina izgaranja plinovitog goriva Δ H 0 sg.

2. Izračunajte koliko se topline može dobiti izgaranjem određenog volumena smjese goriva određenog sastava (volumni%), uvjeti se smatraju normalnim.

Koristeći Hessov zakon izračunavamo toplinu izgaranja plinskog goriva Δ H 0 sg u standardnom stanju i 298 K, korištenjem tabličnih podataka (vidi dodatak, tablica) topline stvaranja svih tvari uključenih u reakciju izgaranja (Δ f H 0 298):

za metan

Δ H 0 sg CH4 = Δ r H 0 298 = Δ f H 0 CO2 + Δ f H 0 H2O - Δ f H 0 CH4 - 2Δ f H 0 O2 =

393.62+2. (-285,84) - (-74,78) - 0 \u003d -802,28 kJ / mol.

za butan

Δ H 0 sg S4N10 = Δ r H 0 298 = 4Δ f H 0 CO2 + 5Δ f H 0 H2O - Δ f H 0 S4N10 - 13/2Δ f H 0 O2 =

četiri . (- 393,62) + 5 . (-285,84) - (-126,15) - 0 \u003d -2877,53 kJ / mol.

Specifična toplina izgaranja Q T plinsko gorivo:

Q T = - (Δ H sg. 1000 / 22,4), kJ / m 3,

gdje je 22,4 l/mol molarni volumen plina na n.o.s.

za metan

Q T, CH4 \u003d - (-802,28. 1000 / 22,4) \u003d 35816 kJ / m 3.

za butan

Q T, C4H10 \u003d - (-2877,53. 1000 / 22,4) \u003d 128461 kJ / m 3.

Ukupna količina topline dobivena izgaranjem određene smjese goriva, uzimajući u obzir volumene plinova:

Q = Q T, CH4 . V CH4 + Q T, S4N10 . V S4N10 =

35816 . (1 . 0.5)+128461 . (1 . 0,5) = 82138,5 kJ.

3. Odaberite energetski najučinkovitije gorivo iz zadane mješavine goriva. Izračunajte specifičnu toplinu izgaranja ovog goriva Q T , kJ/m 3 . Izračunajte najmanji volumen ovog goriva za proizvodnju 100 MJ topline.

Energetski najučinkovitije gorivo u ovoj mješavini goriva je butan, specifična toplina izgaranja Q T, C4H10 \u003d 128461 kJ / m 3.

Za dobivanje 100 MJ topline potrebno je sagorjeti:

V S4N10 = Q/ Q T, S4N10 \u003d 100000 / 128461 \u003d 0,778 m 3 \u003d 778 l.

ZADATAK 2. Kemijska termodinamika.

1. Napišite jednadžbe termokemijske reakcije čiji je toplinski učinak toplina nastanka svih reaktanata određene kemijske reakcije.

Za kemijsku reakciju

CO 2 (g) + C (c) "2CO (g)

Supstanca C (c) je jednostavna, stabilna pri 298 K i tlaku od 100 kPa, entalpija njezina nastanka D H 0 f , 298 , = 0.

Jednadžbe termokemijske reakcije, čiji je toplinski učinak toplina stvaranja reagensa za danu kemijsku reakciju CO 2 (g) i CO (g):

O 2 (g) + C (c) "CO 2 (g), D H 0 f , 298 \u003d -393,51 kJ / mol,

(vidi tablicu);

1/2 O 2 (g) + C (c) "CO (g), D H 0 f , 298 \u003d -110,5 kJ / mol,

(vidi tablicu).

2. Izračunajte vrijednosti entalpijeD r H 0 298 , entropijaD r S 0 298 . tab. zadacima 1, 2) pri standardnom stanju (s.s.) svih reagensa i temperaturi od 298 K. Donesite zaključak o toplinskom učinku reakcije.

Prema tabličnim podacima (vidi tablicu) ispisujemo termodinamičke funkcije stanja reagensa zadane kemijske reakcije pri standardnom stanju i 298 K

Koristeći Hessov zakon izračunavamo entalpiju Δ r H 0 298 , entropija ∆ r S 0 298 i Gibbsova energija Δ r G 0 298 kemijska reakcija u standardnom stanju i 298 K:

Δ r H 0 298 = 2Δ f H 0 298 COg - Δ f H 0 298 Sk - Δ f H 0 298 CO2g =

2(-110,5) - 0 - (-393,5) = 172,5 kJ.

Δ r H 0 298 >0 - reakcija je endotermna, odvija se uz apsorpciju topline.

∆ r S 0 298 = 2 S 0 f , 298, CO(g) - S 0 f , 298,C(k) - S 0 f , 298.CO2 (g) = 2(197.54) - 5.74 - 213.68 =

175,66 J/K.

∆ r S 0 298 >0 - sustav je postao neuređeniji zbog stvaranja dodatne količine plina.

3. Izračunajte Gibbsovu energijuD r G 0 298 dana kemijska reakcija (stavka 1. tab. zadacima 1, 2) pri standardnom stanju (s.s.) svih reagensa i temperaturi od 298 K. Odredite u kojem smjeru će se ta reakcija spontano odvijati pri standardnom stanju svih reagensa i temperaturi od 298 K.

Δ r G 0 298 = 2Δ f G 0 298 COg - Δ f G 0 298 Sk - Δ f G 0 298 CO2g =

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

Δ r G 0 298 >0 - spontana reakcija u smjeru naprijed pri standardnom stanju i 298 K je nemoguća. Reakcija se odvija u suprotnom smjeru.

4. Odredite raspon temperature pri kojem je moguća spontana pojava izravne reakcije u standardnom stanju svih reagensa bez uzimanja u obzir ovisnosti D r H 0 iD r S 0 od temperature. Nacrtajte Gibbsovu energiju reakcije u odnosu na temperaturuD r G 0 = f (T ).

Mogućnost spontane reakcije u standardnom stanju određena je nejednakošću ∆ r G 0 T < 0.

Oni. , ako

∆ r G 0 T = ∆ r H 0 298 +∆ r S 0 str dT- T∆ r S 0 298 - T ∆ r S 0 str / T)dT < 0

∆ r G 0 T ≈ ∆ r H 0 298 - T∆ r S 0 298 < 0

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

Parcela D r G 0 = f (T):

∆ r G 0 T

298 982 2300 T

Uzimajući u obzir temperaturne raspone postojanja reagensa, temperaturni raspon spontane reakcije u standardnom stanju je 982< T< 2300 К.

5. Izračunajte Gibbsovu energijuD r G 298 kemijska reakcija pri zadanim vrijednostima parcijalnih tlakova plinova (točka 2. tab. na zadatke 1, 2) i temperaturu od 298 K. Odredite hoće li se smjer procesa pri 298 K promijeniti pri promjeni parcijalnih tlakova plinova u odnosu na standardno stanje.

Izračun Gibbsove energije kemijske reakcije pri bilo kojoj temperaturi i svim relativnim parcijalnim tlakovima plinova provodi se prema jednadžbi van't Hoffove izoterme:

Δ r G T = ∆ r G 0 T + RT ul .

Izračunajte Δ r G 298 na 298 K i tlaku plina: R CO = 2. 10 3 Pa,

R CO2 = 8. 10 5 Pa.

Relativni parcijalni tlakovi plinova:

TAKO = 2. 10 3 Pa / 10 5 Pa = 0,02; CO2 = 8. 10 5 Pa / 10 5 Pa = 8.

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

Δ r G 298 >0 - spontana reakcija u smjeru naprijed pri zadanim parcijalnim tlakovima plinova i 298 K je nemoguća. Reakcija se odvija u suprotnom smjeru.

6. Odredite kako želite (teoretski) promijeniti parcijalni tlak bilo kojeg izvornog plina (R ALI iliR NA) za promjenu smjera procesa u usporedbi sa standardnim stanjem pri 298 K i standardnim parcijalnim tlakom svih ostalih komponenti kemijske reakcije.

U standardnom stanju i 298 K reakcija se može spontano odvijati u suprotnom smjeru jer Δ r G 0 298 >0.

Za promjenu smjera procesa u usporedbi sa standardnim stanjem na 298 K, možete promijeniti parcijalni tlak CO 2 (stanje svih ostalih komponenti je standardno). Uvjet spontanog tijeka reakcije u smjeru naprijed je Δ r G 298 < 0.

Prema jednadžbi van't Hoffove izoterme:

Δ r G T = ∆ r G 0 T + RT ul < 0

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

Rješavamo nejednadžbu ln < - 48,5и получаем: < 10 -21 .

Na ovaj način, R TAKO< R CO2 ≈ 10 5 puta.

Dakle, za promjenu smjera procesa u usporedbi sa standardnim stanjem pri 298 K i tlaku R CO = 10 5 Pa, potrebno je povećati parcijalni tlak CO 2 za 10 5 puta, tj. parcijalni tlak CO2 treba biti: R CO2 > 10 25 Pa.

Pri ovom tlaku CO2 određena kemijska reakcija može se spontano odvijati u smjeru naprijed na 298 K.

ZADATAK 2. kemijska ravnoteža.

Za kemijsku reakciju

CO 2 (g) + C (c) "2CO (g)

1. Izračunajte Gibbsovu energijuD r G 0 T i konstanta ravnotežeDo R ove reakcije pri standardnom stanju i temperaturama od 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K, uzimajući u obzir ovisnostD r H 0 T iD r S 0 T na temperaturu pri konstantnoj vrijednosti specifičnog toplinskog kapaciteta tvariS R = konst . Parcela ovisnosti parcele

Do R = f (T ).

Izračunajmo promjenu toplinskog kapaciteta sustava (∆ r c 0 R= konst):

∆ r S 0 R = 2S 0 R 298COg - S 0 R 298sk - S 0 R 298CO2g =

2. (29,14)–8,54–37,41 = 12,33 J/K.

Izračunajmo Gibbsovu energiju kemijske reakcije u standardnom stanju i zadanim temperaturama od 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K, uzimajući u obzir ovisnost ∆ r H 0 T i ∆ r S 0 T na temperaturu, s obzirom na stalnu vrijednost specifičnog toplinskog kapaciteta tvari S R , prema formuli:

∆ r G 0 T = ∆ r H 0 T - T . ∆ r S 0 T = ∆ r G 0 298 + ∆ r S 0 R (T - 298) –T . ∆ r S 0 R U (T / 298).

∆ r G 0 298 =120,15 kJ;

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

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

∆ r G 0 1000 \u003d 120,15 + 12,33. 10 -3. (1000-298) - 1000 . 12.33. 10 -3. ln(1000/298) =

Termodinamički uvjet kemijske ravnoteže: ∆ r G T = 0.

Gibbsova energija kemijske reakcije u standardnom stanju

∆ r G 0 T vezane uz konstantu ravnoteže Do R prema omjeru:

∆ r G 0 T = - RT ul Do R

Izračunavši vrijednost ∆ r G 0 T reakcije, izračunajte konstantu ravnoteže Do R prema formuli:

K str=exp(- ∆G 0 T /RT) ,

gdje R\u003d 8,31 J/mol. K je univerzalna plinska konstanta.

K p, 298 = exp(- ∆G 0 T , 298 / R. 298) = exp(-120.15/8.31 . 10 -3. 298) =8 . 10 -22;

K p, 500 = iskustvo (- ∆G 0 T , 500 / R. 500) = exp(-84,67 / 8,31 . 10 -3,500) = 1,4 . 10 -9;

K p, 800 = iskustvo (- ∆G 0 T , 800 / R. 800) = exp(-31,97 / 8,31 . 10 -3,800) = 8,1 . 10 -3;

K p, 1000 = iskustvo (- ∆G 0 T , 1000 / R. 1000) \u003d exp (3,16 / 8,31. 10 -3, 1000) \u003d 1,46.

S porastom temperature konstanta ravnoteže raste, što se objašnjava endotermnim toplinskim učinkom ove reakcije

(Δ r H 0 T>0).

2. Odaberite bilo koju temperaturu iz područja spontane reakcije u smjeru prema naprijed. Pri ovoj temperaturi izračunajte ravnotežne koncentracije plinovitih reagensa, ako su im početne koncentracije bile jednake (vidi točku 3. tablice za zadatke 1 i 2).

Na T\u003d 1000 K, reakcija se odvija spontano u smjeru naprijed, jer ∆ r G 0 1000 = - 3,16 kJ<0, K str , 1000 = 1,46.

Odaberimo temperaturu T=1000 za izračun ravnotežnih koncentracija plinovitih reagensa, ako su početne koncentracije plinovitih reagensa CO 2 i CO bile jednake: S CO2 = 0,5 mol/l, S CO = 0.

Izrazi za konstante ravnoteže izražene u terminima relativnih ravnotežnih parcijalnih tlakova plinova ( R jednaki ) i ravnotežne koncentracije ( S jednako):

Do R =
; Do S =

K str i K S povezani su jednadžbom plinovitog stanja:

K S, 1000 =
=
= 0,018

gdje R\u003d 0,082 l. atm/mol. K je univerzalna plinska konstanta;

∆ν \u003d 2-1 \u003d 1 (promjena broja molova plinovitih tvari tijekom reakcije).

Tablica materijalne bilance:

Zamjenjujemo ravnotežne koncentracije plinovitih reagensa u izraz za K S i riješiti algebarsku jednadžbu za x:

Do S =
= 0,018 , x= 0,0387 mol/l

IZ CO je jednak = 2. 0,0387 = 0,0774 mol/l

IZ CO2 jednako \u003d 0,5 - 0,0387 \u003d 0,4613 mol / l.

Izgaranje je jedna od najzanimljivijih i najbitnijih prirodnih pojava za ljude. Izgaranje je korisno za čovjeka sve dok ne izlazi iz podložnosti njegovoj razumnoj volji. U protivnom može doći do požara. Vatra - radi se o nekontroliranom spaljivanju koje uzrokuje materijalnu štetu, narušava život i zdravlje građana, interese društva i države. Poznavanje procesa izgaranja bitno je za sprječavanje i gašenje požara.

Izgaranje je kemijska reakcija oksidacije praćena oslobađanjem topline. Za izgaranje je potrebna prisutnost zapaljive tvari, oksidirajućeg sredstva i izvora paljenja.

zapaljiva tvar Svaka čvrsta, tekuća ili plinovita tvar koja se može oksidirati uz oslobađanje topline.

Oksidatori mogu biti klor, fluor, brom, jod, dušikovi oksidi i druge tvari. U većini slučajeva, tijekom požara, oksidacija zapaljivih tvari događa se atmosferskim kisikom.

Izvor paljenja osigurava energetski učinak na zapaljivu tvar i oksidans, što dovodi do izgaranja. Izvore paljenja obično dijelimo na otvorene (svjetleće) - munje, plamen, iskre, užareni predmeti, svjetlosno zračenje; i skrivene (nesvjetleće) - toplina kemijskih reakcija, mikrobioloških procesa, adijabatske kompresije, trenja, udara itd. Imaju različite temperature plamena i zagrijavanja. Svaki izvor paljenja mora imati dovoljnu opskrbu toplinom ili energijom da se prenese na reaktante. Dakle, trajanje izloženosti izvoru paljenja također utječe na proces izgaranja. Nakon početka procesa izgaranja, podržava ga toplinsko zračenje iz njegove zone.

Forma zapaljivog i oksidirajućeg sredstva sustav goriva, koji može biti kemijski nehomogen ili homogen. U kemijski nehomogenom sustavu zapaljiva tvar i oksidans nisu pomiješani i imaju međupovršinu (krute i tekuće zapaljive tvari, mlazevi zapaljivih plinova i para koji ulaze u zrak). Tijekom izgaranja takvih sustava atmosferski kisik kontinuirano difundira kroz produkte izgaranja do zapaljive tvari i zatim ulazi u kemijsku reakciju. Takvo izgaranje naziva se difuziju. Brzina difuzijskog izgaranja je niska, jer se usporava procesom difuzije. Ako je goriva tvar u plinovitom, parovitom ili prašnjavom stanju već pomiješana sa zrakom (prije nego što se zapali), tada je takav gorivi sustav homogen i proces njegovog izgaranja ovisi samo o brzini kemijske reakcije. U tom slučaju izgaranje se odvija brzo i naziva se kinetički.

Spaljivanje može biti potpuno ili nepotpuno. Do potpunog izgaranja dolazi kada kisik uđe u zonu izgaranja u dovoljnim količinama. Ako nema dovoljno kisika za oksidaciju svih produkata koji sudjeluju u reakciji, dolazi do nepotpunog izgaranja. U produkte potpunog izgaranja ubrajaju se ugljikov dioksid i sumporov dioksid, vodena para, dušik koji nisu sposobni za daljnju oksidaciju i izgaranje. Produkti nepotpunog izgaranja su ugljikov monoksid, čađa i produkti raspada tvari pod djelovanjem topline. U većini slučajeva gorenje je popraćeno pojavom intenzivnog svjetlosnog zračenja – plamena.

Postoji više vrsta gorenja: bljesak, paljenje, paljenje, samozapaljenje, samozapaljenje, eksplozija.

Bljesak - ovo je brzo sagorijevanje zapaljive smjese bez stvaranja povećanog tlaka plina. Količina topline koja se stvara tijekom bljeska nije dovoljna za nastavak gorenja.

vatra - ovo je pojava izgaranja pod utjecajem izvora paljenja.

Paljenje - paljenje praćeno pojavom plamena. Istovremeno, ostatak mase zapaljive tvari ostaje relativno hladan.

Samozapaljenje - fenomen naglog povećanja brzine egzotermnih oksidacijskih reakcija u tvari, što dovodi do pojave njenog izgaranja u nedostatku vanjskog izvora paljenja. Ovisno o unutarnjim uzrocima, procesi samozapaljenja dijele se na kemijske, mikrobiološke i toplinske. Kemijsko spontano sagorijevanje Nastaje djelovanjem kisika zraka, vode na tvari ili međudjelovanjem tvari. Nauljene krpe, kombinezoni, vata pa čak i metalne strugotine spontano se zapale. Uzrok samozapaljenja zauljenih vlaknastih materijala je raspodjela masnih tvari u tankom sloju na njihovoj površini i apsorpcija kisika iz zraka. Oksidaciju ulja prati oslobađanje topline. Ako se stvara više topline od gubitka topline u okolišu, može doći do izgaranja bez ikakvog dovoda topline. Neke se tvari spontano zapale u interakciji s vodom. Tu spadaju kalijev, natrijev, kalcijev karbid i karbidi alkalijskih metala. Kalcij se zapali kad je izložen vrućoj vodi. Kalcijev oksid (živo vapno) u interakciji s malom količinom vode postaje vrlo vruć i može zapaliti zapaljive materijale u dodiru s njim (na primjer, drvo). Neke tvari se spontano zapale kada se pomiješaju s drugima. Tu prije svega spadaju jaki oksidansi (klor, brom, fluor, jod), koji u dodiru s nekim organskim tvarima izazivaju njihovo samozapaljenje. Acetilen, vodik, metan, etilen, terpentin pod djelovanjem klora spontano se zapale na svjetlu. Dušična kiselina, koja je također jako oksidirajuće sredstvo, može uzrokovati samozapaljenje strugotine, slame i pamuka. Mikrobiološko samozapaljenje je da pri odgovarajućoj vlažnosti i temperaturi u biljnim proizvodima treset intenzivira životnu aktivnost mikroorganizama. To podiže temperaturu i može izazvati proces izgaranja. Toplinsko spontano izgaranje nastaje kao posljedica dugotrajnog djelovanja neznatnog izvora topline. U tom slučaju dolazi do razgradnje tvari i, kao rezultat pojačanih oksidativnih procesa, samozagrijavanja. Polusušiva biljna ulja (suncokretovo, pamučno i dr.), ricinusovo ulje, terpentinski lakovi, boje i temeljni premazi, drvo i vlaknaste ploče, krovni papir, nitrolinolej i neki drugi materijali i tvari mogu se spontano zapaliti na temperaturi okoline od 80 - 100 ° C.

Samozapaljivost To je samozapaljenje praćeno pojavom plamena. Čvrste i tekuće tvari, pare, plinovi i prašina pomiješani sa zrakom mogu se spontano zapaliti.

Eksplozija (eksplozivno izgaranje) je izuzetno brzo izgaranje, koje je popraćeno oslobađanjem velike količine energije i stvaranjem komprimiranih plinova sposobnih za mehaničko razaranje.

Vrste izgaranja karakteriziraju temperaturni parametri, a glavni su sljedeći. Plamište - to je najniža temperatura zapaljive tvari pri kojoj se iznad njezine površine stvaraju pare ili plinovi koji mogu nakratko buknuti u zraku iz izvora paljenja. Međutim, brzina stvaranja para ili plinova još uvijek je nedovoljna za nastavak izgaranja. Plamište - to je najniža temperatura zapaljive tvari pri kojoj ona oslobađa zapaljive pare ili plinove takvom brzinom da nakon njihovog paljenja iz izvora paljenja dolazi do stabilnog gorenja. Temperatura samozapaljenja - ovo je najniža temperatura tvari pri kojoj dolazi do naglog povećanja brzine egzotermnih reakcija, što završava paljenjem. Temperatura samozapaljenja ispitivanih krutih gorivih materijala i tvari je 30 - 670 °C. Najnižu temperaturu samozapaljenja ima bijeli fosfor, a najvišu magnezij. Za većinu vrsta drva ova temperatura je 330 - 470?

Sažetak sigurnosti života

Tema 3. KEMIJSKE OSNOVE IZGARANJA.

3.1. Kemija reakcija izgaranja.

Kao što ste već shvatili, izgaranje je brza kemijska reakcija praćena oslobađanjem topline i sjaja (plamena). Obično je to egzotermna oksidativna reakcija spoja zapaljive tvari s oksidacijskim sredstvom - atmosferskim kisikom.

zapaljive tvari mogu biti plinovi, i tekućine, i krutine-la. To su H 2, CO, sumpor, fosfor, metali, C m H n (ugljikovodici u obliku plinova, tekućina i krutina, tj. organske tvari. Prirodni ugljikovodici su npr. prirodni plin, nafta, ugljen). U principu, sve tvari sposobne za oksidaciju mogu biti zapaljive.

Oksidatori služe: kisik, ozon, halogeni (F, Cl, Br, J), dušikov oksid (NO 2), amonijev nitrat (NH 4 NO 3) itd. U metalima mogu biti i CO 2, H 2 O, N 2 oksidirajuća sredstva.

U nekim slučajevima do izgaranja dolazi tijekom reakcija razgradnje tvari dobivenih u endotermnim procesima. Na primjer, kada se acetilen raspadne:

C2H2 \u003d 2C + H2.

egzotermna Reakcije su reakcije koje oslobađaju toplinu.

Endotermički Reakcije su reakcije koje se odvijaju uz apsorpciju topline.

Na primjer:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q - egzotermna reakcija,

2H 2 O + Q \u003d 2H 2 + O 2 - endotermna reakcija,

gdje je: Q - toplinska energija.

Dakle, endotermne reakcije mogu se odvijati samo uz uvođenje vanjske toplinske energije, tj. kada se zagrije.

U kemijskim reakcijama, prema zakonu održanja mase, težina tvari prije reakcije jednaka je težini tvari koje nastaju nakon reakcije. Pri izjednačavanju kemijskih jednadžbi dobivamo stehiometrijski formulacije.

Na primjer, u reakciji

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

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

Broj molova ispred formula tvari nazivamo stehiometrijskim koeficijentima.

Uzimajući u obzir koncepte "molarnog volumena", "molarne koncentracije", "parcijalnog tlaka", nalazimo da je za potpunu reakciju metana potrebno pomiješati 1 mol CH 4 s 2 mola O 2, odnosno 1 /3 = 33,3% CH4 i 2/3 = 66,7% O2. Takav sastav se naziva stehiometrijski.

Ako uzmemo u obzir izgaranje CH 4 u zraku, t.j. u smjesi od 21% O 2 + 79% N 2 ili O 2 + 79 / 21N 2 ili O 2 + 3,76N 2, tada će reakcija biti zapisana na sljedeći način:

CH 4 + 2O 2 + 2 × 3,76 N 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + 2 × 3,76 N 2.

1 mol CH 4 +2 mol O 2 +7,52 mol N 2 \u003d 10,52 mol smjese O 2, N 2 i CH 4.

Tada će stehiometrijski sastav smjese biti:

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

(7,52 / 10,52) * 100% \u003d 71,5% N 2.

To znači da će u najzapaljivijoj smjesi umjesto 100% (CH 4 + O 2) u reakciji s kisikom biti 24% (CH 4 + O 2) u reakciji sa zrakom, tj. oslobodit će se mnogo manje topline.

Istu sliku dobit ćemo ako miješamo proizvoljne, nestehiometrijske sastave.

Na primjer, u reakciji 2CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + CH 4 1 mol CH 4 ne pro-reaguje.

U reakciji CH 4 + 4O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + 2O 2 2 mola O 2 ne sudjeluju u reakciji, već igraju ulogu balasta, zahtijevajući određenu količinu topline za svoje zagrijavanje.

Dakle, ako usporedimo reakcije izgaranja metana u kisiku i zraku ili u suvišku CH 4 i O 2, tada je jasno da će količina oslobođene topline u prvoj reakciji biti veća nego u ostalima, jer u njima:

Manje koncentracije reaktanata u ukupnoj smjesi;

Dio topline potrošit će se na zagrijavanje balasta: dušika, kisika ili metana.

Postavimo pitanja:

Kolika se energija može osloboditi u reakciji?

Što određuje količinu topline, t.j. toplinski učinak re-

Koliko se toplinske energije mora dodati

endotermna reakcija?

Za to se uvodi koncept toplinskog sadržaja tvari.

3.2 Sadržaj topline tvari.

Odakle dolazi toplina u reakciji izgaranja metana? Dakle, bio je skriven u molekulama CH 4 i O 2, a sada je oslobođen.

Evo primjera jednostavnije reakcije:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q

To znači da je razina energije stehiometrijske smjese vodika i kisika bila viša od razine produkta reakcije H 2 O, a "dodatna" energija je oslobođena iz tvari.

U obrnutoj reakciji elektrolize vode, tj. razgradnjom vode uz pomoć električne energije dolazi do preraspodjele atoma u molekuli vode uz nastanak vodika i kisika. U tom slučaju se povećava sadržaj topline H 2 i O 2 .

Dakle, svaka tvar tijekom svog nastanka prima ili odaje određenu energiju, a mjera toplinske energije koju tvar akumulira tijekom svog nastanka naziva se sadržaj topline, ili entalpija.

Za razliku od kemije, u kemijskoj termodinamici toplina nastanka tvari ne označava se simbolom Q, već simbolom DH sa predznakom (+) ako toplinu apsorbira kemijski spoj, a predznakom (-) ako se toplina oslobađa tijekom reakcije, odnosno “odlazi” iz sustava.

Označena je standardna toplina stvaranja 1 mola tvari pri tlaku od 101,3 kPa i temperaturi od 298 K.

Priručnici daju topline stvaranja spojeva iz jednostavnih tvari.

Na primjer:

Na CO 2 \u003d - 393,5 kJ / mol

U H 2 O plin \u003d - 241,8 kJ / mol

Ali za tvari nastale tijekom endotermnih procesa, na primjer, acetilen C 2 H 2 \u003d + 226,8 kJ / mol, tijekom stvaranja atoma vodika H + prema reakciji H 2 \u003d H + + H + \u003d + 217,9 kJ/mol.

Za čiste tvari koje se sastoje od jednog kemijskog elementa u stabilnom obliku (H 2 , O 2 , C, Na itd.), DH se konvencionalno uzima jednak nuli.

Međutim, ako govorimo o makroskopskim svojstvima tvari, tada razlikujemo nekoliko oblika energije: kinetičku, potencijalnu, kemijsku, električnu, toplinsku, nuklearnu energiju i mehanički rad. A ako razmatramo pitanje na molekularnoj razini, onda se ti oblici energije mogu objasniti na temelju samo dva oblika - kinetičke energije gibanja i potencijalne energije mirovanja atoma i molekula.

U kemijskim reakcijama mijenjaju se samo molekule. Atomi ostaju nepromijenjeni. Energija molekule je energija vezanja njegovih atoma, nakupljena u molekuli. Određena je silama privlačenja atoma međusobno. Osim toga, postoji potencijalna energija privlačenja molekula jedne prema drugoj. Mali je u plinovima, viši u tekućinama, a još veći u čvrstim tvarima.

Svaki atom ima energiju, dio je povezan s elektronima, a dio - s jezgrom. Elektroni imaju kinetičku energiju rotacije oko jezgre i potencijalnu električnu energiju međusobnog privlačenja i odbijanja.

Zbroj ovih oblika molekularne energije je toplinski sadržaj molekule.

Ako zbrojimo sadržaj topline 6,02×10 23 molekula tvari, dobit ćemo molarni sadržaj topline te tvari.

Zašto se sadržaj topline jednoelementnih tvari (molekula jednog elementa) uzima kao nula može se objasniti na sljedeći način.

DH kemijskog elementa, odnosno energija njegovog nastanka, povezana je s unutarnuklearnim procesima. Nuklearna energija povezana je sa silama međudjelovanja unutarnuklearnih čestica i transformacije jednog kemijskog elementa u drugi tijekom nuklearnih reakcija. Na primjer, reakcija raspada urana:

ili jednostavnije: U+n®Ba+Kr+3n.

gdje: n ’ o je neutronska čestica mase 1 i nula naboja.

Uran hvata neutron, uslijed čega se cijepa (raspada) na dva nova elementa - barij i kripton - uz stvaranje 3 neutrona, pri čemu se oslobađa nuklearna energija.

Valja reći da su milijuni puta veće energetske promjene povezane s nuklearnim reakcijama nego s kemijskim reakcijama. Dakle, energija raspada urana iznosi 4,5×10 9 kcal/mol×uranija. To je 10 milijuna puta više nego kada se spali jedan mol ugljena.

U kemijskim reakcijama ne mijenjaju se atomi, ali mijenjaju se molekule. Stoga se energija formiranja atoma od strane kemičara ne uzima u obzir, a DH jednoelementnih molekula plina i atoma čistih tvari uzima se jednak nuli.

Gornja reakcija raspada urana klasičan je primjer lančane reakcije. Kasnije ćemo razmotriti teoriju lančanog mehanizma reakcije izgaranja. Ali odakle dolazi neutron i što ga tjera da reagira s uranom - to je zbog takozvane aktivacijske energije, koju ćemo razmotriti malo kasnije.

3.3. Toplinski učinak reakcije.

Činjenica da svaka pojedina tvar sadrži određenu količinu energije služi kao objašnjenje toplinskih učinaka kemijskih reakcija.

Prema Hessovom zakonu: Toplinski učinak kemijske reakcije ovisi samo o prirodi početnog i konačnog proizvoda i ne ovisi o broju međureakcija prijelaza iz jednog stanja u drugo.

Korolar 1 ovog zakona: Toplinski učinak kemijske reakcije jednak je razlici između zbroja toplina nastajanja konačnih produkata i zbroja toplina nastajanja polaznih tvari, uzimajući u obzir koeficijente u formulama ove tvari u jednadžbi reakcije.

Na primjer, u reakciji 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O ± DH.

; ; .

Kao rezultat, jednadžba opće reakcije izgledat će ovako:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O - 582 kJ / mol.

A ako je DH predznak (-), tada je reakcija egzotermna.

Posljedica 2. Prema Lavoisier-Laplaceovom zakonu, toplinski učinak razgradnje kemijskog spoja jednak je i suprotnog predznaka toplinskom učinku njegovog nastanka.

Tada će reakcija razgradnje vode biti:

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 +582 kJ / mol, tj. ova reakcija je endotermna.

Primjer složenije reakcije:

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

Tada će reakcija biti zapisana kao:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O - 742,3 kJ / mol, što znači da je reakcija egzotermna.

3.4. Kinetičke osnove plinskih reakcija.

Prema zakonu o djelovanju mase, brzina reakcije pri konstantnoj temperaturi proporcionalna je koncentraciji tvari koje reagiraju ili, kako se kaže, "djelujućim masama".

Brzina kemijske reakcije ( υ ) uobičajeno je uzeti u obzir količinu tvari koja reagira po jedinici vremena ( dt) po jedinici volumena ( dV).

Zamislite kako se reakcija odvija prema jednadžbi:

A + B = C + D.

Budući da brzina reakcije karakterizira smanjenje koncentracije reaktanata s vremenom i povećanje koncentracije produkata reakcije, možemo napisati:

, (3.1)

pri čemu minusi kod izvedenica označavaju smjer promjene koncentracije komponenata, a koncentracije komponenata navedene su u uglatim zagradama.

Tada se izravna ireverzibilna reakcija pri T \u003d const odvija brzinom od:

, (3.2)

gdje: k je konstanta brzine kemijske reakcije. Ne ovisi o koncentraciji komponenti, već se mijenja samo s temperaturom.

Prema zakonu o djelovanju mase, koncentracije komponenti reakcije uključene su u kinetičku jednadžbu do stupnja jednakog stehiometrijskom koeficijentu te komponente.

Pa za reakciju

aA + bB = cC + dD

Kinetička jednadžba ima oblik:

Eksponenti a, b, c, d obično se nazivaju redovi reakcija za komponente A, B, C, D, a zbroj eksponenata naziva se opći red reakcije.

Na primjer, reakcije poput

A ® bB + cC - naručujem,

2A \u003d bB + cC - II red,

A + B \u003d cC + dD - III red.

Budući da su koncentracije svih komponenti koje reagiraju međusobno povezane stehiometrijskim jednadžbama, najjednostavnije kinetičke jednadžbe prvog reda su diferencijalne jednadžbe prvog reda s jednom nezavisnom varijablom - koncentracijom - i mogu se integrirati.

Najjednostavnija kinetička jednadžba je jednadžba prvog reda tipa

za koji . (3.4)

Označimo koncentracijom komponente A prije početka reakcije i integrirajući jednadžbu pod rubnim uvjetom t=0, [A]=[A 0 ], dobivamo:

Ili [A]=×e - kt . (3.5)

Dakle, ovisnost brzine reakcije o koncentraciji tvari je eksponencijalna.

Kinetička energija plinova to objašnjava na ovaj način. Prema Arrheniusovoj hipotezi, reakcija između molekula odvija se samo ako su aktivne, tj. imaju višak energije dovoljan za kidanje međuatomskih veza, takozvanu aktivacijsku energiju E A.

Oni. brzina kemijske reakcije ne ovisi o broju sudara svih molekula, već samo aktiviranih.

Prema Boltzmannovom zakonu broj aktivnih molekula

n A \u003d n o * e - E / RT, (3.6)

gdje je: E energija aktivacije,

T je temperatura plinske smjese,

n o je ukupan broj molekula.

Tada je broj učinkovitih sudara, koji se podudara s brzinom reakcije, jednak:

υ p \u003d Z eff \u003d Z 0 * e - E / RT, (3.7)

gdje je: Z 0 ukupan broj molekularnih sudara.

1) brzina reakcije proporcionalna je koncentraciji aktivnih molekula, čiji broj ovisi o temperaturi i tlaku u smjesi, budući da je tlak broj molekula koje se sudaraju s bilo kojom površinom;

2) reakcija je moguća samo ako molekule koje međusobno djeluju dobiju određenu količinu energije dovoljnu za kidanje ili slabljenje međuatomskih veza. Aktivacija se sastoji u prijelazu molekula u stanje u kojem je moguća kemijska transformacija.

Najčešće se proces aktivacije odvija stvaranjem srednjih, nestabilnih, ali vrlo aktivnih spojeva atoma.

Dakle, ne samo za odvijanje endotermnih procesa potreban je vanjski dotok energije, već i za egzotermne. Da bi se dogodila egzotermna reakcija, mora joj se dodijeliti neki impuls toplinske energije. Na primjer, da bi došlo do reakcije izgaranja u smjesi vodika i kisika, mora se zapaliti.

Minimalna količina toplinske energije potrebna za "pokretanje" kemijske reakcije naziva se aktivacijska energija.

3.5. Energija aktivacije reakcije.

Za objašnjenje ovog fenomena često se koristi sljedeći primjer (slika 9):

Na platformi je lopta. Mjesto se nalazi ispred brda. Dakle, lopta bi se mogla sama otkotrljati, da nije klizača. Ali za spontani spust mora se podići na vrh brda. U tom slučaju neće se osloboditi samo energija penjanja uz brdo, već i energija spuštanja.

Riža. 9. Shema aktivacije reakcije.

Razmotrimo dvije reakcije:

1) H 2 + O 2 \u003d H 2 O-

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

Kao što se može vidjeti sa slike, E 2 =+E 1;

Općenito, za bilo kakvu reakciju

.

A predznak toplinskog učinka ovisi o razlici između E 1 i E 2, koji su uvijek pozitivni.

Dakle, aktivacijska energija je energija potrebna za prelazak tvari koje reagiraju u stanje aktivnog kompleksa (kidanje međuatomskih veza, zbližavanje molekula, akumulacija energije u molekuli...).

S porastom temperature plinova, udio aktivnih molekula (e - E / RT) naglo raste, a time i brzina reakcije prema eksponencijalnoj ovisnosti. Ova se ovisnost može ilustrirati na sljedeći način:

Riža. 10. Ovisnost brzine reakcije o temperaturi: 1 - brzina 1. reakcije, 2 - brzina 2. reakcije.

Kao što se može vidjeti na slici 10, brzina prve reakcije manja je od brzine druge reakcije, a energija aktivacije prve reakcije veća je od E druge. I na istoj temperaturi T 2 υ 2 > υ 1 . Što je veća energija aktivacije, to je viša temperatura potrebna za postizanje određene brzine reakcije.

Razlog tome je što kada je E veći, tada su postojeće međuatomske veze u molekulama reagirajućih komponenata jače, te je potrebno više energije da se te sile savladaju. U tom je slučaju udio aktivnih molekula odgovarajuće manji.

Iz navedenog se vidi da je veličina aktivacijske energije najvažnija karakteristika kemijskog procesa. Određuje visinu energetske barijere čije je svladavanje uvjet za odvijanje reakcije. S druge strane, karakterizira brzinu reakcije kao funkciju temperature, tj. što je veća energija aktivacije, to je viša temperatura za postizanje određene reakcije.

3.6. Kataliza.

Osim povećanja temperature i koncentracije tvari, za ubrzavanje kemijske reakcije koriste se katalizatori, tj. tvari koje se unose u reakcijsku smjesu, ali se ne troše u reakciji, već je ubrzavaju snižavanjem energije aktivacije.

Proces povećanja brzine reakcije uz pomoć katalizatora naziva se kataliza.

Katalizatori sudjeluju u međureakcijama stvaranja aktiviranog kompleksa slabljenjem veza u molekulama polaznih tvari, njihovom razgradnjom, adsorpcijom molekula na površini katalizatora ili uvođenjem aktivnih čestica katalizatora.

Priroda sudjelovanja katalizatora može se objasniti sljedećom shemom:

Reakcija bez katalizatora: A + B = AB.

S katalizatorom X: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

Donosimo sliku sličnu onoj prikazanoj na sl. 9.

Riža. 11. Dijagram djelovanja katalizatora: E b.cat i E s mačkom su energije aktivacije reakcije bez katalizatora, odnosno s katalizatorom.

Kada se uvede katalizator (Sl. 11), reakcija se može odvijati drugačijim putem s nižom energetskom barijerom. Ovaj put odgovara novom mehanizmu reakcije kroz stvaranje drugog aktiviranog kompleksa. A nova niža energetska barijera može svladati više čestica, što dovodi do povećanja brzine reakcije.

Treba napomenuti da se energija aktivacije reverzne reakcije smanjuje za isti iznos kao i energija aktivacije izravne reakcije, tj. obje se reakcije podjednako ubrzavaju, a katalizatori ne pokreću reakciju, oni samo ubrzavaju reakciju, koja se može odvijati i bez njih, ali puno sporije.

Intermedijarni produkti reakcije mogu postati katalizatori, tada se ova reakcija naziva autokatalitička. Dakle, ako se brzina uobičajenih reakcija smanjuje kako se reaktanti troše, tada se reakcija izgaranja zbog autokatalize samoubrzava i autokatalitička je.

Najčešće se kao katalizatori koriste krute tvari koje adsorbiraju molekule reaktanata. Tijekom adsorpcije slabe se veze u molekulama koje reagiraju i time se olakšava reakcija među njima.

Što je adsorpcija?

3.7. Adsorpcija.

Adsorpcija- površinska apsorpcija tvari iz plinovitog medija ili otopine površinskim slojem druge tvari - tekućine ili krutine.

Na primjer, adsorpcija otrovnih plinova na površini aktivnog ugljena koji se koristi u plinskim maskama.

Razlikovati fizikalnu i kemijsku adsorpciju.

Na fizički adsorpcije, zarobljene čestice zadržavaju svoja svojstva, a kada kemijski– nastaju kemijski spojevi adsorbata s adsorbensom.

Proces adsorpcije prati oslobađanje topline. Za fizičku adsorpciju je beznačajna (1-5 kcal/mol), za kemijsku adsorpciju je mnogo viša (10-100 kcal/mol). Tako se kemijske reakcije tijekom katalize mogu ubrzati.

Za procese izgaranja i eksplozije mogu se dati sljedeći primjeri:

1. Temperatura samozapaljenja smjese H 2 + O 2 je 500 0 C. U prisutnosti paladijevog katalizatora smanjuje se na 100 0 C.

2. Procesi samozapaljenja ugljena započinju kemijskom adsorpcijom kisika na površini čestica ugljena.

3. Pri radu s čistim kisikom kisik se dobro adsorbira na odjeći (fizička adsorpcija). A u prisutnosti iskre ili plamena, odjeća se lako zapali.

4. Kisik se dobro adsorbira i apsorbira tehničkim uljima uz stvaranje eksplozivne smjese. Smjesa eksplodira spontano, bez izvora paljenja (kemijska apsorpcija).

Gotovo svaki dan svi se moramo suočiti s ovom ili onom manifestacijom procesa izgaranja. U našem članku želimo detaljnije reći koje značajke ovaj proces uključuje sa znanstvenog gledišta.

To je glavna komponenta procesa požara. Požar počinje nastankom gorenja, njegov intenzitet razvoja obično je prijeđeni put vatre, odnosno brzina gorenja, a gašenje završava prestankom gorenja.

Izgaranje se obično shvaća kao egzotermna reakcija između goriva i oksidirajućeg sredstva, praćena barem jednim od sljedeća tri čimbenika: plamen, sjaj, stvaranje dima. Zbog složenosti procesa izgaranja, ova definicija nije iscrpna. Ne uzima u obzir tako važne značajke izgaranja kao što je brzi tok temeljne egzotermne reakcije, njezina samoodrživa priroda i sposobnost samog procesa širenja kroz zapaljivu smjesu.

Razlika između spore egzotermne redoks reakcije (korozija željeza, truljenje) i izgaranja je u tome što se izgaranje odvija tako brzo da se toplina proizvodi brže nego što se rasipa. To dovodi do povećanja temperature u reakcijskoj zoni za stotine, pa čak i tisuće stupnjeva, do vidljivog sjaja i stvaranja plamena. Tako zapravo nastaje vatreno izgaranje.Ako se oslobađa toplina ali nema plamena onda se taj proces naziva tinjanjem.U oba procesa nastaju aerosoli potpunog ili nepotpunog izgaranja tvari. Važno je napomenuti da tijekom izgaranja nekih tvari plamen nije vidljiv, a također nema emisije dima, takve tvari uključuju vodik. Prebrze reakcije (eksplozivna transformacija) također nisu uključene u pojam izgaranja.

Nužan uvjet za nastanak gorenja je prisutnost zapaljive tvari, oksidansa (u požaru svoju ulogu igra kisik iz zraka) i izvora paljenja. Za izravno paljenje moraju postojati kritični uvjeti za sastav zapaljive smjese, geometriju i temperaturu zapaljivog materijala, tlak itd. Nakon početka izgaranja sam plamen ili zona reakcije djeluje kao izvor paljenja.

Na primjer, metan se može oksidirati kisikom uz oslobađanje topline u metilni alkohol i mravlju kiselinu na 500-700 K. Međutim, da bi se reakcija nastavila, toplina se mora nadopuniti zbog vanjskog zagrijavanja. Nije izgaranje. Kada se reakcijska smjesa zagrije na temperaturu iznad 1000 K, brzina oksidacije metana se toliko poveća da oslobođena toplina postane dovoljna za daljnji nastavak reakcije, nestaje potreba za dovodom topline izvana i počinje izgaranje. Dakle, reakcija izgaranja, nakon što je nastala, sposobna je podržavati samu sebe. Ovo je glavno obilježje procesa izgaranja. Druga značajka povezana s njim je sposobnost plamena, koji je zona kemijske reakcije, da se spontano širi kroz zapaljivi medij ili zapaljivi materijal brzinom određenom prirodom i sastavom reakcijske smjese, kao i uvjetima procesa. . Ovo je glavni mehanizam za razvoj požara.

Tipični model izgaranja temelji se na reakciji oksidacije organskih tvari ili ugljika s atmosferskim kisikom. Mnogi fizikalni i kemijski procesi prate izgaranje. Fizika je prijenos topline u sustav. Reakcije oksidacije i redukcije dio su prirode izgaranja sa strane kemije. Dakle, iz koncepta izgaranja proizlaze različite kemijske transformacije, uključujući razgradnju početnih spojeva, disocijaciju i ionizaciju produkata.

Kombinacija zapaljive tvari ili materijala s oksidirajućim sredstvom je zapaljivi medij. Kao rezultat raspadanja zapaljivih tvari pod utjecajem izvora paljenja nastaje reakcijska smjesa plin-para-zrak. Zapaljive smjese koje po sastavu (omjer komponenata goriva i oksidansa) odgovaraju jednadžbi kemijske reakcije nazivamo smjesama stehiometrijskog sastava. Oni su najopasniji u smislu požara: lakše se zapale, intenzivnije gore, osiguravajući potpuno izgaranje tvari, zbog čega oslobađaju maksimalnu količinu topline.

Riža. 1. Oblici difuzijskog plamena

a - izgaranje mlazne struje, b - izgaranje prolivene tekućine, c - izgaranje šumskog otpada

Prema omjeru količine gorivog materijala i volumena oksidansa razlikuju se siromašne i bogate smjese: siromašne smjese sadrže obilje oksidansa, bogate sadrže gorivu tvar. Najmanja količina oksidansa potrebna za potpuno izgaranje jedinice mase (volumena) pojedine zapaljive tvari određena je jednadžbom kemijske reakcije. Kod gorenja uz sudjelovanje kisika potrebna (specifična) potrošnja zraka za većinu zapaljivih tvari kreće se u rasponu od 4-15 m 3 /kg. Izgaranje tvari i materijala moguće je samo uz sadržaj njihovih para ili plinovitih proizvoda u zraku, kao i pri koncentraciji kisika koja nije niža od zadane granice.

Dakle, za karton i pamuk, samogašenje se događa već pri 14 vol. % kisika, a poliesterska vuna - na 16 vol. %. U procesu izgaranja, kao iu drugim kemijskim procesima, obavezne su dvije faze: stvaranje molekularnog kontakta između reaktanata i sama interakcija molekula goriva s oksidansom pri čemu nastaju produkti reakcije. Ako je brzina pretvorbe početnih reagensa određena difuzijskim procesima, tj. brzina prijenosa (pare zapaljivih plinova i kisik se zbog gradijenta koncentracije prenose u reakcijsku zonu u skladu s Fickovim zakonima difuzije), tada se takav način izgaranja naziva difuzijski. Na sl. Slika 1 prikazuje različite oblike difuzijskog plamena. U difuzijskom načinu, zona izgaranja je zamagljena, au njoj se stvara značajna količina proizvoda nepotpunog izgaranja. Ako brzina gorenja ovisi samo o brzini kemijske reakcije, koja je puno veća od brzine difuzije, tada se način izgaranja naziva kinetičkim. Karakteriziraju ga veće brzine i potpunost izgaranja te, kao rezultat toga, visoke stope oslobađanja topline i temperature plamena. Ovaj režim se odvija u prethodno pomiješanim smjesama goriva i oksidatora. Dakle, ako su reagensi u zoni kemijske reakcije u istoj (obično plinovitoj) fazi, tada se takvo izgaranje naziva homogenim, a kada su gorivo i oksidans u različitim fazama u zoni reakcije, naziva se heterogenim. Homogeno je izgaranje ne samo plinova, već i većine krutih tvari. To se objašnjava činjenicom da u reakcijskoj zoni ne gore sami materijali, već njihove pare i plinoviti produkti raspadanja. Prisutnost plamena obilježje je homogenog izgaranja.

Primjeri heterogenog izgaranja su izgaranje ugljika, ugljičnih ostataka drva, nehlapljivih metala, koji i pri visokim temperaturama ostaju u čvrstom stanju. Kemijska reakcija izgaranja u ovom će se slučaju dogoditi na međupovršini (kruto i plinovito). Imajte na umu da krajnji produkti izgaranja mogu biti ne samo oksidi, već i fluoridi, kloridi, nitridi, sulfidi, karbidi itd.

Karakteristike procesa izgaranja su različite. Mogu se podijeliti u sljedeće skupine: oblik, veličina i struktura plamena; temperatura plamena, njegova emisivnost; oslobađanje topline i toplina izgaranja; brzina gorenja i granice koncentracije održivog izgaranja itd.

Svi znaju da se tijekom izgaranja stvara sjaj koji prati produkt izgaranja.

Razmotrimo dva sustava:

• plinoviti sustav
• kondenzirani sustav

U prvom slučaju, kada dođe do izgaranja, cijeli proces će se odvijati u plamenu, dok će se u drugom slučaju dio reakcija odvijati u samom materijalu ili njegovoj površini. Kao što je gore spomenuto, postoje plinovi koji mogu gorjeti bez plamena, ali kada su u pitanju čvrste tvari, postoje i skupine metala koje također mogu gorjeti bez razvijanja plamena.

Dio plamena s maksimalnom vrijednošću, gdje dolazi do intenzivnih transformacija, naziva se fronta plamena.

Procesi izmjene topline i difuzije aktivnih čestica iz zone izgaranja, koji su ključni mehanizmi za kretanje fronte plamena kroz gorivu smjesu.

Brzina širenja plamena obično se dijeli na:

• deflagracija (normalna), teče podzvučnom brzinom (0,05-50 m/s)
• detonacija, kada brzine dosegnu 500-3000 m/s.

Riža. 2. Laminarni difuzijski plamen

Ovisno o prirodi brzine strujanja plina koji stvara plamen, razlikuju se laminarni i turbulentni plamen. U laminarnom plamenu kretanje plinova odvija se u različitim slojevima, svi procesi prijenosa topline i mase odvijaju se kroz molekularnu difuziju i konvekciju. U turbulentnim plamenovima procesi prijenosa topline i mase provode se uglavnom zahvaljujući makroskopskom vrtložnom gibanju. Plamen svijeće primjer je laminarnog difuzijskog plamena (slika 2). Svaki plamen veći od 30 cm već će imati slučajnu plinovitu mehaničku nestabilnost, koja se očituje vidljivim kovitlacima dima i plamena.

Riža. 3. Prijelaz iz laminarnog u turbulentno strujanje

Vrlo jasan primjer prijelaza iz laminarnog u turbulentno strujanje je pramen dima cigarete (slika 3), koji, podigavši ​​se na visinu od oko 30 cm, poprima turbulenciju.

Tijekom požara plamen ima difuzno turbulentan karakter. Prisutnost turbulencije u plamenu pojačava prijenos topline, a miješanje utječe na kemijske procese. U turbulentnom plamenu brzina gorenja je također veća. Ovaj fenomen otežava prijenos ponašanja malih plamenova na velike plamenove velike dubine i visine.

Eksperimentalno je dokazano da je temperatura izgaranja tvari u zraku znatno niža od temperature izgaranja u atmosferskom okruženju s kisikom.

U zraku će temperatura varirati od 650 do 3100 °C, au kisiku će se povećati za 500-800 °C.