Горение - это сложный физико-химический процесс взаимодействия горючих компонентов топлива с окислителем, в частности, горение топлива - это реакция быстрого окисления его компонентов, сопровождающаяся интенсивным тепловыделением и резким повышением температуры.

Рассмотрим реакцию горения метана как основного компонента из числа составляющих природного газа:

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О.

Из уравнения этой реакции следует, что для окисления одной молекулы метана необходимы две молекулы кислорода, т.е. для полного сгорания 1 м 3 метана требуется 2 м 3 кислорода.

В качестве окислителя используется атмосферный воздух, который представляет собой сложную смесь веществ, в числе которых 21 об. % О 2 , 78 об. % N 2 и 1 об. % СО 2 , инертных газов и др. Для технических расчетов обычно принимают условный состав воздуха из двух компонентов: кислорода (21 об. %) и азота (79 об. %). С учетом такого состава воздуха для проведения любой реакции горения на воздухе для полного сжигания топлива потребуется воздуха по объему в 100/21 = 4,76 раза больше, чем кислорода.

Продуктами полного сгорания природного газа являются: диоксид углерода СО 2 , водяные пары Н 2 О, некоторое количество избыточного кислорода О 2 и азот N 2 . Избыточный кислород содержится в продуктах горения только в тех случаях, когда горение происходит с избытком воздуха, а азот в продуктах сгорания содержится всегда, так как является составной частью воздуха и не принимает участия в горении. Продуктами неполного сгорания газа являются: оксид углерода СО, несгоревшие водород Н 2 и метан СН 4 , тяжелые углеводороды С m Н n и сажа. Таким образом, чем больше в продуктах сгорания диоксида углерода СО 2 , тем меньше будет в них оксида углерода СО, т. е. тем полнее будет сгорание. Введено понятие максимально содержание СО 2 в продуктах сгорания – это количество СО 2 , которое можно было бы получить в сухих продуктах сгорания при полном сгорании газа без избытка воздуха.

Наиболее совершенный способ контроля поступления воздуха в топку и полноты его сгорания – анализ продуктов сгорания с помощью автоматических газоанализаторов. Газоанализаторы периодически отбирают пробу отходящих газов и определяют содержание в них диоксида углерода,а также сумму оксида углерода и несгоревшего водорода (СО + Н 2) в объемных процентах. Если показания по стрелке по шкале (СО + Н 2) равны 0, значит горение полное, и в продуктах сгорания нет (СО + Н 2). Если стрелка отклонилась от нуля вправо, то в продуктах сгорания есть (СО + Н 2), т.е. происходит неполное сгорание. На другой шкале стрелка газоанализаторы должна показывать максимальное содержание СО 2 max в продуктах сгорания. Полное сгорание происходит при максимальном проценте диоксида углерода и нулевом содержании (СО + Н 2).

Горение (́реакция)

(a. combustion, burning; н. Brennen, Verbrennung; ф. combustion; и. combustion ) - быстро протекающая реакция окисления, сопровождаемая выделением значит. кол-ва тепла; обычно сопровождается ярким свечением (пламенем). В большинстве случаев в качестве окислителя при Г. выступает , но возможны процессы Г. и при реакциях др. типов (Г. металлов в азоте, в галогенах). В физ. химии к Г. относят все экзотермич. хим. процессы, в к-рых существ. роль играет самоускорение реакции, вызванное повышением темп-ры (тепловой механизм) или накоплением активных частиц (диффузионный механизм).
Характерная особенность Г. - наличие пространственно ограниченной области высокой темп-ры (пламени), в к-рой происходит осн. часть хим. превращения исходных веществ в продукты сгорания и выделяется б.ч. тепла. Появление пламени вызывается поджиганием, на к-рое требуется затрата определённой энергии, но распространение пламени по системе, способной к Г., происходит самопроизвольно, со скоростью, зависящей от хим. свойств системы, физ. и газодинамич. процессов. Технически важные характеристики Г.: теплотворная способность горючей смеси и теоретич. (адиабатическая) темп-pa, к-рая была бы достигнута при полном сгорании горючего без теплопотерь.
Из всего многообразия процессов Г. обычно по агрегатному состоянию горючего и окислителя выделяют гомогенное Г. предварительно смешанных газов и парообразных горючих в газообразных окислителях, гетерогенное Г. (твёрдых и жидких горючих в газообразых окислителях) и Г. взрывчатых веществ и порохов (идущее без массообмена с окружающей средой).
Наиболее простым является гомогенное Г. смешанных газов. Скорость распространения ламинарного пламени по такой системе является физ.-хим. контстантой смеси, зависящей от состава смеси, давления, темп-ры и мол. теплопроводности.
Гетерогенное Г. - наиболее распространённый в природе и технике процесс. Его скорость определяется физ. свойствами системы и конкретными условиями сжигания. Для Г. жидких горючих большое значение имеет скорость их испарения, а для твёрдых - скорость газификации. Так, при Г. углей можно различить две стадии. На первой (при условии медленного нагрева) происходит выделение летучих компонентов угля, а на второй - догорание коксового остатка.
Распространение пламени по газу приводит к появлению движения газа на значит. расстоянии от фронта пламени. Если ширина зоны реакции мала, то пламя можно представить как газодинамич. разрыв, движущийся по газу с дозвуковой скоростью. Это возможно не только в случае гомогенной смеси, но и для достаточно мелкодисперсных жидких и твёрдых горючих, взвешенных в окислителе. Т. к. компонента скорости пламени, нормальная к его фронту, не зависит от скорости самого газа, то при стационарном Г. в потоке движущегося газа устанавливается вполне определённая форма пламени. Г. в таких условиях обеспечивается соответствующей конструкцией топочных устройств.
Движение газа, вызываемое появлением пламени, может быть как ламинарным, так и турбулентным. Турбулизация потока, как правило, приводит к резкому ускорению сгорания и появлению акустич. возмущений в потоке, приводящих в конечном итоге к появлению ударной , инициирующей детонацию газовой смеси. Возможность перехода Г. в детонацию определяется помимо свойств самого газа размерами и геометрией системы.
Процессы Г. топлива используются в технике, осн. задача сжигания топлива сводится к достижению макс. тепловыделения (полноты сгорания) за заданный период времени. В горн. деле на использовании процесса Г. основаны методы разработки п. и. (см. Внутрипластовое горение). В определённых горн.-геол. условиях самопроизвольно возникающее Г. (см. Самовозгорание угля, Самовозгорание торфа) может привести к возникновению Пожаров эндогенных. Л. Г. Болховитинов.

Горная энциклопедия. - М.: Советская энциклопедия . Под редакцией Е. А. Козловского . 1984-1991 .

Смотреть что такое "Горение (реакция)" в других словарях:

горение - 3.3 горение: Экзотермическая реакция окисления вещества, сопровождающаяся по крайней мере одним из трех факторов: пламенем, свечением, выделением дыма. Источник: ГОСТ Р 50588 2012: Пенообразователи для тушения пожаров. Общие технические… … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

Спички … Википедия

Сложная хим. реакция, протекающая в условиях прогрессивного самоускорения, связанного с накоплением в системе теплоты или катализирующих продуктов реакции. При Г. могут достигаться высокие (до неск. тыс. К) темп ры, причём часто возникает… … Физическая энциклопедия

Ядерные процессы Радиоактивный распад Альфа распад Бета распад Кластерный распад Двойной бета распад Электронный захват Двойной электронный захват Гамма излучение Внутренняя конверсия Изомерный переход Нейтронный распад Позитронный распад… … Википедия

Физико химический процесс, при котором превращение вещества сопровождается интенсивным выделением энергии и тепло массообменом с окружающей средой. может начаться самопроизвольно в результате самовоспламенения либо может быть инициировано… … Словарь черезвычайных ситуаций

горение - Экзотермическая реакция окисления вещества, сопровождающаяся по крайней мере одним из трех факторов: пламенем, свечением, выделением дыма. [СТ СЭВ 383 87] горение Экзотермическая реакция, протекающая в условиях ее прогрессивного самоускорения.… … Справочник технического переводчика

Физико химический процесс, при котором превращение вещества сопровождается интенсивным выделением энергии и тепло и массообменом с окружающей средой. Горение может начаться самопроизвольно в результате самовоспламенения либо быть инициированным… … Большой Энциклопедический словарь

- (фр. и англ. combustion, нем. Verbrennung; хим.). Принятоназывать Г. такие случаи взаимодействия с кислородом воздуха каких бы тони было тел, которые сопровождаются значительным выделением тепла, аиногда и света. В более общем смысле можно… … Энциклопедия Брокгауза и Ефрона

Горение - экзотермическая реакция окисления горючего вещества, сопровождающаяся, как правило, видимым электромагнитным излучением и выделением дыма. В основе Г. лежит взаимодействие горючего вещества с окислителем, чаще всего кислородом воздуха. Различают… … Российская энциклопедия по охране труда

ГОРЕНИЕ - сложное, быстро протекающее хим. превращение, сопровождающееся выделением теплоты и света. В узком смысле Г. реакция соединения вещества с кислородом, но Г. может происходить и без кислорода, напр. водород, сурьма и др. металлы горят в хлоре, а… … Большая политехническая энциклопедия

Горение – сложный физико-химический процесс, основу которого составляют химические реакции окислительно-восстановительного типа, приводящие к перераспределению валентных электронов между атомами взаимодействующих молекул.

Примеры реакций горения

метана : СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О;

ацетилена: С 2 Н 2 + 2,5О 2 = 2СО 2 + Н 2 О;

натрия: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;

водорода: Н 2 + Cl 2 = 2НCl, 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О;

тротила: С 6 Н 2 (NO 2) 3 CH 3 = 2,5H 2 O + 3,5CO + 3,5C +1,5N 2 .

Сущность окисления – отдача окисляющимся веществом валентных электронов окислителю, который, принимая электроны, восстанавливается, Сущность восстановления – присоединение восстанавливающимся веществом электронов восстановителя, который, отдавая электроны, окисляется. В результате передачи электронов изменяется структура внешнего (валентного) электронного уровня атома. Каждый атом при этом переходит в наиболее устойчивое в данных условиях состояние.

В химических процессах электроны могут полностью переходить из электронной оболочки атомов одного вещества (элемента) в оболочку атомов другого.

Так, при горении металлического натрия в хлоре атомы натрия отдают по одному электрону атомам хлора. При этом на внешнем электронном уровне атома натрия оказывается восемь электронов (устойчивая структура), а атом, лишившийся одного электрона, превращается в положительно заряженный ион. У атома хлора, получившего один электрон, внешний уровень заполняется восемью электронами, и атом превращается в отрицательно заряженный ион. В результате действия кулоновских электростатических сил происходит сближение разноименно заряженных ионов и образуется молекула хлорида натрия (ионная связь):

2Mg + O 2 = 2Mg 2+ O 2– .

Таким образом, горение магния (окисление) сопровождается переходом его электронов к кислороду. В других процессах электроны внешних оболочек двух разных атомов поступают как бы в общее пользование, стягивая тем самым атомы молекул (ковалентная или атомная связь):

.

И, наконец, один атом может отдавать в общее пользование свою пару электронов (молекулярная связь):

.

Выводы из положений современной теории окисления–восстановления:

1. Сущность окисления заключается в потере электронов атомами или ионами окисляющегося вещества, а сущность восстановления – в присоединении электронов к атомам или ионами восстанавливающегося вещества. Процесс, при котором вещество теряет электроны, называется окислением , а присоединение электронов – восстановление .

2. Окисление какого-либо вещества не может произойти без одновременного восстановления другого вещества. Например, при горении магния в кислороде или воздухе происходит окисление магния и одновременно – восстановление кислорода. При полном сгорании образуются продукты, неспособные к дальнейшему горению (СО 2 , Н 2 О, НСl и т.д.), при неполном – получившиеся продукты способны к дальнейшему горению (CO, H 2 S, HCN, NH 3 , альдегиды и т.д.). Схема: спирт – альдегид – кислота.

Тема 3. ХИМИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ГОРЕНИЯ.

3.1. Химизм реакций горения.

Как Вы уже уяснили, горением называется быстропротекающая хими-ческая реакция, сопровождающаяся выделением тепла и свечением (пламе-нем). Обычно – это экзотермическая окислительная реакция соединения го-рючего вещества с окислителем – кислородом воздуха.

Горючими веществами могут быть и газы, и жидкости, и твердые те-ла. Это Н 2 , СО, сера, фосфор, металлы, С m H n (углеводороды в виде газов, жидкостей и твердых веществ, т.е. органические вещества. Природными уг-леводородами, например, являются природный газ, нефть, уголь). В принци-пе, горючими могут все вещества, способные к окислению.

Окислителями служат: кислород, озон, галогены (F, Cl, Br, J), закись азота (NO 2), аммиачная селитра (NH 4 NO 3) и др. У металлов окислителями могут быть также СО 2 , Н 2 О, N 2 .

В некоторых случаях горение возникает при реакциях разложения ве-ществ, полученных в эндотермических процессах. Например, при распаде ацетилена:

С 2 Н 2 = 2С + Н 2 .

Экзотермические реакции – это реакции, проходящие с выделением тепла.

Эндотермические реакции – это реакции, проходящие с поглощением тепла.

Например:

2Н 2 +О 2 = 2Н 2 О+Q – экзотермическая реакция,

2Н 2 О+Q=2Н 2 +О 2 – эндотермическая реакция,

где: Q – тепловая энергия.

Таким образом, эндотермические реакции могут протекать только с внесением внешней тепловой энергии, т.е. при нагреве.

В химических реакциях по закону сохранения масс вес веществ до ре-акции равен весу веществ, образованных после реакции. При уравнивании химических уравнений получаются стехиометрические составы.

Например, в реакции

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О

имеем 1 моль СН 4 + 2 моля О 2 = 1 моль СО 2 + 2 моля Н 2 О.

Количество молей перед формулами веществ называется стехиометри-ческими коэффициентами.

Учитывая понятия «молярный объем», «молярная концентрация», «парциальное давление», получаем, что для полного реагирования метана надо смешать 1 моль СН 4 с 2 молями О 2 , или 1/3= 33,3% СН 4 и 2/3=66,7% О 2 . Такой состав и называется стехиометрическим.

Если рассмотреть горение СН 4 в воздухе, т.е. в смеси 21% О 2 +79% N 2 или О 2 +79/21N 2 или О 2 +3,76N 2 , то реакция запишется так:

СН 4 +2О 2 +2×3,76N 2 =СО 2 +2Н 2 О+2×3,76N 2 .

1 моль СН 4 +2 моля О 2 +7,52 моля N 2 = 10,52 моля смеси О 2 , N 2 и СН 4 .

Тогда стехиометрический состав смеси будет:

(1/10,52)*100%=9,5% СН 4 ; (2/10,52)*100%=19,0% О 2 ;

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

Значит в наиболее горючей смеси вместо 100% (СН 4 +О 2) в реакции с кислородом будет 24% (СН 4 +О 2) в реакции с воздухом, т.е. тепла выделится значительно меньше.

Та же картина получится, если смешивать произвольные, нестехиомет-рические составы.

Например, в реакции 2СН 4 +2О 2 =СО 2 +2Н 2 О+СН 4 1 моль СН 4 не про-реагирует.

В реакции СН 4 +4О 2 =СО 2 +2Н 2 О+2О 2 2 моля О 2 не участвует в реак-ции, а играют роль балласта, требующие на свой нагрев какое-то количество тепла.

Таким образом, если сравнить реакции горения метана в кислороде и воздухе или в избытке СН 4 и О 2 , то ясно, что количество выделяемого тепла в первой реакции будет больше, чем в остальных, так как в них:

Меньше концентраций реагирующих веществ в общей смеси;

Часть тепла уйдет на нагрев балласта: азота, кислорода или метана.

Зададимся вопросами:

Какая же энергия может выделиться при реакции?

Отчего зависит количество теплоты, т.е. тепловой эффект ре-

Сколько нужно добавить тепловой энергии, чтобы протекла

эндотермическая реакция?

Для этого введено понятие теплосодержание вещества.

3.2.Теплосодержание веществ.

Откуда же взялась теплота в реакции горения метана? Значит она была скрыта в молекулах СН 4 и О 2 , а теперь высвободилась.

Приведем пример более простой реакции:

2Н 2 +О 2 =2Н 2 О+Q

Значит энергетический уровень стехиометрической смеси водорода с кислородом был выше, чем у продукта реакции Н 2 О и «лишняя» энергия вы-свободилась из вещества.

При обратной реакции электролиза воды, т.е. разложения воды с помо-щью электрической энергии, происходит перераспределение атомов в моле-куле воды с образованием водорода и кислорода. При этом теплосодержание Н 2 и О 2 повышается.

Таким образом, каждое вещество при его образовании получает или от-даст определенную энергию, и мера тепловой энергии, накапливаемой веще-ством при его образовании, называется теплосодержанием, или энтальпией .

В отличие от химии, в химической термодинамике теплота образования вещества обозначается не символом Q, а символом DН со знаком (+), если теплота поглощается химическим соединением, и со знаком (-), если теплота выделяется при реакции, то есть «уходит» из системы.

Стандартная теплота образования 1 моля вещества при давлении 101,3 кПа и температуре 298 К обозначается .

В справочниках даны теплоты образования соединений из про-стых веществ.

Например:

У СО 2 = - 393,5 кДж/моль

У Н 2 О газ = - 241,8 кДж/моль

Но у веществ, образующихся при эндотермических процессах, напри-мер, ацетилена С 2 Н 2 = +226,8 кДж/моль, при образовании атома водо-рода Н + по реакции Н 2 = Н + + Н + =+217,9 кДж/моль.

Для чистых веществ, состоящих из одного химического элемента в ус-тойчивой форме (Н 2 , О 2 , С, Na и др.) DН условно принята равной нулю.

Однако, если мы обсуждаем макроскопические свойства веществ, то выделяем несколько форм энергии: кинетическую, потенциальную, химиче-скую, электрическую, тепловую, ядерную энергии и механическую работу. А если рассматривать вопрос на молекулярном уровне, то эти формы энергии можно объяснить исходя лишь из двух форм – кинетической энергии движе-ния и потенциальной энергией покоя атомов и молекул.

При химических реакциях изменяются только молекулы. Атомы оста-ются неизменными. Энергия молекулы – это энергия связи ее атомов, нако-пленная в молекуле. Она определяется силами притяжения атомов друг к другу. Кроме того, существует потенциальная энергия притяжения молекул друг к другу. В газах она мала, в жидкостях больше и еще больше в твердых телах.

Каждый атом обладает энергией, часть которой связана с электронами, а часть – с ядром. Электроны обладают кинетической энергией вращения во-круг ядра и потенциальной электрической энергией притяжения друг к другу и отталкивания друг от друга.

Сумма этих форм молекулярной энергии и составляет теплосодержание молекулы.

Если просуммировать теплосодержание 6,02×10 23 молекул вещества, то получим молярное теплосодержание этого вещества.

Почему теплосодержание одноэлементных веществ (молекул одного элемента) взято за ноль, можно пояснить следующим образом.

DН химического элемента, то есть энергия его образования, связана с внутриядерными процессами. Ядерная энергия связана с силами взаимодей-ствия внутриядерных частиц и превращением одного химического элемента в другой при ядерных реакциях. Например, реакция распада урана:

или проще: U+n®Ba+Kr+3n.

где: n ’ o – нейтронная частица с массой 1 и нулевым зарядом.

Уран захватывает нейтрон, в результате чего расщепляется (распадает-ся) на два новых элемента – барий и криптон – с образованием 3 х нейтронов, и выделяется ядерная энергия.

Следует сказать, что с ядерными реакциями связаны в миллионы раз большие изменения энергии, чем при химических реакциях. Так, энергия распада урана составляет 4,5×10 9 ккал/моль×урана. Это в 10 млн. раз больше, чем при сгорании одного моля угля.

В химических реакциях атомы не изменяются, а изменяются молекулы. Поэтому энергия образования атомов химиками не учитывается, и DН одно-элементных газовых молекул и атомов чистых веществ принята равной нулю.

Приведенная реакция распада урана – это классический пример цепной реакции. Теорию цепного механизма реакции горения мы будем рассматри-вать позднее. А вот откуда берется нейтрон и что заставляет его реагировать с ураном – это связано с так называемой энергией активации, которую рас-смотрим чуть позднее.

3.3. Тепловой эффект реакции.

То, что в каждом индивидуальном веществе заключено определенное количество энергии, служит объяснением тепловых эффектов химических реакций.

По закону Гесса: Тепловой эффект химической реакции зависит только от природы начальных и конечных продуктов и не зависит от числа проме-жуточных реакций перехода от одного состояния к другому.

Следствие 1 этого закона: Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования конечных продуктов и суммой теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов при форму-лах этих веществ в уравнении реакции.

Например, в реакции 2Н 2 +О 2 =2Н 2 О±DН.

; ; .

В итоге общее уравнение реакции будет выглядеть так:

2Н 2 +О 2 =2Н 2 О – 582 кДж/моль.

И если DН со знаком (-), то реакция экзотермическая.

Следствие 2 . По закону Лавуазье-Лапласа тепловой эффект разложе-ния химического соединения равен и противоположен по знаку тепловому эффекту его образования.

Тогда реакция разложения воды будет:

2Н 2 О=2Н 2 +О 2 +582 кДж/моль, т.е. эта реакция эндотермическая.

Пример более сложной реакции:

СН 4 +2О 2 =СО 2 +2Н 2 О.

Тогда реакция запишется так:

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О – 742,3 кДж/моль, значит реакция экзотермиче-ская.

3.4. Кинетические основы газовых реакций.

По закону действующих масс скорость реакции при постоянной темпе-ратуре пропорциональна концентрации реагирующих веществ или, как гово-рят, «действующих масс».

Скоростью химической реакции (υ ) принято считать количество веще-ства, реагирующего в единицу времени (d t ) в единице объема (dV ).

Рассмотрим реакцию, протекающую по уравнению:

А + В = С + Д.

Поскольку скорость реакции характеризует уменьшение во времени концентрации реагирующих веществ и увеличение концентрации продуктов реакции, то можно записать:

, (3.1)

где минусы при производных говорят о направлении изменения концентра-ции компонентов, а в квадратных скобках указаны концентрации компонен-тов.

Тогда прямая необратимая реакция при Т = const протекает со скоро-стью:

, (3.2)

где: k – константа скорости химической реакции. Она не зависит от концентрации компонентов, а изменяется только с температурой.

По закону действующих масс концентрации компонентов реакции вхо-дят в кинетическое уравнение в степени, равной стехиометрическому коэф-фициенту этого компонента.

Так, для реакции

аА + bB = cC + dД

Кинетическое уравнение имеет вид:

Показатели степеней a, b, c, d принято называть порядками реакции по компонентам А, В, С, Д, а сумму показателей – общим порядком реакции.

Например, реакции типа

А ® bB + cC – I порядка,

2А = bB + cC – II порядка,

А + B = cC + dД – III порядка.

Поскольку концентрации всех реагирующих компонентов связаны ме-жду собой стехиометрическими уравнениями, то простейшие кинетические уравнения I порядка являются дифференциальными уравнениями I порядка с одной независимой переменной – концентрацией – и могут быть проинтегри-рованы.

Простейшим кинетическим уравнением является уравнение I порядка типа

для которого . (3.4)

Обозначим через концентрацию компонента А до начала реакции и, проинтегрировав уравнение при граничном условии t=0, [А]=[А 0 ], получа-ем:

Или [A]=×e - kt . (3.5)

Таким образом, зависимость скорости реакции от концентрации ве-ществ имеет экспоненциальный характер.

Кинетическая энергия газов объясняет это так. По гипотезе Аррениуса реакция между молекулами проходит лишь в том случае, если они являются активными, т.е. обладают избыточной энергией, достаточной для разрыва межатомных связей, так называемой энергией активации Е А.

Т.е. скорость химической реакции зависит не от количества столкнове-ний всех молекул, а только активированных.

По закону Больцмана, число активных молекул

n A = n о * e - E / RT , (3.6)

где: Е – энергия активации,

Т – температура газовой смеси,

n о – общее число молекул.

Тогда и число эффективных соударений, совпадающее со скоростью реакции, равно:

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

где: Z 0 – общее число соударений молекул.

1) скорость реакции пропорциональна концентрации активных моле-кул, число которых зависит от температуры и давления в смеси, так как дав-ление и есть количество молекул, сталкивающихся с какой-либо поверхно-стью;

2) реакция возможна лишь в том случае, если взаимодействующие мо-лекулы получают определенный запас энергии, достаточный для разрыва или ослабления межатомных связей. Активация заключается в переходе молекул в такое состояние, в котором возможно химическое превращение.

Чаще всего процесс активации идет путем образования промежуточных неустойчивых, но высокоактивных соединений атомов.

Таким образом, не только для протекания эндотермических процессов нужен внешний подвод энергии, но и для экзотермических. Чтобы произош-ла экзотермическая реакция, надо сообщить ей какой-то импульс тепловой энергии. Например, для протекания реакции горения в смеси водорода с ки-слородом, надо ее поджечь.

Минимальное количество тепловой энергии, необходимое для «запус-ка» химической реакции, называется энергией активации.

3.5. Энергия активации реакции.

Для объяснения данного явления часто пользуются следующим приме-ром (рис. 9):

На площадке лежит шар. Площадка расположена перед горкой. Поэто-му шар мог бы скатиться сам вниз, если бы не горка. Но для самопроизволь-ного спуска его надо поднять на вершину горки. При этом освободится не только энергия подъема на горку, но и энергия спуска вниз.

Рис. 9. Схема активирования реакции.

Рассмотрим две реакции:

1) Н 2 +О 2 =Н 2 О-

2) Н 2 О=Н 2 +О 2 +

Как видно из рисунка, Е 2 =+Е 1 ;

В общем, при любой реакции

.

И от разности Е 1 и Е 2 , которые всегда положительные, зависит знак те-плового эффекта.

Таким образом, энергия активации – это энергия, необходимая для пре-вращения реагирующих веществ в состояние активного комплекса (разрыв межатомных связей, сближение молекул, накопление энергии в молекуле…).

С повышением температуры газов резко увеличивается доля активных молекул (е -Е/ RT), а значит скорость реакции по экспоненциальной зависимо-сти. Эту зависимость можно проиллюстрировать следующим образом:

Рис. 10. Зависимость скорости реак-ции от температуры: 1 – скорость 1-ой реакции, 2 – скорость 2-ой реак-ции.

Как видно из рисунка 10, скорость первой реакции меньше скорости второй реакции, а энергия активации 1-ой реакции больше, чем Е второй. И при одинаковой температуре Т 2 υ 2 > υ 1 . Чем больше энергия активации, тем выше температура, необходимая для достижения данной скорости реакции.

Причина этого в том, что когда Е больше, то существующие межатом-ные связи в молекулах реагирующих компонентов сильнее, и нужно больше энергии на преодоление этих сил. При этом доля активных молекул соответ-ственно меньше.

Из сказанного видно, что величина энергии активации является важ-нейшей характеристикой химического процесса. Она определяет высоту энергетического барьера, преодоление которого представляет собой условие протекание реакции. С другой стороны, она характеризует скорость реакции от температуры, т.е. чем выше энергия активации, тем выше температура для достижения заданной реакции.

3.6. Катализ.

Кроме повышения температуры и концентрации веществ, для ускоре-ния химической реакции используют катализаторы , т.е. вещества, которые вводятся в реагирующую смесь, но не расходуются при реакции, а ускоряют ее путем снижения энергии активации.

Процесс увеличения скорости реакции с помощью катализаторов назы-вается катализом .

Катализаторы участвуют в промежуточных реакциях по созданию ак-тивированного комплекса за счет ослабления связей в молекулах исходных веществ, их разложения, адсорбции молекул на поверхности катализатора, либо ввода активных частиц катализатора.

Характер участия катализатора можно пояснить следующей схемой:

Реакция без катализатора: А + В = АВ.

С катализатором Х: А + Х = АХ ® АХ + В = АВ + Х.

Приведем картинку, подобно представленной на рис. 9.

Рис. 11. Схема действия ката-лизатора: Е б.кат и Е с кат – энер-гии активации реакции без ка-тализатора и с катализатором соответственно.

При вводе катализатора (рис. 11) реакция может протекать по иному пути с меньшим энергетическим барьером. Этот путь соответствует новому механизму реакции через образование другого активированного комплекса. И новый более низкий энергетический барьер может преодолеть большее число частиц, что и приводит к увеличению скорости реакции.

Следует отметить, что энергия активации обратной реакции понижает-ся на такую же величину, как и энергия активации прямой реакции, т.е. обе реакции ускоряются одинаково, и катализаторы не инициируют реакцию, они только ускорят реакцию, которая может происходить в их отсутствии, но значительно медленнее.

Катализаторами могут стать промежуточные продукты реакции, тогда эта реакция называется автокаталитической. Так, если скорость обычных ре-акций снижается по мере расходования реагирующих веществ, то реакция горения из-за автокатализа самоускоряется и является автокаталитической.

Наиболее часто в качестве катализаторов используются твердые веще-ства, которые адсорбируют молекулы реагирующих веществ. При адсорбции ослабляются связи в реагирующих молекулах, и таким образом облегчается реакция между ними.

Что же такое адсорбция?

3.7. Адсорбция.

Адсорбция – поверхностное поглощение какого-либо вещества из га-зообразной среды или раствора поверхностным слоем другого вещества – жидкости или твердого тела.

Например, адсорбция токсичных газов на поверхности активированно-го угля, используемого в противогазах.

Различают физическую и химическую адсорбцию.

При физической адсорбции захваченные частицы сохраняют свои свойства, а при химической – образуются химические соединения адсорбата с адсорбентом.

Процесс адсорбции сопровождается выделением теплоты. У физической адсорбции она незначительна (1-5 ккал/моль), у химической – значительно больше (10-100 ккал/моль). Тем самым могут ускоряться химические реакции при катализе.

Для процессов горения и взрыва можно привести следующие примеры:

1. Температура самовоспламенения смеси Н 2 +О 2 равна 500 0 С. В при-сутствии палладиевого катализатора она снижается до 100 0 С.

2. Процессы самовозгорания угля начинаются с химической адсорбции кислорода на поверхности угольных частиц.

3. При работах с чистым кислородом на одежде хорошо адсорбируется кислород (физическая адсорбция). И при наличии искры или пламени одежда легко вспыхивает.

4. Кислород хорошо адсорбируется и абсорбируется техническими мас-лами с образованием взрывчатой смеси. Смесь взрывается самопроизвольно, без источника зажигания (химическая абсорбция).

Горение – одно из интереснейших и жизненно необходимых для людей явлений природы. Горение является полезным для человека до тех пор, пока оно не выходит из подчинения его разумной воле. В противном случае оно может привести к пожару. Пожар - это неконтролируемое горение, причиняющее материальный ущерб, вред жизни и здоровью граждан, интересам общества и государства. Для предотвращения пожара и его ликвидации необходимы знания о процессе горения.

Горение – это химическая реакция окисления, сопровождающаяся выделением тепла. Для возникновения горения необходимо наличие горючего вещества, окислителя и источника зажигания.

Горючее вещество – это всякое твёрдое, жидкое или газообразное вещество, способное окисляться с выделением тепла.

Окислителями могут быть хлор, фтор, бром, йод, окислы азота и другие вещества. В большинстве случаев при пожаре окисление горючих веществ происходит кислородом воздуха.

Источник зажигания обеспечивает энергетическое воздействие на горючее вещество и окислитель, приводящее к возникновению горения. Источники зажигания принято делить на открытые (светящиеся) – молния, пламя, искры, накалённые предметы, световое излучение; и скрытые (несветящиеся) – тепло химических реакций, микробиологические процессы, адиабатическое сжатие, трение, удары и т. п. Они имеют различную температуру пламени и нагрева. Всякий источник зажигания должен иметь достаточный запас теплоты или энергии, передаваемой реагирующим веществам. Поэтому на процесс возникновения горения влияет и продолжительность воздействия источника зажигания. После начала процесса горения оно поддерживается тепловым излучением из его зоны.

Горючее вещество и окислитель образуют горючую систему , которая может быть химически неоднородной или однородной. В химически неоднородной системе горючее вещество и окислитель не перемешаны и имеют поверхность раздела (твёрдые и жидкие горючие вещества, струи горючих газов и паров, поступающих в воздух). При горении таких систем кислород воздуха непрерывно диффундирует сквозь продукты горения к горючему веществу и затем вступает в химическую реакцию. Такое горение называется диффузионным . Скорость диффузионного горения невелика, так как она замедляется процессом диффузии. Если горючее вещество в газообразном, парообразном или пылеобразном состоянии уже перемешано с воздухом (до поджигания его), то такая горючая система является однородной и процесс её горения зависит только от скорости химической реакции. В этом случае горение протекает быстро и называется кинетическим .

Горение может быть полным и неполным. Полное горение происходит в том случае, когда кислород поступает в зону горения в достаточном количестве. Если кислорода недостаточно для окисления всех продуктов, участвующих в реакции, происходит неполное горение. К продуктам полного горения относятся углекислый и сернистый газы, пары воды, азот, которые не способны к дальнейшему окислению и горению. Продукты неполного горения – окись углерода, сажа и продукты разложения вещества под действием тепла. В большинстве случаев горение сопровождается возникновением интенсивного светового излучения – пламенем.

Различают ряд видов возникновения горения: вспышка, возгорание, воспламенение, самовозгорание, самовоспламенение, взрыв.

Вспышка – это быстрое сгорание горючей смеси без образования повышенного давления газов. Количества тепла, которое образуется при вспышке, недостаточно для продолжения горения.

Возгорание – это возникновение горения под воздействием источника зажигания.

Воспламенение – возгорание, сопровождающееся появлением пламени. При этом вся остальная масса горючего вещества остаётся относительно холодной.

Самовозгорание – явление резкого увеличения скорости экзотермических реакций окисления в веществе, приводящее к возникновению его горения при отсутствии внешнего источника зажигания. В зависимости от внутренних причин процессы самовозгорания делятся на химические, микробиологические и тепловые. Химическое самовозгорание происходит от воздействия на вещества кислорода воздуха, воды или от взаимодействия веществ. Самовозгораются промасленные тряпки, спецодежда, вата и даже металлическая стружка. Причиной самовозгорания промасленных волокнистых материалов является распределение жировых веществ тонким слоем на их поверхности и поглощение кислорода из воздуха. Окисление масла сопровождается выделением тепла. Если образуется тепла больше, чем теплопотери в окружающую среду, то возможно возникновение горения без всякого подвода тепла. Некоторые вещества самовозгораются при взаимодействии с водой. К ним относятся калий, натрий, карбид кальция и карбиды щелочных металлов. Кальций загорается при взаимодействии с горячей водой. Окись кальция (негашеная известь) при взаимодействии с небольшим количеством воды сильно разогревается и может воспламенить соприкасающиеся с ней горючие материалы (например, дерево). Некоторые вещества самовозгораются при смешивании с другими. К ним относятся в первую очередь сильные окислители (хлор, бром, фтор, йод), которые, контактируя с некоторыми органическими веществами, вызывают их самовозгорание. Ацетилен, водород, метан, этилен, скипидар под действием хлора самовозгораются на свету. Азотная кислота, также являясь сильным окислителем, может вызывать самовозгорание древесной стружки, соломы, хлопка. Микробиологическое самовозгорание заключается в том, что при соответствующей влажности и температуре в растительных продуктах, торфе интенсифицируется жизнедеятельность микроорганизмов. При этом повышается температура и может возникнуть процесс горения. Тепловое самовозгорание происходит в результате продолжительного действия незначительного источника тепла. При этом вещества разлагаются и в результате усиления окислительных процессов самонагреваются. Полувысыхающие растительные масла (подсолнечное, хлопковое и др.), касторовая олифа, скипидарные лаки, краски и грунтовки, древесина и ДВП, кровельный картон, нитролинолеум и некоторые другие материалы и вещества могут самовозгораться при температуре окружающей среды 80 - 100 ?С.

Самовоспламенение - это самовозгорание, сопровождающееся появлением пламени. Самовоспламеняться могут твёрдые и жидкие вещества, пары, газы и пыли в смеси с воздухом.

Взрыв (взрывное горение) - это чрезвычайно быстрое горение, которое сопровождается выделением большого количества энергии и образованием сжатых газов, способных производить механические разрушения.

Виды горения характеризуются температурными параметрами, основными из них являются следующие. Температура вспышки – это наименьшая температура горючего вещества, при которой над его поверхностью образуются пары или газы, способные кратковременно вспыхнуть в воздухе от источника зажигания. Однако скорость образования паров или газов ещё недостаточна для продолжения горения. Температура воспламенения – это наименьшая температура горючего вещества, при которой оно выделяет горючие пары или газы с такой скоростью, что после воспламенения их от источника зажигания возникает устойчивое горение. Температура самовоспламенения – это самая низкая температура вещества, при которой происходит резкое увеличение скорости экзотермических реакций, заканчивающееся воспламенением. Температура самовоспламенения у исследованных твёрдых горючих материалов и веществ 30 – 670 °С. Самую низкую температуру самовоспламенения имеет белый фосфор, самую высокую - магний. У большинства пород древесины эта температура равна 330 – 470 ?С.

Конспект по безопасности жизнедеятельности