Уравнение реакции горения веществ в воздухе

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ГОРЕНИЯ ВЕЩЕСТВ В ВОЗДУХЕ

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 – (О₂ + 3,76 N₂).

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:

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 (С₃Н₈) в воздухе.

При горении углеводородов в воздухе продуктами горения будут углекислый газ (СО₂), пары воды (Н₂О) и азот (N₂) из воздуха:

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 Н₂О 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 СО₂ 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:

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.

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 Н₂О 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 СО₂ 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:

Если в состав горючего вещества входит галоген и горючее вещество не содержит водород, то в продуктах горения он будет выделяться в свободном виде (Cl₂, Br₂ 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 (SO₂, Al₂O₃, SiO₂). При горении веществ, содержащих азот, он выделяется в виде чистого газа азота (N₂) и записывается отдельно от азота, содержащегося в воздухе.

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.

8.1. Реакции горения

Реакции горения описываются т.н. стехиометрическими уравнениями, характеризующими качественно и количественно вступающие в реакцию и образующиеся в результате ее вещества. Общее уравнение реакции горения любого углеводорода

Q — тепловой эффект реакции, или теплота сгорания.

Реакции горения некоторых газов приведены в табл. 8.1. Эти уравнения являются балансовыми, и по ним нельзя судить ни о скорости реакций, ни о механизме химических превращений.

Тепловой эффект (теплотой сгорания) Q — количество теплоты, выделяющееся при полном сгорании 1 кмоля, 1 кг или 1 м3 газа при нормальных физических условиях. Различают высшую Qв и низшую Qн теплоту сгорания: высшая теплота сгорания включает в себя теплоту конденсации водяных паров в процессе горения (в реальности при сжигании газа водяные пары не конденсируются, а удаляются вместе с другими продуктами сгорания). Обычно технические расчеты обычно ведут по низшей теплоте сгорания, без учета теплоты конденсации водяных паров (около 2400 кДж/кг).

КПД, рассчитанный по низшей теплоте сгорания, формально выше, но теплота конденсации водяных паров достаточно велика, и ее использование более чем целесообразно. Подтверждение этому — активное применение в отопительной технике контактных теплообменников, весьма разнообразных по конструкции.

Для смеси горючих газов высшая (и низшая) теплота сгорания газов определяется по соотношению

где r1, r2, …, rn — объемные (молярные, массовые) доли компонентов, входящих в смесь;
Q1, Q2, …, Qn — теплота сгорания компонентов

Воспользовавшись табл. 8.1, высшую и низшую теплоту сгорания, кДж/м3, сложного газа можно определять по следующим формулам:

где H2, CO, CH4 и т. д. — содержание отдельных составляющих в газовом топливе, об. %.

Интенсивность тепловыделения и рост температуры приводят к увеличению в реагирующей системе активных частиц. Такая взаимосвязь цепного реагирования и температуры, свойственная практически всем процессам горения, привела к введению понятия цепочечно-теплового взрыва — сами химические реакции горения имеют цепной характер, а их ускорение происходит за счет выделения теплоты и роста температуры в реагирующей системе.

Скорость химической реакции в однородной смеси пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

где С1 и С2 — концентрации реагирующих компонентов, кмоль/м3;
k —константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

При сжигании газа концентрации реагирующих веществ можно условно считать неизменными, так как в зоне горения происходит непрерывный приток свежих компонентов однозначного состава.

Константа скорости реакции (по уравнению Аррениуса):

где К0 — предэкспоненциальный множитель, принимаемый для биометрических гомогенных смесей, ≈1,0;
Е — энергия активации, кДж/кмоль;
R— универсальная газовая постоянная, Дж/(кг•К);
Т — абсолютная температура, К (°С);
е — основание натуральных логарифмов.

Уравнение (8.6) показывает, что скорость химических реакций резко возрастает с увеличением температуры: например, повышение температуры с 500 до 1000 К влечет повышение скорости реакции горения в 2•104÷5•108 раз (в зависимости от энергии активации).

На скорость реакций горения влияет их цепной характер. Первоначально генерируемый реакцией атомы и радикалы вступают в соединения с исходными веществами и между собой, образуя конечные продукты и новые частицы, повторяющие ту же цепь реакций. Нарастающее генерирование таких частиц приводит к «разгону» химических реакций — фактически взрыву всей смеси.

Высокотемпературное горение углеводородов имеет весьма сложный характер и связано с образованием активных частиц в виде атомов и радикалов, а также промежуточных молекулярных соединений. В качестве примера приводятся реакции горения простейшего углеводорода — метана:

Реакции горения

Горение — быстропротекающая химическая реакция соединения горючих компонентов с кислородом, сопровождающаяся интенсивным выделением теплоты и резким повышением температуры продуктов сгорания. Реакции горения описываются т.н. стехиометрическими уравнениями, характеризующими качественно и количественно вступающие в реакцию и образующиеся в результате ее вещества. Общее уравнение реакции горения любого углеводорода

где _{m, n} — число атомов углерода и водорода в молекуле; Q — тепловой эффект реакции, или теплота сгорания.

Тепловой эффект (теплотой сгорания) Q — количество теплоты, выделяющееся при полном сгорании 1 кмоля, 1 кг или 1 м3 газа при нормальных физических условиях. Различают высшую Qe и низшую Qн теплоту сгорания: высшая теплота сгорания включает в себя теплоту конденсации водяных паров в процессе горения (в реальности при сжигании газа водяные пары не конденсируются, а удаляются вместе с другими продуктами сгорания). Обычно технические расчеты обычно ведут по низшей теплоте сгорания, без учета теплоты конденсации водяных паров (около 2400 кДж/кг).

Таблица 8.1. Реакции горения и теплота сгорания сухих газов (при 0°С и 101,3 кПа)

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

C2H6 + 0,5O2 = 2CO2 + 3H2O

C3H + 5H2O = 3CO2 +4H2O

C4H,0 + 6,5O2 = 4CO2 + 5H2O

C5H,2 + 8O2 = 5CO2 + 6H2O

C3H6 + 4,5O2 = 3CO2 + 3H2O

C4H + 6O2 = 4CO2 + 4H2O

Для смеси горючих газов высшая (и низшая) теплота сгорания газов определяется по соотношению

где r1, r2, . rn — объемные (молярные, массовые) доли компонентов, входящих в смесь; Q₁, Q₂. Q_n — теплота сгорания компонентов.

где H₂, C_O, CH₄ и т. д. — содержание отдельных составляющих в газовом топливе, об. %.

Процесс горения протекает гораздо сложнее, чем по формуле (8.1), так как наряду с разветвлением цепей происходит их обрыв за счет образования промежуточных стабильных соединений, которые при высокой температуре претерпевают дальнейшие преобразования. При достаточной концентрации кислорода образуются конечные продукты: водяной пар Н₂О и двуокись углерода СО 2 . При недостатке окислителя, а также при охлаждении зоны реакции, промежуточные соединения могут стабилизироваться и попадать в окружающую среду.

где С₁ и С₂ — концентрации реагирующих компонентов, кмоль/м 3 ; к — константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

Константа скорости реакции (по уравнению Аррениуса):

где К₀ — предэкспоненциальный множитель, принимаемый для биометрических гомогенных смесей, =1,0; Е — энергия активации, кДж/кмоль; R — универсальная газовая постоянная, Дж/ (кг*К); Т — абсолютная температура, К (°С); е — основание натуральных логарифмов.

Предэкспоненциальный множитель К₀ можно истолковать как константу, отражающую полноту столкновения молекул, а Е — как минимальную энергию разрыва связей молекул и образования активных частиц, обеспечивающих эффективность столкновений. Для распространенных горючих смесей она укладывается в пределах (80÷150)•10 3 кДж/кмоль.

Уравнение (8.6) показывает, что скорость химических реакций резко возрастает с увеличением температуры: например, повышение температуры с 500 до 1000 К влечет повышение скорости реакции горения в 2·10 4 ÷5•10 8 раз (в зависимости от энергии активации).

На скорость реакций горения влияет их цепной характер. Первоначалаьно генерируемый реакцией атомы и радикалы вступают в соединения с исходными веществами и между собой, образуя конечные продукты и новые частицы, повторяющие ту же цепь реакций. Нарастающее генерирование таких частиц приводит к «разгону» химических реакций — фактически взрыву всей смеси.

источники:

http://www.fas-him.ru/info/spravochnik/gl-8/gl-8_100.html

http://tgs.su/spravochnik-avtonomnoe-gazosnabzhenie/xarakteristiki-goreniya-gazov/reakcii-goreniya