Neredeyse her gün hepimiz yanma sürecinin bir veya daha fazla tezahürüyle uğraşmak zorundayız. Makalemizde bu sürecin bilimsel açıdan hangi özellikleri içerdiğini daha detaylı olarak anlatmak istiyoruz.

Yangın sürecinin ana bileşenidir. Yangın, yanmanın oluşmasıyla başlar, gelişme şiddeti genellikle yangının kat ettiği yol yani yanma hızıdır ve söndürme, yanmanın durmasıyla sona erer.

Yanma genellikle bir yakıt ile bir oksitleyici madde arasındaki ekzotermik bir reaksiyon olarak anlaşılır ve buna aşağıdaki üç faktörden en az biri eşlik eder: alev, parlama, duman oluşumu. Yanma sürecinin karmaşıklığı nedeniyle bu tanım kapsamlı değildir. Temel ekzotermik reaksiyonun hızlı bir şekilde ortaya çıkması, kendi kendini sürdürebilen doğası ve sürecin yanıcı karışım boyunca kendi kendine yayılma yeteneği gibi yanmanın bu kadar önemli özelliklerini hesaba katmaz.

Yavaş bir ekzotermik redoks reaksiyonu (demir korozyonu, çürüme) ile yanma arasındaki fark, ikincisinin çok hızlı gerçekleşmesi ve ısının dağıldığından daha hızlı üretilmesidir. Bu, reaksiyon bölgesindeki sıcaklığın yüzlerce hatta binlerce derece artmasına, gözle görülür bir parıltıya ve alev oluşumuna yol açar. Esasında alevli yanma bu şekilde oluşur. Isı açığa çıkarsa ancak alev yoksa bu işleme yanma denir. Her iki işlemde de maddelerin tam veya eksik yanmasından oluşan bir aerosol meydana gelir. Bazı maddeler yandığında alevin görünmediğini ve ayrıca duman emisyonunun da olmadığını belirtmekte fayda var; bu tür maddeler hidrojen içerir. Çok hızlı reaksiyonlar (patlayıcı dönüşüm) de yanma kavramına dahil değildir.

Yanmanın meydana gelmesi için gerekli bir koşul, yanıcı bir maddenin, bir oksitleyicinin (yangında rolü havadaki oksijen tarafından oynanır) ve bir ateşleme kaynağının varlığıdır. Doğrudan yanma için yanıcı karışımın bileşimi, yanıcı malzemenin geometrisi ve sıcaklığı, basınç vb. açısından kritik koşulların mevcut olması gerekir. Yanma meydana geldikten sonra alevin kendisi veya reaksiyon bölgesi tutuşma kaynağı olarak hareket eder.

Örneğin metan, 500-700 K'de ısının metil alkol ve formik asite salınmasıyla oksijen tarafından oksitlenebilir. Ancak reaksiyonun devam etmesi için harici ısıtma nedeniyle ısının yenilenmesi gerekir. Bu yanma değil. Reaksiyon karışımı 1000 K'nin üzerindeki bir sıcaklığa ısıtıldığında metan oksidasyon hızı o kadar artar ki açığa çıkan ısı reaksiyonun devamı için yeterli hale gelir, harici ısı kaynağına olan ihtiyaç ortadan kalkar ve yanma başlar. Böylece yanma reaksiyonu bir kez meydana geldiğinde kendi kendini destekleyebilir. Bu, yanma sürecinin ana ayırt edici özelliğidir. İlgili başka bir özellik, bir kimyasal reaksiyon bölgesi olan alevin, reaksiyon karışımının doğası ve bileşiminin yanı sıra proses koşulları tarafından belirlenen bir hızda yanıcı bir ortam veya yanıcı malzeme içerisinde kendiliğinden yayılma yeteneğidir. Bu, yangın gelişiminin ana mekanizmasıdır.

Tipik bir yanma modeli, organik maddelerin veya karbonun atmosferik oksijenle oksidasyon reaksiyonuna dayanır. Yanmaya birçok fiziksel ve kimyasal süreç eşlik eder. Fizik, ısının bir sisteme aktarılmasıyla ilgilidir. Oksidasyon ve indirgeme reaksiyonları yanmanın doğasının kimyasal bir bileşenidir. Dolayısıyla yanma kavramından, başlangıç bileşiklerinin ayrışması, ürünlerin ayrışması ve iyonlaşması dahil olmak üzere çeşitli kimyasal dönüşümler ortaya çıkar.

Yanıcı bir madde veya malzemenin oksitleyici bir maddeyle kombinasyonu yanıcı bir ortam oluşturur. Yanıcı maddelerin bir ateşleme kaynağının etkisi altında ayrışması sonucunda bir gaz-buhar-hava reaksiyon karışımı oluşur. Bileşimi (yakıt ve oksitleyici bileşenlerin oranı) kimyasal reaksiyonun denklemine karşılık gelen yanıcı karışımlara stokiyometrik bileşim karışımları denir. Yangın açısından en tehlikeli olanlardır: Daha kolay tutuşurlar, daha yoğun yanarlar, maddenin tamamen yanmasını sağlarlar ve bunun sonucunda maksimum miktarda ısı açığa çıkarırlar.

Pirinç. 1. Difüzyon alevlerinin şekilleri

a – jet akımının yakılması, b – dökülen sıvının yakılması, c – orman çöpünün yakılması

Yanıcı madde miktarı ile oksitleyici hacminin oranına bağlı olarak, fakir ve zengin karışımlar ayırt edilir: zayıf karışımlar bol miktarda oksitleyici içerir, zengin karışımlar ise bol miktarda yanıcı malzeme içerir. Belirli bir yanıcı maddenin bir birim kütlesinin (haciminin) tamamen yanması için gereken minimum oksitleyici miktarı, kimyasal reaksiyon denklemi ile belirlenir. Oksijenin katılımıyla yanarken, çoğu yanıcı madde için gerekli (spesifik) hava akış hızı 4-15 m3 /kg aralığındadır. Maddelerin ve malzemelerin yanması, yalnızca havada belirli miktarda buhar veya gazlı ürün bulunduğunda ve ayrıca oksijen konsantrasyonu belirli bir sınırın altında olmadığında mümkündür.

Yani karton ve pamuk için kendi kendine sönme zaten 14 hacimde meydana geliyor. % oksijen ve polyester yün - 16 hacimde. %. Yanma sürecinde, diğer kimyasal işlemlerde olduğu gibi iki aşama gereklidir: reaktifler arasında moleküler temasın oluşturulması ve yakıt moleküllerinin oksitleyici ile reaksiyon ürünleri oluşturmak üzere etkileşimi. Başlangıç reaktiflerinin dönüşüm hızı difüzyon işlemleriyle belirleniyorsa; transfer hızı (yanıcı gazların ve oksijenin buharları, Fick'in difüzyon yasalarına uygun olarak konsantrasyon gradyanı nedeniyle reaksiyon bölgesine aktarılır), bu yanma moduna difüzyon denir. Şek. Şekil 1, difüzyon alevlerinin çeşitli biçimlerini göstermektedir. Difüzyon modunda yanma bölgesi bulanıklaşır ve içinde önemli miktarda eksik yanma ürünü oluşur. Yanma hızı yalnızca difüzyon hızından önemli ölçüde daha yüksek olan kimyasal reaksiyon hızına bağlıysa, yanma moduna kinetik denir. Daha yüksek yanma oranları ve tamlık ve bunun sonucunda da yüksek ısı salınım oranları ve alev sıcaklıkları ile karakterize edilir. Bu rejim yakıt ve oksitleyicinin önceden karıştırılmış karışımlarında meydana gelir. Dolayısıyla, kimyasal reaksiyon bölgesindeki reaktifler aynı (genellikle gaz) fazdaysa, bu tür yanmaya homojen denir; yakıt ve oksitleyici reaksiyon bölgesinde farklı fazlarda olduğunda buna heterojen denir. Sadece gazların değil aynı zamanda çoğu katının da yanması homojendir. Bu, reaksiyon bölgesinde yanan malzemelerin kendileri değil, buharları ve gaz halindeki ayrışma ürünleri olduğu gerçeğiyle açıklanmaktadır. Alevin varlığı homojen yanmanın bir işaretidir.

Heterojen yanmanın örnekleri, yüksek sıcaklıklarda bile katı halde kalan karbonun, karbonlu odun kalıntılarının ve uçucu olmayan metallerin yanmasıdır. Bu durumda kimyasal yanma reaksiyonu fazlar (katı ve gaz) arasındaki arayüzde meydana gelecektir. Yanmanın son ürünlerinin yalnızca oksitler değil aynı zamanda florürler, klorürler, nitrürler, sülfitler, karbürler vb. olabileceğini unutmayın.

Yanma işleminin özellikleri çeşitlidir. Aşağıdaki gruplara ayrılabilirler: Alevin şekli, boyutu ve yapısı; alev sıcaklığı, emisyonu; ısı salınımı ve kalorifik değer; sürdürülebilir yanmanın yanma hızı ve konsantrasyon sınırları vb.

Herkes, yanmanın, yanma ürününe eşlik eden bir parıltı ürettiğini bilir.

İki sistemi ele alalım:

gazlı sistem
yoğunlaştırılmış sistem

İlk durumda yanma meydana geldiğinde sürecin tamamı alevde gerçekleşecek, ikinci durumda ise reaksiyonların bir kısmı malzemenin kendisinde veya yüzeyinde meydana gelecektir. Yukarıda da bahsettiğimiz gibi alevsiz yanabilen gazlar vardır ancak katıları ele alırsak alevsiz yanabilen metal grupları da vardır.

Alevin yoğun dönüşümlerin meydana geldiği maksimum değere sahip kısmına alev cephesi denir.

Alev cephesinin yanıcı karışım boyunca hareketi için anahtar mekanizmalar olan ısı değişim süreçleri ve aktif parçacıkların yanma bölgesinden difüzyonu.

Alev yayılma hızı genellikle aşağıdakilere bölünür:

ses altı hızlarda (0,05-50 m/s) meydana gelen patlama (normal)
hız 500-3000 m/s'ye ulaştığında patlama.

Pirinç. 2. Laminer difüzyon alevi

Alevi oluşturan gaz akışının hızının niteliğine bağlı olarak laminer ve türbülanslı alevler ayırt edilir. Laminer bir alevde gazların hareketi farklı katmanlarda meydana gelir, tüm ısı ve kütle transferi işlemleri moleküler difüzyon ve konveksiyon yoluyla gerçekleşir. Türbülanslı alevlerde ısı ve kütle transferi işlemleri esas olarak makroskobik girdap hareketi nedeniyle gerçekleştirilir. Bir mum alevi, laminer difüzyon alevinin bir örneğidir (Şekil 2). 30 cm'den yüksek herhangi bir alev, görünür duman ve alev girdapları ile kendini gösteren rastgele gaz mekanik kararsızlığına zaten sahip olacaktır.

Pirinç. 3. Laminer akıştan türbülanslı akışa geçiş

Laminer bir akışın türbülanslı bir akışa geçişinin çok açık bir örneği, yaklaşık 30 cm yüksekliğe yükselen türbülans kazanan bir sigara dumanı akışıdır (Şekil 3).

Yangınlar sırasında alevler türbülanslı bir yayılma karakterine sahiptir. Alevdeki türbülansın varlığı ısı transferini arttırır ve karıştırma kimyasal prosesleri etkiler. Türbülanslı bir alevde yanma hızı da daha yüksektir. Bu olgu, küçük ölçekli alevlerin davranışının, daha fazla derinlik ve yüksekliğe sahip büyük ölçekli alevlere aktarılmasını zorlaştırır.

Havadaki maddelerin yanma sıcaklığının, atmosferik oksijen ortamındaki yanma sıcaklığından çok daha düşük olduğu deneysel olarak kanıtlanmıştır.

Havada sıcaklık 650 ila 3100 °C arasında dalgalanacak ve oksijende sıcaklık 500-800 °C artacaktır.

Yanma

Yanma- yanıcı bir karışımın bileşenlerini termal radyasyon, ışık ve radyant enerjinin açığa çıkmasıyla yanma ürünlerine dönüştürmenin karmaşık bir fiziksel ve kimyasal süreci. Yanmanın doğası hızla meydana gelen oksidasyon olarak tanımlanabilir.

Ses altı yanma (ateşleme), patlama ve patlamadan farklı olarak düşük hızlarda meydana gelir ve bir şok dalgasının oluşumuyla ilişkili değildir. Ses altı yanma, normal laminer ve türbülanslı alev yayılımını içerir ve ses üstü yanma, patlamayı içerir.

Yanma ikiye ayrılır termal Ve zincir. Çekirdekte termal Yanma, açığa çıkan ısının birikmesi nedeniyle aşamalı olarak kendi kendine hızlanma ile ilerleyebilen kimyasal bir reaksiyondur. Zincir Düşük basınçlarda bazı gaz fazı reaksiyonları durumunda yanma meydana gelir.

Yeterince büyük termal etkilere ve aktivasyon enerjilerine sahip tüm reaksiyonlar için termal kendiliğinden hızlanma koşulları sağlanabilir.
Yanma, kendiliğinden tutuşma sonucu kendiliğinden başlayabilir veya tutuşma ile başlatılabilir. Sabit dış koşullar altında sürekli yanma meydana gelebilir. sabit mod Prosesin ana karakteristikleri (reaksiyon hızı, ısı yayma gücü, sıcaklık ve ürünlerin bileşimi) zamanla değişmediğinde veya periyodik mod bu özellikler ortalama değerleri etrafında dalgalandığında. Reaksiyon hızının sıcaklığa doğrusal olmayan güçlü bağımlılığı nedeniyle yanma, dış koşullara oldukça duyarlıdır. Yanmanın bu aynı özelliği, aynı koşullar altında birkaç sabit modun varlığını belirler (histerezis etkisi).

Yanma süreci birkaç türe ayrılır: parlama, yanma, tutuşma, kendiliğinden yanma, kendiliğinden tutuşma, patlama ve patlama. Ayrıca özel yanma türleri de vardır: için için yanan ve soğuk alevli yanma. Flaş, bir ateşleme kaynağına doğrudan maruz kalmanın neden olduğu yanıcı ve yanıcı sıvıların buharlarının anında yanması işlemidir. Yanma, bir ateşleme kaynağının etkisi altında meydana gelen yanma olgusudur. Ateşleme, alevin ortaya çıkmasıyla birlikte çıkan bir yangındır. Aynı zamanda yanıcı maddenin kütlesinin geri kalanı nispeten soğuk kalır. Kendiliğinden yanma, bir maddedeki ekzotermik reaksiyonların oranında keskin bir artış meydana gelen ve bir ateşleme kaynağının yokluğunda yanmaya yol açan bir olgudur. Kendiliğinden yanma, alevin ortaya çıkmasıyla birlikte kendiliğinden yanmadır. Endüstriyel koşullar altında talaş ve yağlı bezler kendiliğinden tutuşabilir. Benzin ve gazyağı kendiliğinden tutuşabilir. Patlama, enerjinin salınması ve mekanik iş üretebilen sıkıştırılmış gazların oluşmasıyla birlikte bir maddenin hızlı bir kimyasal dönüşümüdür (patlayıcı yanma).

Alevsiz yanma

Geleneksel yanmanın aksine, oksitleyici alev ve indirgeyici alev bölgeleri gözlemlendiğinde alevsiz yanma için koşullar yaratmak mümkündür. Bir örnek, etanolün platin siyahı üzerinde oksidasyonu gibi, uygun bir katalizörün yüzeyindeki organik maddelerin katalitik oksidasyonudur.

Katı fazda yanma

Bunlar, inorganik ve organik tozların karışımlarındaki, gözle görülür gaz çıkışının eşlik etmediği ve yalnızca yoğunlaştırılmış ürünlerin üretimine yol açan otomatik dalga ekzotermik süreçlerdir. Gaz ve sıvı fazlar, kütle aktarımını sağlayan ancak yanma sistemini terk etmeyen ara maddeler olarak oluşur. Bu tür fazların oluşumunun kanıtlanmadığı (tantal-karbon) reaksiyona giren tozların bilinen örnekleri vardır.

"Gazsız yanma" ve "katı alevli yanma" gibi önemsiz terimler eşanlamlı olarak kullanılmaktadır.

Bu tür işlemlerin bir örneği, inorganik ve organik karışımlardaki SHS'dir (kendi kendine yayılan yüksek sıcaklıkta sentez).

için için yanan

Alevin oluşmadığı, yanma bölgesinin yavaşça malzemeye yayıldığı yanma türüdür. İçin için yanma tipik olarak yüksek hava içeriğine sahip veya oksitleyici maddelerle emprenye edilmiş gözenekli veya lifli malzemelerde meydana gelir.

Otojen yanma

Kendi kendini idame ettiren yanma. Terim atık yakma teknolojilerinde kullanılır. Atıkların otojen (kendi kendini idame ettiren) yanma olasılığı, balast bileşenlerinin maksimum içeriğine göre belirlenir: nem ve kül. İsveçli bilim adamı Tanner, uzun yıllara dayanan araştırmalara dayanarak, otojen yanmanın sınırlarını belirlemek için sınırlayıcı değerlere sahip bir üçgen diyagramı kullanmayı önerdi: %25'ten fazla yanıcı madde, %50'den az nem, %60'tan az kül.

Ayrıca bakınız

Notlar

Bağlantılar

Wikimedia Vakfı.

2010.:

Eş anlamlılar

Diğer sözlüklerde “Yanma” nın ne olduğunu görün: Bir maddenin dönüşümüne yoğun enerji salınımının, çevreyle ısı ve kütle alışverişinin eşlik ettiği fiziksel ve kimyasal bir süreç. Yanma, kendiliğinden tutuşma sonucu kendiliğinden başlayabilir veya başlatılabilir... ...

Büyük Ansiklopedik Sözlük YANAN, yanan, çok. hayır, bkz. (kitap). Ch.'ye göre eylem ve durum. yakmak. Gaz yanması. Zihinsel yanma. Ushakov'un açıklayıcı sözlüğü. D.N. Ushakov. 1935 1940...

Ushakov'un Açıklayıcı Sözlüğü Parıltı, oyun, coşku, ışıltı, oyun, kalkış, sevinç, canlandırıcı ruh, ışıltı, ışıltı, takıntı, ateş, tutku, pırıltı, ilham, ışıltı, ilham, tutku, lezzet, büyülenme, yanma, yükselme Sözlük... . ..

Eşanlamlılar sözlüğü Yanma - YANMA, yoğun ısı ve ısı salınımının ve çevreyle kütle transferinin eşlik ettiği kimyasal bir dönüşüm. Kendiliğinden (kendiliğinden yanma) veya tutuşma sonucu başlayabilir. Yanmanın karakteristik özelliği... ...

Resimli Ansiklopedik Sözlük Karmaşık kimya sistemdeki ısının birikmesi veya reaksiyon ürünlerinin katalize edilmesiyle ilişkili, aşamalı kendi kendine hızlanma koşulları altında meydana gelen bir reaksiyon. G. ile yüksek sıcaklıklara (birkaç bin K'ye kadar) ulaşılabilir ve bu durum sıklıkla meydana gelir... ...

Fiziksel ansiklopedi Bir maddenin dönüşümüne yoğun enerji salınımının ve çevreye ısı ve kütle transferinin eşlik ettiği fiziksel ve kimyasal bir süreç. kendiliğinden tutuşma sonucu kendiliğinden başlayabilir veya... ...

Acil durumlar sözlüğü

Yanma, yakıtın oksijenle oksidasyonunun, zamanla nispeten hızlı bir şekilde meydana gelen ve büyük miktarda ısı açığa çıkaran kimyasal bir reaksiyonudur.

Yanma işlemi sırasında yanma ürünleri yüksek sıcaklıklara ısıtılır.

Herhangi bir hidrokarbon gazının oksijenle yanmasına ilişkin genel denklem aşağıdaki gibidir: Nerede Ve M– sırasıyla moleküldeki karbon ve hidrojen atomlarının sayısı

Q– oksidasyon reaksiyonunun termal etkisi.

Tablo 3.1 ana yanıcı gazların oksijenle yanma reaksiyonlarını göstermektedir.

Yanıcı gazların oksijenle yanma reaksiyonları

Tablo 3.1

Tablo 3.1 en iyi bilinen yanıcı gazların oksijenle oksidasyon reaksiyonlarını göstermektedir. Bununla birlikte, gerçek koşullarda oksitleyici madde (oksijen) yanma bölgesine saf halde değil, havanın bir parçası olarak verilir. Havanın esas olarak iki kısımdan oluştuğu bilinmektedir: oksijen ve nitrojen. Havada ayrıca az miktarda karbondioksit CO2 ve ayrıca nadir gazlar bulunur. Havadaki önemsiz miktarlarını göz önünde bulundurarak onları ihmal ediyoruz.

Yani havanın hacmini %100 alırsak oksijen içeriği %21, nitrojen ise %79 olacaktır. Bu nedenle saat 1'de M 3 hava oksijeni 79/21 = 3,76 M 3 nitrojen veya 1 M 100/21'de bulunan 3 oksijen = 4,76 M 3 hava.

Yukarıdaki ilişkileri dikkate alarak hidrokarbonların hava ile yanmasına ilişkin genel denklemi yazabiliriz:

Tablo 3.2 yanıcı gazların hava ile yanması reaksiyonuna ilişkin denklemleri göstermektedir.

Tablo 3.1 ve 3.2'de verilen denklemlerin stokiyometrik olduğuna dikkat edilmelidir; Bu, teorik olarak gerekli miktarda oksitleyicinin yanıcı gaza sağlandığı yanıcı gaz ve oksitleyicinin (oksijen, hava) oranıdır. Bununla birlikte, gerçek koşullar altında gaz yakma uygulamasında, stokiyometrik denklemlerden elde edilenden biraz daha fazla oksitleyicinin bölgeye sağlanması gerekir. Bunun temel nedeni yanıcı gaz ile oksitleyicinin hatalı karışımıdır.

Yanıcı gazların hava ile yanma reaksiyonlarının denklemleri

Tablo 3.2

Oksitleyicinin (oksijen veya hava) gerçek tüketiminin teorik olarak gerekli olana oranına aşırı hava katsayısı denir ve belirlenir α , yani:

Herhangi bir hidrokarbon gazının oksijenle yanmasına ilişkin genel denklem aşağıdaki gibidir: V d– gerçek hava akışı;

V t– teorik olarak gerekli hava miktarı.

Tablo 3.3 teorik olarak gerekli oksitleyici miktarının (oksijen ve hava) değerlerini ve ayrıca 1'in yanması sırasında yanma ürünlerinin hacmini göstermektedir. M 3 gaz ve fazla hava katsayısı 1'e eşit ( A = 1).

Yanma sırasında teorik olarak gerekli oksitleyici miktarı ve yanma ürünlerinin hacmi 1 M 3'te α = 1

Tablo 3.3

Pratik hesaplamalarda bazen gazların kimyasal bileşimini bilmeyiz, yalnızca yanma ısısı bilinir. Tam yanma için gerekli olan teorik olarak gerekli hava miktarını belirlemek gerekir 1 M 3 gaz.

Bu durum için D.I.'nin ampirik bir formülü var. Mendeleev:

Herhangi bir hidrokarbon gazının oksijenle yanmasına ilişkin genel denklem aşağıdaki gibidir: Qn– gazın daha düşük kalorifik değeri, kJ/M 3 .

Çeşitli gazların oksijen ve hava ile yanma reaksiyonlarına ilişkin denklemler yalnızca yakıt ve oksitleyici arasındaki ilişkiyi yansıtır ve bu reaksiyonların mekanizmasını açıklamaz. Gerçek koşullarda yanma süreci çok daha karmaşıktır.

Gaz yanma reaksiyonunun kinetiğinin mekanizmasının modern teorisi, Sovyet bilim adamı, akademisyen N.N. Semenov. Teorisine göre, gaz-hava karışımının alevinde gaz yanmasının zincirleme reaksiyonları meydana gelir. Sonuç olarak, serbest radikal atomları şeklinde ara kararsız ürünler oluşur. N.N.'nin teorisine göre. Semenov'un hidrojenin oksijenle yanması reaksiyonu, iki molekül su oluşturmak için iki hidrojen molekülünü ve bir oksijen molekülünü birleştirme meselesi değildir. Bu iki gazın etkileşimi sırasında önce hidrojen ve oksijen atomları şeklinde ara maddeler oluşur, ayrıca serbest hidroksil radikalleri OH de oluşur.

Yanma sürecini başlatmak için yanıcı karışımı bir şekilde aktive etmek gerekir. Başka bir deyişle reaktiflerin büyük bir enerji kaynağına sahip olacağı koşulların yaratılması gereklidir. Bu enerji rezervi yanma işleminin gerçekleşmesi için gereklidir. Yukarıdaki enerji rezervi, gaz-hava karışımının tutuşma sıcaklığına kadar ısıtılmasıyla oluşturulabilir. Aktivasyon enerjisi olarak adlandırılan bu enerji, esas olarak reaktantlardaki mevcut moleküller arası bağları kırmak için gereklidir.

Yanma sürecinde eski bağların yok edilmesiyle birlikte sürekli olarak yeni bağlar oluşur. Yeni bağlar oluştuğunda önemli miktarda enerji açığa çıkarken, eski bağların kopmasına her zaman enerji harcaması eşlik eder. Yanma işlemi sırasında yeni bağların oluşumu sırasında açığa çıkan enerji, eski bağların kırılması için harcanan enerjiye kıyasla büyük önem taşıdığından, toplam termal etki pozitif kalır.

Hidrojenin oksijenle reaksiyonu en basit ve en çok çalışılan reaksiyondur. Bu nedenle bu dallanmış reaksiyona bir örnekle bakalım.

N.N.'nin teorisine göre. Semenov'a göre reaksiyonun ilk anında, aktivasyon enerjisi ve hidrojen ve oksijen moleküllerinin çarpışması sonucunda iki hidroksil radikali OH oluşur:

. (3.5)

Serbest hidrojen atomu H ise bir oksijen molekülüyle reaksiyona girer. Sonuç olarak, bir hidroksil radikali OH ve bir serbest oksijen atomu oluşur, yani:

. (3.7)

Radikal tekrar hidrojen ile kimyasal reaksiyona girebilir ve reaksiyon sonucunda su ve serbest hidrojen oluşturabilir ve oksijen atomu da bir hidrojen molekülü ile reaksiyona girebilir, bu da bir başkasının oluşumuna yol açacaktır. OH radikali ve bir hidrojen atomu H, yani:

. (3.8)

Hidrojenin oksijenle yanmasının zincir reaksiyonunun yukarıdaki mekanizması, bir OH radikalinin hidrojen atomlarıyla çoklu etkileşim olasılığını gösterir. Bu etkileşim sonucunda su molekülleri oluşur.

Bu nedenle serbest atomlar ve radikaller zincirleme reaksiyonun oluşmasında aktif merkezlerdir.

Zincir reaksiyonunun mekanizmasını açıklayan hidrojenin oksijenle yanma reaksiyonu şu şekilde yazılabilir:

H 2 O O + (H 2)…

OH + (H2) ® H + (O 2) ® OH + (H2)…

O + (H 2) ® OH + (H 2) ® H 2 O

H +(O 2) ® OH +H 2 ...

Karbon monoksitin oksijenle yanma mekanizması daha karmaşıktır. SSCB Bilimler Akademisi Kimyasal Fizik Enstitüsü'nden bilim adamlarına göre karbon monoksit kuru oksijenle reaksiyona girmiyor. Ayrıca karışıma az miktarda hidrojen veya nem eklenmesinin oksidasyon reaksiyonunun başlamasına yol açtığını da buldular. Sonuç olarak, aşağıdaki kimyasal reaksiyonlar dizisi meydana gelir:

H20® OH + H; (3.10)

OH + CO® C02 + H; (3.11)

H + O2® OH + O; (3.12)

CO + OH® CO2 + H; (3.13)

CO+O® CO2; (3.14)

H + O2 = OH + O (3.15)

Yukarıdaki kimyasal reaksiyonlardan da anlaşılacağı gibi, az miktarda nemin varlığı, yanma bölgesinde hidroksillerin ve serbest atomların oluşumuna yol açar. Daha önce belirtildiği gibi, hem hidroksil radikalleri hem de serbest atomlar, zincir reaksiyonunun oluşumunun başlatıcıları ve taşıyıcılarıdır.

Hidrokarbonların oksidasyonu için daha da karmaşık bir mekanizma. Hidrojen ve karbon monoksitin yanma mekanizmasıyla bazı benzerliklerin yanı sıra, hidrokarbonların yanma mekanizması da bir takım önemli farklılıklara sahiptir. Yanma ürünleri analiz edildiğinde bunların aldehitler ve esas olarak formaldehit (HCHO) içerdiği tespit edildi.

En basit örneği olan metan örneğini kullanarak hidrokarbon oksidasyon mekanizmasını ele alalım. Metanın oksidasyon mekanizması, her birinde aşağıdaki kimyasal reaksiyonların meydana geldiği dört aşamadan geçer:

İlk aşamada:

H + O2® OH + O; (3.16)

CH4 + OH® CH3 + H20; (3.17)

CH4 + O® CH2 + H20. (3.18)

İkinci aşamada:

CH3+02® HCHO + OH; (3.19)

CH2 + O2® HCHO + O; (3.20)

Üçüncü aşamada:

HCHO + OH® HCO + H20 (3.21)

HCHO + O ®СО + H20; (3.22)

HCO+ O2® CO + O + OH (3.23).

Dördüncü aşamada:

CO + O® CO2 (3.24)

Yanma, yüksek hızda meydana gelen, büyük miktarda ısının salınımı ve kural olarak alev dediğimiz parlak bir parıltının eşlik ettiği bir oksidasyon reaksiyonudur. Yanma süreci, kendi kendini hızlandıran bir reaksiyona sahip tüm ekzotermik süreçlerin yanma olarak kabul edildiği fiziksel kimya tarafından incelenir. Bu tür bir kendi kendine hızlanma, sıcaklıktaki bir artışa (yani termal bir mekanizmaya sahip) veya aktif parçacıkların birikmesine (difüzyon doğasına sahip) bağlı olarak meydana gelebilir.

Yanma reaksiyonunun açık bir özelliği vardır - başlangıç maddelerinin (yakıt) dönüşümünün çoğunun meydana geldiği, mekansal olarak sınırlı bir yüksek sıcaklık bölgesinin (alev) varlığı. Bu işleme büyük miktarda salınım eşlik eder. reaksiyonu başlatmak (bir alevin ortaya çıkması), ateşleme için belirli bir miktarda enerji harcamak gerekir, ardından süreç kendiliğinden gerçekleşir. Hızı, reaksiyona katılan maddelerin kimyasal özelliklerine ve yanma sırasındaki gaz dinamiği süreçlerine bağlıdır. Yanma reaksiyonunun belirli özellikleri vardır; bunlardan en önemlileri, karışımın kalorifik değeri ve teorik olarak ısı kaybını hesaba katmadan tam yanma sırasında elde edilebilecek sıcaklıktır (adyabatik olarak adlandırılır).

Homojen yanma en basit olanıdır, karışımın bileşimine ve moleküler termal iletkenliğine, sıcaklığa ve basınca bağlı olarak sabit bir hıza sahiptir.

Heterojen yanma hem doğada hem de yapay koşullarda en yaygın olanıdır. Hızı, yanma sürecinin özel koşullarına ve bileşenlerin fiziksel özelliklerine bağlıdır. Sıvı yakıtlar için yanma hızı, buharlaşma hızından ve katı yakıtlar için gazlaşma hızından büyük ölçüde etkilenir. Örneğin kömür yakarken süreç iki aşamadan oluşur. Bunlardan ilkinde (nispeten yavaş ısıtma durumunda), maddenin (kömür) uçucu bileşenleri açığa çıkar, ikincisinde kok kalıntısı yanar.

Gazların yanması (örneğin etanın yanması) kendine has özelliklere sahiptir. Gazlı bir ortamda alevler geniş bir mesafeye yayılabilir. Gaz içinde ses altı hızda hareket edebilir ve bu özellik yalnızca gaz ortamında değil, aynı zamanda bir oksitleyici ile karıştırılmış sıvı ve katı yanıcı parçacıkların ince dağılmış bir karışımında da doğaldır. Bu gibi durumlarda stabil yanmayı sağlamak için fırın cihazının özel bir tasarımı gereklidir.

Gazlı bir ortamda yanma reaksiyonunun neden olduğu sonuçlar iki türdür. Birincisi, gaz akışının türbülizasyonudur, bu da prosesin hızında keskin bir artışa yol açar. Akışta ortaya çıkan akustik rahatsızlıklar bir sonraki aşamaya yol açabilir - patlamaya yol açan bir karışımın ortaya çıkması. Yanmanın patlama aşamasına geçişi sadece gazın kendi özelliklerine değil aynı zamanda sistemin büyüklüğüne ve yayılma parametrelerine de bağlıdır.

Yakıtın yanması teknoloji ve endüstride kullanılmaktadır. Bu durumda asıl görev, belirli bir süre için maksimum yanma verimliliğine (yani ısı salınımının optimizasyonuna) ulaşmaktır. Yanma, örneğin madencilikte kullanılır - çeşitli minerallerin geliştirilmesine yönelik yöntemler, yanıcı bir işlemin kullanımına dayanır. Ancak bazı doğal ve jeolojik koşullarda yanma olayı ciddi tehlike oluşturan bir faktör haline gelebilmektedir. Örneğin asıl tehlike, turbanın kendiliğinden yanması sürecidir ve bu durum endojen yangınların ortaya çıkmasına neden olur.

Yürütme örnekleri s/p2

KİMYASAL TERMODİNAMİK. DENGE. KİNETİK.

GÖREV 1. Yakıtın yanma ısısı.

Bir gaz yakıt karışımımız var: %50 CH4 + %50 C4H10.

Toplam hacim V=1000 l=1m3.

1. Belirli bir yakıt karışımının gaz bileşenlerinin yanma reaksiyonlarının kimyasal denklemlerini yazın.

Metan yanma reaksiyonu:

CH4 (g) + 2O2 (g) ® CO2 (g) + 2H20 (l)

Bütanın yanma reaksiyonu:

C4H10 (g) + 13/2O2 (g) ® 4СО2 (g) + 5H20 (l).

Entalpi Δ R N 0 Bu kimyasal reaksiyonların 298'i gaz yakıtın yanma ısısıdır Δ N 0 sg.

2. Normal kabul edilen koşullar altında, belirli bir bileşime sahip belirli bir hacimdeki yakıt karışımının (% hacim) yakılmasıyla ne kadar ısı elde edilebileceğini hesaplayın.

Hess yasasını kullanarak gaz yakıtın yanma ısısını Δ hesaplıyoruz N 0 сг standart durumda ve 298 K, yanma reaksiyonuna katılan tüm maddelerin oluşum ısısının tablo verilerini (ek, tabloya bakın) kullanarak (Δ F N 0 298):

metan için

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 bütan için 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 .

Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = - (Δ N Gaz yakıtın özgül yanma ısısı Q T:

metan için

Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. sg. 1000/22,4), kJ/m3,

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

Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. burada 22,4 l/mol normal koşullardaki gazın molar hacmidir.

Gazların hacmi dikkate alınarak belirli bir yakıt karışımının yanması sırasında elde edilen toplam ısı miktarı:

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

35816. (1 . 0,5)+128461 . (1.0.5) =82138.5 kJ.

3. Verilen yakıt karışımından enerji açısından en verimli yakıtı seçin. Bu yakıtın özgül yanma ısısını hesaplayınız Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. , kJ/m 3 . 100 MJ ısı elde etmek için bu yakıtın minimum hacmini hesaplayın.

Bu yakıt karışımındaki enerji açısından en verimli yakıt, özgül yanma ısısı olan bütandır. Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol., C4H10 = 128461 kJ/m3.

100 MJ ısı elde etmek için yakılması gerekir:

V С4Н10 = Q/ Q (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol., C4H10 = 100000/128461 = 0,778 m3 = 778 l.

GÖREV 2. Kimyasal termodinamik.

1. Termal etkisi, belirli bir kimyasal reaksiyonun tüm reaktiflerinin oluşum ısısı olan reaksiyonların termokimyasal denklemlerini yazın.

Kimyasal bir reaksiyon için

CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g)

C maddesi (k) basit, 298 K'de ve 100 kPa basınçta kararlıdır, oluşum entalpisi D'dir. H 0 F , 298 , = 0.

Termal etkisi, belirli bir kimyasal reaksiyon CO2 (g) ve CO (g) reaktiflerinin oluşum ısısı olan reaksiyonların termokimyasal denklemleri:

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

(tabloya bakınız);

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

(tabloya bakınız).

2. Entalpi değerlerini hesaplayınD R H 0 298 , entropiD R S 0 298 . masa tüm reaktiflerin standart durumunda (s.s.) ve 298 K sıcaklıkta problem 1, 2)'ye. Reaksiyonun termal etkisi hakkında bir sonuç çıkarın.

Tablo verilerini kullanarak (tabloya bakınız), belirli bir kimyasal reaksiyonun reaktiflerinin durumunun standart durumda ve 298 K'de termodinamik fonksiyonlarını yazıyoruz.

Hess yasasını kullanarak entalpiyi Δ hesaplıyoruz R N 0 298, entropi ∆ R S 0 298 ve Gibbs enerjisi Δ R G 0 Standart durumda 298 kimyasal reaksiyon ve 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 - reaksiyon endotermiktir ve ısının emilmesiyle oluşur.

∆ 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 =

175,66J/K.

∆ R S 0 298 >0 – İlave miktarda gaz oluşması nedeniyle sistem daha düzensiz hale geldi.

3. Gibbs enerjisinin değerini hesaplayınD R G 0 298 Belirli bir kimyasal reaksiyon (madde 1). masa tüm reaktiflerin standart durumunda (s.s.) ve 298 K sıcaklıkta problem 1, 2)'ye. Bu reaksiyonun tüm reaktiflerin standart durumunda ve 298 K sıcaklıkta kendiliğinden hangi yönde ilerleyeceğini belirleyin.

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 – standart durumda ileri yönde kendiliğinden reaksiyon ve 298 K imkansızdır. Reaksiyon ters yönde ilerler.

4. Bağımlılığı dikkate almadan, tüm reaktiflerin standart durumunda doğrudan reaksiyonun kendiliğinden oluşmasının mümkün olduğu sıcaklık aralığını belirleyin. D R H 0 VeD R S 0 sıcaklık üzerinde. Reaksiyonun Gibbs enerjisini sıcaklığın bir fonksiyonu olarak çizin.D R G 0 = F (T ).

Standart durum altında kendiliğinden bir reaksiyonun olasılığı eşitsizlikle belirlenir ∆ R G 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. < 0.

Onlar. , Eğer

∆ R G 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = ∆ R H 0 298 +∆ R İle 0 P dT- T∆ R S 0 298 - T ∆ R İle 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 K.

Bağımlılık grafiği D R G 0 = F (T):

∆ R G 0 T

298 982 2300 T

Reaktiflerin mevcut olduğu sıcaklık aralıkları dikkate alındığında, standart durumda kendiliğinden reaksiyonun sıcaklık aralığı 982'dir.< T< 2300 К.

5. Gibbs enerjisinin değerini hesaplayınD R G 298 Kısmi gaz basınçlarının belirli değerlerinde kimyasal reaksiyon (madde 2). masa problem 1, 2) ve 298 K sıcaklık. Gazların kısmi basınçları standart duruma göre değiştiğinde 298 K'deki sürecin yönünün değişip değişmediğini belirleyin.

Herhangi bir sıcaklıkta ve gazların herhangi bir bağıl kısmi basıncında bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisinin hesaplanması, Van't Hoff izoterm denklemi kullanılarak gerçekleştirilir:

Δ R G T = ∆ R G 0 T + RT içinde .

Δ'yı hesaplayalım R G 298 K'de 298 ve gaz basınçları: R CO = 2. 10 3 Pa,

R CO2 = 8. 10 5 Pa.

Gazların bağıl kısmi basınçları:

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 2CO / R CO2) = 120,15 +8,31. 10-3. 298. içinde(0,02/8) =

Δ R G 298 >0 – verilen kısmi gaz basınçlarında ve 298 K'de ileri yönde kendiliğinden reaksiyon imkansızdır. Reaksiyon ters yönde ilerler.

6. Herhangi bir kaynak gazın kısmi basıncının (teorik olarak) nasıl değiştirileceğini belirleyin (R A veyaR İÇİNDE) 298 K'deki standart duruma ve kimyasal reaksiyonun diğer tüm bileşenlerinin standart kısmi basıncına kıyasla prosesin yönünü değiştirmek.

Standart durumda ve 298 K'da reaksiyon ters yönde kendiliğinden meydana gelebilir, çünkü Δ R G 0 298 >0.

İşlemin yönünü 298 K'deki standart duruma göre değiştirmek için, CO2'nin kısmi basıncını değiştirebilirsiniz (diğer tüm bileşenlerin durumu standarttır). İleri yönde kendiliğinden reaksiyonun koşulu Δ R G 298 < 0.

Van't Hoff izoterm denklemine göre:

Δ R G T = ∆ R G 0 T + RT içinde < 0

Δ R G 298 = 120.15 + 8.31. 10-3. 298 inç < 0

ln eşitsizliğinin çözümü < - 48,5и получаем: < 10 -21 .

Böylece, R CO< R CO2 ≈ 10 5 kez.

Böylece 298 K ve basınçtaki standart duruma göre sürecin yönünü değiştirmek R CO = 10 5 Pa, CO2'nin kısmi basıncını 10 5 kat artırmanız gerekir, yani. CO2'nin kısmi basıncı şöyle olmalıdır: R CO2 > 10 25 Pa.

Bu CO2 basıncında, belirli bir kimyasal reaksiyon 298 K'de kendiliğinden ileri yönde ilerleyebilir.

GÖREV 2. Kimyasal denge.

Kimyasal bir reaksiyon için

CO 2 (g) + C (k) « 2CO (g)

1. Gibbs enerjisini hesaplayınD R G 0 T ve denge sabitiİLE R Bu reaksiyonun standart durumdaki ve 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K sıcaklıklarındaki bağımlılığı dikkate alınarakD R H 0 T VeD R S 0 T Maddelerin sabit özgül ısı kapasitesinde sıcaklığa ilişkinİle R = yapı . Bağımlılık grafiğini çizin

İLE R = F (T ).

Sistemin ısı kapasitesindeki değişimi hesaplayalım (∆ R C 0 R= sabit):

∆ R İle 0 R = 2İle 0 R 298COg – İle 0 R 298Sk – İle 0 R 298СО2g =

2. (29.14)–8.54–37.41 =12.33 J/K.

Standart durumda ve verilen 298 K, 500 K, 800 K, 1000 K sıcaklıklarında, ∆ bağımlılığını dikkate alarak bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisini hesaplayalım. R H 0 T ve ∆ R S 0 T Maddelerin özgül ısı kapasitelerinin sabit olduğu dikkate alınarak sıcaklık üzerinde İle R , formüle göre:

∆ 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 İle 0 R (T - 298) –T . ∆ R İle 0 R In(T / 298).

∆ R G 0 298 =120,15 kJ;

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

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

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

Kimyasal denge için termodinamik koşul: ∆ R G (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. = 0.

Standart durumda bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisi

∆ R G 0 T denge sabiti ile ilgili İLE R orana göre:

∆ R G 0 T = - RT içinde İLE R

Değeri hesapladıktan ∆ R G 0 (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 kJ/mol. reaksiyon, denge sabitini hesaplayın İLE R formüle göre:

k P= ifade(- ∆G 0 T /RT) ,

Nerede R=8,31 J/mol. K evrensel gaz sabitidir.

k P, 298 = deneyim(- ∆G 0 T , 298 / R. 298) = exp(-120.15/8.31 .10 -3.298) = 8 . 10-22;

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

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

k P, 1000 = tecrübe(- ∆G 0 T , 1000 / R. 1000) = deneyim(3,16/8,31,10 -3,1000) = 1,46.

Sıcaklık arttıkça denge sabiti artar ve bu reaksiyonun endotermik termal etkisi ile açıklanır.

(Δ R N 0 T>0).

2. Kendiliğinden reaksiyon bölgesinden ileri yönde herhangi bir sıcaklığı seçin. Bu sıcaklıkta, gaz halindeki reaktiflerin başlangıç konsantrasyonları eşitse denge konsantrasyonlarını sırasıyla hesaplayın (bkz. paragraf 3, problem 1,2 tablosu).

Şu tarihte: T=1000 K reaksiyon kendiliğinden ileri yönde ilerler çünkü ∆ R G 0 1000 = - 3,16kJ<0, k P , 1000 = 1,46.

Sıcaklığı seçelim T=1000, gaz halindeki reaktiflerin denge konsantrasyonlarını hesaplamak için, eğer gazlı reaktifler CO2 ve CO'nun başlangıç konsantrasyonları eşitse: İle CO2 = 0,5 mol/l, İle CO =0.

Gazların bağıl denge kısmi basınçları cinsinden ifade edilen denge sabitleri için ifadeler ( R eşittir ) ve denge konsantrasyonları ( İle eşit) :

İLE R =
; İLE İle =