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, intensyviau dega, užtikrindami visišką medžiagos sudegimą, dėl to išskiria didžiausią šilumos kiekį.

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 vilna – esant 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.

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 oksidavimas 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 autogeninio degimo riboms nustatyti: daugiau nei 25% degių, mažiau nei 50% drėgmės, mažiau nei 60% pelenų.

Taip pat žr

Pastabos

Nuorodos

Wikimedia fondas.

2010 m.:

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…

Ušakovo aiškinamasis žodynas 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 (iki kelių tūkstančių K) temperatūrą 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

Degimas yra cheminė kuro oksidacijos su deguonimi reakcija, vykstanti gana greitai ir išskirianti didelį šilumos kiekį.

Degimo proceso metu degimo produktai įkaitinami iki aukštos temperatūros.

Bendra bet kokių angliavandenilių dujų degimo deguonimi lygtis yra tokia: Kur Ir m– atitinkamai anglies ir vandenilio atomų skaičius molekulėje

K– terminis oksidacijos reakcijos efektas.

3.1 lentelėje parodytos pagrindinių degiųjų dujų degimo reakcijos su deguonimi.

Degiųjų dujų degimo reakcijos su deguonimi

3.1 lentelė

3.1 lentelėje parodytos žinomiausių degiųjų dujų oksidacijos reakcijos su deguonimi. Tačiau realiomis sąlygomis oksidatorius (deguonis) į degimo zoną tiekiamas ne gryna forma, o kaip oro dalis. Yra žinoma, kad oras daugiausia susideda iš dviejų dalių: deguonies ir azoto. Ore taip pat yra nedidelis kiekis anglies dioksido CO 2, taip pat retųjų dujų. Atsižvelgiant į nereikšmingą jų kiekį ore, mes jų nepaisome.

Taigi, jei oro tūrį laikysime 100%, deguonies kiekis bus 21%, o azoto - 79%. Todėl 1 val m 3 oro deguonis yra 79/21 = 3,76 m 3 azoto arba 1 m 3 deguonis, esantis 100/21 = 4,76 m 3 oras.

Atsižvelgdami į aukščiau pateiktus ryšius, galime užrašyti bendrąją angliavandenilių degimo oru lygtį:

3.2 lentelėje pateiktos degiųjų dujų degimo reakcijos su oru lygtys.

Pažymėtina, kad 3.1 ir 3.2 lentelėse pateiktos lygtys yra stechiometrinės, t.y. Tai degiųjų dujų ir oksidatoriaus (deguonies, oro) santykis, kuriam esant į degias dujas tiekiamas teoriškai reikalingas oksidatoriaus kiekis. Tačiau, deginant dujas realiomis sąlygomis, į zoną reikia tiekti šiek tiek daugiau oksidatoriaus, nei matyti iš stechiometrinių lygčių. Taip yra daugiausia dėl netobulo degiųjų dujų ir oksidatoriaus sumaišymo.

Degiųjų dujų degimo reakcijų su oru lygtys

3.2 lentelė

Faktinio oksidatoriaus (deguonies ar oro) sunaudojimo ir teoriškai būtino sunaudojimo santykis vadinamas oro pertekliaus koeficientu ir nurodomas α t.y.:

Bendra bet kokių angliavandenilių dujų degimo deguonimi lygtis yra tokia: V d– faktinis oro srautas;

V t– teoriškai reikalingas oro kiekis.

3.3 lentelėje parodytos teoriškai reikalingo oksidatoriaus (deguonies ir oro) kiekio reikšmės, taip pat degimo produktų tūris deginant 1 m 3 dujų ir oro pertekliaus koeficientas lygus 1 ( a = 1).

Teoriškai reikalingas oksidatoriaus kiekis ir degimo produktų tūris degimo metu 1 m 3 val α = 1

3.3 lentelė

Praktiniuose skaičiavimuose kartais nežinome dujų cheminės sudėties, tačiau žinoma tik degimo šiluma. Būtina nustatyti teoriškai reikalingą oro kiekį, reikalingą visiškam degimui 1 m 3 dujos.

Šiuo atveju yra empirinė formulė pagal D.I. Mendelejevas:

Bendra bet kokių angliavandenilių dujų degimo deguonimi lygtis yra tokia: Q n- mažesnis dujų kaloringumas, kJ/m 3 .

Įvairių dujų degimo reakcijų su deguonimi ir oru lygtys atspindi tik kuro ir oksidatoriaus ryšį, o šių reakcijų mechanizmo nepaaiškina. Realiomis sąlygomis degimo procesas yra daug sudėtingesnis.

Šiuolaikinę dujų degimo reakcijos kinetikos mechanizmo teoriją sukūrė sovietų mokslininkas, akademikas N. N. Semenovas. Pagal jo teoriją, dujų degimo grandininės reakcijos vyksta dujų ir oro mišinio liepsnoje. Dėl to susidaro tarpiniai nestabilūs produktai laisvųjų radikalų atomų pavidalu. Remiantis N. N. teorija. Semenovo reakcija deginant vandenilį su deguonimi nėra tiesiog dviejų vandenilio ir vienos deguonies molekulių sujungimas, kad susidarytų dvi vandens molekulės. Šių dviejų dujų sąveikos metu pirmiausia susidaro tarpinės medžiagos vandenilio ir deguonies atomų pavidalu, taip pat susidaro laisvieji hidroksilo radikalai OH.

Norint pradėti degimo procesą, būtina kažkaip suaktyvinti degų mišinį. Kitaip tariant, būtina sudaryti sąlygas, kuriomis reagentai turėtų daug energijos. Šis energijos rezervas yra būtinas, kad vyktų degimo procesas. Minėtą energijos rezervą galima sukurti kaitinant dujų ir oro mišinį iki užsidegimo temperatūros. Ši energija, vadinama aktyvacijos energija, yra būtina daugiausiai norint nutraukti esamus tarpmolekulinius ryšius reagentuose.

Degimo proceso metu nuolat formuojasi nauji ryšiai kartu su senųjų sunaikinimu. Susidarius naujiems ryšiams, įvyksta didelis energijos išsiskyrimas, o senų ryšių nutrūkimą visada lydi energijos sąnaudos. Dėl to, kad degimo procese didelę reikšmę turi energija, kuri išsiskiria formuojantis naujiems ryšiams, palyginti su energija, išeikvojama seniems ryšiams nutraukti, bendras šiluminis efektas išlieka teigiamas.

Vandenilio reakcija su deguonimi yra pati paprasčiausia ir labiausiai ištirta. Todėl pažvelkime į šią šakotą reakciją naudodami pavyzdį.

Remiantis N. N. teorija. Semenovas, pradiniu reakcijos momentu dėl aktyvacijos energijos ir vandenilio bei deguonies molekulių susidūrimo susidaro du hidroksilo radikalai OH:

. (3.5)

Laisvas vandenilio atomas H savo ruožtu reaguoja su deguonies molekule. Dėl to susidaro hidroksilo radikalas OH ir laisvas deguonies atomas, t.y.:

. (3.7)

Radikalas vėl gali pradėti cheminę reakciją su vandeniliu ir vėl dėl reakcijos susidaro vanduo ir laisvas vandenilis, o deguonies atomas, savo ruožtu, gali reaguoti su vandenilio molekule, dėl kurios susidarys kita OH radikalas ir vandenilio atomas H, t.y.:

. (3.8)

Aukščiau pateiktas vandenilio degimo su deguonimi grandininės reakcijos mechanizmas rodo galimybę daugkartinei vieno OH radikalo sąveikai su vandenilio atomais. Dėl šios sąveikos susidaro vandens molekulės.

Todėl laisvieji atomai ir radikalai yra aktyvūs centrai kuriant grandininę reakciją.

Vandenilio degimo reakciją su deguonimi, kuri paaiškina grandininės reakcijos mechanizmą, galima parašyti taip:

H 2 O O + (H 2)…

OH + (H 2) ® H + (O 2) ® OH + (H 2)…

O + (H 2) ® OH + (H 2) ® H 2 O

H +(O 2) ® OH +H 2 ...

Anglies monoksido degimo su deguonimi mechanizmas yra sudėtingesnis. SSRS mokslų akademijos Cheminės fizikos instituto mokslininkų teigimu, anglies monoksidas nereaguoja su sausu deguonimi. Jie taip pat nustatė, kad į mišinį įpylus nedidelį kiekį vandenilio ar drėgmės, prasideda oksidacijos reakcija. Dėl to vyksta tokia cheminių reakcijų seka:

H2O® OH + H; (3.10)

OH + CO ® CO 2 + H; (3.11)

H + O2® OH + O; (3.12)

CO + OH ® CO 2 + H; (3.13)

CO + O® CO2; (3.14)

H + O 2 = OH + O (3.15)

Kaip matyti iš pirmiau minėtų cheminių reakcijų, esant nedideliam drėgmės kiekiui, degimo zonoje susidaro hidroksilai ir laisvieji atomai. Kaip minėta anksčiau, tiek hidroksilo radikalai, tiek laisvieji atomai yra grandininės reakcijos sukūrimo iniciatoriai ir nešėjai.

Dar sudėtingesnis angliavandenilių oksidacijos mechanizmas. Be tam tikrų panašumų su vandenilio ir anglies monoksido degimo mechanizmu, angliavandenilių degimo mechanizmas taip pat turi nemažai reikšmingų skirtumų. Analizuojant degimo produktus nustatyta, kad juose yra aldehidų ir daugiausia formaldehido (HCHO).

Panagrinėkime angliavandenilių oksidacijos mechanizmą naudodamiesi paprasčiausio iš jų – metano – pavyzdžiu. Metano oksidacijos mechanizmas vyksta keturiais etapais, kurių kiekvienoje vyksta šios cheminės reakcijos:

Pirmajame etape:

H + O2® OH + O; (3.16)

CH4 + OH® CH3 + H2O; (3.17)

CH 4 + O ® CH 2 + H 2 O. (3.18)

Antrame etape:

CH 3 + O 2 ® HCHO + OH; (3.19)

CH2 + O2® HCHO + O; (3.20)

Trečiame etape:

HCHO + OH ® HCO + H 2 O (3.21)

HCHO + O ®СО + H 2 O; (3.22)

HCO+ O 2 ® CO + O + OH (3.23).

Ketvirtajame etape:

CO + O ® CO 2 (3,24)

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 savaime. 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 (esant santykinai lėtam kaitinimui) 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 dujomis ikigarsiniu greičiu, ir ši savybė būdinga ne tik dujų aplinkai, bet ir smulkiai išsklaidytam skystų ir kietų degiųjų dalelių mišiniui, sumaišytam su oksidatoriumi. Norint tokiais atvejais užtikrinti stabilų degimą, 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:

CH4 (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 dujinio 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.

Naudodamiesi Heso dėsniu, 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.

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

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

С4Н10 - 13/2Δ

4. (- 393,62) + 5 .

K (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = - (Δ N Dujinio kuro savitoji degimo šiluma Q T:

dėl metano

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

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

K (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. kur 22,4 l/mol yra molinis dujų tūris normaliomis sąlygomis.

Bendras šilumos kiekis, gautas deginant tam tikrą kuro mišinį, atsižvelgiant į dujų tūrį:

K = K (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol., CH4 . V CH4 + K (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol., С4Н10 . V С4Н10 =

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

3. Iš pateikto kuro mišinio pasirinkite energetiškai efektyviausią kurą. Apskaičiuokite šio kuro savitąją degimo šilumą K (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. , kJ/m 3 . Apskaičiuokite minimalų šio kuro tūrį, kad gautumėte 100 MJ šilumos.

Energetiškai efektyviausias kuras šiame kuro mišinyje yra butanas, specifinė degimo šiluma K (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol., C4H10 = 128461 kJ/m3.

Norint gauti 100 MJ šilumos, reikia sudeginti:

V С4Н10 = K/ K (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol., 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 H 0 f , 298 , = 0.

Termocheminės reakcijų lygtys, kurių terminis efektas yra tam tikros cheminės reakcijos reagentų CO 2 (g) ir CO (g) susidarymo šiluma:

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

(žr. lentelę);

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

(žr. lentelę).

2. Apskaičiuokite entalpijos reikšmesD r H 0 298 , entropijaD r S 0 298 . 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

Remdamiesi Heso dėsniu, apskaičiuojame entalpiją Δ r N 0 298, entropija ∆ r S 0 298 ir Gibso energija Δ r G 0 298 cheminė reakcija esant standartinei būsenai ir 298 K:

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

2(-110,5) – 0 – (-393,5) = 172,5 kJ.

Δ r N 0 298 >0 – reakcija yra endoterminė ir vyksta sugeriant šilumą.

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

175,66 J/K.

∆ r S 0 298 >0 – sistema tapo netvarkingesnė dėl susidariusio papildomo dujų kiekio.

3. Apskaičiuokite Gibso energijos vertęD r G 0 298 tam tikra cheminė reakcija (1 punktas. stalo 1, 2 uždaviniams esant standartinei visų reagentų būsenai (s.s.) ir 298 K temperatūrai. Nustatykite, kuria kryptimi ši reakcija savaime vyks esant standartinei visų reagentų būsenai ir 298 K temperatūrai.

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

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

Δ r G 0 298 >0 – 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. D r H 0 IrD r S 0 ant temperatūros. Nubraižykite reakcijos Gibso energiją kaip temperatūros funkciją.D r G 0 = f (T ).

Spontaniškos reakcijos galimybę esant standartinei būsenai lemia nelygybė ∆ r G 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. < 0.

Tie. , Jei

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

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

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

Priklausomybės grafikas D r G 0 = f (T):

∆ r G 0 T

298 982 2300 T

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

5. Apskaičiuokite Gibso energijos vertęD r G 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 G T = ∆ r G 0 T + RT ln .

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

Δ r G 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 G 0 298 >0.

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

Pagal Van't Hoff izoterminę lygtį:

Δ r G T = ∆ r G 0 T + RT ln < 0

Δ r G 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 10 5 kartus padidinti dalinį CO 2 slėgį, 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.

2 UŽDUOTIS. Cheminis balansas.

Dėl cheminės reakcijos

CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g)

1. Apskaičiuokite Gibso energijąD r G 0 T ir pusiausvyros konstantaKAM r šios reakcijos standartinės būsenos ir 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K temperatūroje, atsižvelgiant į priklausomybęD r H 0 T IrD r S 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 H 0 T ir ∆ r S 0 T dėl temperatūros, atsižvelgiant į konkrečią medžiagų šiluminę talpą Su r , pagal formulę:

∆ r G 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = ∆ r H 0 T – T . ∆ r S 0 T = ∆ r G 0 298 + ∆ r Su 0 r (T - 298) –T . ∆ r Su 0 r ln(T / 298).

∆ r G 0 298 =120,15 kJ;

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

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

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

Termodinaminė cheminės pusiausvyros sąlyga: ∆ r G (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = 0.

Cheminės reakcijos Gibso energija standartinėje būsenoje

∆ r G 0 T susijusi su pusiausvyros konstanta KAM r pagal santykį:

∆ r G 0 T = - RT ln KAM r

Apskaičiavęs vertę ∆ r G 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. 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 G 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 =