Degimas yra oksidacijos reakcija, vykstanti dideliu greičiu, kurią lydi didelis šilumos kiekis ir, kaip taisyklė, ryškus švytėjimas, kurį mes vadiname liepsna. Degimo procesas tiriamas fizikine chemija, kurioje degimu laikomi visi egzoterminiai procesai, turintys savaime greitėjančią reakciją. Toks savaiminis pagreitis gali atsirasti dėl temperatūros padidėjimo (t. y. turi šiluminį mechanizmą) arba dėl aktyvių dalelių kaupimosi (turi difuzinį pobūdį).

Degimo reakcija turi aiškią ypatybę - aukštos temperatūros regionas (liepsna), ribotas, kur vyksta didžioji dalis pradinių medžiagų (kuro), išsiskirianti dideliu kiekiu pradėti reakciją (liepsnos atsiradimą), uždegimui reikia išleisti tam tikrą energijos kiekį, tada procesas vyksta spontaniškai. Jo greitis priklauso nuo reakcijoje dalyvaujančių medžiagų cheminių savybių, taip pat nuo dujų dinaminių procesų degimo metu. Degimo reakcija turi tam tikras charakteristikas, iš kurių svarbiausios yra mišinio kaloringumas ir temperatūra (vadinama adiabatine), kurią teoriškai būtų galima pasiekti visiško degimo metu, neatsižvelgiant į šilumos nuostolius.

Homogeninis degimas yra paprasčiausias, jo greitis yra pastovus, priklausomai nuo mišinio sudėties ir molekulinio šilumos laidumo, temperatūros ir slėgio.

Heterogeninis degimas labiausiai paplitęs tiek gamtoje, tiek dirbtinėmis sąlygomis. Jo greitis priklauso nuo specifinių degimo proceso sąlygų ir nuo sudedamųjų dalių fizinių savybių. Skysto kuro degimo greičiui didelę įtaką turi garavimo greitis, o kietojo – dujofikacijos greitis. Pavyzdžiui, deginant anglį, procesas susideda iš dviejų etapų. Pirmajame iš jų (santykinai lėto kaitinimo atveju) išsiskiria lakūs medžiagos komponentai (anglis), antrajame išdega kokso likučiai.

Dujų degimas (pavyzdžiui, etano degimas) turi savo ypatybes. Dujinėje aplinkoje liepsnos gali išplisti dideliu atstumu. Jis gali judėti per dujas ikigarsiniu greičiu, ir ši savybė būdinga ne tik dujų aplinkai, bet ir smulkiai išsklaidytam skystų ir kietų degių dalelių mišiniui, sumaišytam su oksidatoriumi. Norint užtikrinti stabilų degimą tokiais atvejais, reikalinga speciali krosnies įrenginio konstrukcija.

Degimo reakcijos dujinėje aplinkoje sukeliamos pasekmės yra dviejų tipų. Pirmasis yra dujų srauto turbuliavimas, dėl kurio labai padidėja proceso greitis. Dėl to atsirandantys akustiniai srauto sutrikimai gali sukelti kitą etapą – mišinio, sukeliančio detonaciją, atsiradimą. Degimo perėjimas į detonacijos stadiją priklauso ne tik nuo pačių dujų savybių, bet ir nuo sistemos dydžio bei sklidimo parametrų.

Kuro deginimas naudojamas technologijose ir pramonėje. Pagrindinis uždavinys šiuo atveju yra pasiekti maksimalų degimo efektyvumą (t.y. optimizuoti šilumos išsiskyrimą) per tam tikrą laikotarpį. Degimas naudojamas, pavyzdžiui, kasyboje – įvairių mineralų kūrimo metodai yra pagrįsti degaus proceso naudojimu. Tačiau tam tikromis gamtinėmis ir geologinėmis sąlygomis degimo reiškinys gali tapti veiksniu, keliančiu rimtą pavojų. Pavyzdžiui, tikrasis pavojus yra savaiminis durpių užsidegimas, dėl kurio kyla endogeninių gaisrų.

Vykdymo pavyzdžiai s/p2

CHEMINĖ TERMODINAMIKA. PUSIAUSVYRA. KINETIKAS.

1 UŽDUOTIS. Kuro degimo šiluma.

Turime dujinio kuro mišinį: 50% CH 4 + 50% C 4 H 10.

Bendras tūris V=1000 l=1m 3.

1. Parašykite tam tikro kuro mišinio dujų komponentų degimo reakcijų chemines lygtis.

Metano degimo reakcija:

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

Butano degimo reakcija:

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

Entalpija Δ r N 0 298 iš šių cheminių reakcijų yra dujų kuro degimo šiluma Δ N 0 sg.

2. Apskaičiuokite, kiek šilumos galima gauti deginant tam tikrą tūrį tam tikros sudėties kuro mišinio (tūrio %), esant normalioms sąlygoms.

Naudodami Heso dėsnį apskaičiuojame dujinio kuro degimo šilumą Δ N 0 сг esant standartinei būsenai ir 298 K, naudojant lentelės duomenis (žr. priedą, lentelę) apie visų degimo reakcijoje dalyvaujančių medžiagų susidarymo šilumą (Δ f N 0 298):

dėl metano

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.

butanui

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

4. (- 393,62) + 5 .

(-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol.

Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: K = - (Δ N T

sg. 1000/22,4), kJ/m 3,

dėl metano

Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: K kur 22,4 l/mol yra molinis dujų tūris normaliomis sąlygomis.

butanui

Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: K, CH4 = - (-802,28. 1000 / 22,4) = 35816 kJ/m 3.

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

Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: = Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: K Bendras šilumos kiekis, gautas deginant tam tikrą kuro mišinį, atsižvelgiant į dujų tūrį: , CH4 Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: K. V CH4 + , С4Н10

. V С4Н10 =

35816. (1 . 0,5)+128461 . (1,0,5) =82138,5 kJ. Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: K 3. Iš pateikto kuro mišinio pasirinkite energetiškai efektyviausią kurą. Apskaičiuokite šio kuro savitąją degimo šilumą 3 , kJ/m

. Apskaičiuokite minimalų šio kuro tūrį, kad gautumėte 100 MJ šilumos. Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: K Energetiškai efektyviausias kuras šiame kuro mišinyje yra butanas, specifinė degimo šiluma

, C4H10 = 128461 kJ/m3.

Norint gauti 100 MJ šilumos, reikia sudeginti: Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T:/ Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T: K V С4Н10 =

, C4H10 = 100000/128461 = 0,778 m 3 = 778 l. 2 UŽDUOTIS.

Cheminė termodinamika.

1. Parašykite termochemines reakcijų lygtis, kurių šiluminis efektas yra visų tam tikros cheminės reakcijos reagentų susidarymo šiluma.

Dėl cheminės reakcijos

CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g) Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D 0 f , 298 , = 0.

H

Termocheminės reakcijų lygtys, kurių terminis efektas yra tam tikros cheminės reakcijos reagentų CO 2 (g) ir CO (g) susidarymo šiluma: Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D 0 f , O 2 (g) + C (k) «CO 2 (g), D

298 = -393,51 kJ/mol,

(žr. lentelę); Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D 0 f , 1/2 O 2 (g) + C (k) « CO (g) , D

298 = -110,5 kJ/mol,

(žr. lentelę).2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes r Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D 0 298 D2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes r , entropija 0 298 S

. stalo 1, 2) uždaviniams esant standartinei visų reagentų būsenai (s.s.) ir 298 K temperatūrai. Padarykite išvadą apie reakcijos šiluminį poveikį.

Naudodamiesi lentelės duomenimis (žr. lentelę), užrašome tam tikros cheminės reakcijos reagentų būsenos termodinamines funkcijas esant standartinei būsenai ir 298 K r N 0 Remdamiesi Heso dėsniu, apskaičiuojame entalpiją Δ ∆ r , entropija 0 298 298, entropija r ir Gibso energija Δ 0 G

Δ r N 0 298 = 2Δ f N 0 298 cheminė reakcija esant standartinei būsenai ir 298 K: Δ f N 0 298 COg - f N 0 298 Sk - Δ

298 CO2g =

Δ r N 0 2(-110,5) – 0 – (-393,5) = 172,5 kJ.

∆ r , entropija 0 298 = 2 , entropija 0 f , 298 >0 – reakcija yra endoterminė ir vyksta sugeriant šilumą. , entropija 0 f , 298.СО(g) – , entropija 0 f , 298,С(к) -

298,СО2 (g) = 2 (197,54) – 5,74 – 213,68 =

∆ r , entropija 0 175,66 J/K.

298 >0 – sistema tapo netvarkingesnė dėl susidariusio papildomo dujų kiekio.2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes r ir Gibso energija Δ 0 298 3. Apskaičiuokite Gibso energijos vertę. stalo 1, 2 uždaviniams esant standartinei visų reagentų būsenai (s.s.) ir 298 K temperatūrai. Nustatykite, kuria kryptimi ši reakcija spontaniškai vyks esant standartinei visų reagentų būsenai ir 298 K temperatūrai.

Δ r ir Gibso energija Δ 0 298 = 2Δ f ir Gibso energija Δ 0 298 cheminė reakcija esant standartinei būsenai ir 298 K: Δ f ir Gibso energija Δ 0 298 COg - f ir Gibso energija Δ 0 298 Sk - Δ

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

Δ r ir Gibso energija Δ 0 298 >0 – spontaniška reakcija į priekį esant standartinei būsenai ir 298 K neįmanoma. Reakcija vyksta priešinga kryptimi.

4. Nustatykite temperatūrų diapazoną, kuriame galimas spontaniškas tiesioginės reakcijos pasireiškimas esant standartinei visų reagentų būsenai, neatsižvelgiant į priklausomybę. 2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes r Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D 0 Ir2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes r , entropija 0 ant temperatūros. Nubraižykite reakcijos Gibso energiją kaip temperatūros funkciją.2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes r ir Gibso energija Δ 0 = f (T ).

Spontaniškos reakcijos galimybę esant standartinei būsenai lemia nelygybė ∆ r ir Gibso energija Δ 0 K < 0.

Tie. , Jei

∆ r ir Gibso energija Δ 0 K = ∆ r Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D 0 298 +∆ r Su 0 p dT– T∆ r , entropija 0 298 - T ∆ r Su 0 p / K)dT < 0

∆ r ir Gibso energija Δ 0 K ≈ ∆ r Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D 0 298 – T∆ r , entropija 0 298 < 0

∆ r ir Gibso energija Δ 0 T = (172,5 – T . 175,66 . 10 -3) < 0 , отсюда T> 982 tūkst.

Priklausomybės grafikas D r ir Gibso energija Δ 0 = f (T):

∆ r ir Gibso energija Δ 0 T

298 982 2300 T

Atsižvelgiant į reagentų egzistavimo temperatūrų diapazonus, spontaniškos reakcijos temperatūros diapazonas standartinėje būsenoje yra 982< T< 2300 К.

5. Apskaičiuokite Gibso energijos vertę2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes r ir Gibso energija Δ 298 cheminė reakcija esant nurodytoms dalinio dujų slėgio vertėms (2 punktas. stalo 1, 2) uždaviniams ir 298 K temperatūrai. Nustatykite, ar kinta proceso kryptis esant 298 K, kai pasikeičia daliniai dujų slėgiai, palyginti su standartine būsena.

Cheminės reakcijos Gibso energija apskaičiuojama esant bet kokiai temperatūrai ir bet kokiam santykiniam daliniam dujų slėgiui, naudojant Van't Hoff izoterminę lygtį:

Δ r ir Gibso energija Δ T = ∆ r ir Gibso energija Δ 0 T + RT ln .

Apskaičiuokime Δ r ir Gibso energija Δ 298 esant 298 K ir dujų slėgiui: r CO = 2. 10 3 Pa,

r CO2 = 8. 10 5 Pa.

Santykinis dalinis dujų slėgis:

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

Δ r ir Gibso energija Δ 298 = Δ r ir Gibso energija Δ 0 298 + RTln(r 2 CO / r CO2) = 120,15 +8,31. 10 -3. 298. ln(0,02/8) =

Δ r ir Gibso energija Δ 298 >0 – spontaniška reakcija į priekį esant tam tikram daliniam dujų slėgiui ir 298 K yra neįmanoma. Reakcija vyksta priešinga kryptimi.

6. Nustatykite, kaip (teoriškai) pakeisti bet kurių šaltinių dujų dalinį slėgį (r A arbar IN) pakeisti proceso kryptį, palyginti su standartine būsena 298 K temperatūroje ir visų kitų cheminės reakcijos komponentų standartiniu daliniu slėgiu.

Esant standartinei būsenai ir 298 K, reakcija gali spontaniškai vykti priešinga kryptimi, nes Δ r ir Gibso energija Δ 0 298 >0.

Norėdami pakeisti proceso kryptį, palyginti su standartine būsena 298 K temperatūroje, galite pakeisti dalinį CO 2 slėgį (visų kitų komponentų būsena yra standartinė). Spontaniškos reakcijos į priekį sąlyga yra Δ r ir Gibso energija Δ 298 < 0.

Pagal Van't Hoff izoterminę lygtį:

Δ r ir Gibso energija Δ T = ∆ r ir Gibso energija Δ 0 T + RT ln < 0

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

Nelygybės sprendimas ln < - 48,5и получаем: < 10 -21 .

Taigi, r CO< r CO2 ≈ 10 5 kartus.

Taigi, norint pakeisti proceso kryptį, palyginti su standartine būsena esant 298 K ir slėgiui r CO = 10 5 Pa, reikia padidinti dalinį CO 2 slėgį 10 5 kartus, t.y. dalinis CO 2 slėgis turėtų būti: r CO2 > 10 25 Pa.

Esant tokiam CO 2 slėgiui, tam tikra cheminė reakcija gali spontaniškai vykti į priekį esant 298 K temperatūrai.

, C4H10 = 100000/128461 = 0,778 m 3 = 778 l. Cheminis balansas.

1. Parašykite termochemines reakcijų lygtis, kurių šiluminis efektas yra visų tam tikros cheminės reakcijos reagentų susidarymo šiluma.

Dėl cheminės reakcijos

1. Apskaičiuokite Gibso energiją2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes r ir Gibso energija Δ 0 T ir pusiausvyros konstantaKAM r šios reakcijos standartinės būsenos ir 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K temperatūroje, atsižvelgiant į priklausomybę2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes r Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D 0 T Ir2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmes r , entropija 0 T apie temperatūrą esant pastoviai specifinei medžiagų šiluminei talpaiSu r = konst . Nubraižykite priklausomybės grafiką

KAM r = f (T ).

Apskaičiuokime sistemos šiluminės galios pokytį (∆ r c 0 r= const):

∆ r Su 0 r = 2Su 0 r 298 COg – Su 0 r 298 Sk – Su 0 r 298СО2g =

2. (29.14)–8.54–37.41 =12.33 J/K.

Apskaičiuokime cheminės reakcijos Gibso energiją esant standartinei būsenai ir nurodytoms 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K temperatūroms, atsižvelgdami į priklausomybę ∆ r Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D 0 T ir ∆ r , entropija 0 T dėl temperatūros, atsižvelgiant į konkrečią medžiagų šiluminę talpą Su r , pagal formulę:

∆ r ir Gibso energija Δ 0 K = ∆ r Medžiaga C (k) yra paprasta, stabili 298 K temperatūroje ir 100 kPa slėgyje, jos susidarymo entalpija yra D 0 T – T . ∆ r , entropija 0 T = ∆ r ir Gibso energija Δ 0 298 + ∆ r Su 0 r (T - 298) –T . ∆ r Su 0 r ln(T / 298).

∆ r ir Gibso energija Δ 0 298 =120,15 kJ;

∆ r ir Gibso energija Δ 0 500 =120,15+12,33. 10 -3. (500–298) – 500. 12.33 val. 10 -3. ln(500/298)=

∆ r ir Gibso energija Δ 0 800 =120,15+12,33. 10 -3. (800-298) - 800. 12.33 val. 10 -3. ln(800/298)=

∆ r ir Gibso energija Δ 0 1000 =120,15+12,33. 10 -3. (1000–298) – 1000. 12.33 val. 10 -3. ln(1000/298) =

Termodinaminė cheminės pusiausvyros sąlyga: ∆ r ir Gibso energija Δ K = 0.

Cheminės reakcijos Gibso energija standartinėje būsenoje

∆ r ir Gibso energija Δ 0 T susijusi su pusiausvyros konstanta KAM r pagal santykį:

∆ r ir Gibso energija Δ 0 T = - RT ln KAM r

Apskaičiavęs vertę ∆ r ir Gibso energija Δ 0 K reakcija, apskaičiuokite pusiausvyros konstantą KAM r pagal formulę:

K p= exp (- ∆G 0 T /RT) ,

Kur R=8,31 J/mol. K yra universali dujų konstanta.

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

K p, 500 = 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.

Kylant temperatūrai, didėja pusiausvyros konstanta, o tai paaiškinama šios reakcijos endoterminiu terminiu efektu

(Δ r N 0 T >0).

2. Pasirinkite bet kurią temperatūrą iš spontaniškos reakcijos srities į priekį. Esant tokiai temperatūrai, apskaičiuokite dujinių reagentų pusiausvyros koncentracijas, jei jų pradinės koncentracijos buvo atitinkamai lygios (žr. 3 pastraipą, 1, 2 uždavinių lentelę).

At T=1000 K reakcija vyksta spontaniškai į priekį, nes ∆ r ir Gibso energija Δ 0 1000 = - 3,16 kJ<0, K p , 1000 = 1,46.

Parenkame temperatūrą T=1000, norint apskaičiuoti dujinių reagentų pusiausvyros koncentracijas, jei pradinės dujinių reagentų CO 2 ir CO koncentracijos buvo lygios: Su CO2 = 0,5 mol/l, Su CO = 0.

Pusiausvyros konstantų išraiškos, išreikštos santykiniu pusiausvyros daliniu dujų slėgiu ( r lygus ) ir pusiausvyros koncentracijas ( Su lygus):

KAM r =
; KAM Su =

K p Ir K Su sujungta per dujų būsenos lygtį:

K su, 1000 =
=
= 0,018

Kur R=0,082 l. atm/mol. K - universali dujų konstanta;

∆ν = 2-1= 1 (reakcijos metu kinta dujinių medžiagų molių skaičius).

Medžiagų balanso lentelė:

Dujinių reagentų pusiausvyros koncentracijas pakeičiame į išraišką K Su ir išspręskite algebrinę lygtį X:

KAM Su =
= 0,018 , X= 0,0387 mol/l

SU CO lygus = 2. 0,0387 = 0,0774 mol/l

SU CO2 lygus = 0,5 - 0,0387 = 0,4613 mol/l.

1 puslapis

Cheminės degimo reakcijos prasideda sukūrus pirminį liepsnos šaltinį paruoštame kuro ir oro mišinyje. Stūmokliniuose vidaus degimo varikliuose jis sukuriamas arba elektros kibirkštimi, arba kaitinant kuro rinkinį iki tokios temperatūros, kuriai esant mišinio tūryje savaime atsiranda daug pradinių liepsnų ir įvyksta savaiminis mišinio užsidegimas.  

Cheminė degimo reakcija nevyksta visomis degiųjų dujų molekulių susidūrimo su deguonies molekulėmis sąlygomis.  

Jei cheminės degimo reakcijos nėra autokatalitinės, tai liepsnos plitimo priežastis gali būti tik šilumos perdavimas iš nesudegusio mišinio degimo produktų. Toks liepsnos plitimo būdas vadinamas terminiu. Tai, žinoma, neatmeta galimybės, kad reagentų ir reakcijos produktų difuzija vyksta vienu metu, todėl reaguojančio mišinio sudėtis reakcijos zonoje skiriasi nuo pradinio mišinio sudėties. Bet šiuo atveju difuzija nėra liepsnos plitimo priežastis, o tik lydintis veiksnys. Visų pirma tai taikoma grandininėms reakcijoms su nesišakojančiomis grandinėmis. Laisvųjų atomų ir radikalų difuzija, nebent jie yra termodinaminėje pusiausvyroje arba beveik stacionariose koncentracijose, negali būti liepsnos, kuri išlieka šiluminė, plitimo priežastimi. Tinkamoje liepsnos plitimo šiluminėje teorijoje visiškai atsižvelgiama į difuzijos vaidmenį, kaip bus parodyta kitame skyriuje.  

Jei cheminės degimo reakcijos nėra autokatalitinės, tai liepsnos plitimo priežastis gali būti tik šilumos perdavimas iš nesudegusio mišinio degimo produktų. Toks liepsnos plitimo būdas vadinamas terminiu. Tai, žinoma, neatmeta galimybės, kad reagentų ir reakcijos produktų difuzija vyksta vienu metu, todėl reaguojančio mišinio sudėtis reakcijos zonoje skiriasi nuo pradinio mišinio sudėties. Bet šiuo atveju difuzija nėra liepsnos plitimo priežastis, o tik lydintis veiksnys. Visų pirma tai taikoma grandininėms reakcijoms su nesišakojančiomis grandinėmis. Laisvųjų atomų ir radikalų difuzija, nebent jie yra termodinaminėje pusiausvyroje arba beveik stacionariose koncentracijose, negali būti liepsnos, kuri išlieka šiluminė, plitimo priežastimi. Tinkamoje liepsnos plitimo šiluminėje teorijoje visiškai atsižvelgiama į difuzijos vaidmenį, kaip bus parodyta kitame skyriuje.  

Dujų degimo su oru cheminių reakcijų greitis degikliuose yra labai didelis. Šios reakcijos aukštoje temperatūroje vyksta tūkstantosiomis sekundės dalimis. Dujų ir oro mišinio srauto degimo trukmė nustatoma nuolat tiekiant šviežias dujų ir oro dalis, kurios dega dėl greito oksidacijos reakcijų atsiradimo šilumos srauto įtakoje.  

Dujų degimo su oru cheminių reakcijų greitis degikliuose yra labai didelis. Šios reakcijos aukštoje temperatūroje vyksta tūkstantosiomis sekundės dalimis. Dujų ir oro mišinio srauto degimo trukmė nustatoma nuolat tiekiant šviežias dujų ir oro dalis, kurios dega dėl greito oksidacijos reakcijų atsiradimo šilumos srauto įtakoje.  

Cheminių degimo reakcijų kiekybinius ryšius galima gauti esant žinomoms medžiagų molekulinėms masėms i ir dujų tankiams p c / 22 4 normaliomis fizinėmis sąlygomis.  

Cheminių degimo reakcijų slopinimo mechanizmas nėra pakankamai ištirtas. Tačiau pastaraisiais metais atlikti tyrimai leidžia susidaryti tam tikras idėjas apie inhibitorių poveikio liepsnai prigimtį.  

Tarkime, kad cheminė degimo reakcija vyksta visiškai ir reakcijos produktai yra vandens garai H20, anglies dioksidas CO2 arba, jei nėra deguonies, anglies monoksidas CO. Stechiometriniam vandenilio-deguonies (sprogiam) mišiniui, vandens garų susidarymo šilumą 58 kcal/mol padalijus iš šiluminės talpos 8 cal/mol-deg, gauname 7250 laipsnių degimo temperatūrą. Visiško deguonies kietosios anglies degimo atveju (St 02C02 94 kcal/mol) gauname dar aukštesnę degimo temperatūrą – 11 750 K. Tokios pat eilės temperatūros gaunamos ir kitiems angliavandenilių degalams. Čia pateiktos fantastiškai aukštos degimo temperatūros nurodo medžiagos plazmos būseną; Deguonies mišinių degimo temperatūra svyruoja nuo 3000 iki 4000 K.  

Kadangi mišinio kaitinimas ir cheminė degimo reakcija vyksta labai greitai, pagrindinis veiksnys, ribojantis degimo proceso trukmę, yra laikas, praleistas maišant dujas ir orą.  

Kadangi cheminių degimo reakcijų greitis esant aukštai degimo temperatūrai yra nepalyginamai didesnis už mišinio susidarymo greitį, praktiškai dujų degimo greitis visada yra lygus dujų maišymosi su oru greičiui. Ši aplinkybė leidžia lengvai reguliuoti dujų degimo greitį plačiausiose ribose. Mišrus degių dujų degimo būdas yra tarpinis tarp kinetikos ir difuzijos.  

Todėl degančių žvakių cheminės reakcijos tam tikromis sąlygomis balanso lygtis iš tikrųjų yra pirmasis bandymas į cheminės reakcijos aprašymą įtraukti šilumos kiekį.  

Sudarant cheminių medžiagų degimo ore reakcijų lygtis, reikia elgtis taip: kairėje pusėje rašoma degi medžiaga ir degime dalyvaujantis oras, po lygybės ženklo rašomi susidarę reakcijos produktai. Pavyzdžiui, būtina sudaryti metano degimo reakcijos ore lygtį. Pirmiausia užrašykite kairę reakcijos lygties pusę: metano cheminę formulę ir orą sudarančių medžiagų chemines formules.  

Degimas yra sudėtingas fizinis ir cheminis degiųjų kuro komponentų ir oksidatoriaus sąveikos procesas, kuro degimas yra greito jo komponentų oksidacijos reakcija, kurią lydi intensyvus šilumos išsiskyrimas ir staigus temperatūros padidėjimas.

Panagrinėkime metano degimo reakciją kaip pagrindinį gamtinių dujų komponentą:

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

Iš šios reakcijos lygties seka, kad vienos metano molekulės oksidacijai reikia dviejų deguonies molekulių, t.y. Norint visiškai sudeginti 1 m 3 metano, reikia 2 m 3 deguonies.

Atmosferos oras naudojamas kaip oksidatorius, kuris yra sudėtingas medžiagų mišinys, įskaitant 21 tūrį. % O 2, 78 t. % N 2 ir 1 t. % CO 2, inertinės dujos ir kt. Techniniams skaičiavimams sąlyginė oro sudėtis paprastai laikoma sudaryta iš dviejų komponentų: deguonies (21 tūrio %) ir azoto (79 tūrio %). Atsižvelgiant į šią oro sudėtį, kad bet kokia degimo reakcija ore visiškai sudegintų kurą, oro reikės tūrio 100/21 = 4,76 karto daugiau nei deguonies.

Visiško gamtinių dujų degimo produktai yra: anglies dioksidas CO 2, vandens garai H 2 O, šiek tiek deguonies perteklius O 2 ir azotas N 2. Deguonies perteklius yra degimo produktuose tik tais atvejais, kai degimas vyksta esant oro pertekliui, o azoto visada yra degimo produktuose, nes jis yra oro komponentas ir nedalyvauja degant. Nevisiško dujų degimo produktai yra: anglies monoksidas CO, nesudegęs vandenilis H2 ir metanas CH4, sunkieji angliavandeniliai CmHn ir suodžiai. Taigi kuo daugiau anglies dioksido CO 2 bus degimo produktuose, tuo mažiau anglies monoksido CO bus juose, t.y., tuo bus pilnesnis degimas. Buvo pristatyta maksimalaus CO 2 kiekio degimo produktuose sąvoka – tai CO 2 kiekis, kurį būtų galima gauti sausuose degimo produktuose visiškai sudegus dujoms be oro pertekliaus.

Pažangiausias būdas kontroliuoti oro srautą į krosnį ir jo degimo užbaigtumą yra degimo produktų analizė naudojant automatinius dujų analizatorius. Dujų analizatoriai periodiškai ima išmetamųjų dujų mėginį ir nustato jose esantį anglies dvideginį, taip pat anglies monoksido ir nesudegusio vandenilio (CO + H 2) kiekį tūrio procentais. Jei rodyklės rodyklė skalėje (CO + H 2) yra lygi 0, vadinasi, degimas baigtas ir degimo produktuose nėra (CO + H 2). Jei rodyklė nukrypsta nuo nulio į dešinę, tai degimo produktuose yra (CO + H 2), t.y. įvyksta nepilnas degimas. Kitoje skalėje dujų analizatorių rodyklė turėtų rodyti didžiausią CO 2 max kiekį degimo produktuose. Visiškas sudegimas įvyksta, kai yra didžiausias anglies dioksido procentas ir nulinis (CO + H 2) kiekis.

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 dujų, skysčių ir kietų medžiagų. 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 × 3,76N 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) reakcijoje su deguonimi bus 24% (CH 4 + O 2) reakcijoje su oru, 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, kuriam 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 klausimą 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 DH, 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 tokiu 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 reikalingas išorinis energijos tiekimas, bet ir egzoterminiai. Kad įvyktų egzoterminė reakcija, būtina jai perduoti tam tikrą šiluminės energijos impulsą. Pavyzdžiui, kad vandenilio ir deguonies mišinyje įvyktų degimo reakcija, jis turi būti padegtas.

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 katalizės metu.

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).