Горение топлива. Составление уравнений реакций горения веществ в воздухе
Основу процесса горения составляет химическое взаимодействие между горючими веществами и окислителем. Поэтому особое внимание следует уделить изучению химического фактора при горении топлива.
Учение о механизме и общих закономерностях протекания химического процесса во времени называется химической кинетикой .
7.1. Скорость реакции горения и её зависимость от концентрации реагирующих веществ
В химической кинетике скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единице объёма за единицу времени:
Кмоль/(м 3 ∙c).
В
закрытой системе при V = const
.
Здесь знак “минус” указывает на уменьшение концентрации вещества в процессе реакции.
Для совершения реакции, прежде всего, необходимо столкновение молекул. Количество таких столкновений тем больше, чем больше количество молекул в единице объёма, т.е. чем больше концентрация реагирующих веществ.
Скороcть pеакции гоpения можно xаpактеpизовать cкоpоcтью pаcxода иcxодныx вещеcтв или cкоpоcтью обpазования конечныx пpодуктов cгоpания.
На примеpе pеакции гоpения водоpода 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О видно, что pаcxод водоpода в единицу вpемени в 2 pаза пpевышает pаcxод киcлоpода. Следовательно, скорость реакции, измеренная по расходу водорода, не равна скорости реакции, измеренной по расходу кислорода. Чтобы избежать такой неоднозначности, необходимо указывать, по какому компоненту (исходному или конечному) определяется скорость реакции.
В общем случае для обратимой реакции
a A + b B ↔ d D + f F
в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение:
Это соотношение носит название закон действующих масс , который формулируется следующим образом:
при постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.
Постоянная величина К С называется константой равновесия данной реакции. Индекс "с" в обозначении этой величины показывает, что для расчета константы использовались концентрации.
Если константа равновесия велика, то равновесие сдвинуто в сторону продуктов прямой реакции, если мала, то – в сторону исходных веществ. Если константа равновесия очень велика, то говорят, что реакция " практически необратима" , если константа равновесия очень мала, то реакция " практически не идёт” . Константа равновесия для каждой обратимой реакции – величина постоянная только при постоянной температуре. Для одной и той же реакции при разных температурах константа равновесия принимает разные значения.
Согласно закону действующих масс , в закрытой гомогенной системе при постоянной температуре скорость химической реакции
a A + b B → Продукты Реакции
в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:
Наравне c прямой реакцией возможно протекание и обратной, скорость которой увеличивается по мере накопления продуктов реакции.
Так, для реакции горения водорода
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О,
согласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций:
где k 1 , k 2 – коэффициенты пропорциональности, называемые константами скорости реакции.
Константа скорости реакции характеризует количество эффективных столкновений молекул, приводящих к реакции.
Результирующая скорость реакции W pез =W 1 –W 2 . В случае, когда W 1 >>W 2 , можно пренебречь скоростью обратной реакции и принять W pез =W 1 . Такая реакция называется необратимой .
Пpи анализе топочныx пpоцеccов pеакции гоpения cчитаютcя необpатимыми , еcли они пpотекают в облаcти темпеpатуp ниже 1800–2000 °C , поcкольку диccоциация пpодуктов cгоpания CО 2 , Н 2 О, SО 2 в этиx уcловияx ничтожна.
Показатели степени (a и b ) при концентрациях реагирующих веществ в кинетическом уравнении называются порядком реакции по данному веществу.
Сумма порядков реакции по отдельным компонентам называется общим, или полным, кинетическим порядком реакции: n = a + b .
Для элементарных химических реакций порядок реакции равен молекулярности. Моно-, би- и тpимолекуляpные pеакции являютcя, cоответcтвенно, pеакциями пеpвого, втоpого и тpетьего поpядков.
Так как итоговое стехиометрическое уравнение сложной реакции не отражает механизм её протекания, то и стехиометрические коэффициенты a и b не выражают порядок реакции по отдельным компонентам, а их сумма не равна порядку реакции в целом.
Экспериментальным путём устанавливаются опытные коэффициенты α и β , отражающие суммарный механизм протекания сложной многостадийной реакции:
Коэффициенты α и β называются порядками сложной реакции по отдельным компонентам. Поскольку в сложной реакции порядок по отдельным компонентам не равен соответствующим стехиометрическим коэффициентам, то и суммарный порядок сложной реакции не равен сумме стехиометрических коэффициентов:
n = α + β .
Факторы, влияющие на скорость реакции (концентрация реагирующих веществ, температура, давление, наличие катализаторов), оказывают влияние на величину порядка реакции. В зависимости от механизма реакции и условий её протекания, значение порядка реакции может быть целым или дробным, положительным или отрицательным, а также нулевым.
Дробный и отрицательный порядок имеют сложные реакции, протекающие через ряд последовательных и параллельных стадий c образованием не только конечных, но и промежуточных продуктов.
Нулевой порядок по данному компоненту показывает, что в ходе реакции её скорость не зависит от концентрации данного вещества. Примером реакции нулевого порядка по данному компоненту является реакция, когда одно из реагирующих веществ поддерживается в большом избытке, и во время реакции его концентрация практически не изменяется (например, горение топлива в калориметрической бомбе, заполненной кислородом под большим давлением).
Гетерогенное горение жидкого и твёрдого топлива имеет некоторые особенности, оказывающие влияние на характер зависимости скорости от концентрации реагирующих веществ.
При горении жидкого топлива расход паров горючего будет непрерывно пополняться испарением c поверхности жидкой частицы. Поэтому концентрация паров горючего у поверхности частицы остаётся постоянной и не будет влиять на скорость горения жидкого топлива. Изменение скорости горения происходит только в результате изменения концентрации окислителя в зоне протекания реакции.
При горении твёрдого топлива химические реакции происходят на поверхности топлива в результате столкновений частиц газообразного окислителя (атомов, молекул, радикалов) c молекулами горючего. Количество этих столкновений, отнесённое к единице поверхности, зависит только от концентрации окислителя. Следовательно, изменение скорости реакции горения будет определяться только изменением концентрации окислителя у поверхности частицы.
Таким образом, при гетерогенном горении концентрация горючего на поверхности частицы жидкого и твёрдого топлива остаётся постоянной. Тогда кинетическое уравнение преобразуется к виду:
где
– константа скорости реакции гетерогенного
горения.
Для натурального твёрдого топлива , в состав которого, кроме активных горючих элементов, входят минеральные примеси, не участвующие в окислительном процессе, скорость реакции уменьшается вследствие “холостых” столкновений молекул окислителя c частицами минеральных примесей.
Кинетика горения – это учение о скорости и механизме химических реакций при сгорании топлив.
(ПРИМ: НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ ВЛИЯЮТ КОНЦЕНРАЦИЯ И ТЕМПЕРАТУРА)
Под горением понимают быстропротекающее химическое превращение, сопровождающееся выделением значительного количества тепла и обычно ярким свечением (пламенем).
В общем случае при горении происходит образование новых молекул или перераспределение химических связей между молекулами, участвующими в реакции.
Химическая реакция горения в большинстве случаев является сложной, т.е. состоит из большего числа элементарных химических процессов. Кроме того, химические превращения при горении связаны с рядом физических процессов (переносом тепла и масс) и характеризуются соответствующими гидро и газодинамическими закономерностями
Горением называется быстрая химическая реакция соединения горючих компонентов с кислородом, сопровождающаяся интенсивным выделением тепла и резким повышением температуры.
Реакции горения описываются стехиометрическими уравнениями, характеризующими качественно и количественно вступающие в реакцию и образующиеся в результате нее вещества.
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + 57,7 ккал/моль
2СО + О 2 = 2СО 2 + 67,5 ккал/моль
СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О + 191,5 ккал/моль
С m H n + (m + n/4)O 2 = mCO 2 + n/2 H 2 O + Q
По этому уравнению можно определить количество кислорода, необходимое для сгорания любого углеводородного газа, или так называемый стехиометрический коэффициент.
На 1 м 3 кислорода приходится 4,76 м 3 воздуха и 3,76 м 3 азота.
С m H n + (m + n/4) (O 2 + 3,76 N 2) = mCO 2 + + n/2 H 2 O + (m + n/4) × 3,76N 2 + Q
По формуле определяют теоретический расход воздуха V т.
В практике газоснабжения для сжигания газа к газогорелочным устройствам подают большее количество воздуха, чем требуется по стехиометрическим уравнениям. Объясняется это тем, что для полного сгорания газа необходимо подать нужное количество окислителя, кроме этого обеспечить тщательное перемешивание газа и воздуха, т.е. обеспечить максимальное количество благоприятных столкновений молекул газа и воздуха. Это количество воздуха называют действительным V д.
Избыток воздуха характеризуется коэффициентом избытка воздуха:
a = V д / V т = 1,02 ¸ 1,5
a зависит от способа сжигания газа и от конструкции газовой горелки.
Характерная черта горения – способность к пространственному распространению. Это объясняется либо диффузией активных частиц в топливной смеси, либо образованием новых активных центров вследствие подвода энергии в форме теплоты из зон химических реакций. В первом случае говорят о диффузионном, а во втором – о тепловом механизме распространения пламени.
Для любого вида горения характерны две типичные стадии – воспламенение и последующее сгорание (догорание) топлива. Время, затраченное на обе стадии, составляет общее время горения. Обеспечение минимального суммарного времени горения при максимальном тепловыделении является основной задачей техники сжигания.
При кинетическом принципе предварительно, до начала процесса горения, создаётся однородная горючая смесь, содержащая газ в несколько большем количестве, чем требуется по стехиометрическим соотношениям. Сгорание такой смеси происходит в коротком жёстком прозрачном факеле без видимых пиролитических (пиролиз — распад под воздействием жара) процессов, приводящих к образованию в пламени сажистых частиц. При этом горение может протекать при неограниченно большом объёмном теплонапряжении, без образования продуктов неполного сгорания.
Обычно для сжигания по кинетическому принципу применяют специальные смесители или инжекционные горелки, подготавливающие гомогенную (однородную) газовоздушную смесь с коэффициентом избытка первичного воздуха α 1 = 1.02÷1.05. При меньшем содержании первичного воздуха по кинетическому принципу протекает только начальная стадия горения, до использования кислорода, находящегося в смеси с газом.
В зависимости от количества атомов или молекул, вступающих в соединение, реакции разделяют по порядку на мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные.
В мономолекулярных реакциях (реакция первого порядка) продукты образуются в результате химического превращения отдельной молекулы.
В бимолекурярных реакциях (реакциях второго порядка) происходит взаимодействие между двумя молекулами или атомами или атомом и молекулой.
В тримолекулярных реакциях (реакция третьего порядка) взаимодействуют три частицы.
Чем выше порядок реакции, тем медленнее она протекает , так как для её осуществления необходимо одновременное столкновение нескольких молекул или атомов. Реакции выше третьего порядка не встречаются, ибо одновременное столкновение четырех и более молекул, обладающих достаточной энергией для реакции, маловероятно.
Различают гомогенное и гетерогенное горение . При гомогенном горении горючее и окислитель подаются в одинаковых агрегатных состояниях, при гетерогенном – в разных. (пример гомогенного — сжигание газо-воздушной смеси, пример гетерогенното — сжигание твёрдого топлива, напр. дрова в печи)
В топочных устройствах происходит постоянная подача топлива и окислителя в зону горения, и, следовательно, в ядре горения сохраняется практически постоянная концентрация реагирующих веществ во времени. В этих условиях максимальная скорость реакции может быть достигнута при соотношении концентраций исходных веществ, близком к стехиометрическому С°0р, когда в результате реакции не остается избытка любого из них . При избытке горючего (богатая смесь) или при малой его концентрации (бедная смесь) скорость реакции снижается ввиду уменьшения тепловыделения на единицу объема. Существует нижний предел концентраций горючего (НП), ниже которого горение становится невозможным, и верхний предел (ВП), когда дальнейшее увеличение концентрации горючего в смеси также прекращает горение.
Во всем диапазоне концентраций между этими пределами горение возможно. При сгорании горючей смеси в замкнутом объеме и отсутствии отвода теплоты во вне тепловыделение в процессе реакции передается продуктам сгорания и приводит к максимальному повышению их температуры.
В топочных устройствах всегда имеет место отвод теплоты из зоны реакции к поверхностям нагрева. С повышением температуры в зоне основного горения увеличивается и отвод теплоты, далее по мере выгорания топлива тепловыделение снижается, а вместе с ним происходит спад температуры продуктов сгорания, так как теплоотвод сохраняется достаточно высоким.
Температура смеси, начиная с которой система способна к самоускорению реакции до устойчивого горения, называется температурой воспламнения.
Воспламенение топлива
Горению предшествует процесс воспламенения топливной смеси. Процесс воспламенения может быть либо вынужденным , либо автономным (самовоспламенение).
При вынужденном воспламенении для начала реакций горения используется внешний источник энергии (искра электрической свечи, раскаленные продукты сгорания какого-либо топлива и т.д.). В топливной смеси, находящейся в непосредственной близости от источника зажигания, создается местное повышение температуры и накопление активных частиц. Если этого активизирующего воздействия будет достаточно для увеличения скорости реакции в смеси, то смесь в этом месте воспламеняется, и далее пламя будет распространяться от источника воспламенения по всему объему.
При автономном воспламенении необходимость в постороннем источнике энергии отпадает. Здесь реакции горения начинаются за счет химической активности при соединении компонентов даже при низких температурах. Это приводит к повышению температуры и накоплению активных частиц, и если смесь горючего и окислителя будет однородна, то воспламенение произойдет во всем объеме. В реальных случаях вследствие неидеальности перемешивания компонентов топлива смесь по объему является неоднородной: в одних областях отсутствует окислитель, в других – горючее. Есть и области, в которых состав смеси оказывается наиболее благоприятным для самовоспламенения. Здесь и появляются первые очаги горения. По мере увеличения температуры и накопления активных частиц вокруг этих очагов пламя распространяется на весь объем.
Сам процесс воспламенения в зависимости от причины увеличения скорости реакции может носить характер теплового или цепного воспламенения.
Если основной причиной резкого возрастания скорости реакции является разогрев смеси, то воспламенение называется тепловым . Если же заметного роста температуры не наблюдается, а основной причиной резкого увеличения скорости реакции является накопление активных радикалов и атомов, то воспламенение называется цепным .
В случае воспламенения должно пройти некоторое время с момента впуска смеси в сосуд до резкого повышения температуры и давления. За это время происходит подготовка смеси к сгоранию: повышается температура, накапливаются активные промежуточные продукты сгорания.
Промежуток времени, в течение которого смесь становится способной к воспламенению, называется периодом индукции, или задержкой воспламенения.
Сущность процесса горения. Материальный баланс процесса горения. Составление уравнений реакций горения горючих веществ в воздухе
Горением называется сложный физико-химический процесс, представляющий собой окислительно-восстановительную реакцию и сопровождающийся выделением тепла и излучением света. Для горения необходимо наличие трёх составляющих: горючего вещества; окислителя (кислород воздуха, озон, перекись водорода, галогены, перманганат калия, хромовый ангидрид и т.д.) и благоприятствующего фактора (источник зажигания; физико-химический или биологический процесс, протекающий с выделением тепла, нагретая поверхность).
С точки зрения электронной теории, горение – это перераспределение валентных электронов между горючим веществом и окислителем.
Горючим веществом называется вещество, атомы (молекулы) которого способны отдавать в процессе реакции свои валентные электроны. Горючее вещество в процессе реакции окисляется, образуя продукты окисления.
Окислителем называется вещество, атомы (молекулы) которого способны присоединять валентные электроны в процессе реакции. Окислитель в ходе реакции восстанавливается.
Процесс горения как одна из форм химического взаимодействия атомов и молекул может по-настоящему понятен только на основе изучения молекулярно-кинетической теории строения материи. Необходимо представлять, что в химических процессах прежде чем образуются новые молекулы, разрушаются старые. Энергия, необходимая для разрыва связей в молекулах горючего и окислителя, называется энергией активации. Разрушение или ослабление химических связей в молекулах происходит под действием теплового движения атомов. Чем выше температура, тем выше доля активных молекул, тем эффективнее соударения и больше их число. Для реакции горения, как и для многих других химических реакций, справедливо положение: повышение температуры на 10°С приводит к увеличению её скорости в 2 – 4 раза (правило Вант-Гоффа ). Кроме того, скорость реакции согласно закону действующих масс увеличивается с возрастанием концентрации реагентов. Скорость горения максимальна при стехиометрическом составе смеси – когда отношение реагентов соответствует коэффициентам в уравнении реакции.
В условиях пожара горение чаще всего протекает в среде воздуха. Для решения задач по определению основных параметров, характеризующих процесс горения, необходимо уметь составлять уравнения реакций горения горючих веществ в воздухе.
Обобщённая запись брутто-уравнения материального баланса реакции горения имеет вид:
n г.в. [г.в.] + n о [о]= n пг i [пг], (1)
где n г.в, n о, n пг i – стехиометрические коэффициенты при соответствующих веществах ([г.в.] – горючее вещество, [о] - окислитель, [пг] – продукты горения).
Данное уравнение является обобщённым выражением материального баланса любой химической реакции окисления. Оно не несёт информации о промежуточных стадиях процесса, которых может быть великое множество, а выражает только начальное и конечное состояние системы. Поэтому его называют также суммарным или брутто-уравнением реакции горения. Для решения многих инженерно-технических задач этого уравнения бывает достаточно.
При составлении уравнения материального баланса процессов горения принято учитывать не только кислород, принимающий участие в реакции окисления, но и азот, входящий в состав воздуха. Воздух состоит из азота, кислорода, водорода, углекислого и инертных газов. При ведении теоретических расчётов водород, углекислый газ и инертные газы (их вместе взятых в воздухе около 1 %) причисляют к азоту, которого в воздухе 78 %. Поэтому можно принять, что воздух состоит из 21 % кислорода и 79 % азота. Не трудно установить, что на 1 объём кислорода в воздухе приходится 3,76 объёма азота (79: 21 = 3,76) или на 1 моль кислорода приходится 3,76 моля азота и, таким образом, состав воздуха в уравнениях реакций горения – (О 2 + 3,76 N 2).
В реакции горения принимает участие только кислород. Азот в реакцию не вступает и выделяется из зоны горения вместе с продуктами горения. В левой части уравнения реакции горения записывают горючее вещество и воздух, в правой части – продукты горения. При уравнивании левой и правой частей уравнения реакции горения коэффициент перед горючим веществом для упрощения расчётов параметров процесса горения, как правило, не ставят, т.е. принимают равным единице, в связи с чем коэффициент перед воздухом может получаться дробным.
Рассмотрим примеры составления уравнений реакций горения горючих веществ в воздухе.
Пример . Составить уравнение реакции горения пентана (С 5 Н 12) в воздухе.
При горении углеводородов в воздухе продуктами горения будут углекислый газ (СО 2), пары воды (Н 2 О) и азот (N 2) из воздуха:
С 5 Н 12 + (О 2 + 3,76 N 2) ® CО 2 + Н 2 О + 3,76 N 2
Уравняем эту реакцию, в результате чего число атомов каждого элемента в правой части уравнения будет равно числу атомов этих элементов в левой части.
Углерода в молекуле пентана 5 атомов, следовательно, в продуктах горения образуется 5 молекул углекислого газа. Атомов водорода в молекуле пентана 12, следовательно в продуктах горения образуется 6 молекул воды, так как в молекуле Н 2 О два атома водорода (12: 2 = 6). В последнюю очередь уравнивается число атомов кислорода. Подсчитываем число атомов кислорода в правой части уравнения: число атомов кислорода в 5 молекулах СО 2 равно 10 (5 × 2 =10); число атомов кислорода в 6 молекулах воды равно 6 (6 × 1 = 6). Всего в правой части получается 16 атомов кислорода, следовательно в левой части перед скобкой мы должны поставить коэффициент равный 8 (16: 2 = 8), т.к. в молекуле кислорода 2 атома. Коэффициент перед азотом в продуктах горения будет равен коэффициенту перед скобкой воздуха, умноженному на 3,76.
Окончательная запись уравнения реакции горения пентана в воздухе имеет вид:
С 5 Н 12 + 8 (О 2 + 3,7 N 2) ® 5 CО 2 + 6 Н 2 О +8×3,76 N 2
Коэффициент, стоящий перед скобкой воздуха, называется стехиометрическим коэффициентом реакции горения и обозначается b . В нашем случае b = 8.
При горении кислородсодержащих соединений в воздухе уравнивание реакции происходит аналогично. Однако при уравнивании атомов кислорода нужно вычесть количество атомов кислорода, содержащихся в горючем веществе из количества атомов кислорода в правой части уравнения реакции, а потом уже делить на 2.
Если в состав горючего вещества входит хлор и горючее вещество не содержит водород, то в продуктах горения будет выделяться свободный хлор (Cl 2). Если же горючее вещество содержит водород, то в продуктах горения будет выделяться хлороводород (НCl).
Если в состав горючего вещества входит сера, алюминий, кремний и др., то в продуктах горения будут выделяться оксиды этих элементов (SO 2 , Al 2 O 3 , SiO 2).
C 2 H 5 Cl + 3(O 2 + 3,76 N 2) = 2 CO 2 + 2 H 2 O + HCl + 3 × 3,76 N 2
C 4 H 4 S + 6(O 2 + 3,76 N 2) = 4 CO 2 + 2 H 2 O + SO 2 + 6 × 3,76 N 2
CH 3 NH 2 + 2,25 (O 2 + 3,76 N 2) = CO 2 + 2,5 H 2 O + 0,5 N 2 + 2,25 × 3,76 N 2
Горением называется сложный физико-химический процесс, представляющий собой окислительно-восстановительную реакцию между горючим веществом и окислителем, сопровождающийся выделением тепла и излучением света. Для горения необходимо наличие трёх составляющих: горючего вещества; окислителя (кислород воздуха, озон, перекись водорода, галогены, перманганат калия, хромовый ангидрид и т. д.) и благоприятствующего фактора (источник зажигания; физико-химический или биологический процесс, протекающий с выделением тепла, нагретая поверхность).
С точки зрения электронной теории, горение – это перераспределение валентных электронов между горючим веществом и окислителем.
Горючим веществом называется вещество, атомы (молекулы) которого способны отдавать в процессе реакции свои валентные электроны. Горючее вещество в процессе реакции окисляется, образуя продукты окисления.
Окислителем называется вещество, атомы (молекулы) которого способны присоединять валентные электроны в процессе реакции. Окислитель в ходе реакции восстанавливается.
Процесс горения как одна из форм химического взаимодействия атомов и молекул может по-настоящему понятен только на основе изучения молекулярно-кинетической теории строения материи. Необходимо представлять, что в химических процессах, прежде чем образуются новые молекулы, разрушаются старые. Энергия, необходимая для разрыва связей в молекулах горючего и окислителя, называется энергией активации . Разрушение или ослабление химических связей в молекулах происходит под действием теплового движения атомов. Чем выше температура, тем выше доля активных молекул, тем эффективнее соударения и больше их число. Для реакции горения, как и для многих других химических реакций, справедливо положение: повышение температуры на 10 о С приводит к увеличению её скорости в 2–4 раза (правило Вант-Гоффа ). Кроме того, скорость реакции согласно закону действующих масс увеличивается с возрастанием концентрации реагентов. Скорость горения максимальна при стехиометрическом составе смеси – когда отношение реагентов соответствует коэффициентам в уравнении реакции.
В условиях пожара горение чаще всего протекает в среде воздуха. При составлении уравнения материального баланса процессов горения принято учитывать не только кислород, принимающий участие в реакции окисления, но и азот, входящий в состав воздуха. Воздух состоит из азота, кислорода, водорода, углекислого и инертных газов. При ведении теоретических расчётов водород, углекислый газ и инертные газы (их вместе взятых в воздухе около 1 %) причисляют к азоту, которого в воздухе 78 %. Поэтому можно принять, что воздух состоит из 21 % кислорода и 79 % азота. Не трудно установить, что на 1 объём кислорода в воздухе приходится 3,76 объёма азота (79: 21 = 3,76) или на 1 моль кислорода приходится 3,76 моля азота и, таким образом, состав воздуха в уравнениях реакций горения – (О 2 + 3,76 N 2) .
В реакции горения принимает участие только кислород. Азот в реакцию не вступает и выделяется из зоны горения вместе с продуктами горения. В левой части уравнения реакции горения записывают горючее вещество и воздух, в правой части – продукты горения. При уравнивании левой и правой частей уравнения реакции горения коэффициент перед горючим веществом для упрощения расчётов параметров процесса горения, как правило, не ставят, т.е. принимают равным единице, в связи с чем коэффициент перед воздухом может получаться дробным.
Для решения задач по определению основных параметров, характеризующих процесс горения, необходимо уметь составлять уравнения реакций горения горючих веществ в воздухе.
Обобщённая запись брутто-уравнения материального баланса реакции горения имеет вид:
n г.в. [г.в.] + n о [о]= n пг i [пг] , (1)
где n г.в, n о, n пг i – стехиометрические коэффициенты при соответствующих веществах: [г.в.] – горючее вещество, [о] – окислитель, [пг] – продукты горения.
Данное уравнение является обобщённым выражением материального баланса любой химической реакции окисления. Оно не несёт информации о промежуточных стадиях процесса, которых может быть великое множество, а выражает только начальное и конечное состояние системы. Поэтому его называют также суммарным или брутто-уравнением реакции горения. Для решения многих инженерно-технических задач этого уравнения бывает достаточно.
Рассмотрим примеры составления уравнений реакций горения горючих веществ в воздухе.
ПРИМЕР: Составить уравнение реакции горения пропана (С 3 Н 8) в воздухе.
При горении углеводородов в воздухе продуктами горения будут углекислый газ (СО 2), пары воды (Н 2 О) и азот (N 2) из воздуха:
С 3 Н 8 + (О 2 + 3,76 N 2) =CО 2 + Н 2 О + 3,76 N 2 .
Уравняем эту реакцию, в результате чего число атомов каждого элемента в правой части уравнения будет равно числу атомов этих элементов в левой части.
Углерода в молекуле пропана 3 атома, следовательно, в продуктах горения образуется 3 молекулы углекислого газа. Атомов водорода в молекуле пропана 8, следовательно, в продуктах горения образуется 4 молекулы воды, так как в молекуле Н 2 О два атома водорода (8: 2 = 4). В последнюю очередь уравнивается число атомов кислорода. Подсчитываем число атомов кислорода в правой части уравнения: число атомов кислорода в 3 молекулах СО 2 равно 6 (3 * 2 =6); число атомов кислорода в 4 молекулах воды равно 4 (4 * 1 = 4). Всего в правой части получается 10 атомов кислорода (6 + 4 = 10), следовательно, в левой части перед скобкой мы должны поставить коэффициент равный 5 (10: 2 = 5), т. к. в молекуле кислорода 2 атома. Коэффициент перед азотом в продуктах горения будет равен коэффициенту перед скобкой воздуха, умноженному на 3,76.
Окончательная запись уравнения реакции горения пропана в воздухе имеет вид:
С 3 Н 8 + 5 (О 2 + 3,76 N 2) = 3 CО 2 + 4 Н 2 О +5 *3,76 N 2 .
Коэффициент, стоящий перед скобкой воздуха, называется стехиометрическим коэффициентом реакции горения и обозначается β. В нашем случае β = 8.
При горении кислородосодержащих соединений в воздухе уравнивание реакции происходит аналогично. Однако при уравнивании атомов кислорода нужно учесть количество атомов кислорода, содержащихся в горючем веществе, которые тоже участвуют в реакции.
Для этого из количества атомов кислорода в правой части уравнения реакции нужно вычесть количество атомов кислорода, содержащихся в горючем веществе, а потом уже делить на 2.
ПРИМЕР: Составить уравнение реакции горения пропилового спирта в воздухе.
С 3 Н 7 ОН + (О 2 + 3,76 N 2) = CО 2 + Н 2 О +3,76 N 2
Углерода в молекуле пропилового спирта 3 атома, следовательно, в продуктах горения образуется 3 молекулы углекислого газа. Атомов водорода в молекуле 8, следовательно, в продуктах горения образуется 4 молекулы воды, так как в молекуле Н 2 О два атома водорода (8: 2 = 4). В последнюю очередь уравнивается число атомов кислорода. Подсчитываем число атомов кислорода в правой части уравнения: число атомов кислорода в 3 молекулах СО 2 равно 6 (3 * 2 =6); число атомов кислорода в 4 молекулах воды равно 4 (4 * 1 = 4). Всего в правой части получается 10 атомов кислорода (6 + 4 = 10), следовательно, в левой части перед скобкой мы должны поставить коэффициент равный 4,5 (10 - 1 = 9; 9: 2 = 4, 5). Коэффициент перед азотом в продуктах горения будет равен коэффициенту перед скобкой воздуха, умноженному на 3, 76.
Окончательная запись уравнения реакции горения пропилового спирта в воздухе имеет вид:
С 3 Н 7 ОН +4,5 (О 2 + 3,76 N 2)= 3 CО 2 + 4 Н 2 О +4,5* 3,76 N 2 .
Если в состав горючего вещества входит галоген и горючее вещество не содержит водород, то в продуктах горения он будет выделяться в свободном виде (Cl 2 , Br 2 и т. д.). Если же горючее вещество содержит водород, то в продуктах горения он будет выделяться в соединении с водородом, например хлороводород (НCl ).
Если в состав горючего вещества входят сера, алюминий, кремний и др., то в продуктах горения будут выделяться оксиды этих элементов (SO 2 , Al 2 O 3 , SiO 2 ). При горении веществ, содержащих азот, он выделяется в виде чистого газа азота (N 2 ) и записывается отдельно от азота, содержащегося в воздухе.
C 2 H 5 Cl + 3(O 2 + 3,76 N 2) = 2 CO 2 + 2 H 2 O + HCl + 3 *3,76 N 2 ,
C 4 H 4 S + 6(O 2 + 3,76 N 2) = 4CO 2 + 2 H 2 O + SO 2 + 6* 3,76 N 2 ,
CH 3 NH 2 + 2,25(O 2 + 3,76 N 2) = CO 2 + 2,5 H 2 O + 0,5 N 2 + 2,25 *3,76 N 2 .
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
1. Написать структурные формулы,составить уравнения реакций горения горючих веществ в воздухе и рассчитать стехиометрические коэффициенты.
1.1. амилбензол, абиетиновая кислота, аллиламин;
1.2. амилдифенил, адипиновая кислота, аллилизотиоцианат;
1.3. амилен, акриловая кислота, альнафт;
1.4. амилнафталин, аллилацетат, альтакс;
1.5. амилтолуол,аллилидендиацетат,амиламин;
1.6. антрацен, аллилкапроат, амилнитрат;
1.7. аценафтен, аллиловьiй спирт, амилнитрит;
1.8. ацетилен, амилацетат, амилсульфид;
1.9. бензол,амилбутират,амилтрихлорсилан;
1.10. бутилбензол, амилксилиловый эфир, амилхлорнафталин;
1.11. бутилциклогексан, амиллаурат, аминалон;
1.12. бутилциклопетан, амилметилкетон, аминоазокраситель;
1.13. гексадекан, амилолеат, аминокапроновая кислота;
1.14. гексан, амилсалицилат, аминопеларгоновая кислота;
1.15. гексилциклопентан, амилстеарат, аминоциклогексан;
1.16. гептадекан, амилфенилметиловый эфир, ампициллин;
1.17. гептан, амнлфениловый эфир, ангинин;
1.18. декан, амилформиат, анилин;
1.19. диамилбензол, анизол, антримид;
1.20. диамилнафталин, ацеталь, атофан;
1.21. дивинилацетилен, ацетальдегид, ацеклидин;
1.22. дигидроциклопентадиен, ацетилацетон, ацетанилид;
1.23. диизобутилен, ацетисалициловая кислота, ацетилхлорид;
1.24. диизопропилбензол, ацетилтрибутилцитрат, ацетоацетанилид;
1.25. диметиленциклобутан, ацетометоксан, ацетонитрил;
1.26. дитолилметан, ацетон, ацетоксим;
1.27. дифенил, ацетонилацетон, ацетоэтиламид;
1.28. дифенилметан, ацетопропиловый спирт, бензамид;
1.29. диэтилциклогексан, ацетоуксусный эфир, бензилдиэтиламин;
1.30. додекан, ацетофенон, бензилтиол;
1.31. изобутилбензол, бензальдегид, бензилхлорид;
1.32. изобутилциклогексан, бензантрон, бензилцианид;
1.33. изооктан, бензгидрол, бензимидазол;
1.34. изопентан, бензилацетат, бензоат натрия;
1.35. изопрен, бензилбензоат, бензоилхлорид;
1.36. изопропенилбензол, бензилсалицилат, бензоксазолон;
1.37. изопропилацетилен, бензилцеллозольв, бензолсульфазид;
1.38. метилциклогексан, бензилэтиловый эфир, бензолсульфамид;
1.39. метилциклопентан, бензилянтарная кислота, бензолсульфокислота;
1.40. октилтолуол, метоксибутилацетат, бензонитрил.
2. Написать структурные формулы и определить при сгорании какого горючего вещества выделится большее число молей продуктов горения?
2.1. бензофенон и бензофенонтетракарбоновая кислота;
2.2. борнеол и бутаналь;
2.3. бутановая кислота и бутилацетат;
2.4. бутилацетилрицинолеат и бутилацетоацетат
2.5. бутилбензилсебацинат и бутилбензоат;
2.6. бутилбутират и бутилвиниловый эфир;
2.7. бутилгликоль и бутилгликольацетат;
2.8. бутилглицидный эфир и бутилдиэтиладипинат;
2.9. бутилизовалериат и бутилкапронат;
2.10. бутилкарбитол и бутиллактат;
2.11. бутиллаурат и бутилметакрилат;
2.12. бутилметилкетон и бутилолеат;
2.13. бутилпропионат и бутилрициноолеат;
2.14. бутилстеарат и бутилфениловый эфир;
2.15. бутилформиат и бутилэтилацетальдегид;
2.16. бутилэтилкетон и бутилэтиловый эфир;
2.17. валериановая кислота и валериановый альдегид;
2.18. ванилин и ветиверилацетат;
2.19. ветиверовый спирт и ветинилацетат;
2.20. ветинон и винилаллиловый эфир;
2.21. винилацетат и винилбутират;
2.22. винилизобутиловый эфир и винилизооктиловый эфир;
2.23. винилизопропиловый эфир и винилкротонат;
2.24. винилметилкетон и винилоксиэтилметакрилат;
2.25. винилоктадециловый эфир и винилпропионат;
2.26. винилтриметилнониловый эфир и винилэтиловый эфир;
2.27. винилэтиловый эфир и винная кислота;
2.28. витамин А (ацетат) и витамин С;
2.29. галловая кислота и гексаналь;
2.30. гексановая кислота и гексилацетат;
2.31. гексилбутират и гексилдиэтилгексагидрофталат;
2.32. гексилметакрилат и гексилметилкетон;
2.33. гексиловый спирт и гексилпропионат;
2.34. гексилформиат и гексилцеллозольв;
2.35. гелиотропин и гептадециловый спирт;
2.36. гептаналь и гептилацетат;
2.37. гептилбутират и гептилдифенилкетон;
2.38. гептилизобутилкетон и гептилметилкетон;
2.39. гептиловый спирт и гептилпропионат;
2.40. гептилформиат и гидрохинон.
