Kemija procesov zgorevanja. Energija eksplozije

Energija eksplozije

Glavne prednosti eksploziva pred drugimi viri energije so kompaktnost, prenosljivost in dejstvo, da se sproščanje energije lahko zgodi v kratkih časih, kar omogoča razvoj ogromne moči. Torej, z eksplozijo sferičnega naboja z maso 1 kg in gostoto 1,65 g / cm3, ki je izdelana iz močnega eksplozivnega - heksogena, vzbujenega (sproženega) v sredini, je hitrost širjenja eksplozivne transformacije skozi snov (detonacija) 8300 m / s. Pot r   (polmer naboja), ki bo prešel detonacijo, je določen iz enakosti

kjer Gup -   masa in gostota naboja.

Čas izvedbe procesa je τ = r / D (D   - hitrost detonacije).

Moč N   (kJ / e), ki se je razvil med eksplozijo, je mogoče oceniti, saj vemo, kolikšna je količina sproščene toplote q   z eksplozivno transformacijo 1 kg RDX:

Za RDX q   = 5420 kJ / kg. Izračunana moč je precenjena, saj ni bil upoštevan čas, v katerem se širijo plini, ki opravljajo delo. Opozoriti je treba, da presega zmogljivost največjih elektrarn na svetu. Eksplozivi, ki so sposobni tako hitre transformacije, se imenujejo peskanje.

Razstreljevalni eksplozivi oddajajo eksplozivne snovi, ki se praktično ne uporabljajo samostojno in se uporabljajo samo za pripravo eksplozivov. Sredstva za peskanje (kapice za razstreljevanje, eksplozivne kartuše, varovalke, detonacijske vrvice itd.) So združena v posebno podskupino. Razstreliva, smodnik in eksplozivi sestavljajo skupino eksplozivnih snovi. Tako pri detonaciji kot tudi pri izgorevanju med žganjem so dodatni pogoji za pretvorbo eksplozivov v pline: za topove - ustaljeno zgorevanje pri različnih tlakih, za peskanje eksplozivov - izjemno visoka stopnja širjenja transformacije po snovi.

Vendar pa eksplozivi niso sposobni le hitrih transformacij. Če prižgete majhno količino eksploziva s konvencionalnimi sredstvi in ​​pustite, da gorijo pod atmosferskimi pogoji, ne da bi ovirali odvajanje plinov, bo zgorevanje potekalo počasi in mirno. Način uničenja neuporabnih eksplozivov s sežigom temelji na tem, s kvalificirano izvedbo, je varno in priročno. V primeru nepravilnega zgorevanja lahko nastanejo okoliščine, pri katerih se zgorevanje spontano spremeni v detonacijo s hitrejšo pretvorbo eksplozivov v pline.

Kaj je eksplozija? Eksplozija se nanaša na fizikalno ali kemično preoblikovanje snovi, v kateri njena energija hitro preide v energijo stiskanja in gibanja same snovi ali produktov njene transformacije in okolja.   Energija eksplozije je lahko drugačna. Sproščanje kemične, električne, jedrske, termonuklearne, toplotne, kinetične energije, elastične energije kompresije lahko spremljajo eksplozivni procesi. Na primer, pri metodi električnega iskrenja pri uničevanju materialov se uporabljajo mikroeksplozije, katerih vir energije je električna razelektritev, in nosilec energije so proizvodi izhlapevanja in razgradnje ali pa preprosto segrevanje medija, v katerem se izvaja izpust. Eksplozija, ki jo povzroči uničenje jeklenk s stisnjenim plinom, parni kotli, visokotlačne posode, lahko poteka tudi pri visoki hitrosti in povzroči resno škodo okolju.

Vendar pa je glavni pomen uporabe potencialne kemične energije, ki v mnogih snoveh pod določenimi pogoji (kot posledica kemijske reakcije) lahko hitro preide v energijo stisnjenih plinov. Snovi, ki so sposobne za takšne transformacije, se imenujejo eksplozivne, eksplozijsko kemične. V prihodnosti bomo pod eksplozijo, brez posebnih zadržkov, razumeli le kemično eksplozijo, in vse obravnavane procese pripisujemo procesom, ki se pojavljajo med kemično eksplozijo.

Eksplozijo lahko označimo s količino sproščene energije. Ker je ta proces včasih določen s parametri opreme (npr. Za pnevmatske radiatorje - s prostornino komore in tlakom stisnjenega zraka), moramo biti sposobni določiti njeno energijo. Za pnevmatski radiator je enak PV /(k   - 1), kjer R   - tlak stisnjenega plina; V -   volumen komore; k -   korekcijski faktor (za zrak) k   = 1,4), za radiator z električnim praznjenjem - UC2/2,   kjer S   - zmogljivost U - napetosti. Energijo kemičnih eksplozivov najpogosteje določa toplota eksplozije v kilojoulih na kilogram. Seveda primerjava virov vključuje prenos energije iz ene enote v drugo (kalorij na džul itd.).

V povezavi z obravnavo eksplozije se bomo dotaknili procesa, do neke mere nasprotnega od njega, impulzije, ki se začne uporabljati v tehnologiji. Z eksplozijo eksplozivnega naboja energijski nivo omogoča pline zaradi raztezanja, da opravijo dela na zunanjem okolju. Pri impulzih ima snov okolja, ki obdaja vir, višji tlak kot pri samem viru, pri odstranjevanju ločilne ovire pa je mogoče hiteti znotraj vira. Takšen postopek lahko povzroči motnje v valovih. Najenostavnejši primer impulzije je žarnica električne žarnice (izpraznjena), ki je v zraku razbita. Višji je tlak medija, več energije se lahko sprosti, ko se votlina zlomi. V globokih vodnjakih postane pomembna tudi v majhnih votlinah. Podoben pojav opažamo tudi med podvodno eksplozijo, ko se prekomerno razširjeni eksplozivni produkti sesedejo pod vplivom hidrostatskega tlaka. Pri potresnem se to zabeleži kot drugi učinek eksplozije, ki nastane v rezervoarju, z zadostno globino polnjenja.

Kemična eksplozija   - samo-razmnoževalno kemično preoblikovanje snovi, ki poteka pri visoki hitrosti, pridobivanje toplote in tvorjenje plinov, stisnjenih pod visokim pritiskom. Detonacija je poseben primer eksplozije, ki se izvede s konstantno največjo hitrostjo za dano snov.

Najprej je treba oceniti energijo (količino toplote), ki se sprosti med eksplozijo. Reakcije so dveh vrst - z sproščanjem toplote (eksotermno) in z absorpcijo (endotermno). Toplota nastajanja molekul - spojin iz atomov (toplota nastanka slednje je nič) - lahko bodisi negativna (potrebno je dodatno energijo porabiti za tvorbo iz elementov) kot tudi pozitivna. Izpust toplote iz eksplozivov je običajno posledica reakcije med vnetljivimi sestavinami in oksidacijskim sredstvom (kisikom), ki je njegov del. Če je eksploziv posamezna kemična spojina, potem bodo v molekuli različne skupine, če so pomešane, so različne snovi, ki sestavljajo mešanico. Njihovo razmerje določa kisikovo ravnotežje snovi. Ko kisik ne zadostuje za popolno oksidacijo gorljive komponente eksploziva, je ravnovesje negativno. Pri snoveh s pozitivnim kisikovim ravnotežjem del kisika v eksploziji ostane neuporabljen in neproduktivno izgubljen. Lastnosti kompozitnih eksplozivov se lahko spremenijo z izbiro ustreznih oksidantov in vnetljivih snovi.

Ravnotežje kisika je opredeljeno kot pomanjkanje ali presežek (v gramih) kisika, potrebnega za oksidacijo, ali 100 g eksploziva, ki ostane med oksidacijo. Za tetranitrometo C (2O2) 4 je enak: +49, amonijev nitrat ΝΟH4ΝΟ3 - +20, trotyl C7H5N3O6 - -74, heksogen (СH2N2) 3 - -21,6. Največja negativna kisikova bilanca, po definiciji, je za vodik (-794), maksimalno pozitivno za kisik (+100).

Primer eksploziva z negativnim kisikovim ravnotežjem je trotyl, skupni eksploziv. Njegovo kemijsko ime je trinitrotoluen, najdemo imena tol, TNT. Kot je razvidno iz strukturne formule, so gorljive sestavine - atomi vodika in ogljika in oksidant - kisik, ki je del nitro skupine (NO2), v molekuli TNT še niso povezani:

Na podlagi formule snovi lahko določite, v katero smer se bo reakcija nadaljevala v njem, kateri izdelki se lahko oblikujejo v tem primeru. Za TNT je reakcija eksplozivne razgradnje naslednja: \\ t

Sestava izdelkov je odvisna od pogojev eksplozije in njihovega končnega stanja (stopnja raztezanja). Mnogi eksplozivni sistemi so prvi, ki uresničujejo reakcije, za katere je značilna največja sproščanje energije. Tako v snovi, ki ima formulo CaH4McOd, z relativno majhnim pomanjkanjem kisika [ d< (2a + b / 2)] najprej vodik reagira s kisikom kot najbolj ugodnim, saj se med tvorbo H2O sprosti 255 kJ na enoto kisika in 187 kJ / v času nastajanja CO2 (toplota tvorbe CO2 je 379 kJ / mol).

Pristop k izračunu toplote transformacije eksplozivov, v kateri se beležijo tisti možni reakcijski produkti, katerih tvorba zagotavlja največji toplotni učinek, se imenuje načelo maksimalnega delovanja. Izračun v določeni meri idealizira proces in daje največjo natančnost za sisteme s pozitivnim ali z rahlo negativnim kisikovim ravnotežjem. Dejansko sestava eksplozivnih proizvodov (PT) običajno ne ustreza temu izračunu. Slednje je posledica dejstva, da se interakcija nadaljuje še nekaj časa po eksploziji in da se vzpostavi ravnotežje med produkti reakcij z pozitivnimi in negativnimi toplotnimi učinki. Primeri slednjih so reakcije

Za približne izračune sistemov z negativnim kisikovim ravnotežjem lahko uporabite Le Chatelierjevo metodo, ki temelji na načelu največje prostornine, in če so prostornine enake, potem ima prednost reakcija z velikim sproščanjem toplote. Metoda je najbolj veljavna za določanje končnega stanja eksplozivnih izdelkov. Prevladujoča reakcija je oksidacija ogljika v CO. Če je kisik premalo osvetljen, se enakomerno porabi za dodatno oksidacijo CO in H2. Reakcija razgradnje RDX v tem primeru je zapisana kot:

Natančnejši izračun sestave eksplozivnih produktov se izvede ob upoštevanju kinetike in pogojev reakcij. Točnost teh izračunov ni vedno zadostna zaradi pomanjkanja zanesljivih informacij o stanju snovi pri visokih temperaturah in tlakih. Podatke o toploti in o sestavi eksplozivnih produktov dobimo tudi eksperimentalno, za kar smo razvili in uspešno uporabili posebne metode raziskovanja eksplozije.

Kot smo že omenili, je za eksplozijsko energijo značilna toplota eksplozivne transformacije eksplozivov. Poznavanje toplote nastajanja predhodnikov in produktov eksplozije in uporaba Hessovega zakona (toplotni učinek procesa ni odvisen od transformacijske poti, ampak od začetnega in končnega stanja snovi), lahko izračunamo toploto in številne druge parametre eksplozije. Taki izračuni se lahko pojavijo tudi v praksi geofizičnega inženirja, saj se uporabljajo mešani eksplozivi in ​​smodnik, ki se bodo uporabljali v vedno večjih količinah.

Izračunamo poceni eksplozivno mešanico tipa Idanit iz granuliranega amonijevega nitrata s tekočim gorivom. Za lažje izračunavanje, namesto naftnih proizvodov, ki se uporabljajo - sončno olje ali kerozin, ki so mešanica snovi - vzemite benzen (C6H6). Upoštevajte primer, ko je eksplozivna zmes določena z navedbo sestavin in kisikove bilance. Da je mešanica benzena in amonijevega nitrata v kisiku enaka -10, v nasprotnem primeru ji bo manjkalo 10 g kisika, da se popolnoma oksidira 100 g zmesi. Za začetek bomo določili, kakšno sestavo bi morala imeti mešanica, da bi zadostila nalogi.

Da bi poenostavili rešitev, si predstavljamo, da so naši eksplozivi sestavljeni iz dveh delov - ene od komponent (v tem primeru goriva, ker je ravnovesje negativno), vzeto v količini, ki zagotavlja želeno ravnovesje, in zmesi določenih snovi z ničelnim ravnotežjem kisika (včasih imenovano) stehiometrično). Če taki zmesi dodamo izračunani količini goriva, s čimer se skupna teža poveča na 100 g, dobimo kompozicijo z dano kisikovo ravnotežje.

Dosledno izvajati izračune.

O oksidaciji molekule benzena (molekulska masa je 78)

potrebovali bomo 15 atomov kisika. V skladu s tem je količina benzena x1, katerega oksidacija zahteva 10 g kisika, dobimo iz razmerja "benzen - kisik je potrebno":

Dodajanje te količine (100 - x1) g mešanico ničelne bilance kisika, dobimo zmes danega sestavka.

Obrnimo se na izračun vsebine sestavin v 96,75 g stehiometrične zmesi. V oksidatorju določite presežek kisika. Solina razpade in sprosti kisik:

poleg tega 80 g oksidacijskega sredstva (molekulska masa amonijevega nitrata 80) sprosti 16 g kisika. Reakcija med benzenom in amonijevim nitratom v mešanici ravnotežja brez kisika je zapisana kot

Potem dobimo razmerje:

Zato je v 96,75 g zmesi 5,85 g benzena in 90,85 g amonijevega nitrata. Tako bo končna sestava zmesi z danim kisikovim ravnotežjem in sestava eksplozijskih produktov, izračunana v skladu z načelom maksimalnega delovanja,:

Ne da bi uporabili izračun, je bilo mogoče takoj zabeležiti vsebnost prostega ogljika v eksplozijskih izdelkih, saj bo prav njegova prisotnost določala negativno kisikovo ravnotežje mešanice. Ker je za popolno oksidacijo 12 g ogljika potrebno 32 g kisika, lahko 10 g kisika oksidira g ogljika ali del molekule ogljika. Te ugotovitve so dobre za preverjanje pravilnosti izračunov.

Za pripravo take mešanice je zelo preprosta: pravo količino nitrata je treba mešati z benzenom. Z začetnimi komponentami in poznavanjem sestave eksplozivnih izdelkov je enostavno izračunati toploto eksplozije sistema. Toploto nastajanja začetnih komponent in produktov eksplozije najdemo v ustreznih imenikih. Tako je za 1 mol benzena (v kJ / mol) -39,1, amonijev nitrat - +410,8, CO2 - +444,2, H2O - +271,7.

Toplotni učinek eksplozije Qx naboj v problemu lahko določimo iz enačbe

(4.29)

To bo 374 kJ / 100 g mešanice ali 3740 kJ / kg.

Obliko nastalih plinastih produktov (v litrih) lahko izračunamo iz reakcijske enačbe tako, da število molov plina pomnožimo z 22,4 (volumen molekule gramov). To bi seveda moralo upoštevati stanje snovi. Torej, ogljik (temperatura sublimacije nad 3700 ° C pri normalnem atmosferskem tlaku) ne bo dala plinske faze, voda bo seveda para. Količina eksplozivnih produktov, ki se nanaša na normalne atmosferske pogoje, se imenuje količini.   V zgoraj opisanem problemu bo to približno 800 l / kg.

Če so toplota in sestava eksplozivnih proizvodov znani, potem je njihova temperatura Tsonce se lahko določi iz razmerja Tgor = = Q / Cvcr kjer Sv cp je povprečna toplotna zmogljivost eksplozivnih produktov (pri konstantni prostornini) za interval Τ 0–Τ dajatev Pomembno je omeniti, da je toplotna zmogljivost funkcija temperature.

Slednje uvaja nekatere (čisto tehnične) zaplete v izračun, saj je vrsta odvisnosti znana. Vendar pa je lažje uporabljati že pripravljene podatke o toplotni vsebnosti plinov pri različnih temperaturah (tabela 4.1).

Tabela 4.1

Sprememba vsebnosti toplote (notranja energija) nekaterih plinov (kJ / mol)

Glede na temperaturo in poznavanje sestave produktov eksplozije lahko najdete njihovo toplotno vsebino in jo primerjate s toploto eksplozije. Primerjava bo določila naravo napake pri izbiri temperature. Če ponovite postopek, vendar z drugačno (popravljeno) temperaturo, lahko uporabite metodo približevanja, da ugotovite temperaturo eksplozije.

Opozoriti je treba, da je energija, ki se sprosti med eksplozijo, razmeroma majhna: najmočnejši eksplozivi imajo eksplozijsko toploto 6500-6700 kJ / kg. Z eksplozijo 1 kg TNT se v zrak sprosti okoli 4000 kJ toplote, pri zgorevanju 1 kg dizelskega goriva pa približno 44.000 kJ. Ampak toplota zgorevanja 1 kg mešanice dizelskega goriva s kisikom bo le 10.000 kJ, in 1 kg mešanice dizelskega goriva in zraka - 2670 kJ. Večkrat je bilo poudarjeno, da je za eksplozijo poleg sproščanja energije značilno tudi nastajanje produktov, ki so v plinastem stanju pri temperaturah, ki se dosežejo med eksplozijo.

Čeprav je toplota reakcije termita

približno 2,3-krat večja od toplote eksplozivnega razkroja TNT, njegovo izgorevanje poteka mirno; nastali izdelki, tudi pri temperaturah, na katere se ogrevajo, ostanejo tekoči. Toda termit se mora namakati, saj se slika spreminja: toplota spremeni vodo v paro, pekoč občutek pa spremljajo eksplozivni procesi. Eksploziv v volumnu, ki ga zaseda naboj, eksplozija takoj nastala stisnjena na ogromne tlačne pline - reakcijske produkte, ki zagotavljajo realizacijo sproščene energije v obliki dela, ki ga opravljajo širijoči se plini.

Pri ustvarjanju eksploziva nas seveda zanima, da se z sto eksplozijami sprošča več energije in da se oblikujejo stisnjeni plini, ki lahko energijo realizirajo na pravi način. Včasih so te zahteve v nasprotju. Tako se lahko energija eksplozivne razgradnje poveča z izbiro ustreznega vnetljivega, zlasti vnosa kovin v sestavo eksploziva, na primer aluminija (toplota tvorbe A12O3 je 1599 kJ / mol). Izdelki iz oksidacije aluminija so trdne snovi. Dodajanje (do določene meje) aluminija nekaterim eksplozivnim mešanicam lahko poveča učinkovitost slednjih. Obstajajo eksplozivi s povečano toploto eksplozije, ki vsebujejo v svoji sestavi kovine. Kot smo že omenili, sestava produktov eksplozije ni odvisna samo od eksploziva, temveč tudi od pogojev eksplozije: načina iniciacije, velikosti in oblike naboja in lupine, pogojev okolja, v katerem se eksplozija dogaja. Če začetni proizvodi ostanejo konstantni in se sestava eksplozivnih izdelkov spremeni, se spremeni tudi toplotni učinek eksplozije, zato se za nekatere eksplozive podajajo različne vrednosti eksplozivnih vročin glede na pogoje, v katerih se izvaja. Kot primer v tabeli. 4.2 kaže (po R. Schmidtu) sestavo produktov eksplozije TNT (gostota 1,52), ko eksplozijo naboja vzburjajo šibki in močni iniciatorji.

Za preoblikovanje eksplozivov zaradi začetka hitre kemične reakcije, ki prehaja preko celotnega naboja, mora biti proces samorazširen. Da bi to dosegli, mora imeti kemijska reakcija ustrezne kinetične lastnosti, sproščanje energije pa mora nadomestiti neizogibne izgube. Hitrost reakcije, sposobnost samo-razmnoževanja, eksotermičnost, tvorba plina so tesno povezani in vplivajo drug na drugega in na meje eksplozivnega procesa.

Tabela 4.2

Sestava produktov eksplozije TNT

V zavihku. 4.3 prikazuje značilnosti številnih eksplozivov in prahov, ki jih uporablja industrija.

Tabela 4.3

Eksplozivne lastnosti nekaterih eksplozivov

Eksploziv v eksploziji sprosti energijo zaradi dejstva, da se majhna količina trdnega ali tekočega eksploziva spremeni v ogromno količino plinov, segretih na temperature tisoč stopinj. Za različne vrste eksplozivov je količina izpuščenih plinov na 1 kg eksplozivov, ki imajo začetni volumen največ 0,8-1 l, vrednost od 300 do 1000 l in več. Ob eksploziji vročih plinastih razkrojnih produktov eksplozivov se začnejo širiti, proizvajajo mehansko delo. Tako imajo eksplozivi rezervo latentne kemične energije, ki se sprosti med eksplozijo. Vendar pa ne samo eksplozivi imajo latentno energijo, ampak, na primer, bencin, premog, drva in druge gorljive snovi. Ta energija vnetljivih snovi se lahko sprosti med izgorevanjem. Zakaj se za namene uničenja in metanja uporabljajo eksplozivi in ​​smodnik namesto, na primer, bencina? Znano je, da je 1 kg energije bencina 10-krat več kot 1 kg TNT in 12-krat več kot brezdimni piroksilin v prahu. Toda eksplozivni naboj in naboj smodnika z veliko hitrostjo se spremenita v pline, bencin ali katero koli gorivo ne more goriti brez zadostnega zraka ali prostega kisika. Zgorevanje 1 kg bencina zahteva toliko kisika, kot ga vsebuje 15,5 kg zraka. Zato je treba toploto zgorevanja (energije) goriva šteti na 1 kg njene mešanice s kisikom, potrebnim za njegovo popolno izgorevanje. Pri tem izračunu je razlika v energiji zgorevanja mešanice bencina s kisikom in energija eksplozije eksplozivnega naboja enake količine nižja od zgoraj navedene, vendar je v tem primeru količina sproščene energije pri zgorevanju bencina večja: brezdimni prah - 2860 kJ / kg, trotyl - 4100 kJ / kg, mešanica bencina s kisikom - 11.000 kJ / kg. Posledično glavni razlog za njihovo uporabo za namene uničenja in metanja ni količina energije, ki jo vsebujejo eksplozivi in ​​smodnik. Glavni razlog ni v moči energije, temveč v njenem zelo hitrem sproščanju. Če pride do izgorevanja 1 kg bencina v avtomobilskem motorju (odvisno od moči motorja in obremenitve) v 10–60 min, 1 kg prahu izgore v polnilni komori topniške pištole za nekaj tisočink sekunde, eksplozija 1 kg TNT pa traja le 30 -40 stotink sekunde. Energija med eksplozijo se sprosti več deset milijonov krat hitreje kot pri zgorevanju goriv. To pojasnjuje ogromno moč eksplozije. Vendar je pravilneje izračunati moč eksplozije ne s časom detonacije celotnega naboja, vendar do takrat, ko proizvodi eksplozije presežejo normalno raven atmosferskega tlaka, se doseže takšna raven zaradi hitrega fotografiranja eksplozivnega procesa v nekaj milisekundah. V tem primeru je moč 1 kg TNT izražena kot več kot 1 MW. Toda tudi v resničnih razmerah te moči ni mogoče v celoti uresničiti zaradi njenega kratkega trajanja, masne inercije materiala, ki se prenaša ali uničuje, na katerem deluje, kakor tudi izgube zaradi ogrevanja okolja, pretiranega brušenja in širjenja, do preostale toplote v eksplozivnih izdelkov po njihovi končni širitvi in ​​neizogibnih kemičnih izgubah. Kot rezultat, koristno mehansko delo pogosto ne presega 1-2%, in pri eksploziji v trdnem mediju - 8-9% energije, ki jo vsebuje eksploziv. Vendar je zaradi velike količine potencialne energije, ki jo vsebujejo eksplozivi in ​​smodnik, nepogrešljive kljub nepopolni uporabi v eksploziji. Visoka moč je značilna za eksplozive in ko se uporabljajo za metanje izstrelkov. Moč praškastega nabojnika topniškega streliva velikega kalibra je 10 MW.

Prva kronološko (konec devetnajstega stoletja) je bila toplotna teorija, katere ustanovitelji so slikar Le Chatelier in Nusselt. Osnova te teorije je hipoteza van't Gough o temperaturni odvisnosti hitrosti kemijske reakcije. Pogoj za toplotno eksplozijo je prevlada vnosa toplote zaradi reakcijske energije nad odvajanjem toplote v okolje. V tem primeru sistem akumulira toploto, kar vodi do samosegrevanja in s tem do samo-pospeševanja reakcije.

Pojav v gorljivem oksidacijskem reakcijskem sistemu je najpogosteje povezan z ogrevanjem sistema z enim ali drugim virom vžiga. Ko se sistem za gorivo segreje, se energija molekul goriva in kisika poveča in, ko doseže določeno vrednost, se aktivirajo, tj. tvorijo se aktivni centri (radikali in atomi) s prostimi valencami, zaradi česar se molekule gorljive snovi zlahka združijo s kisikom iz zraka. A.N. Bach in C. Engler sta leta 1898 samostojno predlagala peroksidacijsko teorijo oksidacije, po kateri se pri segrevanju vnetljivega sistema aktivira kisik z razpadom ene vezi med atomi in aktivna molekula vstopi v spojino z vnetljivo snovjo, ne da bi se razgradila v atome in nastala. peroksidne spojine tipa: R1-OOR2 ali ROO-OH.

Vendar pa teorija peroksida ne more pojasniti nekaterih značilnih značilnosti oksidacijskega procesa, na primer ostrega učinka, včasih nepomembnih sledi nečistoč.

Hitrost kemijske reakcije, m / s, lahko izrazimo na podlagi Arrenijevega zakona z naslednjo enačbo:

, (1.12)

kjer je konstanta hitrosti reakcije (hitrost kemijske reakcije pri koncentracijah reagentov zmanjšana na enoto);

Koncentracija reagentov, mol / m3;

Stehiometrični koeficienti so določeni z razmerjem med koncentracijami začetnih reagentov v stehiometrični reakcijski enačbi;

Osnova naravnih logaritmov;

Univerzalna plinska konstanta, = 8,3 J / (mol) K);

  - temperatura, K.

Toplotna teorija samovžiga (imenovana tudi teorija toplotne eksplozije) temelji na primerjavi stopenj proizvodnje toplote med eksotermno oksidacijo in odvajanjem toplote iz reakcijske zmesi v steni posode, ki jo vsebuje. Stanje samovžiga se določi z enakostjo teh hitrosti. Temperatura stene posode, pri kateri se doseže ta enakost, se imenuje temperatura samovžiga. Začenši s to temperaturo (značilno v vsakem primeru za dane specifične pogoje - velikost in oblika plovila, termofizične lastnosti plina), pride do samosegrevanja, ki lahko privede do bliska (samovžig).

Ob upoštevanju zgoraj navedenega lahko za samosegrevanje v reaktivnem okolju zapišemo:

kjer je toplotna zmogljivost pri konstantni prostornini, J / K;

Gostota plina, kg / m 3;

Temperatura plina, K;

Čas, s;

Učinek reakcijske toplote, W;

Hitrost reakcije, m / s;

Površina reakcijske posode, m2;

Prostornina reakcijske posode, m3;

Koeficient prenosa toplote, W / (m 2 × K);

Temperatura stene posode, K.

DA Frank-Kamenetsky je predlagal merilo termičnega vžiga, ki temelji na kršitvi stacionarne temperature v jet-posodi z zadostno stopnjo sproščanja toplote:

, (1.14)

kjer je značilna velikost plovila, m;

Preksponencialni faktor;

Toplotna prevodnost mešanice plinov, W / (m × K);

Brezrazsežno merilo 3,3; 0,88 oz. 2 za sferične, ravninsko-vzporedne in cilindrične posode.

Merilo D.A. Frank-Kamenetsky je treba razumeti na naslednji način: če med zamenjavo vseh parametrov, ki določajo, dobimo vrednost, potem ne bo prišlo do vžiga, ko pride do vžiga. Iz enačbe merila sledi, da so toplotna reakcija in polmer posode, v kateri poteka reakcija, pomembni določujoči dejavniki eksplozije. Termična eksplozija je svetlejša, boljše so neenakosti:

Če so te neenakosti slabo izpolnjene, se toplotna eksplozija degenerira - hkrati z naraščanjem temperature pride do hitrega izgorevanja prvotne snovi, ki razmazuje eksplozijsko sliko.

Pojav zgorevanja je najpogosteje povezan z ogrevanjem vnetljivega sistema z enim ali drugim virom vžiga. Po teoriji akademika N.N. Semenov, proces oksidacije spremlja sproščanje toplote in pod določenimi pogoji se lahko pospeši. Ta proces samo-pospeševanja oksidacijske reakcije s prehodom v zgorevanje se imenuje samovžig.

V primeru toplotnega samovžiga se to zgodi zaradi presežka hitrosti sproščanja toplote nad stopnjo toplotnega odvajanja.

Upoštevajte postopek toplotnega vžiga, na primer gorljivega plina ali hlapov vnetljive tekočine z zrakom, ki se postavi v posodo z volumnom. S povečanjem temperature posode in gorljive mešanice se bo hitrost reakcije in toplota povečala. Odvisnost hitrosti sproščanja toplote od temperature J / s določa:

, (1.15)

kjer je toplota zgorevanja plina, J;

Prostornina gorljive zmesi, m 3;

Konstanta hitrosti reakcije;

Koncentracija reaktanta, kg / m3;

Odziv na naročilo;

Aktivacijska energija, j / mol;

Univerzalna plinska konstanta J / (mol · K);

Temperatura zmesi, K.

Sproščena toplota se prenese v gorljivo mešanico in se segreje. Takoj, ko temperatura mešanice preseže temperaturo sten posode, se bo začela odvajanje toplote skozi stene posode v enoti časa, sorazmerno s temperaturno razliko med mešanico in stenami posode in določena z razmerjem:

, (1.16)

kjer je - hitrost odvajanja toplote skozi stene plovila, j / s;

Koeficient prenosa toplote, J / (K · m 2 × s);

Površina sten posode, m 2;

Temperatura mešanice, K;

Temperatura sten posode, K

Slika 1.5 - Odvisnost proizvodnje toplote od temperature pri različnih tlakih

Na sliki 1.5 so krivulje 2, 3 in 4 prikazane odvisnosti proizvodnje toplote od temperature pri različnih tlakih in enaki sestavi zmesi. Pri konstantnih temperaturah posode in medija ter konstantni sestavi zmesi je količina toplote, ki se odstrani iz zgorevalne cone, označena z ravno črto 1. Ko se sestava zmesi spremeni, se bo hitrost toplotne izgube in s tem strmina ravne črte spremenila. Višji je tlak, več toplote nastane med reakcijo (krivulja 4). V pogojih, ki jih določa krivulja 2, se samovžig ne more zgoditi, ker je toplotna izguba (ravna črta 1) višja od toplote pri tem tlaku. Točka krivulje 3 s premico ustreza ravnotežju med sproščeno in odstranjeno toploto pri - minimalni temperaturi samovžiga danega gorljivega sistema pod danimi pogoji. Z majhno dobavo energije od zunaj je možen samovžig. Krivulja 4 opisuje pogoje, v katerih je samovžig neizogiben, saj se toplota sprosti bolj, kot se odstrani.

Analiza dane sheme, N.N. Semyonov je ugotovil odvisnost:

, (1.17)

kjer je najmanjši vžigni tlak, Pa;

Najnižja temperatura samovžiga, K;

Odziv na naročilo;

Konstanta, odvisno od sestave in drugih lastnosti mešanice.

Na podlagi te enačbe (1.17) lahko v teoretičnem smislu vnaprej določimo, ali je v teh specifičnih pogojih mogoče samovžig gorljive zmesi. Razmerje med minimalnim tlakom in temperaturo samovžiga je bilo potrjeno s številnimi poskusi in se izkazalo za koristno pri proučevanju procesov zgorevanja.

Veriga teorije izgorevanja

Že leta 1928 je N.N.Semenov podal idejo o možnosti obstoja v kemijskih sistemih dveh vrst eksplozij - verige in toplote.

Verižne reakcije so tiste, ki gredo skozi vrsto stopenj (skozi serijo vmesnih reakcij), v katerih nastajajo vmesne spojine s prostimi valencami, tako imenovani aktivni centri, ki so klice v naslednjih hitrih fazah procesa.

Koncept verižne reakcije se je prvič pojavil leta 1913, ko je nemški fizikalni kemik M. Bodenstein ugotovil, da ko je mešanica vodika s klorom osvetljena, se molekula klora, ki absorbira kvant svetlobne energije, razgradi v atome:

.

Klorov atomi takoj reagirajo z vodikom, kar povzroči eksplozijo zmesi. Aktivacija ene molekule klora bi povzročila nastanek dveh molekul:

.

Vendar pa poskusi kažejo, da to proizvede 100.000 molekul vodikovega klorida. To je mogoče pojasniti, če se domneva, da interakcija klora z vodikom proizvaja produkt, ki se ob vstopu v sekundarne reakcije oživi in ​​lahko nadaljuje reakcijo. Ta predpostavka ustreza naslednji reakcijski shemi: \\ t

I Primarna reakcija

IV

V skladu s to shemo aktiviranje ene molekule klora (I) povzroči nastanek dveh atomov klora - dveh aktivnih središč verižne reakcije. Vsak od atomov klora povzroči lastno verižno reakcijo, v kateri se aktivno središče stalno obnavlja (II, III). Tako se pod vplivom začetne reakcije (I) pojavijo zaporedne reakcije, ki tvorijo verigo (II, III, itd.). Število takih reakcij od trenutka začetka verige do njegove prekinitve imenujemo dolžina verige. Veriga se lahko zlomi pri trku atomov klora (IV) ali atomov vodika (V) in nastajanja molekul iz njih ali ob trku aktivnih središč s površino trdne snovi. To je tipična verižna reakcija brez vej. V njem vsako aktivno središče povzroči nastanek samo enega novega aktivnega središča, tako da se lahko reakcija nadaljuje, vendar se ne pospešuje.

V verigi razvejanosti vsak aktivni center povzroči nastanek dveh ali novejših aktivnih središč.

V skladu s teorijo verižnih reakcij se proces oksidacije začne z aktiviranjem gorljive snovi.

Praksa je pokazala, da lahko pride do vžiga v izotermičnih pogojih, tj. brez zvišanja temperature reakcijskega medija ("hladen" vžig mešanice). V tem primeru govorijo o verižni (izometrični) eksploziji.

Dve začetni komponenti: gorivo in oksidant, ki sta v relativno stabilnem molekularnem stanju, preden sta povezani z novimi, bolj stabilnimi produkti zgorevanja, sta podvrženi celotni verigi kompleksnih vmesnih transformacij, ki povzročajo nastanek nestabilnih produktov: atomov, radikalov, vzbujenih molekul z relativno velikimi. stopnja ionizacije (formaldehid, ogljikovodik in hidrokloridni radikali, atomski kisik in vodik).

Kondratyevu V.N. V plamenu različnih ogljikovodikov je bilo mogoče zaznati visoke koncentracije atomskega kisika (O), hidroksi kislinskega ostanka (OH), ogljikovodikovih radikalov (CH 3), ogljikovega monoksida (CO), formaldehida (CH 2 O) in drugih. in milijone-krat večji od njihovih ravnotežnih koncentracij med toplotno razgradnjo pri temperaturi plamena končnih reakcijskih produktov, na primer H20 → H + OH.

Rezultati teh opazovanj so privedli do zaključka, da se obravnavani atomi in radikali pojavljajo v reakcijskem plinu ne zaradi končne razgradnje produktov, temveč so vmesni produkti reakcije.

Tako verižni mehanizem vžiga temelji na celotni verigi kemičnih transformacij ene snovi v drugo, kar ima za posledico nastajanje v določenih vmesnih fazah kemično zelo nestabilnih produktov, ki se imenujejo aktivni centri, ki se med seboj in z molekulami začetnih snovi hitro reagirajo. Novi aktivni centri in končni proizvodi, na primer za metan-zrak mešanico H 2 O in CO 2.

Visoka reaktivnost radikalov in atomov je razložena z nizko aktivacijsko energijo njihovih reakcij, ki je blizu aktivacijske energije atomskih reakcij:

OH + H2 = H20 + H - 25 kJ / mol

SN 3 + S 3 N 6 - 12,5 kJ / mol

CH3 + C6H6 - 23,5 kJ / mol

H20 → H + OH

Kateri koli izmed pridobljenih aktivnih delcev (H ali OH) je izredno nestabilen in zato kemično aktiven, trči z molekulo izvirne snovi, razcepi se in tvori nove aktivne delce:

H + O2 = OH + O

OH + H2 = H20 + H

Nastali delci reakcije aktivnih delcev H in HE spet vstopijo v reakcije, delci O pa interakcijo z vodikom:

O + H2 = OH + H.

To pomeni, da zaradi reakcije med aktivnimi delci in molekulami izhodnih snovi nastajajo ne le končni produkti, temveč tudi novi aktivni delci. Aktivni delci, ki nastanejo kot rezultat reakcije, povzročijo nove faze kemijske transformacije, ki se pojavijo pred popolno porabo izhodnih snovi.

Takšne ponavljajoče se kemijske reakcije imenujemo verižne reakcije, aktivni delci, ki povzročajo nove verige transformacij, so aktivni centri.

Zgornji verižni proces izgorevanja vodika lahko predstavimo kot diagram (slika 1.6).

Slika 1.6 - Diagram verižnega gorenja vodika

Iz diagrama lahko vidimo, da le vodikovi (H) delci, ki so aktivni centri, povzročajo nove transformacijske verige. Istočasno pa se v vsaki povezavi verižnega procesa, kot posledica reakcije med aktivnim središčem H in kisikovo molekulo O 2, poleg končnega produkta H 2 O, oblikujejo 3 nova aktivna središča H, ki povzročajo nove transformacijske verige.

Takšna verižna reakcija, ki se pojavi s povečanjem aktivnih središč, se imenuje razvejana. Reakcija se razvije kot plaz in poteka z zelo visokimi stopnjami, ki veliko presegajo hitrost navadnih molekularnih reakcij.

Tipična reakcija z ne-verigo verigo je interakcija klora z vodikom. Aktivna središča te reakcije so izmenični atomi klora in vodika. Ko reagira klorov atom, nastane en vodikov atom, tako kot ko reagira vodikov atom, nastane en atom klora. Zato se lahko reakcija nadaljuje, vendar ne pospešuje.

Dobro znano dejstvo, da se fotokemična reakcija klora z vodikom še vedno konča z eksplozijo (samovžig), je posledica dejstva, da pri dovolj visoki hitrosti verižne reakcije, toplotno izločanje presega toplotni odvod, zaradi česar se mešanica zelo segreje in nastanejo pogoji za toplotno samovžig.

Če pride do razvejane verižne reakcije, ki je značilna za ogljikovodike, se lahko koncentracija aktivnih središč poveča ne glede na začetne pogoje in če hitrost tvorjenja aktivnih središč med razvejanjem preseže hitrost loma verige, se pojavi samozaposlitveni proces, ki povzroči vžig.

Teorija verižnih reakcij nam je omogočila, da smo razložili številne značilnosti procesov zgorevanja (močan vpliv nečistoč, meje samovžiga s pritiskom, katalizo in zaviranje tlaka itd.), Kar ni mogoče pojasniti s toplotno teorijo. Mehanizem nastanka in razvoja realnih požarov in eksplozij je zaznamovan s kombiniranim verižnim toplotnim procesom. Začenši z verižnim načinom, se oksidacijska reakcija zaradi njene eksotermnosti še naprej pospešuje s termalno potjo. Zato se bodo kritični (omejevalni) pogoji za nastanek in razvoj zgorevanja določili s toplotno energijo in pogoji izmenjave toplote v reakcijskem sistemu z okoljem.

Mnogi kemijski procesi temeljijo na kemijskih verižnih reakcijah. Takšni postopki vključujejo na primer polimerizacijske procese, ki so osnova za proizvodnjo sintetičnih kavčukov, plastičnih mas, polimernih vlaken in mnogih drugih izdelkov. Vključujejo tudi tako pomembne industrijske procese, kot je proizvodnja sintetičnih maščobnih kislin, ki nadomeščajo prej uporabljene jedilne maščobe v proizvodnji čistilnih maziv, krekiranje - proces pridobivanja kakovostnih goriv iz olja itd.

Burning   - hitra kemična interakcija gorljivih snovi z oksidacijskim sredstvom, ki jo spremlja sproščanje velike količine toplote in svetel sijaj (plamen). Izgorevanje je možno le, če obstajajo trije dejavniki: gorljiva snov, oksidant, vir toplote.

Vir toplote   (ogenj) je lahko odprti plamen, iskra, toplota, segreta zaradi trenja (pasovi v jermenskem prenosu), udar, tlak. Vir toplote je lahko tudi električen (ogrevanje vodnikov, lok), kemijska in sevalna energija sonca.

Oksidacijska sredstva   so klor, fluor, brom. Najpogostejši oksidant je kisik v zraku, proces zgorevanja pa je odvisen od njegove vsebnosti v zraku. Če je kisik v zraku večji od 14-16%, opazimo enakomerno kurjenje. Kadar je vsebnost kisika manjša od 14%, se opazi trenje, in ko je vsebnost kisika manjša od 8-10%, se tudi tlenje ustavi.

Gorljiva snov. Lahko so plini (amoniak, acetilen, vodik), tekočine (bencin, aceton, alkohol), trdne snovi (premog, les). Da se trdna snov ali tekočina lahko vname, ju je potrebno ogrevati na temperaturo s pomočjo vira toplote, tako da iz njihovih površin pride do intenzivnega sproščanja gorljivih hlapov. Ko je dosežena določena koncentracija, se ti hlapi prižgejo. Plini v procesu izgorevanja ne spremenijo agregatnega stanja.

Obstajajo naslednje vrste zgorevanja: 1) bliskavica; 2) vžig; 3) samovžig; 4) samovžig; 5) tlenje; 6) eksplozija.

1. Flash   imenujemo takojšnje izgorevanje mešanice kisika v zraku s hlapi, plini, prahom, ki jih ne spremlja nastajanje stisnjenih plinov. Plamenišče je najnižja temperatura vnetljive snovi, pri kateri se nad njeno površino tvorijo hlapi ali plini, ki lahko utripajo iz vira vžiga, vendar je pri nadaljnjem enakomernem gorenju njihova hitrost tvorbe nezadostna.

Glede na velikost te temperature se vnetljive tekočine delijo na:

a) vnetljivo (vnetljive tekočine - bencin, aceton, alkohol) - tf ≤ + 45 ° C;

b) gorljive tekočine (GZh - olja, dizelsko gorivo, kurilno olje) - t vec\u003e + 45 ° C.

2. Vžig   imenovano trajno stalno sežiganje snovi iz vira toplote. Minimalna temperatura vnetljive snovi, pri kateri se vname iz vira vžiga in še naprej izgoreva po odstranitvi, se imenuje temperatura vžiga. Je višja od plamenišča.

Koncentracije vnetljivih snovi v zraku, pri katerih je možen vžig ali eksplozija, so v določenih mejah: spodnji - CWP in zgornji - VER. Vnetje vnetljivih mešanic ni možno pri koncentracijah, ki so nižje od CEL (ni dovolj gorljivih molekul v mešanici) in višjih ERW (ni dovolj molekul kisika v mešanici). Večja ko je razlika med ERW in CWP, snov je bolj nevarna. Vrednosti teh parametrov se lahko zmanjšajo, na primer s povečanjem vsebnosti vlage v mešanici prahu in zraka (PLN), na primer zmes zraka z sladkorjem, moka, premogov prah.

Navedimo primere vrednosti NVP in SVV za številne pline in pare tekočin:

Acetilen 3,5-82%;

Zemeljski plin 3,8-19,2%;

Bencin 1-6%;

Ogljikov monoksid 12,8-75%.

3.Samovžig- proces vžiga snovi iz zunanjega vira (plamen, ogrevano ali segreto telo) brez neposrednega stika z njim pri temperaturi vžiga. Ta temperatura se bo z naraščajočim tlakom zmanjševala, pri večini vnetljivih plinov pa med 400-700 ° C, za les - 340-400 ° C; premog - 400-500 ° C. Primer samovžiga: ogrevanje in kasnejši vžig lesa, papirja, ki se nahaja v bližini odprtega ognja (brez stika z njim) ali vročih predmetov (žerjav, odprta spirala grelnika).

4. Samovžig   snovi nastanejo kot posledica fizikalnih, kemičnih in bioloških reakcij, ki se pojavljajo v sami snovi (materialu), kar vodi do gorenja v odsotnosti vira vžiga.

Pri skladiščenju v velikih količinah mokrega zrnja, sena, slame in nezadostnega prezračevanja v teh materialih pride do biokemičnih procesov (razpadanja) s sproščanjem toplote. Temperatura teh materialov se povečuje, njihova velika masa (klopi, dimniki) preprečujejo razpršitev proizvedene toplote v okolje, kar povzroča požar. Takšne materiale je treba pred skladiščenjem dobro posušiti. Stik tkiva (kombinezon, čistilni material), ki vsebuje madeže olja in zložen v kup brez prezračevanja, se tudi spontano vname. Zato je treba delovna oblačila obesiti tako, da se zagotovi prost dostop zraka, olje pa je treba takoj odstraniti z delovnih mest.

Odvisno od hitrosti reakcije se proces zgorevanja nadaljuje kot korupcije   (hitrost nekaj cm / s), pravzaprav gori   (nekaj m / s) in eksplozija   (več sto tisoč m / s).

5. Eksplozija- nenadna sprememba fizikalnega in kemijskega stanja snovi pod vplivom visokih temperatur, tlaka, kemijskih reagentov. Z eksplozijo se obseg nastalih plinov in hlapov dramatično poveča, sprosti se ogromna količina energije, ki je v obliki udarnega vala sposobna izvesti mehansko delo (uničiti zgradbe, objekte, poškodovati ljudi).

Izgorevanje materialov je lahko popolno ali nepopolno. Med popolnim izgorevanjem (presežek kisika) se tvorijo negorljivi izdelki (CO 2 in H 2 O), v primeru nepopolnega izgorevanja (pomanjkanje O 2) pa se tvorijo produkti nepopolne oksidacije (CO, alkoholi, kisline). So strupeni in eksplozivni. Zato je pri organiziranju procesa sežiganja goriva (v kotlih, pečeh) potrebno zagotoviti zadostno količino kisika v peči.

1. Osnovni pojmi teorije zgorevanja.

1. Značilnosti procesov zgorevanja.

Izgorevanje je zapleten fizikalno-kemijski proces, med katerim se preoblikujejo kemikalije

schenie, ki ga spremlja sproščanje energije (predvsem v obliki toplote in sevanja)

ter prenos toplote in snovi z okoljem.

Osnova procesa zgorevanja je kemijska reakcija, ki se lahko nadaljuje z a

pospešek. Razlogi za samo-pospeševanje so lahko:

1. Kopičenje toplote v sistemu - toplotni pospešek

2. Kopičenje aktivnih delcev - samo-pospeševanje verige

3. Autokataliza je pospešitev reakcije s svojimi produkti.

V mnogih primerih so praktično pomembni procesi zgorevanja popolnoma fizični

ker lahko pri visokih temperaturah kemična transformacija poteka pri visokih hitrostih, kemijski proces pa je podvržen izključno fizikalnim zakonitostim, kot sta prenos toplote in difuzija, in jih regulira. To pomeni, da se lahko kemična reakcija nadaljuje z visoko stopnjo

ima omejeno hitrost in se drži zakonov ene ali druge

pojav.

Glavna značilnost procesov zgorevanja je, da so pogoji samo-pospeševanja

kemična reakcija, ki je nastala sama. V kibernetiki se ta pojav imenuje pozitivna povratna zveza, kar pomeni, da je z majhno spremembo zunanjih pogojev mogoče preiti iz stacionarnega načina reakcije pri nizki hitrosti v način, da

kjer se hitrost reakcije eksponentno poveča. Takšni pojavi ostre spremembe v načinu reakcije z majhno spremembo v zunanjih pogojih se imenujejo

so kritični pojaviin pogoji, pod katerimi se upoštevajo

kritičnih pogojih.

Kritični pojavi vključujejo:

1. Samovžig

2. Vžig

3. Mejne koncentracije širjenja plamena.

Kritični pojavi ne izhajajo iz dejstva, da se zakoni narave drastično spremenijo, ampak

posledica neravnovesja med odzivnim sistemom in okoljem

okolje.

Pogoj za samovžig je nezmožnost toplotne ali difuzijske enakosti

v pogojih okolja je stanje vžiga v danih začetnih pogojih neravnovesje.

Druga značilnost procesov zgorevanja je njihova sposobnost širjenja

v prostoru. V termičnem načinu zgorevanja se širjenje odvija s prenosom toplote, pri verigi ali avtokatalitiki - z difuzijo aktivnih delcev.

2. Vrste in načini zgorevanja.

1. Glede na skupno stanje udeležencev:

a. Sistemi zgorevalnih plinov - homogeno zgorevanje

b. Izgorevanje trdnih in tekočih gorljivih snovi (sistemi trdna-tekoča in trdna plina) - heterogeno izgorevanje

c. Izgorevanje kondenziranih sistemov (trdno-tekoči sistemi, \\ t

tekočina - tekoča, trdna - tekoča). \\ t

2. Glede na hitrost širjenja procesa:

a. Gorenje deflagracije - počasno širjenje procesa (s toplotno prevodnostjo ali difuzijo)

b. Detonacija gorenja - hitro širjenje procesa (s

moč udarnega vala).

3. Po aerodinamičnih pogojih:

a. Laminarno gorenje je gladka plamenska fronta.

b. Turbulentno zgorevanje je zelo ukrivljena plamenska fronta.

Primeri različnih vrst zgorevanja na agregatno stanje udeležencev:

Homogeno zgorevanje:

Organsko sežiganje v kisiku

CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (para)

Izgorevanje v prisotnosti drugih oksidacijskih plinov

H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl (g)

Razgradnja nestabilnih snovi (ozon) \\ t

203 (g) = 3O2 (g)

Heterogeno zgorevanje:

Tekoče gorenje hidrazina:

N2H4 (g) + O2 (g) = N2 (g) + 2H2O (para)

Gorenje ogljika:

C (TV) + O2 (g.) = CO2 (g.)

Razgradnja nestabilnih snovi (acetilen) \\ t

C2H2 (g) = 2C (s) + H2 (g)

Sežiganje zgorevalnih sistemov:

KClO3 (sv.) + Al (sv.) = KCl (sv.) + Al2O3 (sv.) 2NH4 NO3 (sv.) = 2N2 (g) + 4H2 O (pare) + O2 (g)

3. Termodinamika procesov zgorevanja. Toplotna bilanca.

Temperatura zgorevanja: Običajno je za procese zgorevanja značilno štiri temperature

peruraty gori

mešanico z začetno temperaturo T 0 273 K brez upoštevanja izmenjave toplote s. \\ t

okolje.

3. Adiabatni Tg ad - je določena s toploto zgorevanja zmesi poljubne sestave brez upoštevanja toplotne izmenjave z okoljem.

4. Dejansko delovanje Tg je dejansko opazovana (izmerjena) temperatura

Razmerje med različnimi definicijami temperature gorenja

Toplotna bilanca procesov zgorevanja temelji na določitvi absorbirane toplote

goreče izdelke. Enačba toplotne bilance ima obliko:

kjer je Q PG toplota, ki jo absorbirajo produkti zgorevanja, Q p je toplota kemijske reakcije,

Q ex je toplota, prejeta iz zunanjih virov, Q znoj je izguba toplote.

gori. Skoraj disociacija produktov zgorevanja pomembno prispeva le pri temperaturah nad 20.000 C.

Obstaja višja in nižja kalorična vrednost. V prvem primeru je voda kot produkt zgorevanja v tekoči obliki, v drugem primeru v obliki pare. Od tvoje številke

toplota, ki je razdeljena, je odvisna od količine zažgane snovi, molarna temperatura je

splav in specifična toplota zgorevanja. Tj toplota, ki se sprošča med zgorevanjem 1

mol ali kilogram gorljivega materiala.

Za izračun specifične toplote zgorevanja (v kJ / kg) se pogosto uporablja formula D.I.

Mendeleev

kjer je X vsebnost elementa v sestavi goriva v% (masa), W - vlažnost.

Splošni pristop k izračunu toplote reakcije temelji na kemijski termodinamiki

sistema. Potem iz prvega zakona termodinamike (zakon varčevanja z energijo

pri izobaričnem procesu p = const, integracija (1.7) in preproste transformacije

Iz (1.8) in (1.10) sledi, da v isochoric in isobar procese toplote pridobi lastnosti funkcije stanja, t.j. ni odvisen od poti procesa. Ta določba se imenuje gI zakon Hess. Začetno in končno stanje kemikalije

zaloge so izhodne snovi in ​​reakcijski produkti. Entalpije preprostih snovi,

stabilen v standardnih pogojih (298K in 0.10113 MPa) predpostavlja se, da je nič. Pri kompleksnih snoveh se sprememba entalpije upošteva pri oblikovanju elementov.

eksotermno (proizvaja toploto).

4. Toplotna zmogljivost. Odvisnost toplotnega učinka reakcije od temperature

Toplotna zmogljivost - se imenuje količina toplote, ki je potrebna za ogrevanje enote

masa snovi je 1 K. Razlikujte specifično imolarno toplotno zmogljivost, tj. količina toplote, potrebna za segrevanje 1 kg. Ali 1 mol snovi na 1 K.

Prava molarna toplotna zmogljivost se določi na naslednji način.

C (1,12) dT

pri čemer je C molarna toplotna kapaciteta, mol K.

Za toplotne kapacitete pri konstantni prostornini in tlaku (izohorični in izobarični) z

upoštevamo (1.8) in (1.10)

Upoštevajte odvisnost toplote procesa od temperature pri konstantnem volumnu ali tlaku. Glede na enačbe (1.13) dobimo

Kličemo enačbe (1.14) kirchhoffove enačbe.

Sprememba toplotne zmogljivosti med reakcijo je določena z izrazom

t.j. razlika med vsoto toplotnih zmogljivosti reakcijskih produktov in vhodnih snovi.

Iz enačbe (1.14) sledi, da če je sprememba toplotne zmogljivosti med reakcijo

smiselno je (t.j. toplotna zmogljivost produktov je manjša od toplotne zmogljivosti izhodnih materialov) in potem toplotni učinek reakcije postane bolj negativen, reakcija postane bolj učinkovita.

zothermic

pogoji za pikado, izračunani z (1.11).

Toplotna zmogljivost dejanskih snovi na kompleksen način je torej odvisna od temperature

Molekularna energija gorenja

Večina procesov zgorevanja je gorljiva, vsebuje vodik in ogljik, s kisikom iz zraka.

Pred preučitvijo fizikalnih in matematičnih temeljev teorije zgorevanja poskušamo na molekularni ravni razumeti, od kod prihaja energija zgorevanja, od katere je odvisno vse ostalo: segrevanje plina, pojav aktivnih kemičnih središč v njem itd.

Poglejmo, kakšne so toplote glavnih reakcij združevanja ogljika in vodika z zrakom zraka.

Pišemo v skladu s podatkovno tabelo. 3.1 energetska bilanca reakcij zaporedne oksidacije trdnega ogljika, na primer grafita:

Tako se v celotni reakciji oksidacije trdnega ogljika sprosti 386 kJ / mol:

Bližje velikosti in energije, ki se sproščata s kombiniranjem vodika s kisikom:

Molekula CO je morda najbolj vzdržljiva, njena vezna energija je 1016 kJ / mol. (Naslednja jakost je molekula N2 z energijo vezave 892 kJ / mol. V obeh molekulah so trije pari veznih elektronov, v kemičnem jeziku tri valentne vezi. V molekuli CO najprej en elekton prehaja iz O v C, nato O + in C- postanejo podobni dušikovim atomom, to potrjuje prisotnost dipolnega momenta v molekuli CO.) V molekuli CO2 je vez drugega atoma kisika šibkejša: po tabeli. 3.1

Energije vezave kisika v teh spojinah so primerljive z energijo vezave prvotne molekule kisika. Tako kot

potem le 240 kJ / mol na atom kisika. V nizki vezni molekuli kisika, razlog za njeno kemijsko aktivnost in razlog za uporabo oksidacije kot vira energije.

Energija vezave ogljikovega atoma v kristalni rešetki grafita (kot tudi diamant in amorfni ogljik) je zelo visoka. Relativno majhna reakcijska energija C (s) + 0.5O2 = = CO + 98 kJ / mol je razlika dveh zelo velikih količin: eno energijo (1 kJ / mol) (59 kJ / mol) je treba odšteti polovico energije O2 vrzeli na atomih od energije vezave CO (256 kJ / mol). in odštejemo toploto uparjanja ogljikovega atoma. Pravzaprav je določena tudi toplota izhlapevanja, ki je enaka 671 kJ / mol. Je tudi zelo velika količina.

Pretvorba trdnega ogljika in plinastega vodika v ogljikovodična goriva nastopi z majhno spremembo energije. Po drugi strani, ko se kisik vnaša v organske molekule alkoholov tine, aldehidov in ketonov, organskih kislin, ogljikovih hidratov, se sprosti skoraj toliko energije, kot se sprosti med popolnim izgorevanjem (CO2 in H2O), seveda s porabo enake količine kisika. Zato se lahko oceni, da se s popolnim izgorevanjem katerega koli organskega goriva sprosti 419-500 kJ / mol porabljenega kisika. Edina izjema so nekatere endotermne, energetsko bogate spojine, kot sta npr. Acetilen in dicij, njihova toplota zgorevanja je večja.

Nepopolno zgorevanje je energetsko neugodno ne le pri izračunu molekule goriva, ampak tudi na izrabljeni molekuli kisika. V reakciji 2Q (s) + O2 = 2CO se sprosti le 210 kJ / mol namesto 466, ko se vodik sežge in 526, ko CO sežge.

Močna vez atoma C v trdnem ogljiku vodi do tega, da ogljik ne izhlapi. Ogljik zapusti trdno stanje samo s kisikom v obliki CO ali CO2.

V primeru nepopolnega zgorevanja in nizke temperature je reakcija 2SO = СO2 + S (tv) + 41 kJ / mol energetsko koristna le pri trdnem ogljiku. Pri izračunu prostega ogljikovega atoma je ustrezna reakcija 2CO = SO2 + S - 129 kJ / mol velika energetska pregrada. Zato se pri zgorevanju saj in saj nastajajo le zaradi razgradnje organskih molekul, ki imajo ogljikov skelet, ne pa iz CO.

Zdaj se bomo posvetili oksidacijskim reakcijam, ki vključujejo dušik.

Dušikova molekula N2 je zelo močna - njena disociacijska energija je 226 kJ / mol. Zato je reakcija pretvorbe N2 in O2 v 2NO endotermna in zaradi termodinamičnih razlogov lahko poteka le pri visoki temperaturi.

Nastajanje višjih oksidov (NO2, N2O3, N2O4, N2O5) iz dušika in kisika poteka skoraj brez spremembe energije (v primerjavi z energijo vezave N2 in O2). Zato je z energetskega vidika kisik, pakiran v spojinah z dušikom (CH3-ONO2-nitro ester, CH3 (CeH2) (NO2) 3-trinitrotoluen), skoraj enakovreden plinskemu kisiku. Kisik, ki je integriran v organsko molekulo, vendar vezan na dušik, omogoča ustvarjanje snovi, ki oddajajo veliko energije, ko se molekula preuredi v N2 in se kisik prenese na molekule CO2 in H2O. Zaradi tega se spojine, v katerih se kisik veže na dušik (kot tudi na klor, v skupinah S33 in SlO4), uporabljajo kot praški in eksplozivi.

To so splošne ideje o molekularni energiji zgorevanja.