Presque chaque jour, nous sommes tous confrontés à l'une ou l'autre manifestation du processus de combustion. Dans notre article, nous souhaitons expliquer plus en détail les caractéristiques de ce processus d'un point de vue scientifique.

C'est la composante principale du processus d'incendie. Un incendie commence avec l'apparition de la combustion, son intensité de développement est généralement le chemin parcouru par l'incendie, c'est-à-dire la vitesse de combustion, et son extinction se termine par l'arrêt de la combustion.

La combustion est généralement comprise comme une réaction exothermique entre un combustible et un comburant, accompagnée d'au moins un des trois facteurs suivants : flamme, incandescence, formation de fumée. En raison de la complexité du processus de combustion, cette définition n'est pas exhaustive. Il ne prend pas en compte des caractéristiques aussi importantes de la combustion que l'apparition rapide de la réaction exothermique sous-jacente, sa nature auto-entretenue et la capacité du processus à s'auto-propager à travers le mélange combustible.

La différence entre une lente réaction redox exothermique (corrosion du fer, pourriture) et la combustion est que cette dernière se produit si rapidement que la chaleur est produite plus rapidement qu'elle n'est dissipée. Cela conduit à une augmentation de la température dans la zone de réaction de plusieurs centaines, voire milliers de degrés, à une lueur visible et à la formation d'une flamme. Essentiellement, c'est ainsi que se forme une combustion enflammée. Si de la chaleur est libérée mais qu'il n'y a pas de flamme, ce processus est appelé combustion lente. Dans les deux processus, un aérosol de combustion complète ou incomplète de substances se produit. Il convient de noter que lorsque certaines substances brûlent, la flamme n'est pas visible et il n'y a pas non plus d'émission de fumée. Ces substances incluent l'hydrogène. Les réactions trop rapides (transformation explosive) ne sont pas non plus incluses dans la notion de combustion.

Une condition nécessaire pour que la combustion se produise est la présence d'une substance inflammable, d'un comburant (en cas d'incendie, son rôle est joué par l'oxygène de l'air) et d'une source d'inflammation. Pour une combustion directe, des conditions critiques doivent exister en termes de composition du mélange combustible, de géométrie et de température du matériau combustible, de pression, etc. Après la combustion, la flamme elle-même ou la zone de réaction agit comme source d'inflammation.

Par exemple, le méthane peut être oxydé par l'oxygène avec dégagement de chaleur en alcool méthylique et acide formique à 500-700 K. Cependant, pour que la réaction se poursuive, il est nécessaire de reconstituer la chaleur en raison du chauffage externe. Ce n'est pas une combustion. Lorsque le mélange réactionnel est chauffé à une température supérieure à 1 000 K, le taux d'oxydation du méthane augmente tellement que la chaleur dégagée devient suffisante pour poursuivre la réaction, le besoin d'apport de chaleur externe disparaît et la combustion commence. Ainsi, la réaction de combustion, une fois qu’elle se produit, est capable de s’auto-entretenir. C'est la principale caractéristique distinctive du processus de combustion. Une autre caractéristique connexe est la capacité d'une flamme, qui est une zone de réaction chimique, à se propager spontanément à travers un milieu inflammable ou un matériau combustible à une vitesse déterminée par la nature et la composition du mélange réactionnel, ainsi que par les conditions du procédé. C'est le principal mécanisme de développement du feu.

Un modèle de combustion typique est basé sur la réaction d'oxydation de substances organiques ou de carbone avec l'oxygène de l'air. De nombreux processus physiques et chimiques accompagnent la combustion. La physique concerne le transfert de chaleur dans un système. Les réactions d'oxydation et de réduction sont une composante chimique de la nature de la combustion. Ainsi, du concept de combustion découlent diverses transformations chimiques, notamment la décomposition des composés initiaux, la dissociation et l’ionisation des produits.

La combinaison d'une substance ou d'un matériau inflammable avec un agent oxydant constitue un milieu inflammable. À la suite de la décomposition de substances inflammables sous l'influence d'une source d'inflammation, un mélange réactionnel gaz-vapeur-air se forme. Les mélanges combustibles, dont la composition (rapport des composants combustibles et comburants) correspondent à l'équation d'une réaction chimique, sont appelés mélanges de composition stoechiométrique. Ce sont les plus dangereux en termes d'incendie : ils s'enflamment plus facilement, brûlent plus intensément, assurant une combustion complète de la substance, ce qui leur permet de dégager le maximum de chaleur.

Riz. 1. Formes des flammes de diffusion

a – brûlage d'un jet stream, b – brûlage d'un liquide déversé, c – brûlage de déchets forestiers

Sur la base du rapport entre la quantité de matière combustible et le volume de comburant, on distingue les mélanges pauvres et riches : les mélanges pauvres contiennent une abondance de comburant, les mélanges riches contiennent une matière combustible en abondance. La quantité minimale de comburant requise pour la combustion complète d'une unité de masse (volume) d'une substance combustible particulière est déterminée par l'équation de la réaction chimique. Lors d'une combustion avec participation d'oxygène, le débit d'air (spécifique) requis pour la plupart des substances combustibles est compris entre 4 et 15 m 3 /kg. La combustion de substances et de matériaux n'est possible que lorsqu'il existe une certaine teneur de leurs vapeurs ou produits gazeux dans l'air, ainsi que lorsque la concentration en oxygène n'est pas inférieure à une limite spécifiée.

Ainsi, pour le carton et le coton, l'auto-extinction se produit déjà à 14 vol. % d'oxygène et laine de polyester - à 16 vol. %. Dans le processus de combustion, comme dans d'autres processus chimiques, deux étapes sont nécessaires : la création d'un contact moléculaire entre les réactifs et l'interaction même des molécules de carburant avec le comburant pour former des produits de réaction. Si le taux de transformation des réactifs initiaux est déterminé par des processus de diffusion, c'est-à-dire taux de transfert (les vapeurs de gaz combustibles et d'oxygène sont transférées vers la zone de réaction en raison d'un gradient de concentration conformément aux lois de diffusion de Fick), alors ce mode de combustion est appelé diffusion. En figue. La figure 1 montre diverses formes de flammes de diffusion. En mode diffusion, la zone de combustion est floue et une quantité importante de produits de combustion incomplète s'y forme. Si la vitesse de combustion dépend uniquement de la vitesse de la réaction chimique, qui est nettement supérieure à la vitesse de diffusion, alors le mode de combustion est dit cinétique. Il se caractérise par des taux de combustion et une complétude plus élevés et, par conséquent, des taux de dégagement de chaleur et des températures de flamme élevés. Ce régime se produit dans des mélanges prémélangés de carburant et de comburant. Par conséquent, si les réactifs dans la zone de réaction chimique sont dans la même phase (généralement gazeuse), alors une telle combustion est dite homogène, lorsque le combustible et le comburant sont dans des phases différentes dans la zone de réaction, elle est dite hétérogène ; La combustion est homogène non seulement des gaz, mais aussi de la plupart des solides. Ceci s'explique par le fait que dans la zone de réaction, ce ne sont pas les matériaux eux-mêmes qui brûlent, mais leurs vapeurs et produits de décomposition gazeux. La présence d'une flamme est le signe d'une combustion homogène.

Des exemples de combustion hétérogène sont la combustion du carbone, des résidus de bois carbonés et des métaux non volatils, qui restent à l'état solide même à des températures élevées. La réaction chimique de combustion se produira dans ce cas à l’interface entre les phases (solide et gazeuse). Notez que les produits finaux de la combustion peuvent être non seulement des oxydes, mais aussi des fluorures, des chlorures, des nitrures, des sulfures, des carbures, etc.

Les caractéristiques du processus de combustion sont variées. Ils peuvent être répartis dans les groupes suivants : forme, taille et structure de la flamme ; la température de la flamme, son émissivité ; dégagement de chaleur et pouvoir calorifique ; taux de combustion et limites de concentration de combustion durable, etc.

Tout le monde sait que la combustion produit une lueur qui accompagne le produit de combustion.

Considérons deux systèmes :

• système gazeux
• système condensé

Dans le premier cas, lors de la combustion, tout le processus se déroulera dans la flamme, tandis que dans le second cas, une partie des réactions se produira dans le matériau lui-même ou à sa surface. Comme mentionné ci-dessus, il existe des gaz qui peuvent brûler sans flamme, mais si l'on considère les solides, il existe également des groupes de métaux qui sont également capables de brûler sans apparition de flamme.

La partie de la flamme ayant la valeur maximale, où se produisent des transformations intenses, est appelée front de flamme.

Processus d'échange de chaleur et diffusion de particules actives depuis la zone de combustion, qui sont les mécanismes clés du mouvement du front de flamme à travers le mélange combustible.

La vitesse de propagation de la flamme est généralement divisée en :

• déflagration (normale), se produisant à des vitesses subsoniques (0,05-50 m/s)
• détonation, lorsque les vitesses atteignent 500-3000 m/s.

Riz. 2. Flamme à diffusion laminaire

Selon la nature de la vitesse du flux gazeux créant la flamme, on distingue les flammes laminaires et turbulentes. Dans une flamme laminaire, le mouvement des gaz se produit dans différentes couches, tous les processus de transfert de chaleur et de masse se produisent par diffusion moléculaire et convection. Dans les flammes turbulentes, les processus de transfert de chaleur et de masse s'effectuent principalement en raison du mouvement vortex macroscopique. La flamme d'une bougie est un exemple de flamme à diffusion laminaire (Fig. 2). Toute flamme de plus de 30 cm de hauteur présentera déjà une instabilité mécanique aléatoire du gaz, qui se manifeste par des tourbillons visibles de fumée et de flammes.

Riz. 3. Transition de l'écoulement laminaire à l'écoulement turbulent

Un exemple très clair de la transition d'un écoulement laminaire à un écoulement turbulent est un flux de fumée de cigarette (Fig. 3), qui, ayant atteint une hauteur d'environ 30 cm, acquiert des turbulences.

Lors d'incendies, les flammes ont un caractère turbulent de diffusion. La présence de turbulences dans la flamme améliore le transfert de chaleur et le mélange affecte les processus chimiques. Dans une flamme turbulente, la vitesse de combustion est également plus élevée. Ce phénomène rend difficile le transfert du comportement de flammes à petite échelle à des flammes à grande échelle, plus profondes et plus hautes.

Il a été prouvé expérimentalement que la température de combustion des substances dans l'air est bien inférieure à la température de combustion dans un environnement atmosphérique en oxygène.

Dans l'air, la température fluctue de 650 à 3 100 °C et dans l'oxygène, elle augmente de 500 à 800 °C.

La combustion

La combustion- un processus physique et chimique complexe de conversion des composants d'un mélange combustible en produits de combustion avec libération de rayonnement thermique, de lumière et d'énergie radiante. La nature de la combustion peut être décrite comme une oxydation rapide.

La combustion subsonique (déflagration), contrairement à l'explosion et à la détonation, se produit à faible vitesse et n'est pas associée à la formation d'une onde de choc. La combustion subsonique comprend la propagation normale de la flamme laminaire et turbulente, tandis que la combustion supersonique comprend la détonation.

La combustion est divisée en thermique Et chaîne. Au coeur thermique La combustion est une réaction chimique qui peut se dérouler avec une auto-accélération progressive en raison de l'accumulation de chaleur dégagée. Chaîne la combustion se produit dans le cas de certaines réactions en phase gazeuse à basse pression.

Des conditions d'auto-accélération thermique peuvent être fournies pour toutes les réactions ayant des effets thermiques et des énergies d'activation suffisamment importants.
La combustion peut commencer spontanément par suite d'une auto-inflammation ou être initiée par une inflammation. Dans des conditions externes fixes, une combustion continue peut se produire mode stationnaire, lorsque les principales caractéristiques du procédé - vitesse de réaction, pouvoir calorifique, température et composition des produits - ne changent pas dans le temps, ou mode périodique lorsque ces caractéristiques fluctuent autour de leurs valeurs moyennes. En raison de la forte dépendance non linéaire de la vitesse de réaction à la température, la combustion est très sensible aux conditions extérieures. Cette même propriété de combustion détermine l'existence de plusieurs modes stationnaires dans les mêmes conditions (effet d'hystérésis).

Le processus de combustion est divisé en plusieurs types : éclair, combustion, allumage, combustion spontanée, inflammation spontanée, explosion et détonation. Il existe en outre des types particuliers de combustion : la combustion lente et la combustion à flamme froide. Le flash est le processus de combustion instantanée de vapeurs de liquides inflammables et combustibles provoquée par une exposition directe à une source d'inflammation. La combustion est le phénomène de combustion se produisant sous l'influence d'une source d'inflammation. L'allumage est un incendie accompagné de l'apparition d'une flamme. Dans le même temps, le reste de la masse de la substance combustible reste relativement froid. La combustion spontanée est un phénomène d'augmentation brutale du taux de réactions exothermiques dans une substance, conduisant à une combustion en l'absence de source d'inflammation. La combustion spontanée est une combustion spontanée accompagnée de l'apparition d'une flamme. Dans des conditions industrielles, la sciure de bois et les chiffons huileux peuvent s'enflammer spontanément. L'essence et le kérosène peuvent s'enflammer spontanément. L'explosion est une transformation chimique rapide d'une substance (combustion explosive), accompagnée de la libération d'énergie et de la formation de gaz comprimés capables de produire un travail mécanique.

Combustion sans flamme

Contrairement à la combustion conventionnelle, lorsque des zones de flamme oxydante et de flamme réductrice sont observées, il est possible de créer les conditions d'une combustion sans flamme. Un exemple est l'oxydation catalytique de substances organiques à la surface d'un catalyseur approprié, telle que l'oxydation de l'éthanol sur du noir de platine.

Combustion en phase solide

Il s'agit de procédés exothermiques à ondes automatiques dans des mélanges de poudres inorganiques et organiques, non accompagnés de dégagement gazeux notable, et conduisant à l'obtention de produits exclusivement condensés. Les phases gazeuses et liquides se forment en tant que substances intermédiaires qui assurent le transfert de masse, mais ne quittent pas le système de combustion. On connaît des exemples de poudres réactives dans lesquelles la formation de telles phases n'a pas été prouvée (tantale-carbone).

Les termes triviaux « combustion sans gaz » et « combustion à flamme solide » sont utilisés de manière synonyme.

Un exemple de tels processus est la SHS (synthèse auto-propagée à haute température) dans des mélanges inorganiques et organiques.

Fumant

Type de combustion dans lequel aucune flamme ne se forme et la zone de combustion se propage lentement dans tout le matériau. La combustion lente se produit généralement dans les matériaux poreux ou fibreux à forte teneur en air ou imprégnés d'agents oxydants.

Combustion autogène

Combustion autonome. Le terme est utilisé dans les technologies d'incinération des déchets. La possibilité d'une combustion autogène (auto-entretenue) des déchets est déterminée par la teneur maximale en composants de ballast : humidité et cendres. Sur la base de nombreuses années de recherche, le scientifique suédois Tanner a proposé d'utiliser un diagramme triangulaire avec des valeurs limites pour déterminer les limites de la combustion autogène : plus de 25 % de combustible, moins de 50 % d'humidité, moins de 60 % de cendres.

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Remarques

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Synonymes

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Grand dictionnaire encyclopédique BRÛLANT, brûlant, beaucoup. non, cf. (livre). Action et condition selon Ch. brûler. Brûlure de gaz. Brûlure mentale. Dictionnaire explicatif d'Ouchakov. D.N. Ouchakov. 1935 1940...

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Dictionnaire encyclopédique illustré Chimie complexe une réaction se produisant dans des conditions d'auto-accélération progressive associées à l'accumulation de chaleur ou de produits de réaction catalysants dans le système. Avec G., des températures élevées (jusqu'à plusieurs milliers de K) peuvent être atteintes, et cela se produit souvent... ...

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Dictionnaire des situations d'urgence

La combustion est une réaction chimique d’oxydation du combustible avec l’oxygène, se produisant relativement rapidement et libérant une grande quantité de chaleur.

Pendant le processus de combustion, les produits de combustion sont chauffés à des températures élevées.

L’équation générale pour la combustion de tout hydrocarbure gazeux avec de l’oxygène est la suivante : Où Et m– respectivement, le nombre d’atomes de carbone et d’hydrogène dans la molécule

Q– effet thermique de la réaction d'oxydation.

Le tableau 3.1 montre les réactions de combustion des principaux gaz combustibles avec l'oxygène.

Réactions de combustion de gaz inflammables avec l'oxygène

Tableau 3.1

Le tableau 3.1 montre les réactions d'oxydation des gaz inflammables les plus connus avec l'oxygène. Cependant, dans des conditions réelles, le comburant (oxygène) n'est pas fourni à la zone de combustion sous forme pure, mais dans le cadre de l'air. On sait que l’air est principalement composé de deux parties : l’oxygène et l’azote. L'air contient également de petites quantités de dioxyde de carbone CO 2, ainsi que des gaz rares. Compte tenu de leur quantité insignifiante dans l’air, nous les négligeons.

Ainsi, si l'on prend le volume d'air à 100 %, alors la teneur en oxygène sera de 21 % et l'azote de 79 %. Ainsi, à 1 m 3 L'oxygène de l'air est 79/21 = 3,76 m 3 azote, ou 1 m 3 oxygène contenu dans 100/21 = 4,76 m 3 airs.

En tenant compte des relations ci-dessus, nous pouvons écrire l'équation générale de la combustion des hydrocarbures avec l'air :

Le tableau 3.2 montre les équations de la réaction de combustion de gaz inflammables avec l'air.

Il convient de noter que les équations données dans les tableaux 3.1 et 3.2 sont stoechiométriques, c'est-à-dire Il s'agit du rapport entre le gaz combustible et le comburant (oxygène, air) auquel la quantité théoriquement requise de comburant est fournie au gaz combustible. Cependant, dans la pratique de la combustion de gaz dans des conditions réelles, il est nécessaire d'apporter un peu plus de comburant à la zone que ce qui résulte des équations stoechiométriques. Ceci est principalement dû à un mélange imparfait du gaz combustible et du comburant.

Équations de réactions de combustion de gaz inflammables avec l'air

Tableau 3.2

Le rapport entre la consommation réelle du comburant (oxygène ou air) et celle théoriquement nécessaire est appelé coefficient d'excès d'air et est désigné α , c'est à dire.:

L’équation générale pour la combustion de tout hydrocarbure gazeux avec de l’oxygène est la suivante : Vd– le débit d'air réel ;

Vt– quantité d'air théoriquement requise.

Le tableau 3.3 montre les valeurs de la quantité théoriquement requise de comburant (oxygène et air), ainsi que le volume de produits de combustion lors de la combustion de 1 m 3 coefficient de gaz et d'air en excès égal à 1 ( un = 1).

Quantité théoriquement requise de comburant et volume de produits de combustion pendant la combustion 1 m 3 à α = 1

Tableau 3.3

Dans les calculs pratiques, nous ne connaissons parfois pas la composition chimique des gaz, mais seule la chaleur de combustion est connue. Il est nécessaire de déterminer la quantité d'air théoriquement requise pour une combustion complète 1 m 3 gaz.

Pour ce cas, il existe une formule empirique de D.I. Mendeleïev :

L’équation générale pour la combustion de tout hydrocarbure gazeux avec de l’oxygène est la suivante : Q n– pouvoir calorifique inférieur du gaz, kJ/m 3 .

Les équations des réactions de combustion de divers gaz avec l'oxygène et l'air reflètent uniquement la relation entre le carburant et le comburant et n'expliquent pas le mécanisme de ces réactions. En conditions réelles, le processus de combustion est beaucoup plus compliqué.

La théorie moderne du mécanisme de la cinétique de la réaction de combustion des gaz a été développée par le scientifique soviétique, l'académicien N.N. Semenov. Selon sa théorie, des réactions en chaîne de combustion de gaz se produisent dans la flamme d'un mélange gaz-air. En conséquence, des produits instables intermédiaires se forment sous forme d’atomes de radicaux libres. Conformément à la théorie de N.N. La réaction de Semenov de combustion de l'hydrogène avec l'oxygène ne consiste pas simplement à combiner deux molécules d'hydrogène et une d'oxygène pour former deux molécules d'eau. Lors de l'interaction de ces deux gaz, des substances intermédiaires se forment d'abord sous forme d'atomes d'hydrogène et d'oxygène, ainsi que des radicaux hydroxyles libres OH.

Pour démarrer le processus de combustion, il est nécessaire d'activer d'une manière ou d'une autre le mélange combustible. En d’autres termes, il est nécessaire de créer des conditions dans lesquelles les réactifs disposeront d’une grande quantité d’énergie. Cette réserve d'énergie est nécessaire au bon déroulement du processus de combustion. La réserve d'énergie ci-dessus peut être créée en chauffant le mélange gaz-air jusqu'à sa température d'inflammation. Cette énergie, appelée énergie d'activation, est nécessaire principalement pour rompre les liaisons intermoléculaires existantes dans les réactifs.

Au cours du processus de combustion, de nouvelles liaisons se forment continuellement ainsi que la destruction des anciennes. Lorsque de nouvelles liaisons se forment, une libération d’énergie importante se produit, tandis que la rupture des anciennes liaisons s’accompagne toujours d’une dépense énergétique. Étant donné que pendant le processus de combustion, l'énergie libérée lors de la formation de nouvelles liaisons est d'une grande importance, par rapport à l'énergie dépensée pour rompre les anciennes liaisons, l'effet thermique total reste positif.

La réaction de l'hydrogène avec l'oxygène est la plus simple et la plus étudiée. Examinons donc cette réaction ramifiée à l’aide d’un exemple.

Conformément à la théorie de N.N. Semenov, au moment initial de la réaction, à la suite de l'énergie d'activation et de la collision des molécules d'hydrogène et d'oxygène, deux radicaux hydroxyles OH se forment :

. (3.5)

L’atome d’hydrogène libre H réagit à son tour avec une molécule d’oxygène. Il en résulte la formation d'un radical hydroxyle OH et d'un atome d'oxygène libre, c'est-à-dire :

. (3.7)

Le radical peut à nouveau entrer dans une réaction chimique avec l'hydrogène et à nouveau, à la suite de la réaction, former de l'eau et de l'hydrogène libre, et l'atome d'oxygène, à son tour, peut réagir avec une molécule d'hydrogène, ce qui conduira à la formation d'un autre Un radical OH et un atome d'hydrogène H , soit :

. (3.8)

Le mécanisme ci-dessus de la réaction en chaîne de combustion de l'hydrogène avec l'oxygène montre la possibilité d'interactions multiples d'un radical OH avec des atomes d'hydrogène. À la suite de cette interaction, des molécules d’eau se forment.

Par conséquent, les atomes libres et les radicaux sont les centres actifs dans la création d’une réaction en chaîne.

La réaction de combustion de l'hydrogène avec l'oxygène, qui explique le mécanisme de la réaction en chaîne, peut s'écrire comme suit :

H 2 O O + (H 2)…

OH + (H 2) ® H + (O 2) ® OH + (H 2)…

O + (H 2) ® OH + (H 2) ® H 2 O

H +(O 2) ® OH +H 2 ...

Le mécanisme de combustion du monoxyde de carbone avec l’oxygène est plus complexe. Selon des scientifiques de l'Institut de physique chimique de l'Académie des sciences de l'URSS, le monoxyde de carbone ne réagit pas avec l'oxygène sec. Ils ont également constaté que l’ajout d’une petite quantité d’hydrogène ou d’humidité au mélange entraîne le déclenchement d’une réaction d’oxydation. En conséquence, la séquence de réactions chimiques suivante se produit :

H 2 O® OH + H; (3.10)

OH + CO ® CO 2 + H; (3.11)

H + O 2 ® OH + O; (3.12)

CO + OH ® CO 2 + H; (3.13)

CO + O ® CO 2 ; (3.14)

H + O 2 = OH + O (3.15)

Comme il ressort des réactions chimiques ci-dessus, la présence d'une petite quantité d'humidité conduit à la formation d'hydroxyles et d'atomes libres dans la zone de combustion. Comme indiqué précédemment, les radicaux hydroxyles et les atomes libres sont les initiateurs de la création et les porteurs de la réaction en chaîne.

Un mécanisme encore plus complexe d’oxydation des hydrocarbures. Outre certaines similitudes avec le mécanisme de combustion de l'hydrogène et du monoxyde de carbone, le mécanisme de combustion des hydrocarbures présente également un certain nombre de différences significatives. En analysant les produits de combustion, il a été constaté qu'ils contiennent des aldéhydes et principalement du formaldéhyde (HCHO).

Considérons le mécanisme d'oxydation des hydrocarbures en utilisant l'exemple du plus simple d'entre eux - le méthane. Le mécanisme d'oxydation du méthane passe par quatre étapes, à chacune desquelles se produisent les réactions chimiques suivantes :

Lors de la première étape :

H + O 2 ® OH + O; (3.16)

CH 4 + OH ® CH 3 + H 2 O; (3.17)

CH 4 + O ® CH 2 + H 2 O. (3.18)

Lors de la deuxième étape :

CH 3 + O 2 ® HCHO + OH; (3.19)

CH 2 + O 2 ® HCHO + O; (3.20)

A la troisième étape :

HCHO + OH ® HCO + H 2 O (3.21)

HCHO + O ®СО + H 2 O; (3.22)

HCO+ O 2 ® CO + O + OH (3.23).

A la quatrième étape :

CO + O ® CO 2 (3.24)

La combustion est une réaction d'oxydation qui se produit à grande vitesse, qui s'accompagne du dégagement de grandes quantités de chaleur et, en règle générale, d'une lueur brillante, que nous appelons une flamme. Le processus de combustion est étudié par la chimie physique, dans laquelle tous les processus exothermiques ayant une réaction auto-accélérée sont considérés comme une combustion. Une telle auto-accélération peut se produire en raison d'une augmentation de la température (c'est-à-dire avoir un mécanisme thermique) ou de l'accumulation de particules actives (avoir un caractère diffusif).

La réaction de combustion a une caractéristique claire - la présence d'une région à haute température (flamme), limitée dans l'espace, où se produit la majeure partie de la conversion des substances initiales (carburant). Ce processus s'accompagne de la libération d'une grande quantité de To. démarrer la réaction (apparition d'une flamme), il faut dépenser une certaine quantité d'énergie à l'allumage, puis le processus se produit spontanément. Sa vitesse dépend des propriétés chimiques des substances participant à la réaction, ainsi que des processus dynamiques des gaz lors de la combustion. La réaction de combustion présente certaines caractéristiques dont les plus importantes sont le pouvoir calorifique du mélange et la température (dite adiabatique) qui pourrait théoriquement être atteinte lors d'une combustion complète sans tenir compte des pertes de chaleur.

La combustion homogène est la plus simple, elle a un taux constant, en fonction de la composition et de la conductivité thermique moléculaire du mélange, de la température et de la pression.

La combustion hétérogène est la plus courante aussi bien dans la nature que dans des conditions artificielles. Sa vitesse dépend des conditions spécifiques du processus de combustion et des caractéristiques physiques des ingrédients. Pour les combustibles liquides, le taux de combustion est fortement influencé par le taux d'évaporation, et pour les combustibles solides, par le taux de gazéification. Par exemple, lors de la combustion du charbon, le processus se déroule en deux étapes. Dans le premier d'entre eux (en cas de chauffage relativement lent), des composants volatils de la substance (charbon) sont libérés, dans le second, les résidus de coke brûlent.

La combustion des gaz (par exemple la combustion de l'éthane) a ses propres caractéristiques. Dans un environnement gazeux, les flammes peuvent se propager sur une grande distance. Il peut se déplacer dans le gaz à une vitesse subsonique, et cette propriété est inhérente non seulement à un environnement gazeux, mais également à un mélange finement dispersé de particules combustibles liquides et solides mélangées à un comburant. Pour assurer une combustion stable dans de tels cas, une conception spéciale du dispositif de four est requise.

Les conséquences provoquées par la réaction de combustion en milieu gazeux sont de deux types. Le premier est la turbulisation du flux gazeux, entraînant une forte augmentation de la vitesse du processus. Les perturbations acoustiques de l'écoulement qui en résultent peuvent conduire à l'étape suivante : l'émergence d'un mélange conduisant à la détonation. Le passage de la combustion à l’étape de détonation dépend non seulement des propriétés propres du gaz, mais également de la taille du système et des paramètres de propagation.

La combustion de carburant est utilisée dans la technologie et l'industrie. La tâche principale dans ce cas est d'atteindre une efficacité de combustion maximale (c'est-à-dire une optimisation du dégagement de chaleur) pendant une période donnée. La combustion est utilisée, par exemple, dans l'exploitation minière - les méthodes de développement de divers minéraux sont basées sur l'utilisation d'un procédé combustible. Mais dans certaines conditions naturelles et géologiques, le phénomène de combustion peut devenir un facteur de grave danger. Le véritable danger, par exemple, est le processus de combustion spontanée de la tourbe, conduisant à l'apparition d'incendies endogènes.

Exemples d'exécution s/p2

THERMODYNAMIQUE CHIMIQUE. ÉQUILIBRE. CINÉTIQUE.

TACHE 1. Chaleur de combustion du carburant.

Nous avons un mélange gazeux : 50% CH 4 + 50% C 4 H 10.

Volume total V=1000 l=1m 3.

1. Écrivez les équations chimiques des réactions de combustion des composants gazeux d’un mélange combustible donné.

Réaction de combustion du méthane :

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

Réaction de combustion du butane :

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

Enthalpie Δ r N 0 298 de ces réactions chimiques sont la chaleur de combustion du gaz combustible Δ N 0 sg.

2. Calculez la quantité de chaleur qui peut être obtenue en brûlant un volume donné d'un mélange de carburant d'une composition donnée (% en volume), conditions considérées comme normales.

En utilisant la loi de Hess, nous calculons la chaleur de combustion du gaz combustible Δ N 0 сг à l'état standard et 298 K, en utilisant des données tabulaires (voir annexe, tableau) de la chaleur de formation de toutes les substances participant à la réaction de combustion (Δ F N 0 298):

pour le méthane

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

393,62 + 2.

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

Δ N 0 pour le butane r N 0 сг С4Н10 = Δ F N 0 298 = 4Δ F N 0 H2O - Δ F N 0 CO2 + 5Δ F N 0 O2 =

C4Н10 - 13/2Δ

4 . (- 393,62) + 5 .

Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = - (Δ N Chaleur spécifique de combustion Q T du combustible gazeux :

T

pour le méthane

Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. sg. 1000/22,4), kJ/m 3,

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

Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. où 22,4 l/mol est le volume molaire de gaz dans des conditions normales.

La quantité totale de chaleur obtenue lors de la combustion d'un mélange carburé donné, en tenant compte du volume de gaz :

Q = Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol., CH4 . V CH4 + Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol., C4Н10 . VС4Н10 =

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

3. À partir du mélange de carburant donné, sélectionnez le carburant le plus économe en énergie. Calculer la chaleur spécifique de combustion de ce carburant Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. , kJ/m 3 . Calculez le volume minimum de ce combustible pour obtenir 100 MJ de chaleur.

Le carburant le plus économe en énergie dans ce mélange de carburant est le butane, chaleur spécifique de combustion Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol., C4H10 = 128461kJ/m3.

Pour obtenir 100 MJ de chaleur il faut brûler :

VС4Н10 = Q/ Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol., C4H10 = 100000/128461 = 0,778 m3 = 778 l.

TÂCHE 2. Thermodynamique chimique.

1. Écrivez des équations thermochimiques de réactions dont l'effet thermique est la chaleur de formation de tous les réactifs d'une réaction chimique donnée.

Pour une réaction chimique

CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g)

La substance C (k) est simple, stable à 298 K et à une pression de 100 kPa, son enthalpie de formation est D H 0 F , 298 , = 0.

Équations thermochimiques de réactions dont l'effet thermique est la chaleur de formation des réactifs d'une réaction chimique donnée CO 2 (g) et CO (g) :

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

(Voir le tableau);

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

(Voir le tableau).

2. Calculer les valeurs d'enthalpieD r H 0 298 , entropieD r S 0 298 . tableau aux problèmes 1, 2) à l'état standard (s.s.) de tous les réactifs et à une température de 298 K. Tirer une conclusion sur l'effet thermique de la réaction.

A l'aide de données tabulaires (voir tableau), nous notons les fonctions thermodynamiques de l'état des réactifs d'une réaction chimique donnée à l'état standard et 298 K

En utilisant la loi de Hess, on calcule l'enthalpie Δ r N 0 298, entropie ∆ r S 0 298 et l'énergie de Gibbs Δ r g 0 298 réaction chimique à l'état standard et 298 K :

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

2(-110,5) – 0 – (-393,5) = 172,5 kJ.

Δ r N 0 298 >0 - la réaction est endothermique et se produit avec absorption de chaleur.

∆ 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 – le système est devenu plus désordonné en raison de la formation d'une quantité supplémentaire de gaz.

3. Calculez la valeur de l'énergie de GibbsD r g 0 298 une réaction chimique donnée (article 1. tableau aux problèmes 1, 2) à l'état standard (s.s.) de tous les réactifs et à une température de 298 K. Déterminez dans quelle direction cette réaction se déroulera spontanément à l'état standard de tous les réactifs et à une température de 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 – réaction spontanée vers l'avant à l'état standard et 298 K est impossible. La réaction se déroule dans la direction opposée.

4. Déterminer la plage de température à laquelle l'apparition spontanée d'une réaction directe est possible dans l'état standard de tous les réactifs sans tenir compte de la dépendance D r H 0 EtD r S 0 sur la température. Tracez l'énergie de Gibbs de la réaction en fonction de la température.D r g 0 = F (T ).

La possibilité d'une réaction spontanée dans l'état standard est déterminée par l'inégalité ∆ r g 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. < 0.

Ceux. , Si

∆ r g 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = ∆ r H 0 298 +∆ r Avec 0 p dT-T∆ r S 0 298 - T ∆ r Avec 0 p / (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol.)dT < 0

∆ r g 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. ≈ ∆ r H 0 298 -T∆ r S 0 298 < 0

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

Graphique de dépendance D r g 0 = F (T):

∆ r g 0 T

298 982 2300 T

Compte tenu des plages de température d'existence des réactifs, la plage de température d'apparition spontanée d'une réaction à l'état standard est de 982< T< 2300 К.

5. Calculez la valeur de l'énergie de GibbsD r g 298 réaction chimique à des valeurs données de pressions partielles de gaz (article 2. tableau aux problèmes 1, 2) et une température de 298 K. Déterminez si la direction du processus à 298 K change lorsque les pressions partielles des gaz changent par rapport à l'état standard.

Le calcul de l'énergie de Gibbs d'une réaction chimique à n'importe quelle température et toute pression partielle relative des gaz est effectué à l'aide de l'équation isotherme de Van't Hoff :

Δ r g T = ∆ r g 0 T + RT dans .

Calculons Δ r g 298 à 298 K et pressions de gaz : R. CO = 2. 10 3 Pa,

R. CO2 = 8. 10 5 Pa.

Pressions partielles relatives des gaz :

CO = 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. dans(0,02/8) =

Δ r g 298 >0 – une réaction spontanée vers l'avant à des pressions partielles de gaz données et à 298 K est impossible. La réaction se déroule dans la direction opposée.

6. Déterminez comment vous devez (théoriquement) modifier la pression partielle de l'un des gaz sources (R. UN ouR. DANS) pour changer la direction du processus par rapport à l'état standard à 298 K et à la pression partielle standard de tous les autres composants de la réaction chimique.

A l'état standard et à 298 K, la réaction peut se produire spontanément dans le sens opposé, car Δ r g 0 298 >0.

Pour changer le sens du processus par rapport à l'état standard à 298 K, vous pouvez modifier la pression partielle du CO 2 (l'état de tous les autres composants est standard). La condition de réaction spontanée vers l’avant est Δ r g 298 < 0.

D'après l'équation isotherme de Van't Hoff :

Δ r g T = ∆ r g 0 T + RT dans < 0

Δ r g 298 = 120h15 + 8h31. 10-3. 298 ln < 0

Résoudre l'inégalité ln < - 48,5и получаем: < 10 -21 .

Ainsi, R. CO< R. CO2 ≈ 10 5 fois.

Ainsi, pour changer le sens du processus par rapport à l'état standard à 298 K et pression R. CO = 10 5 Pa, il faut augmenter la pression partielle du CO 2 de 10 5 fois, c'est-à-dire la pression partielle de CO 2 doit être : R. CO2 > 10 25 Pa.

À cette pression de CO 2 , une réaction chimique donnée peut se dérouler spontanément vers l'avant à 298 K.

TÂCHE 2. Bilan chimique.

Pour une réaction chimique

CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g)

1. Calculez l'énergie de GibbsD r g 0 T et constante d'équilibreÀ R. de cette réaction à l'état standard et aux températures de 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K, en tenant compte de la dépendanceD r H 0 T EtD r S 0 T sur la température à une capacité thermique spécifique constante des substancesAvec R. = const . Tracer le graphique des dépendances

À R. = F (T ).

Calculons la variation de la capacité thermique du système (∆ r c 0 R.= const):

∆ r Avec 0 R. = 2Avec 0 R. 298COg – Avec 0 R. 298Sk – Avec 0 R. 298СО2g =

2. (29,14)–8,54–37,41 =12,33 J/K.

Calculons l'énergie de Gibbs d'une réaction chimique à l'état standard et à des températures données de 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K, en tenant compte de la dépendance ∆ r H 0 T et ∆ r S 0 T en température, en considérant la capacité thermique spécifique des substances constante Avec R. , selon la formule :

∆ r g 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = ∆ r H 0 T -T . ∆ r S 0 T = ∆ r g 0 298 + ∆ r Avec 0 R. (T - 298) –T . ∆ r Avec 0 R. ln(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 =120,15+12,33. 10-3. (1000-298) - 1000. 12.33. 10-3. ln(1000/298) =

Conditions thermodynamiques pour l’équilibre chimique : ∆ r g (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = 0.

Énergie de Gibbs d'une réaction chimique à l'état standard

∆ r g 0 T lié à la constante d'équilibre À R. par rapport :

∆ r g 0 T = - RT dans À R.

Après avoir calculé la valeur ∆ r g 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. réaction, calculer la constante d'équilibre À R. selon la formule :

K p= exp(- ∆G 0 T /RT) ,

Où R.=8,31 J/mol. K est la constante universelle des gaz.

K p, 298 = exp(- ∆G 0 T , 298 / R.. 298) = exp(-120,15/8,31 . 10 -3. 298) = 8 . 10-22 ;

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

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

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

À mesure que la température augmente, la constante d'équilibre augmente, ce qui s'explique par l'effet thermique endothermique de cette réaction.

(Δ r N 0 T >0).

2. Sélectionnez n'importe quelle température dans la région de réaction spontanée dans le sens direct. A cette température, calculer les concentrations d'équilibre des réactifs gazeux si leurs concentrations initiales étaient respectivement égales (voir paragraphe 3, tableau des problèmes 1,2).

À T=1000 K, la réaction se déroule spontanément vers l'avant, car ∆ r g 0 1000 = - 3,16 kJ<0, K p , 1000 = 1,46.

Choisissons la température T=1000 pour calculer les concentrations d'équilibre des réactifs gazeux, si les concentrations initiales des réactifs gazeux CO 2 et CO étaient égales : Avec CO2 = 0,5 mole/l, Avec CO =0.

Expressions des constantes d'équilibre exprimées en termes de pressions partielles relatives d'équilibre des gaz ( R.équivaut à ) et les concentrations d'équilibre ( Avecégal) :

À R. =
; À Avec =

K p Et K Avec connecté via l’équation de l’état du gaz :

K Avec, 1000 =
=
= 0,018

Où R.=0,082 l. atmosphère/mol. K - constante universelle des gaz ;

∆ν = 2-1= 1 (évolution du nombre de moles de substances gazeuses au cours de la réaction).

Tableau de bilan matière :

Nous substituons les concentrations d'équilibre de réactifs gazeux dans l'expression de K Avec et résolvez l’équation algébrique de X:

À Avec =
= 0,018 , X= 0,0387mol/l

AVEC CO égal = 2. 0,0387 = 0,0774mol/litre

AVEC CO2 égal = 0,5 - 0,0387 = 0,4613 mol/l.