Degimo cheminė reakcija. Cheminių reakcijų rūšys

Beveik kiekvieną dieną mums visiems tenka susidurti su vienokiomis ar kitokiomis degimo proceso apraiškomis. Mūsų straipsnyje norime išsamiau papasakoti, kokias ypatybes šis procesas apima moksliniu požiūriu.

Tai yra pagrindinis gaisro proceso komponentas. Gaisras prasideda nuo degimo pradžios, jo vystymosi intensyvumas dažniausiai yra ugnies nueitas kelias, tai yra degimo greitis, o gesinimas baigiasi degimo nutraukimu.

Degimas paprastai suprantamas kaip egzoterminė kuro ir oksidatoriaus reakcija, kurią lydi bent vienas iš šių trijų veiksnių: liepsna, švytėjimas, dūmų susidarymas. Dėl degimo proceso sudėtingumo šis apibrėžimas nėra išsamus. Jame neatsižvelgiama į tokias svarbias degimo ypatybes, kaip greitas pagrindinės egzoterminės reakcijos atsiradimas, jos savaiminis pobūdis ir proceso gebėjimas savaime plisti per degųjį mišinį.

Skirtumas tarp lėtos egzoterminės redokso reakcijos (geležies korozija, puvimas) ir degimo yra tas, kad pastarasis vyksta taip greitai, kad šiluma pasigamina greičiau nei išsisklaido. Dėl to reakcijos zonoje temperatūra pakyla šimtais ir net tūkstančiais laipsnių, atsiranda matomas švytėjimas ir susidaro liepsna. Iš esmės taip susidaro liepsnojantis degimas. Jeigu išsiskiria šiluma, bet nėra liepsnos, tai šis procesas vadinamas rusenimu Abiejų procesų metu vyksta visiško arba nepilno medžiagų degimo aerozolis. Verta paminėti, kad kai kurioms medžiagoms degant, liepsnos nesimato, taip pat nėra dūmų, tokių kaip vandenilis. Per greitos reakcijos (sprogioji transformacija) taip pat neįeina į degimo sąvoką.

Būtina degimo sąlyga yra degios medžiagos, oksidatoriaus (gaisro metu jo vaidmenį atlieka ore esantis deguonis) ir uždegimo šaltinio. Kad vyktų tiesioginis degimas, turi egzistuoti kritinės sąlygos, susijusios su degiojo mišinio sudėtimi, degiosios medžiagos geometrija ir temperatūra, slėgiu ir t. t. Po degimo liepsna arba reakcijos zona veikia kaip uždegimo šaltinis.

Pavyzdžiui, metanas gali būti oksiduojamas deguonimi, kai 500-700 K temperatūroje išsiskiria šiluma iki metilo alkoholio ir skruzdžių rūgšties. Tačiau, kad reakcija tęstųsi, būtina papildyti šilumą dėl išorinio šildymo. Tai nėra deginimas. Kaitinamas reakcijos mišinys iki aukštesnės nei 1000 K temperatūros, metano oksidacijos greitis padidėja tiek, kad išsiskiriančios šilumos pakanka toliau tęsti reakciją, išnyksta išorinio šilumos tiekimo poreikis ir prasideda degimas. Taigi degimo reakcija, kai ji įvyksta, gali palaikyti pati save. Tai yra pagrindinis skiriamasis degimo proceso bruožas. Kitas susijęs bruožas yra liepsnos, kuri yra cheminės reakcijos zona, gebėjimas spontaniškai plisti per degią terpę arba degią medžiagą greičiu, kurį lemia reakcijos mišinio pobūdis ir sudėtis, taip pat proceso sąlygos. Tai yra pagrindinis gaisro vystymosi mechanizmas.

Tipiškas degimo modelis pagrįstas organinių medžiagų arba anglies oksidacijos reakcija su atmosferos deguonimi. Degimą lydi daug fizinių ir cheminių procesų. Fizika yra apie šilumos perdavimą į sistemą. Oksidacijos ir redukcijos reakcijos yra cheminė degimo prigimties sudedamoji dalis. Taigi iš degimo sąvokos atsiranda įvairių cheminių virsmų, įskaitant pradinių junginių skilimą, produktų disociaciją ir jonizaciją.

Degios medžiagos arba medžiagos derinys su oksiduojančiu agentu sudaro degią terpę. Degiosioms medžiagoms irstant veikiant uždegimo šaltiniui, susidaro dujų-garų-oro reakcijos mišinys. Degieji mišiniai, kurie savo sudėtimi (kuro ir oksidatoriaus komponentų santykiu) atitinka cheminės reakcijos lygtį, vadinami stechiometrinės sudėties mišiniais. Jie yra pavojingiausi ugnies požiūriu: lengviau užsidega, dega intensyviau, užtikrinant visišką medžiagos sudegimą, dėl ko išsiskiria didžiausias šilumos kiekis.

Ryžiai. 1. Difuzinių liepsnų formos

a – reaktyvinės srovės deginimas, b – išsiliejusio skysčio deginimas, c – miško paklotės deginimas

Pagal degiųjų medžiagų kiekio ir oksidatoriaus tūrio santykį išskiriami liesi ir sotūs mišiniai: prastuose mišiniuose gausu oksidatoriaus, turtinguose – gausiai degiųjų medžiagų. Minimalus oksidatoriaus kiekis, reikalingas tam tikros degiosios medžiagos masės (tūrio) vienetui visiškai sudeginti, nustatomas pagal cheminės reakcijos lygtį. Deginant dalyvaujant deguoniui, daugumai degiųjų medžiagų reikalingas (specifinis) oro srautas yra 4-15 m 3 /kg. Medžiagų ir medžiagų degimas galimas tik tada, kai ore yra tam tikras jų garų ar dujinių produktų kiekis, taip pat kai deguonies koncentracija yra ne mažesnė už nurodytą ribą.

Taigi, kartonui ir medvilnei savaime užgęsta jau esant 14 t. % deguonies, o poliesterio vata – 16 tūrio. %. Degimo procese, kaip ir kituose cheminiuose procesuose, reikalingi du etapai: molekulinio kontakto tarp reagentų sukūrimas ir pačios kuro molekulių sąveikos su oksidatoriumi, kad susidarytų reakcijos produktai. Jeigu pradinių reagentų virsmo greitį lemia difuzijos procesai, t.y. perdavimo greitis (degiųjų dujų ir deguonies garai pernešami į reakcijos zoną dėl koncentracijos gradiento pagal Ficko difuzijos dėsnius), tada toks degimo režimas vadinamas difuzija. Fig. 1 parodytos įvairios difuzinės liepsnos formos. Difuzijos režimu degimo zona yra neryški, joje susidaro nemažas kiekis nepilno degimo produktų. Jei degimo greitis priklauso tik nuo cheminės reakcijos greičio, kuris yra žymiai didesnis už difuzijos greitį, tai degimo režimas vadinamas kinetiniu. Jam būdingas didesnis degimo greitis ir išsamumas, o dėl to didelis šilumos išsiskyrimo greitis ir liepsnos temperatūra. Šis režimas vyksta iš anksto sumaišytuose degalų ir oksidatoriaus mišiniuose. Vadinasi, jei cheminės reakcijos zonoje esantys reagentai yra toje pačioje (dažniausiai dujų) fazėje, tai toks degimas vadinamas vienalyčiu, kai kuras ir oksidatorius yra skirtingose ​​reakcijos zonoje, jis vadinamas heterogeniniu. Vienalytis yra ne tik dujų, bet ir daugumos kietųjų medžiagų degimas. Tai paaiškinama tuo, kad reakcijos zonoje dega ne pačios medžiagos, o jų garai ir dujiniai skilimo produktai. Liepsnos buvimas yra homogeniško degimo požymis.

Heterogeninio degimo pavyzdžiai yra anglies, anglies turinčių medienos likučių ir nelakių metalų, kurie net esant aukštai temperatūrai išlieka kietos būsenos, degimas. Cheminė degimo reakcija šiuo atveju vyks fazių (kietos ir dujinės) sąsajoje. Atkreipkite dėmesį, kad galutiniai degimo produktai gali būti ne tik oksidai, bet ir fluoridai, chloridai, nitridai, sulfidai, karbidai ir kt.

Degimo proceso charakteristikos yra įvairios. Juos galima suskirstyti į tokias grupes: liepsnos forma, dydis ir struktūra; liepsnos temperatūra, jos spinduliavimo koeficientas; šilumos išsiskyrimas ir šilumingumas; degimo greitis ir tvaraus degimo koncentracijos ribos ir kt.

Visi žino, kad degimas sukelia švytėjimą, kuris lydi degimo produktą.

Panagrinėkime dvi sistemas:

• dujinė sistema
• kondensuota sistema

Pirmuoju atveju, kai įvyksta degimas, visas procesas vyks liepsnoje, o antruoju atveju dalis reakcijų vyks pačioje medžiagoje arba jos paviršiuje. Kaip minėta aukščiau, yra dujų, kurios gali degti be liepsnos, tačiau, jei atsižvelgsime į kietas medžiagas, yra ir metalų grupių, kurios taip pat gali degti be liepsnos.

Didžiausią vertę turinti liepsnos dalis, kurioje vyksta intensyvūs virsmai, vadinama liepsnos frontu.

Šilumos mainų procesai ir aktyvių dalelių difuzija iš degimo zonos, kurie yra pagrindiniai liepsnos fronto judėjimo per degų mišinį mechanizmai.

Liepsnos plitimo greitis paprastai skirstomas į:

• deflagracija (normali), vykstanti ikigarsiniu greičiu (0,05–50 m/s)
• detonacija, kai greitis siekia 500-3000 m/s.

Ryžiai. 2. Laminarinė difuzinė liepsna

Priklausomai nuo dujų srauto, sukuriančio liepsną, greičio pobūdžio, išskiriamos laminarinės ir turbulentinės liepsnos. Laminarinėje liepsnoje dujos juda skirtinguose sluoksniuose, visi šilumos ir masės perdavimo procesai vyksta per molekulinę difuziją ir konvekciją. Turbulentinėse liepsnose šilumos ir masės perdavimo procesai daugiausia vyksta dėl makroskopinio sūkurio judėjimo. Žvakės liepsna yra laminarinės difuzinės liepsnos pavyzdys (2 pav.). Bet kuri liepsna, aukštesnė nei 30 cm, jau turės atsitiktinį dujų mechaninį nestabilumą, kuris pasireiškia matomais dūmų ir liepsnos sūkuriais.

Ryžiai. 3. Perėjimas iš laminarinio į turbulentinį srautą

Labai ryškus laminarinio srauto perėjimo į turbulentinį pavyzdys – cigarečių dūmų srautas (3 pav.), kuris, pakilęs į maždaug 30 cm aukštį, įgauna turbulenciją.

Gaisrų metu liepsnos turi difuzinį turbulentinį pobūdį. Turbulencijos buvimas liepsnoje padidina šilumos perdavimą, o maišymas veikia cheminius procesus. Turbulencinėje liepsnoje degimo greitis taip pat didesnis. Dėl šio reiškinio sunku perkelti nedidelio masto liepsnos elgseną į didelio gylio ir aukščio liepsnas.

Eksperimentiškai įrodyta, kad medžiagų degimo temperatūra ore yra daug žemesnė nei degimo temperatūra atmosferos deguonies aplinkoje.

Ore temperatūra svyruos nuo 650 iki 3100 °C, o deguonyje temperatūra pakils 500-800 °C.

I. Degimas ir lėta oksidacija

Degimas yra pirmoji cheminė reakcija, su kuria susipažino žmogus. Ugnis... Ar įmanoma įsivaizduoti savo egzistavimą be ugnies? Jis įėjo į mūsų gyvenimą ir tapo nuo jo neatsiejamas. Be ugnies žmogus negali gaminti maisto ar plieno, transportuoti neįmanoma. Ugnis tapo mūsų draugu ir sąjungininku, šlovingų darbų, gerų darbų simboliu ir praeities prisiminimu.

Šlovės memorialas Syktyvkare

Liepsna, ugnis, kaip viena iš degimo reakcijos apraiškų, taip pat turi savo monumentalų atspindį. Ryškus pavyzdys -šlovės memorialas Syktyvkare.

Kartą per ketverius metus pasaulyje įvyksta įvykis, lydimas „gyvos“ ugnies perdavimo. Kaip pagarbos ženklas olimpinių žaidynių įkūrėjams, ugnis atgabenta iš Graikijos. Pagal tradiciją vienas iš puikių sportininkų šį deglą pristato į pagrindinę olimpinių žaidynių areną.

Apie ugnį sklando pasakos ir legendos. Senais laikais žmonės manė, kad maži driežai – ugnies dvasios – gyvena ugnyje. O buvo tokių, kurie ugnį laikė dievybe ir jos garbei statė šventyklas. Šimtus metų šiose šventyklose neužgesusios degė ugnies dievui skirtos lempos. Ugnies garbinimas buvo žmonių nežinojimo apie degimo procesą pasekmė.

Olimpinė liepsna

M. V. Lomonosovas sakė: „Jokiu būdu neįmanoma ištirti ugnies prigimties be chemijos“.

Degimas - oksidacijos reakcija, vykstanti gana dideliu greičiu, lydimas šilumos ir šviesos išsiskyrimo.

Schematiškai šis oksidacijos procesas gali būti išreikštas taip:

Reakcijos, atsirandančios išsiskiriant šilumai, vadinamos egzoterminis(iš graikų kalbos „exo“ - išeinantis).

Degimo metu vyksta intensyvi oksidacija, degimo proceso metu atsiranda ugnis, todėl tokia oksidacija vyksta labai greitai. Jeigu Ar reakcijos greitis bus pakankamai greitas? Gali įvykti sprogimas. Taip sprogsta degių medžiagų mišiniai su oru ar deguonimi. Deja, yra žinomi oro mišinių su metanu, vandeniliu, benzino garais, eteriu, miltais ir cukraus dulkėmis ir kt. sprogimų atvejai, dėl kurių įvyksta sunaikinimas ir net aukų.

Kad užsidegtų, jums reikia:

• degi medžiaga
• oksidatorius (deguonis)
• šildymas degi medžiaga iki užsidegimo temperatūros

Kiekvienos medžiagos užsidegimo temperatūra yra skirtinga.

Nors eterį galima uždegti karšta viela, norint uždegti medieną, ją reikia įkaitinti iki kelių šimtų laipsnių. Medžiagų užsidegimo temperatūra skiriasi. Siera ir mediena užsidega apie 270°C, anglis – apie 350°C, o baltas fosforas – apie 40°C.

Tačiau ne visą oksidaciją būtinai turi lydėti šviesa.

Yra nemažai oksidacijos atvejų, kurių negalime pavadinti degimo procesais, nes jie vyksta taip lėtai, kad lieka nematomi mūsų pojūčiams. Tik praėjus tam tikram, dažnai labai ilgam laikui, galime aptikti oksidacijos produktus. Taip yra, pavyzdžiui, esant labai lėtai metalų oksidacijai (rūdijimui).

arba puvimo procesų metu.

Žinoma, lėtos oksidacijos metu išsiskiria šiluma, tačiau dėl proceso trukmės šis išsiskyrimas vyksta lėtai. Tačiau ar medienos gabalas greitai dega, ar per daugelį metų lėtai oksiduojasi ore, nėra jokio skirtumo – abiem atvejais išsiskirs tiek pat šilumos.

Lėta oksidacija yra lėtos medžiagų sąveikos su deguonimi procesas, lėtai išsiskiriant šilumai (energijai).

Medžiagų sąveikos su deguonimi, neišskiriant šviesos, pavyzdžiai: mėšlo, lapų puvimas, alyvos apkartimas, metalų oksidacija (ilgai naudojant geležies purkštukai plonėja ir mažėja), aerobinių būtybių kvėpavimą, t.y. kvėpuojant deguonimi, lydi šilumos išsiskyrimas, anglies dioksido susidarymas ir kt. vandens.

Susipažinkime su lentelėje pateiktomis degimo ir lėtos oksidacijos procesų charakteristikomis.

Degimo ir lėtos oksidacijos procesų charakteristikos

IN išvada : degimo ir lėtos oksidacijos reakcijos yra egzoterminės reakcijos, kurios skiriasi šių procesų greičiu.

II. Cheminės reakcijos terminis poveikis.

Kiekviena medžiaga kaupia tam tikrą energijos kiekį. Su šia medžiagų savybe susiduriame jau pusryčių, pietų ar vakarienės metu, nes maistas leidžia mūsų organizmui panaudoti įvairiausių maiste esančių cheminių junginių energiją. Kūne ši energija paverčiama judesiu, darbu, naudojama pastoviai (ir gana aukštai!) kūno temperatūrai palaikyti.

Bet kokią cheminę reakciją lydi energijos išsiskyrimas arba įsisavinimas. Dažniausiai energija išsiskiria arba absorbuojama šilumos pavidalu (rečiau – šviesos ar mechaninės energijos pavidalu). Šią šilumą galima išmatuoti. Matavimo rezultatas išreiškiamas kilodžauliais (kJ) vienam MOLE reagento arba (rečiau) vienam moliui reakcijos produkto. Cheminės reakcijos metu išsiskiriančios arba sugertos šilumos kiekis vadinamas terminis reakcijos poveikis (Q) . Pavyzdžiui, vandenilio degimo deguonyje reakcijos terminis efektas gali būti išreikštas bet kuria iš dviejų lygčių:

2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (l) + 572 kJ

2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (l) + Q

Ši reakcijos lygtis vadinamatermocheminė lygtis. Čia simbolis "+ K" reiškia, kad deginant vandenilį išsiskiria šiluma. Ši šiluma vadinama terminis reakcijos poveikis. Termocheminės lygtys dažnai nurodo medžiagų agregacines būsenas.

Reakcijos, atsirandančios išsilaisvinus energijai, vadinamos EXTERMALIMIS(iš lotynų kalbos „exo“ – išeinantis). Pavyzdžiui, metano deginimas:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q

Reakcijos, atsirandančios absorbuojant energiją, vadinamos ENDTERMIS(iš lotynų kalbos „endo“ – viduje). Pavyzdys yra anglies monoksido (II) CO ir vandenilio H2 susidarymas iš anglies ir vandens, kuris atsiranda tik kaitinant.

C + H 2 O = CO + H 2 – Q

Cheminių reakcijų šiluminis poveikis reikalingas daugeliui techninių skaičiavimų.

Cheminių reakcijų šiluminis poveikis reikalingas daugeliui techninių skaičiavimų. Įsivaizduokite save kaip galingos raketos, galinčios į orbitą iškelti erdvėlaivius ir kitus krovinius, konstruktorių (pav.).

Ryžiai. Galingiausia pasaulyje rusiška raketa „Energija“ prieš paleidimą Baikonūro kosmodrome. Vienos iš jos pakopų varikliai veikia suskystintomis dujomis – vandeniliu ir deguonimi.

Tarkime, kad žinote, kokį darbą (kJ) reikės atlikti norint iš Žemės paviršiaus į orbitą nugabenti raketą su kroviniu, taip pat žinote, kaip įveikti oro pasipriešinimą ir kitas energijos sąnaudas skrydžio metu. Kaip apskaičiuoti reikiamą vandenilio ir deguonies tiekimą, kurie (suskystintoje būsenoje) naudojami šioje raketoje kaip kuras ir oksidatorius?

Be vandens susidarymo iš vandenilio ir deguonies reakcijos terminio efekto tai padaryti sunku. Juk šiluminis efektas yra ta pati energija, kuri turėtų iškelti raketą į orbitą. Raketos degimo kamerose ši šiluma paverčiama karštų dujų (garų) molekulių kinetine energija, kuri išeina iš purkštukų ir sukuria srovės trauką.

Chemijos pramonėje šiluminiai efektai reikalingi norint apskaičiuoti šilumos kiekį šildyti reaktorius, kuriuose vyksta endoterminės reakcijos. Energetikos sektoriuje šiluminės energijos gamyba apskaičiuojama naudojant kuro degimo šilumą.

Dietologai panaudoja terminį maisto oksidacijos poveikį organizme, kurdami tinkamas dietas ne tik ligoniams, bet ir sveikiems žmonėms – sportininkams, įvairių profesijų darbuotojams. Tradiciškai čia skaičiuojant naudojami ne džauliai, o kiti energijos vienetai – kalorijos (1 cal = 4,1868 J). Maisto energetinė vertė reiškia bet kokią maisto produktų masę: 1 g, 100 g ar net standartinę produkto pakuotę. Pavyzdžiui, ant kondensuoto pieno indelio etiketės galite perskaityti tokį užrašą: „kalorijų kiekis 320 kcal/100 g“.

№2. Dėlionė „Nepasikartojančios raidės“.

Norėdami išspręsti šį galvosūkį, atidžiai peržiūrėkite kiekvieną eilutę. Pasirinkite raides, kurios niekada nesikartoja. Jei tai padarysite teisingai, galėsite panaudoti šias raides kurdami patarlę apie darbo su ugnimi taisykles.

PAPILDOMAI:

Degimas

Degimas- sudėtingas fizinis ir cheminis procesas, kai degiojo mišinio komponentai paverčiami degimo produktais, išskiriant šiluminę spinduliuotę, šviesą ir spinduliavimo energiją. Degimo pobūdį galima apibūdinti kaip greitai vykstančią oksidaciją.

Ikigarsinis degimas (deflagracija), skirtingai nei sprogimas ir detonacija, vyksta mažu greičiu ir nėra susijęs su smūginės bangos susidarymu. Ikigarsinis degimas apima įprastą laminarinį ir turbulentinį liepsnos plitimą, o viršgarsinis – detonaciją.

Degimas skirstomas į terminis Ir grandine. Pagrinde terminis Degimas yra cheminė reakcija, kuri gali vykti laipsniškai savaime įsibėgėjant dėl ​​išsiskiriančios šilumos kaupimosi. Grandinė degimas vyksta kai kurių dujų fazių reakcijų esant žemam slėgiui atveju.

Šiluminio savaiminio pagreičio sąlygos gali būti sudarytos visoms reakcijoms su pakankamai dideliu šiluminiu poveikiu ir aktyvavimo energija.
Degimas gali prasidėti savaime dėl savaiminio užsidegimo arba prasidėti užsidegus. Esant pastovioms išorinėms sąlygoms, viduje gali vykti nuolatinis degimas stacionarus režimas, kai pagrindinės proceso charakteristikos – reakcijos greitis, šilumos išsiskyrimo galia, temperatūra ir produktų sudėtis – laikui bėgant nekinta, arba periodinis režimas kai šios charakteristikos svyruoja apie vidutines jų vertes. Dėl stiprios netiesinės reakcijos greičio priklausomybės nuo temperatūros, degimas yra labai jautrus išorinėms sąlygoms. Ta pati degimo savybė lemia kelių stacionarių režimų egzistavimą tomis pačiomis sąlygomis (histerezės efektas).

Degimo procesas skirstomas į keletą tipų: blyksnis, degimas, užsidegimas, savaiminis užsidegimas, savaiminis užsidegimas, sprogimas ir detonacija. Be to, yra specialių degimo rūšių: rūkstančio ir šaltos liepsnos degimo. Blyksnis yra momentinis degių ir degių skysčių garų degimo procesas, atsirandantis dėl tiesioginio uždegimo šaltinio poveikio. Degimas yra degimo reiškinys, vykstantis veikiant uždegimo šaltiniui. Uždegimas yra gaisras, lydimas liepsnos atsiradimo. Tuo pačiu metu likusi degiosios medžiagos masė išlieka gana šalta. Savaiminis užsidegimas yra reiškinys, kai medžiagoje smarkiai padidėja egzoterminių reakcijų greitis, dėl kurio užsidega nesant uždegimo šaltinio. Savaiminis užsidegimas – tai savaiminis užsidegimas, lydimas liepsnos atsiradimo. Pramoninėmis sąlygomis pjuvenos ir aliejiniai skudurai gali savaime užsidegti. Benzinas ir žibalas gali užsidegti savaime. Sprogimas – tai greitas cheminis medžiagos virsmas (sprogus degimas), lydimas energijos išsiskyrimo ir suslėgtų dujų, galinčių atlikti mechaninį darbą, susidarymo.

Degimas be liepsnos

Skirtingai nuo įprasto degimo, kai stebimos oksiduojančios liepsnos ir redukuojančios liepsnos zonos, galima sudaryti sąlygas degti be liepsnos. Pavyzdys yra katalizinis organinių medžiagų oksidavimas tinkamo katalizatoriaus paviršiuje, pvz., etanolio oksidacija ant platinos juodos spalvos.

Kietosios fazės degimas

Tai yra autobanginiai egzoterminiai procesai neorganinių ir organinių miltelių mišiniuose, be pastebimo dujų išsiskyrimo ir dėl kurių susidaro išskirtinai kondensuoti produktai. Dujinės ir skystosios fazės susidaro kaip tarpinės medžiagos, kurios užtikrina masės perdavimą, bet nepalieka degimo sistemos. Yra žinomi reaguojančių miltelių pavyzdžiai, kuriuose tokių fazių susidarymas neįrodytas (tantalo-anglis).

Trivialūs terminai „degimas be dujų“ ir „degimas kietoje liepsnoje“ vartojami kaip sinonimai.

Tokių procesų pavyzdys yra SHS (savaime plintanti aukštos temperatūros sintezė) neorganiniuose ir organiniuose mišiniuose.

Rukstanti

Degimo būdas, kai nesusidaro liepsna, o degimo zona lėtai plinta visoje medžiagoje. Rūkymas paprastai vyksta porėtose arba pluoštinėse medžiagose, kuriose yra daug oro arba kurios yra impregnuotos oksiduojančiomis medžiagomis.

Autogeninis degimas

Savaiminis degimas. Terminas vartojamas atliekų deginimo technologijose. Atliekų autogeninio (savaime išsilaikančio) degimo galimybę lemia didžiausias balastinių komponentų: drėgmės ir pelenų kiekis. Remdamasis daugelio metų tyrimais, švedų mokslininkas Tanneris pasiūlė naudoti trikampę diagramą su ribinėmis vertėmis, kad nustatytų autogeninio degimo ribas: daugiau nei 25% degių, mažiau nei 50% drėgmės, mažiau nei 60% pelenų.

Taip pat žr

Pastabos

Nuorodos

Wikimedia fondas.

Sinonimai

Pažiūrėkite, kas yra „degimas“ kituose žodynuose: Fizinis ir cheminis procesas, kurio metu medžiagos virsmą lydi intensyvus energijos ir šilumos išsiskyrimas bei masės mainai su aplinka. Degimas gali prasidėti savaime dėl savaiminio užsidegimo arba prasidėti... ...

Didysis enciklopedinis žodynas DEGA, dega, daug. ne, plg. (knyga). Veiksmas ir sąlyga pagal Č. deginti. Dujų deginimas. Psichinis deginimas. Ušakovo aiškinamąjį žodyną. D.N. Ušakovas. 1935 1940...

Blizgesys, žaismas, entuziazmas, spindesys, žaismas, pakilimas, pakylėjimas, pakili dvasia, kibirkštis, kibirkštis, apsėstumas, ugnis, aistra, mirksėjimas, įkvėpimas, kibirkštis, įkvėpimas, aistra, įkarštis, susižavėjimas, degimas, pakilimas Žodynas... . .. Sinonimų žodynas

Degimas- DEGIMAS, cheminė transformacija, kurią lydi intensyvus šilumos ir šilumos išsiskyrimas bei masės pernešimas su aplinka. Gali užsidegti savaime (savaiminis užsidegimas) arba dėl užsidegimo. Būdinga degimo savybė yra gebėjimas ... ... Iliustruotas enciklopedinis žodynas

Sudėtinga chemija reakcija, vykstanti laipsniško savaiminio pagreičio sąlygomis, susijusi su šilumos kaupimu arba katalizuojančiais reakcijos produktais sistemoje. Su G. galima pasiekti aukštą temperatūrą (iki kelių tūkstančių K), ir dažnai pasitaiko... ... Fizinė enciklopedija

Fizinis ir cheminis procesas, kurio metu medžiagos virsmą lydi intensyvus energijos ir šilumos išsiskyrimas bei masės perdavimas su aplinka. gali prasidėti spontaniškai dėl savaiminio užsidegimo arba gali būti inicijuotas... ... Avarinių situacijų žodynas

3 tema. CHEMINĖS DEGIMO BAZĖS.

3.1. Degimo reakcijų chemija.

Kaip jau supratote, degimas yra greitai vykstanti cheminė reakcija, lydima šilumos ir švytėjimo (liepsnos) išsiskyrimo. Paprastai tai yra egzoterminė oksidacinė degios medžiagos reakcija, susijungianti su oksiduojančiu agentu – oro deguonimi.

Degios medžiagos Gali būti dujos, skysčiai ir kietos medžiagos. Tai H 2, CO, siera, fosforas, metalai, C m H n (angliavandeniliai dujų, skysčių ir kietųjų medžiagų pavidalu, t.y. organinės medžiagos. Natūralūs angliavandeniliai, pavyzdžiui, yra gamtinės dujos, nafta, anglis). Iš esmės visos medžiagos, galinčios oksiduotis, gali būti degios.

Oksiduojančios medžiagos tarnauti: deguonis, ozonas, halogenai (F, Cl, Br, J), azoto oksidas (NO 2), amonio nitratas (NH 4 NO 3) ir kt. Metalams taip pat gali būti CO 2, H 2 O, N 2 oksiduojančios medžiagos.

Kai kuriais atvejais degimas vyksta medžiagų, gautų endoterminiuose procesuose, skilimo reakcijose. Pavyzdžiui, skaidant acetileną:

C 2 H 2 = 2 C + H 2.

Egzoterminis reakcijos yra reakcijos, kurių metu išsiskiria šiluma.

Endoterminis reakcijos yra reakcijos, kurios apima šilumos absorbciją.

Pavyzdžiui:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q – egzoterminė reakcija,

2H 2 O + Q = 2H 2 + O 2 – endoterminė reakcija,

kur: Q – šiluminė energija.

Taigi endoterminės reakcijos gali vykti tik įvedus išorinę šiluminę energiją, t.y. kai šildomas.

Cheminėse reakcijose pagal masės tvermės dėsnį medžiagų masė prieš reakciją yra lygi medžiagų, susidariusių po reakcijos, svoriui. Subalansuodami chemines lygtis gauname stechiometrinis kompozicijos.

Pavyzdžiui, reakcijoje

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

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

Apgamų skaičius prieš medžiagų formules vadinamas stechiometriniais koeficientais.

Atsižvelgdami į „molinio tūrio“, „molinės koncentracijos“, „dalinio slėgio“ sąvokas, nustatome, kad metano reakcijai visiškai reikia sumaišyti 1 molį CH 4 su 2 moliais O 2 arba 1/ 3 = 33,3% CH4 ir 2/3 = 66,7% O2. Ši kompozicija vadinama stechiometrine.

Jei svarstysime CH 4 degimą ore, t.y. mišinyje 21% O 2 +79% N 2 arba O 2 +79/21N 2 arba O 2 +3,76N 2, tada reakcija bus rašoma taip:

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

1 mol CH 4 +2 mol O 2 +7,52 mol N 2 = 10,52 mol O 2, N 2 ir CH 4 mišinys.

Tada mišinio stechiometrinė sudėtis bus tokia:

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

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

Tai reiškia, kad degiausiame mišinyje vietoj 100% (CH 4 + O 2) reaguojant su deguonimi, reakcijoje su oru bus 24% (CH 4 + O 2), t.y. Bus pagaminta daug mažiau šilumos.

Tas pats vaizdas bus gautas, jei bus sumaišytos savavališkos, nestechiometrinės kompozicijos.

Pavyzdžiui, reakcijoje 2CH4 +2O2 =CO2 +2H2O+CH4 1 molis CH 4 nereaguoja.

Reakcijoje CH4 +4O2 =CO2 +2H2O+2O2 2 moliai O 2 nedalyvauja reakcijoje, bet atlieka balasto vaidmenį, o norint įkaisti reikia tam tikro šilumos kiekio.

Taigi, jei palyginsime metano degimo reakcijas deguonyje ir ore arba esant CH 4 ir O 2 pertekliui, akivaizdu, kad pirmosios reakcijos metu išsiskiriantis šilumos kiekis bus didesnis nei kitose, nes jose:

Mažesnė reagentų koncentracija bendrame mišinyje;

Dalis šilumos bus skirta balasto šildymui: azotas, deguonis arba metanas.

Užduokime sau klausimus:

Kokia energija gali išsiskirti reakcijos metu?

Kas lemia šilumos kiekį, t.y. šiluminis efektas

Kiek šiluminės energijos reikia pridėti, kad ji tekėtų?

endoterminė reakcija?

Šiuo tikslu buvo įvesta medžiagos šilumos kiekio sąvoka.

3.2. Medžiagų šilumos kiekis.

Iš kur metano degimo reakcijos metu atsiranda šiluma? Tai reiškia, kad jis buvo paslėptas CH 4 ir O 2 molekulėse, o dabar jis buvo išleistas.

Štai paprastesnės reakcijos pavyzdys:

2H2 +O2 =2H2O+Q

Tai reiškia, kad stechiometrinio vandenilio ir deguonies mišinio energijos lygis buvo didesnis nei reakcijos produkto H 2 O ir iš medžiagos išsiskyrė „perteklinė“ energija.

Vandens elektrolizės atvirkštinėje reakcijoje, t.y. vandens skaidymas elektros energijos pagalba vyksta atomų persiskirstymas vandens molekulėje, susidarant vandeniliui ir deguoniui. Tuo pačiu metu padidėja H 2 ir O 2 šilumos kiekis.

Taigi kiekviena medžiaga, formuodamasi, gauna arba atsisakys tam tikros energijos, o šiluminės energijos matas, kurį medžiaga sukaupė formuojantis, vadinamas šilumos kiekis, arba entalpija.

Skirtingai nei chemijoje, cheminėje termodinamikoje medžiagos susidarymo šiluma žymima ne simboliu Q, o simboliu DH ženklu (+), jei šilumą sugeria cheminis junginys, ir ženklu (-), jei reakcijos metu išsiskiria šiluma, tai yra „išeina“ iš sistemų.

Žymima standartinė 1 molio medžiagos susidarymo šiluma esant 101,3 kPa slėgiui ir 298 K temperatūrai.

Žinynai pateikia junginių susidarymo iš paprastų medžiagų šilumą.

Pavyzdžiui:

Y CO 2 = -393,5 kJ/mol

U H 2 O dujos = - 241,8 kJ/mol

Bet medžiagoms, susidariusioms endoterminių procesų metu, pavyzdžiui, acetileno C 2 H 2 = +226,8 kJ/mol, kai vandenilio atomas H + susidaro pagal reakciją H 2 = H + + H + = +217,9 kJ/mol.

Grynoms medžiagoms, kurias sudaro vienas stabilios formos cheminis elementas (H 2, O 2, C, Na ir kt.), DN paprastai laikomas nuliu.

Tačiau jei aptartume makroskopines medžiagų savybes, išskiriame kelias energijos formas: kinetinę, potencialinę, cheminę, elektrinę, šiluminę, branduolinę energiją ir mechaninį darbą. Ir jei mes svarstysime problemą molekuliniu lygmeniu, tada šias energijos formas galima paaiškinti tik dviem formomis - kinetine judėjimo energija ir potencialia atomų bei molekulių poilsio energija.

Cheminėse reakcijose keičiasi tik molekulės. Atomai lieka nepakitę. Molekulių energija yra jo atomų, sukauptų molekulėje, surišimo energija. Jį lemia atomų vienas kito traukos jėgos. Be to, yra potenciali energija, kurią molekulės gali pritraukti viena kitą. Jis yra mažas dujose, didesnis skysčiuose ir dar didesnis kietose medžiagose.

Kiekvienas atomas turi energijos, kurios dalis yra susijusi su elektronais, o dalis su branduoliu. Elektronai turi kinetinę sukimosi aplink branduolį energiją ir potencialią elektrinę traukos ir atstūmimo energiją vienas nuo kito.

Šių molekulinės energijos formų suma yra molekulės šilumos kiekis.

Susumavus 6,02 × 10 23 medžiagos molekulių šilumos kiekį, gauname šios medžiagos molinį šilumos kiekį.

Kodėl vieno elemento medžiagų (vieno elemento molekulių) šilumos kiekis laikomas nuliu, galima paaiškinti taip.

Cheminio elemento DN, tai yra jo susidarymo energija, yra susijusi su intrabranduoliniais procesais. Branduolinė energija siejama su sąveikos jėgomis tarp intrabranduolinių dalelių ir vieno cheminio elemento virsmo kitu branduolinių reakcijų metu. Pavyzdžiui, urano skilimo reakcija:

arba paprastesnis: U+n®Ba+Kr+3n.

Kur: n ’ o– 1 masės ir nulinio krūvio neutroninė dalelė.

Uranas pagauna neutroną, dėl ko jis suskyla (suyra) į du naujus elementus – barį ir kriptoną – susidarant 3 neutronams, ir išsiskiria branduolinė energija.

Reikia pasakyti, kad branduolinės reakcijos apima milijonus kartų didesnius energijos pokyčius nei cheminės reakcijos. Taigi urano skilimo energija yra 4,5×10 9 kcal/mol×uranas. Tai yra 10 milijonų kartų daugiau nei sudegus vienam moliui anglies.

Cheminėse reakcijose atomai nesikeičia, bet keičiasi molekulės. Todėl neatsižvelgiama į chemikų atomų susidarymo energiją, o vieno elemento dujų molekulių ir grynų medžiagų atomų DN yra lygus nuliui.

Pirmiau minėta urano skilimo reakcija yra klasikinis grandininės reakcijos pavyzdys. Degimo reakcijos grandininio mechanizmo teoriją nagrinėsime vėliau. Bet iš kur atsiranda neutronas ir dėl ko jis reaguoja su uranu, yra susijusi su vadinamąja aktyvacijos energija, kurią svarstysime šiek tiek vėliau.

3.3. Reakcijos terminis poveikis.

Tai, kad kiekvienoje atskiroje medžiagoje yra tam tikras energijos kiekis, paaiškina cheminių reakcijų terminį poveikį.

Pagal Heso dėsnį: Cheminės reakcijos terminis poveikis priklauso tik nuo pradinių ir galutinių produktų pobūdžio ir nepriklauso nuo tarpinių reakcijų, vykstančių pereinant iš vienos būsenos į kitą, skaičiaus.

1 išvadaŠio dėsnio: Cheminės reakcijos šiluminis efektas yra lygus skirtumui tarp galutinių produktų susidarymo šilumą sumos ir pradinių medžiagų susidarymo šilų sumos, atsižvelgiant į koeficientus formulėse. šios medžiagos reakcijos lygtyje.

Pavyzdžiui, reakcijoje 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ± DH.

; ; .

Dėl to bendroji reakcijos lygtis atrodys taip:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O – 582 kJ/mol.

O jei DH turi (-) ženklą, tai reakcija egzoterminė.

2 išvada. Pagal Lavuazjė-Laplaso dėsnį, cheminio junginio skilimo šiluminis efektas yra lygus ir priešingo ženklo šiluminiam jo susidarymo efektui.

Tada vandens skilimo reakcija bus tokia:

2H 2 O=2H 2 +O 2 +582 kJ/mol, t.y. ši reakcija yra endoterminė.

Sudėtingesnės reakcijos pavyzdys:

CH 4 +2O 2 =CO 2 + 2H 2 O.

Tada reakcija bus parašyta taip:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O – 742,3 kJ/mol, vadinasi, reakcija egzoterminė.

3.4. Dujų reakcijų kinetikos principai.

Pagal masės veikimo dėsnį, reakcijos greitis esant pastoviai temperatūrai yra proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijai arba, kaip sakoma, „veikiančioms masėms“.

Cheminės reakcijos greitis ( υ ) įprasta atsižvelgti į medžiagos kiekį, reaguojantį per laiko vienetą ( dt) tūrio vienetui ( dV).

Apsvarstykite reakciją, vykstančią pagal lygtį:

A + B = C + D.

Kadangi reakcijos greitis apibūdina reagentų koncentracijos laiko sumažėjimą ir reakcijos produktų koncentracijos padidėjimą, galime rašyti:

, (3.1)

kur išvestinių minusai nurodo komponentų koncentracijos kitimo kryptį, o komponentų koncentracijos – laužtiniuose skliaustuose.

Tada tiesioginė negrįžtama reakcija, kai T = const, vyksta greičiu:

, (3.2)

Kur: k – cheminės reakcijos greičio konstanta. Tai nepriklauso nuo komponentų koncentracijos, o keičiasi tik priklausomai nuo temperatūros.

Pagal masės veikimo dėsnį reakcijos komponentų koncentracijos įtraukiamos į kinetinę lygtį tokiu laipsniu, kuris lygus šio komponento stechiometriniam koeficientui.

Taip, už reakciją

aA + bB = cC + dD

Kinetinė lygtis turi tokią formą:

Rodikliai a, b, c, d paprastai vadinami A, B, C, D komponentų reakcijos eilėmis, o eksponentų suma yra bendra reakcijos tvarka.

Pavyzdžiui, tokios reakcijos kaip

A ® bB + cC – 1 eilė,

2A = bB + cC – 2 eilė,

A + B = cC + dD – III eilė.

Kadangi visų reaguojančių komponentų koncentracijos yra susietos viena su kita stechiometrinėmis lygtimis, paprasčiausios pirmos eilės kinetinės lygtys yra pirmos eilės diferencialinės lygtys su vienu nepriklausomu kintamuoju – koncentracija – ir gali būti integruojamos.

Paprasčiausia kinetinė lygtis yra pirmos eilės tokio tipo lygtis

už kurį . (3.4)

Pažymime komponento A koncentracija prieš prasidedant reakcijai ir, integravę lygtį pagal ribinę sąlygą t = 0, [A] = [A 0 ], gausime:

Arba [A]=×e – kt . (3.5)

Taigi reakcijos greičio priklausomybė nuo medžiagų koncentracijos yra eksponentinė.

Dujų kinetinė energija tai paaiškina taip. Pagal Arrhenius hipotezę, reakcija tarp molekulių vyksta tik tada, kai jos yra aktyvios, t.y. turi energijos perteklių, kurio pakanka tarpatominiams ryšiams nutraukti, vadinamąją aktyvacijos energiją E A.

Tie. cheminės reakcijos greitis priklauso ne nuo visų molekulių, o tik nuo aktyvuotų molekulių susidūrimų skaičiaus.

Pagal Boltzmanno dėsnį aktyvių molekulių skaičius

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

kur: E – aktyvavimo energija,

T – dujų mišinio temperatūra,

n o – bendras molekulių skaičius.

Tada efektyvių susidūrimų skaičius, kuris sutampa su reakcijos greičiu, yra lygus:

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

čia: Z 0 – bendras molekulių susidūrimų skaičius.

1) reakcijos greitis yra proporcingas aktyvių molekulių koncentracijai, kurių skaičius priklauso nuo temperatūros ir slėgio mišinyje, nes slėgis yra molekulių, kurios susiduria su bet kokiu paviršiumi, skaičius;

2) reakcija galima tik tuo atveju, jei sąveikaujančios molekulės gauna tam tikrą energijos tiekimą, kurio pakanka tarpatominiams ryšiams nutraukti arba susilpninti. Aktyvinimas apima molekulių perėjimą į būseną, kurioje galima cheminė transformacija.

Dažniausiai aktyvacijos procesas vyksta susidarant tarpiniams nestabiliems, bet labai aktyviems atominiams junginiams.

Taigi ne tik endoterminiams procesams vykti reikalingas išorinis energijos tiekimas, bet ir egzoterminiams procesams. Kad įvyktų egzoterminė reakcija, būtina jai perduoti tam tikrą šiluminės energijos impulsą. Pavyzdžiui, kad vandenilio ir deguonies mišinyje įvyktų degimo reakcija, jis turi būti uždegtas.

Minimalus šiluminės energijos kiekis, reikalingas cheminei reakcijai "pradėti", vadinamas aktyvacijos energija.

3.5. Reakcijos aktyvavimo energija.

Šiam reiškiniui paaiškinti dažnai naudojamas toks pavyzdys (9 pav.):

Ant platformos yra kamuolys. Svetainė yra priešais čiuožyklą. Todėl rutulys galėjo nuriedėti pats, jei ne slydimas. Tačiau norint spontaniškai nusileisti, jis turi būti pakeltas į čiuožyklos viršų. Taip išlaisvinsite ne tik kilimo į kalną, bet ir leidimosi žemyn energiją.

Ryžiai. 9. Reakcijos aktyvinimo schema.

Apsvarstykite dvi reakcijas:

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

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

Kaip matyti iš paveikslo, E 2 =+E 1;

Apskritai, bet kokiai reakcijai

.

O šiluminio efekto ženklas priklauso nuo skirtumo tarp E 1 ir E 2, kurie visada yra teigiami.

Taigi aktyvacijos energija – tai energija, reikalinga reaguojančioms medžiagoms transformuoti į aktyvaus komplekso būseną (tarpatominiams ryšiams nutraukti, molekulėms suartinti, energijai kaupti molekulėje...).

Didėjant dujų temperatūrai, aktyvių molekulių dalis (e -E/RT) smarkiai didėja, todėl reakcijos greitis didėja eksponentiškai. Šį ryšį galima iliustruoti taip:

Ryžiai. 10. Reakcijos greičio priklausomybė nuo temperatūros: 1 – 1 reakcijos greitis, 2 – 2 reakcijos greitis.

Kaip matyti iš 10 paveikslo, pirmosios reakcijos greitis yra mažesnis nei antrosios reakcijos greitis, o 1-osios reakcijos aktyvacijos energija yra didesnė nei antrosios reakcijos E. Ir esant tokiai pačiai temperatūrai T 2 υ 2 > υ 1 . Kuo didesnė aktyvinimo energija, tuo aukštesnė temperatūra, reikalinga tam tikram reakcijos greičiui pasiekti.

To priežastis yra ta, kad kai E yra didesnis, esami tarpatominiai ryšiai reaguojančių komponentų molekulėse yra stipresni, o šioms jėgoms įveikti reikia daugiau energijos. Šiuo atveju aktyvių molekulių dalis yra atitinkamai mažesnė.

Iš to, kas išdėstyta pirmiau, aišku, kad aktyvacijos energijos dydis yra svarbiausia cheminio proceso charakteristika. Jis nustato energetinio barjero aukštį, kurio įveikimas yra sąlyga reakcijai įvykti. Kita vertus, jis apibūdina reakcijos greitį priklausomai nuo temperatūros, t.y. kuo didesnė aktyvinimo energija, tuo aukštesnė temperatūra tam tikrai reakcijai pasiekti.

3.6. Katalizė.

Jie ne tik padidina temperatūrą ir medžiagų koncentraciją, bet ir naudoja katalizatoriai, t.y. medžiagos, kurios patenka į reaguojantį mišinį, tačiau reakcijos metu nesunaudojamos, o pagreitina ją mažindamos aktyvacijos energiją.

Reakcijos greičio didinimo naudojant katalizatorius procesas vadinamas katalizė.

Katalizatoriai dalyvauja tarpinėse reakcijose, kad sukurtų aktyvuotą kompleksą, susilpnindami pradinių medžiagų molekulių ryšius, jų skaidymą, molekulių adsorbciją katalizatoriaus paviršiuje arba aktyvių katalizatoriaus dalelių įvedimą.

Katalizatoriaus dalyvavimo pobūdį galima paaiškinti šia diagrama:

Reakcija be katalizatoriaus: A + B = AB.

Su katalizatoriumi X: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

Pateikiame paveikslėlį, panašų į pavaizduotą fig. 9.

Ryžiai. 11. Katalizatoriaus veikimo schema: E b.kat Ir E su katinu– reakcijos aktyvavimo energija be katalizatoriaus ir su katalizatoriumi atitinkamai.

Kai įvedamas katalizatorius (11 pav.), reakcija gali vykti kitu keliu su mažesniu energijos barjeru. Šis kelias atitinka naują reakcijos mechanizmą, susidarant kitam aktyvuotam kompleksui. O naują žemesnę energijos barjerą gali įveikti didesnis dalelių skaičius, o tai lemia reakcijos greitį.

Pažymėtina, kad atvirkštinės reakcijos aktyvavimo energija sumažėja tiek pat, kiek ir tiesioginės reakcijos aktyvavimo energija, t.y. abi reakcijos greitinamos vienodai, o katalizatoriai reakcijos neinicijuoja, jie tik paspartins reakciją, kuri galetu vykti ir be ju, bet daug lciau.

Tarpiniai reakcijos produktai gali tapti katalizatoriais, tada ši reakcija vadinama autokatalizine. Taigi, jei įprastų reakcijų greitis mažėja sunaudojant reagentus, tai degimo reakcija dėl autokatalizės savaime greitėja ir yra autokatalitinė.

Dažniausiai katalizatoriumi naudojamos kietos medžiagos, kurios adsorbuoja reaguojančių medžiagų molekules. Adsorbcijos metu susilpnėja ryšiai reaguojančiose molekulėse ir taip palengvėja reakcija tarp jų.

Kas yra adsorbcija?

3.7. Adsorbcija.

Adsorbcija- medžiagos paviršiaus absorbcija iš dujinės terpės ar tirpalo kitos medžiagos - skystos arba kietos - paviršiaus sluoksniu.

Pavyzdžiui, nuodingų dujų adsorbcija ant aktyvintos anglies, naudojamos dujokaukėse, paviršiaus.

Skiriama fizinė ir cheminė adsorbcija.

At fizinis adsorbcija, sugautos dalelės išlaiko savo savybes ir kada cheminis– susidaro adsorbato cheminiai junginiai su adsorbentu.

Adsorbcijos procesą lydi šilumos išsiskyrimas. Fizinei adsorbcijai jis yra nereikšmingas (1-5 kcal/mol), cheminei adsorbcijai daug didesnis (10-100 kcal/mol). Tai gali pagreitinti chemines reakcijas per katalizę.

Degimo ir sprogimo procesams galima pateikti šiuos pavyzdžius:

1. H 2 + O 2 mišinio savaiminio užsidegimo temperatūra yra 500 0 C. Esant paladžio katalizatoriui, sumažėja iki 100 0 C.

2. Savaiminio anglies degimo procesai prasideda nuo deguonies cheminės adsorbcijos anglies dalelių paviršiuje.

3. Dirbant su grynu deguonimi deguonis gerai adsorbuojamas ant drabužių (fizinė adsorbcija). O esant kibirkštims ar liepsnai, drabužiai lengvai užsidega.

4. Techninės alyvos gerai adsorbuoja ir sugeria deguonį, kad susidarytų sprogus mišinys. Mišinys sprogsta savaime, be uždegimo šaltinio (cheminė absorbcija).

3 tema. CHEMINĖS DEGIMO BAZĖS.

3.1. Degimo reakcijų chemija.

Kaip jau supratote, degimas yra greitai vykstanti cheminė reakcija, lydima šilumos ir švytėjimo (liepsnos) išsiskyrimo. Paprastai tai yra egzoterminė oksidacinė degios medžiagos reakcija, susijungianti su oksiduojančiu agentu – oro deguonimi.

Degios medžiagos Gali būti dujos, skysčiai ir kietos medžiagos. Tai H 2, CO, siera, fosforas, metalai, C m H n (angliavandeniliai dujų, skysčių ir kietųjų medžiagų pavidalu, t.y. organinės medžiagos. Natūralūs angliavandeniliai, pavyzdžiui, yra gamtinės dujos, nafta, anglis). Iš esmės visos medžiagos, galinčios oksiduotis, gali būti degios.

Oksiduojančios medžiagos tarnauti: deguonis, ozonas, halogenai (F, Cl, Br, J), azoto oksidas (NO 2), amonio nitratas (NH 4 NO 3) ir kt. Metalams taip pat gali būti CO 2, H 2 O, N 2 oksiduojančios medžiagos.

Kai kuriais atvejais degimas vyksta medžiagų, gautų endoterminiuose procesuose, skilimo reakcijose. Pavyzdžiui, skaidant acetileną:

C 2 H 2 = 2 C + H 2.

Egzoterminis reakcijos yra reakcijos, kurių metu išsiskiria šiluma.

Endoterminis reakcijos yra reakcijos, kurios apima šilumos absorbciją.

Pavyzdžiui:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q – egzoterminė reakcija,

2H 2 O + Q = 2H 2 + O 2 – endoterminė reakcija,

kur: Q – šiluminė energija.

Taigi endoterminės reakcijos gali vykti tik įvedus išorinę šiluminę energiją, t.y. kai šildomas.

Cheminėse reakcijose pagal masės tvermės dėsnį medžiagų masė prieš reakciją yra lygi medžiagų, susidariusių po reakcijos, svoriui. Subalansuodami chemines lygtis gauname stechiometrinis kompozicijos.

Pavyzdžiui, reakcijoje

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

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

Apgamų skaičius prieš medžiagų formules vadinamas stechiometriniais koeficientais.

Atsižvelgdami į „molinio tūrio“, „molinės koncentracijos“, „dalinio slėgio“ sąvokas, nustatome, kad metano reakcijai visiškai reikia sumaišyti 1 molį CH 4 su 2 moliais O 2 arba 1/ 3 = 33,3% CH4 ir 2/3 = 66,7% O2. Ši kompozicija vadinama stechiometrine.

Jei svarstysime CH 4 degimą ore, t.y. mišinyje 21% O 2 +79% N 2 arba O 2 +79/21N 2 arba O 2 +3,76N 2, tada reakcija bus rašoma taip:

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

1 mol CH 4 +2 mol O 2 +7,52 mol N 2 = 10,52 mol O 2, N 2 ir CH 4 mišinys.

Tada mišinio stechiometrinė sudėtis bus tokia:

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

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

Tai reiškia, kad degiausiame mišinyje vietoj 100% (CH 4 + O 2) reaguojant su deguonimi, reakcijoje su oru bus 24% (CH 4 + O 2), t.y. Bus pagaminta daug mažiau šilumos.

Tas pats vaizdas bus gautas, jei bus sumaišytos savavališkos, nestechiometrinės kompozicijos.

Pavyzdžiui, reakcijoje 2CH4 +2O2 =CO2 +2H2O+CH4 1 molis CH 4 nereaguoja.

Reakcijoje CH4 +4O2 =CO2 +2H2O+2O2 2 moliai O 2 nedalyvauja reakcijoje, bet atlieka balasto vaidmenį, o norint įkaisti reikia tam tikro šilumos kiekio.

Taigi, jei palyginsime metano degimo reakcijas deguonyje ir ore arba esant CH 4 ir O 2 pertekliui, akivaizdu, kad pirmosios reakcijos metu išsiskiriantis šilumos kiekis bus didesnis nei kitose, nes jose:

Mažesnė reagentų koncentracija bendrame mišinyje;

Dalis šilumos bus skirta balasto šildymui: azotas, deguonis arba metanas.

Užduokime sau klausimus:

Kokia energija gali išsiskirti reakcijos metu?

Kas lemia šilumos kiekį, t.y. šiluminis efektas

Kiek šiluminės energijos reikia pridėti, kad ji tekėtų?

endoterminė reakcija?

Šiuo tikslu buvo įvesta medžiagos šilumos kiekio sąvoka.

3.2. Medžiagų šilumos kiekis.

Iš kur metano degimo reakcijos metu atsiranda šiluma? Tai reiškia, kad jis buvo paslėptas CH 4 ir O 2 molekulėse, o dabar jis buvo išleistas.

Štai paprastesnės reakcijos pavyzdys:

2H2 +O2 =2H2O+Q

Tai reiškia, kad stechiometrinio vandenilio ir deguonies mišinio energijos lygis buvo didesnis nei reakcijos produkto H 2 O ir iš medžiagos išsiskyrė „perteklinė“ energija.

Vandens elektrolizės atvirkštinėje reakcijoje, t.y. vandens skaidymas elektros energijos pagalba vyksta atomų persiskirstymas vandens molekulėje, susidarant vandeniliui ir deguoniui. Tuo pačiu metu padidėja H 2 ir O 2 šilumos kiekis.

Taigi kiekviena medžiaga, formuodamasi, gauna arba atsisakys tam tikros energijos, o šiluminės energijos matas, kurį medžiaga sukaupė formuojantis, vadinamas šilumos kiekis, arba entalpija.

Skirtingai nei chemijoje, cheminėje termodinamikoje medžiagos susidarymo šiluma žymima ne simboliu Q, o simboliu DH ženklu (+), jei šilumą sugeria cheminis junginys, ir ženklu (-), jei reakcijos metu išsiskiria šiluma, tai yra „išeina“ iš sistemų.

Žymima standartinė 1 molio medžiagos susidarymo šiluma esant 101,3 kPa slėgiui ir 298 K temperatūrai.

Žinynai pateikia junginių susidarymo iš paprastų medžiagų šilumą.

Pavyzdžiui:

Y CO 2 = -393,5 kJ/mol

U H 2 O dujos = - 241,8 kJ/mol

Bet medžiagoms, susidariusioms endoterminių procesų metu, pavyzdžiui, acetileno C 2 H 2 = +226,8 kJ/mol, kai vandenilio atomas H + susidaro pagal reakciją H 2 = H + + H + = +217,9 kJ/mol.

Grynoms medžiagoms, kurias sudaro vienas stabilios formos cheminis elementas (H 2, O 2, C, Na ir kt.), DN paprastai laikomas nuliu.

Tačiau jei aptartume makroskopines medžiagų savybes, išskiriame kelias energijos formas: kinetinę, potencialinę, cheminę, elektrinę, šiluminę, branduolinę energiją ir mechaninį darbą. Ir jei mes svarstysime problemą molekuliniu lygmeniu, tada šias energijos formas galima paaiškinti tik dviem formomis - kinetine judėjimo energija ir potencialia atomų bei molekulių poilsio energija.

Cheminėse reakcijose keičiasi tik molekulės. Atomai lieka nepakitę. Molekulių energija yra jo atomų, sukauptų molekulėje, surišimo energija. Jį lemia atomų vienas kito traukos jėgos. Be to, yra potenciali energija, kurią molekulės gali pritraukti viena kitą. Jis yra mažas dujose, didesnis skysčiuose ir dar didesnis kietose medžiagose.

Kiekvienas atomas turi energijos, kurios dalis yra susijusi su elektronais, o dalis su branduoliu. Elektronai turi kinetinę sukimosi aplink branduolį energiją ir potencialią elektrinę traukos ir atstūmimo energiją vienas nuo kito.

Šių molekulinės energijos formų suma yra molekulės šilumos kiekis.

Susumavus 6,02 × 10 23 medžiagos molekulių šilumos kiekį, gauname šios medžiagos molinį šilumos kiekį.

Kodėl vieno elemento medžiagų (vieno elemento molekulių) šilumos kiekis laikomas nuliu, galima paaiškinti taip.

Cheminio elemento DN, tai yra jo susidarymo energija, yra susijusi su intrabranduoliniais procesais. Branduolinė energija siejama su sąveikos jėgomis tarp intrabranduolinių dalelių ir vieno cheminio elemento virsmo kitu branduolinių reakcijų metu. Pavyzdžiui, urano skilimo reakcija:

arba paprastesnis: U+n®Ba+Kr+3n.

Kur: n ’ o– 1 masės ir nulinio krūvio neutroninė dalelė.

Uranas pagauna neutroną, dėl ko jis suskyla (suyra) į du naujus elementus – barį ir kriptoną – susidarant 3 neutronams, ir išsiskiria branduolinė energija.

Reikia pasakyti, kad branduolinės reakcijos apima milijonus kartų didesnius energijos pokyčius nei cheminės reakcijos. Taigi urano skilimo energija yra 4,5×10 9 kcal/mol×uranas. Tai yra 10 milijonų kartų daugiau nei sudegus vienam moliui anglies.

Cheminėse reakcijose atomai nesikeičia, bet keičiasi molekulės. Todėl neatsižvelgiama į chemikų atomų susidarymo energiją, o vieno elemento dujų molekulių ir grynų medžiagų atomų DN yra lygus nuliui.

Pirmiau minėta urano skilimo reakcija yra klasikinis grandininės reakcijos pavyzdys. Degimo reakcijos grandininio mechanizmo teoriją nagrinėsime vėliau. Bet iš kur atsiranda neutronas ir dėl ko jis reaguoja su uranu, yra susijusi su vadinamąja aktyvacijos energija, kurią svarstysime šiek tiek vėliau.

3.3. Reakcijos terminis poveikis.

Tai, kad kiekvienoje atskiroje medžiagoje yra tam tikras energijos kiekis, paaiškina cheminių reakcijų terminį poveikį.

Pagal Heso dėsnį: Cheminės reakcijos terminis poveikis priklauso tik nuo pradinių ir galutinių produktų pobūdžio ir nepriklauso nuo tarpinių reakcijų, vykstančių pereinant iš vienos būsenos į kitą, skaičiaus.

1 išvadaŠio dėsnio: Cheminės reakcijos šiluminis efektas yra lygus skirtumui tarp galutinių produktų susidarymo šilumą sumos ir pradinių medžiagų susidarymo šilų sumos, atsižvelgiant į koeficientus formulėse. šios medžiagos reakcijos lygtyje.

Pavyzdžiui, reakcijoje 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ± DH.

; ; .

Dėl to bendroji reakcijos lygtis atrodys taip:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O – 582 kJ/mol.

O jei DH turi (-) ženklą, tai reakcija egzoterminė.

2 išvada. Pagal Lavuazjė-Laplaso dėsnį, cheminio junginio skilimo šiluminis efektas yra lygus ir priešingo ženklo šiluminiam jo susidarymo efektui.

Tada vandens skilimo reakcija bus tokia:

2H 2 O=2H 2 +O 2 +582 kJ/mol, t.y. ši reakcija yra endoterminė.

Sudėtingesnės reakcijos pavyzdys:

CH 4 +2O 2 =CO 2 + 2H 2 O.

Tada reakcija bus parašyta taip:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O – 742,3 kJ/mol, vadinasi, reakcija egzoterminė.

3.4. Dujų reakcijų kinetikos principai.

Pagal masės veikimo dėsnį, reakcijos greitis esant pastoviai temperatūrai yra proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijai arba, kaip sakoma, „veikiančioms masėms“.

Cheminės reakcijos greitis ( υ ) įprasta atsižvelgti į medžiagos kiekį, reaguojantį per laiko vienetą ( dt) tūrio vienetui ( dV).

Apsvarstykite reakciją, vykstančią pagal lygtį:

A + B = C + D.

Kadangi reakcijos greitis apibūdina reagentų koncentracijos laiko sumažėjimą ir reakcijos produktų koncentracijos padidėjimą, galime rašyti:

, (3.1)

kur išvestinių minusai nurodo komponentų koncentracijos kitimo kryptį, o komponentų koncentracijos – laužtiniuose skliaustuose.

Tada tiesioginė negrįžtama reakcija, kai T = const, vyksta greičiu:

, (3.2)

Kur: k – cheminės reakcijos greičio konstanta. Tai nepriklauso nuo komponentų koncentracijos, o keičiasi tik priklausomai nuo temperatūros.

Pagal masės veikimo dėsnį reakcijos komponentų koncentracijos įtraukiamos į kinetinę lygtį tokiu laipsniu, kuris lygus šio komponento stechiometriniam koeficientui.

Taip, už reakciją

aA + bB = cC + dD

Kinetinė lygtis turi tokią formą:

Rodikliai a, b, c, d paprastai vadinami A, B, C, D komponentų reakcijos eilėmis, o eksponentų suma yra bendra reakcijos tvarka.

Pavyzdžiui, tokios reakcijos kaip

A ® bB + cC – 1 eilė,

2A = bB + cC – 2 eilė,

A + B = cC + dD – III eilė.

Kadangi visų reaguojančių komponentų koncentracijos yra susietos viena su kita stechiometrinėmis lygtimis, paprasčiausios pirmos eilės kinetinės lygtys yra pirmos eilės diferencialinės lygtys su vienu nepriklausomu kintamuoju – koncentracija – ir gali būti integruojamos.

Paprasčiausia kinetinė lygtis yra pirmos eilės tokio tipo lygtis

už kurį . (3.4)

Pažymime komponento A koncentracija prieš prasidedant reakcijai ir, integravę lygtį pagal ribinę sąlygą t = 0, [A] = [A 0 ], gausime:

Arba [A]=×e – kt . (3.5)

Taigi reakcijos greičio priklausomybė nuo medžiagų koncentracijos yra eksponentinė.

Dujų kinetinė energija tai paaiškina taip. Pagal Arrhenius hipotezę, reakcija tarp molekulių vyksta tik tada, kai jos yra aktyvios, t.y. turi energijos perteklių, kurio pakanka tarpatominiams ryšiams nutraukti, vadinamąją aktyvacijos energiją E A.

Tie. cheminės reakcijos greitis priklauso ne nuo visų molekulių, o tik nuo aktyvuotų molekulių susidūrimų skaičiaus.

Pagal Boltzmanno dėsnį aktyvių molekulių skaičius

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

kur: E – aktyvavimo energija,

T – dujų mišinio temperatūra,

n o – bendras molekulių skaičius.

Tada efektyvių susidūrimų skaičius, kuris sutampa su reakcijos greičiu, yra lygus:

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

čia: Z 0 – bendras molekulių susidūrimų skaičius.

1) reakcijos greitis yra proporcingas aktyvių molekulių koncentracijai, kurių skaičius priklauso nuo temperatūros ir slėgio mišinyje, nes slėgis yra molekulių, kurios susiduria su bet kokiu paviršiumi, skaičius;

2) reakcija galima tik tuo atveju, jei sąveikaujančios molekulės gauna tam tikrą energijos tiekimą, kurio pakanka tarpatominiams ryšiams nutraukti arba susilpninti. Aktyvinimas apima molekulių perėjimą į būseną, kurioje galima cheminė transformacija.

Dažniausiai aktyvacijos procesas vyksta susidarant tarpiniams nestabiliems, bet labai aktyviems atominiams junginiams.

Taigi ne tik endoterminiams procesams vykti reikalingas išorinis energijos tiekimas, bet ir egzoterminiams procesams. Kad įvyktų egzoterminė reakcija, būtina jai perduoti tam tikrą šiluminės energijos impulsą. Pavyzdžiui, kad vandenilio ir deguonies mišinyje įvyktų degimo reakcija, jis turi būti uždegtas.

Minimalus šiluminės energijos kiekis, reikalingas cheminei reakcijai "pradėti", vadinamas aktyvacijos energija.

3.5. Reakcijos aktyvavimo energija.

Šiam reiškiniui paaiškinti dažnai naudojamas toks pavyzdys (9 pav.):

Ant platformos yra kamuolys. Svetainė yra priešais čiuožyklą. Todėl rutulys galėjo nuriedėti pats, jei ne slydimas. Tačiau norint spontaniškai nusileisti, jis turi būti pakeltas į čiuožyklos viršų. Taip išlaisvinsite ne tik kilimo į kalną, bet ir leidimosi žemyn energiją.

Ryžiai. 9. Reakcijos aktyvinimo schema.

Apsvarstykite dvi reakcijas:

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

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

Kaip matyti iš paveikslo, E 2 =+E 1;

Apskritai, bet kokiai reakcijai

.

O šiluminio efekto ženklas priklauso nuo skirtumo tarp E 1 ir E 2, kurie visada yra teigiami.

Taigi aktyvacijos energija – tai energija, reikalinga reaguojančioms medžiagoms transformuoti į aktyvaus komplekso būseną (tarpatominiams ryšiams nutraukti, molekulėms suartinti, energijai kaupti molekulėje...).

Didėjant dujų temperatūrai, aktyvių molekulių dalis (e -E/RT) smarkiai didėja, todėl reakcijos greitis didėja eksponentiškai. Šį ryšį galima iliustruoti taip:

Ryžiai. 10. Reakcijos greičio priklausomybė nuo temperatūros: 1 – 1 reakcijos greitis, 2 – 2 reakcijos greitis.

Kaip matyti iš 10 paveikslo, pirmosios reakcijos greitis yra mažesnis nei antrosios reakcijos greitis, o 1-osios reakcijos aktyvacijos energija yra didesnė nei antrosios reakcijos E. Ir esant tokiai pačiai temperatūrai T 2 υ 2 > υ 1 . Kuo didesnė aktyvinimo energija, tuo aukštesnė temperatūra, reikalinga tam tikram reakcijos greičiui pasiekti.

To priežastis yra ta, kad kai E yra didesnis, esami tarpatominiai ryšiai reaguojančių komponentų molekulėse yra stipresni, o šioms jėgoms įveikti reikia daugiau energijos. Šiuo atveju aktyvių molekulių dalis yra atitinkamai mažesnė.

Iš to, kas išdėstyta pirmiau, aišku, kad aktyvacijos energijos dydis yra svarbiausia cheminio proceso charakteristika. Jis nustato energetinio barjero aukštį, kurio įveikimas yra sąlyga reakcijai įvykti. Kita vertus, jis apibūdina reakcijos greitį priklausomai nuo temperatūros, t.y. kuo didesnė aktyvinimo energija, tuo aukštesnė temperatūra tam tikrai reakcijai pasiekti.

3.6. Katalizė.

Jie ne tik padidina temperatūrą ir medžiagų koncentraciją, bet ir naudoja katalizatoriai, t.y. medžiagos, kurios patenka į reaguojantį mišinį, tačiau reakcijos metu nesunaudojamos, o pagreitina ją mažindamos aktyvacijos energiją.

Reakcijos greičio didinimo naudojant katalizatorius procesas vadinamas katalizė.

Katalizatoriai dalyvauja tarpinėse reakcijose, kad sukurtų aktyvuotą kompleksą, susilpnindami pradinių medžiagų molekulių ryšius, jų skaidymą, molekulių adsorbciją katalizatoriaus paviršiuje arba aktyvių katalizatoriaus dalelių įvedimą.

Katalizatoriaus dalyvavimo pobūdį galima paaiškinti šia diagrama:

Reakcija be katalizatoriaus: A + B = AB.

Su katalizatoriumi X: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

Pateikiame paveikslėlį, panašų į pavaizduotą fig. 9.

Ryžiai. 11. Katalizatoriaus veikimo schema: E b.kat Ir E su katinu– reakcijos aktyvavimo energija be katalizatoriaus ir su katalizatoriumi atitinkamai.

Kai įvedamas katalizatorius (11 pav.), reakcija gali vykti kitu keliu su mažesniu energijos barjeru. Šis kelias atitinka naują reakcijos mechanizmą, susidarant kitam aktyvuotam kompleksui. O naują žemesnę energijos barjerą gali įveikti didesnis dalelių skaičius, o tai lemia reakcijos greitį.

Pažymėtina, kad atvirkštinės reakcijos aktyvavimo energija sumažėja tiek pat, kiek ir tiesioginės reakcijos aktyvavimo energija, t.y. abi reakcijos greitinamos vienodai, o katalizatoriai reakcijos neinicijuoja, jie tik paspartins reakciją, kuri galetu vykti ir be ju, bet daug lciau.

Tarpiniai reakcijos produktai gali tapti katalizatoriais, tada ši reakcija vadinama autokatalizine. Taigi, jei įprastų reakcijų greitis mažėja sunaudojant reagentus, tai degimo reakcija dėl autokatalizės savaime greitėja ir yra autokatalitinė.

Dažniausiai katalizatoriumi naudojamos kietos medžiagos, kurios adsorbuoja reaguojančių medžiagų molekules. Adsorbcijos metu susilpnėja ryšiai reaguojančiose molekulėse ir taip palengvėja reakcija tarp jų.

Kas yra adsorbcija?

3.7. Adsorbcija.

Adsorbcija- medžiagos paviršiaus absorbcija iš dujinės terpės ar tirpalo kitos medžiagos - skystos arba kietos - paviršiaus sluoksniu.

Pavyzdžiui, nuodingų dujų adsorbcija ant aktyvintos anglies, naudojamos dujokaukėse, paviršiaus.

Skiriama fizinė ir cheminė adsorbcija.

At fizinis adsorbcija, sugautos dalelės išlaiko savo savybes ir kada cheminis– susidaro adsorbato cheminiai junginiai su adsorbentu.

Adsorbcijos procesą lydi šilumos išsiskyrimas. Fizinei adsorbcijai jis yra nereikšmingas (1-5 kcal/mol), cheminei adsorbcijai daug didesnis (10-100 kcal/mol). Tai gali pagreitinti chemines reakcijas per katalizę.

Degimo ir sprogimo procesams galima pateikti šiuos pavyzdžius:

1. H 2 + O 2 mišinio savaiminio užsidegimo temperatūra yra 500 0 C. Esant paladžio katalizatoriui, sumažėja iki 100 0 C.

2. Savaiminio anglies degimo procesai prasideda nuo deguonies cheminės adsorbcijos anglies dalelių paviršiuje.

3. Dirbant su grynu deguonimi deguonis gerai adsorbuojamas ant drabužių (fizinė adsorbcija). O esant kibirkštims ar liepsnai, drabužiai lengvai užsidega.

4. Techninės alyvos gerai adsorbuoja ir sugeria deguonį, kad susidarytų sprogus mišinys. Mišinys sprogsta savaime, be uždegimo šaltinio (cheminė absorbcija).