Урок химии." Реакция горения". Горение

Во время химических реакций из одних веществ получаются другие (не путать с ядерными реакциями, в которых один химический элемент превращается в другой).

Любая химическая реакция описывается химическим уравнением :

Реагенты → Продукты реакции

Стрелка указывает направление протекания реакции.

Например:

В данной реакции метан (СН 4) реагирует с кислородом (О 2), в результате чего образуется диоксид углерода (СО 2) и вода (Н 2 О), а точнее - водяной пар. Именно такая реакция происходит на вашей кухне, когда вы поджигаете газовую конфорку. Читать уравнение следует так: одна молекула газообразного метана вступает в реакцию с двумя молекулами газообразного кислорода, в результате получается одна молекула диоксида углерода и две молекулы воды (водяного пара).

Числа, расположенные перед компонентами химической реакции, называются коэффициентами реакции .

Химические реакции бывают эндотермическими (с поглощением энергии) и экзотермические (с выделением энергии). Горение метана - типичный пример экзотермической реакции.

Существует несколько видов химических реакций. Самые распространенные:

• реакции соединения;
• реакции разложения;
• реакции одинарного замещения;
• реакции двойного замещения;
• реакции окисления;
• окислительно-восстановительные реакции.

Реакции соединения

В реакциях соединения хотя бы два элемента образуют один продукт:

2Na (т) + Cl 2 (г) → 2NaCl (т) - образование поваренной соли.

Следует обратить внимание на существенный нюанс реакций соединения: в зависимости от условий протекания реакции или пропорций реагентов, вступающих в реакцию, - ее результатом могут быть разные продукты. Например, при нормальных условиях сгорания каменного угля получается углекислый газ:
C (т) + O 2 (г) → CO 2 (г)

Если же количество кислорода недостаточно, то образуется смертельно опасный угарный газ:
2C (т) + O 2 (г) → 2CO (г)

Реакции разложения

Эти реакции являются, как бы, противоположными по сути, реакциям соединения. В результате реакции разложения вещество распадается на два (3, 4...) более простых элемента (соединения):

• 2H 2 O (ж) → 2H 2 (г) + O 2 (г) - разложение воды
• 2H 2 O 2 (ж) → 2H 2 (г) O + O 2 (г) - разложение перекиси водорда

Реакции одинарного замещения

В результате реакций одинарного замещения, более активный элемент замещает в соединении менее активный:

Zn (т) + CuSO 4 (р-р) → ZnSO 4 (р-р) + Cu (т)

Цинк в растворе сульфата меди вытесняет менее активную медь, в результате чего образуется раствор сульфата цинка.

Степень активности металлов по возрастанию активности:

• Наиболее активными являются щелочные и щелочноземельные металлы

Ионное уравнение вышеприведенной реакции будет иметь вид:

Zn (т) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (т)

Ионная связь CuSO 4 при растворении в воде распадается на катион меди (заряд 2+) и анион сульфата (заряд 2-). В результате реакции замещения образуется катион цинка (который имеет такой же заряд, как и катион меди: 2-). Обратите внимание, что анион сульфата присутствует в обеих частях уравнения, т.е., по всем правилам математики его можно сократить. В итоге получится ионно-молекулярное уравнение:

Zn (т) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (т)

Реакции двойного замещения

В реакциях двойного замещения происходит замещение уже двух электронов. Такие реакции еще называют реакциями обмена . Такие реакции проходят в растворе с образованием:

• нерастворимого твердого вещества (реакции осаждения);
• воды (реакции нейтрализации).

Реакции осаждения

При смешивании раствора нитрата серебра (соль) с раствором хлорида натрия образуется хлорид серебра:

Молекулярное уравнение: KCl (р-р) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (т) + KNO 3 (p-p)

Ионное уравнение: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (т) + K + + NO 3 -

Молекулярно-ионное уравнение: Cl - + Ag + → AgCl (т)

Если соединение растворимое, оно будет находиться в растворе в ионном виде. Если соединение нерастворимое, оно будет осаждаться, образовывая твердое вещество.

Реакции нейтрализации

Это реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются молекулы воды.

Например, реакция смешивания раствора серной кислоты и раствора гидроксида натрия (щелока):

Молекулярное уравнение: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (ж)

Ионное уравнение: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (ж)

Молекулярно-ионное уравнение:2H + + 2OH - → 2H 2 O (ж) или H + + OH - → H 2 O (ж)

Реакции окисления

Это реакции взаимодействия веществ с газообразным кислородом, находящимся в воздухе, при которых, как правило, выделяется большое количество энергии в виде тепла и света. Типичная реакция окисления - это горение. В самом начале данной страницы приведена реакция взаимодействия метана с кислородом:

CH 4 (г) + 2O 2 (г) → CO 2 (г) + 2H 2 O (г)

Метан относится к углеводородам (соединения из углерода и водорода). При реакции углеводорода с кислородом выделяется много тепловой энергии.

Окислительно-восстановительные реакции

Это реакции при которых происходит обмен электронами между атомами реагентов. Рассмотренные выше реакции, также являются окислительно-восстановительными реакциями:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - реакция соединения
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - реакция окисления
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - реакция одинарного замещения

Максимально подробно окислительно-восстановительные реакции с большим количеством примеров решения уравнений методом электронного баланса и методом полуреакций описаны в разделе

Всем нам практически ежедневно приходится сталкиваться с тем или иным проявлением процессом горения. В нашей статье мы хотим более подробно рассказать какие особенности включает в себя данный процесс с научной точки зрения.

Является основной составляющим процессом на пожаре. Пожар начинается с возникновения горения, его интенсивность развития как правило путь пройденный огнем, то есть скорость горения, а тушение заканчивается прекращением горения.

Под горением обычно понимают экзотермическую реакцию между горючим и окислителем, сопровождающуюся, по крайней мере, одним из трех следующих факторов: пламенем, свечением, дымообразованием. Из-за сложности процес­са горения указанное определение не является исчерпывающим. В нем не учтены такие важнейшие особенности горения, как быстрое протекание лежащей в его основе экзотермической реакции, ее самоподдерживающийся характер и способность к самораспространению процесса по горючей смеси.

Различие между медленной экзотермической окислительно-вос­становительной реакцией (коррозия железа, гниение) и горением заключается в том, что последняя протекает настолько быстро, что теплота производится быстрее, чем рассеивается. Это приводит к по­вышению температуры в зоне реакции на сотни и даже тысячи гра­дусов, к видимому свечению и образованию пламени. По сути так образуется пламенное горение.Если происходит выделение тепла но пламя при это отсутствует, то этот процесс называется тлением.И в том и в другом процессе происходит – аэрозоля полного или неполного сгорания ве­ществ. Стоит отметить, что при горении некоторых веществ пламени не видно, а также отсутствует и выделение дыма, к таким веществам относится водород. Слишком быстрые реакции (взрывчатое пре­вращение) также не входят в понятие горения.

Необходимым условием для возникновения горения является на­личие горючего вещества, окислителя (при пожаре его роль выпол­няет кислород воздуха) и источника зажигания. Для непосредственно­го возгорания необходимо наличие критических условий по составу горючей смеси, геометрии и температуре горючего материала, давле­нию и др. После возникновения горения в качестве источника зажи­гания выступает уже само пламя или зона реакции.

Например, метан способен окисляться кислородом с выделением тепла до метилового спирта и муравьиной кислоты при 500-700 К. Однако, чтобы реакция продолжилась, необходимо пополнение теп­лоты за счет внешнего подогрева. Горением это не является. При на­гревании реакционной смеси до температуры выше 1000 К скорость окисления метана возрастает настолько, что выделяющегося тепла становится достаточно для дальнейшего продолжения реакции, необ­ходимость в подводе теплоты извне исчезает, начинается горение. Та­ким образом, реакция горения, возникнув, способна сама себя поддер­живать. Это главная отличительная особенность процесса горения. Другая, связанная с ней особенность - способность пламени, являю­щегося зоной химической реакции, самопроизвольно распростра­няться по горючей среде или горючему материалу со скоростью, оп­ределяемой природой и составом реакционной смеси, а также услови­ями процесса. Это основной механизм развития пожара.

Типичная модель горения построена на реакции окисления органических веществ или углерода кислородом воздуха. Множество физических и химических процессов сопровождают горение. Физика это перенос тепла в систему. Окислительные и восстановительные реакции это составляющая природы горения со стороны химии. Отсюда из понятия горение вытекают самые разные химические превращения, включая разложение исходных соединений, диссоциации и ионизации продуктов.

Совокупность горючего вещества или материала с окислителем представляет собой горючую среду. В результате разложения горю­чих веществ под воздействием источника зажигания происходит об­разование газопаровоздушной реакционной смеси. Горючие смеси, которые по составу (соотношению компонентов горючего и окисли­теля) отвечают уравнению химической реакции, называются смесями стехиометрического состава. Они наиболее опасны в пожарном от­ношении: легче воспламеняются, интенсивнее горят, обеспечивая полное сгорание вещества, в результате чего выделяют максималь­ное количество теплоты.

Рис. 1. Формы диффузионных пламен

а – горение реактивной струи, б – горение разлитой жидкости, в – горение лесной подстилки

По соотношению количества горючего материала и объема окислителя различают бедные и богатые смеси: бедные содержат в изобилии окислитель, богатые - горючий материал. Минимальное количество окислителя, необходимое для полного сгорания единицы массы (объема) того или иного горю­чего вещества, определяется по уравнению химической реакции. При горении с участием кислорода требуемый (удельный) расход воздуха для большинства горючих веществ находится в пределах 4-15 м 3 /кг. Горение веществ и материалов возможно только при обусловленном содержании в воздухе их паров или газообразных продуктов, а также при концентрации кислорода не ниже заданного предела.

Так, для картона и хлопка самопотухание наступает уже при 14 об. % кис­лорода, а полиэфирной ваты - при 16 об. %. В процессе горения, как и в других химических процессах, обяза­тельны два этапа: создание молекулярного контакта между реаген­тами и само взаимодействие молекул горючего с окислителем с об­разованием продуктов реакции. Если скорость превращения исход­ных реагентов определяется диффузионными процессами, т.е. ско­ростью переноса (пары горючих газов и кислорода переносятся в зону реакции за счет градиента концентраций в соответствии с зако­нами диффузии Фика), то такой режим горения называется диффу­зионным. На рис. 1 приведены различные формы диффузионных пламен. При диффузионном режиме зона горения размыта, и в ней образуется значительное количество продуктов неполного сгора­ния. Если же скорость горения зависит только от скорости химиче­ской реакции, которая значительно выше скорости диффузии, то режим горения называется кинетическим. Ему свойственны более высокие скорости и полнота сгорания и как следствие высокие ско­рости тепловыделения и температура пламени. Этот режим имеет место в предварительно перемешанных смесях горючего и окисли­теля. Отсюда, если реагенты в зоне химической реакции находятся в одинаковой (обычно газовой) фазе, то такое горение называют го­могенным, при нахождении горючего и окислителя в зоне реакции в разных фазах - гетерогенным. Гомогенным является горение не только газов, но и , а также большинства твердых . Объясняется это тем, что в зоне реакции горят не сами материалы, а их пары и газообразные продукты разложе­ния. Наличие пламени является отличительным признаком гомоген­ного горения.

Примерами гетерогенного горения служат горение углерода, уг­листых остатков древесины, нелетучих металлов, которые даже при высоких температурах остаются в твердом состоянии. Химическая реакция горения в этом случае будет происходить на поверхности раздела фаз (твердой и газообразной). Отметим, что конечными про­дуктами горения могут быть не только оксиды, но и фториды, хлори­ды, нитриды, сульфиды, карбиды и др.

Характеристики процесса горения разнообразны. Их можно подразделить на следующие группы: форма, размер и структура пламе­ни; температура пламени, его излучательная способность; тепловы­деление и теплота сгорания; скорость горения и концентрационные пределы устойчивого горения и др.

Всем известно, что при горении образуется свечение которое сопровождает продукта горения.

Рассмотрим две системы:

• газообразная система
• конденсированная система

В первом случае при возникновении горения весь процесс будет происходить в пламени, во втором же случае часть реакций будет происходить в самом материале, либо его поверхности. Как упоминалось выше существуют газы которые могут гореть без пламени, но если рассматривать твердые вещества существуют также группы металлов которые также способны гореть без проявления пламени.

Часть пламени с максимальным значением, где происходят интенсивные превращения, называется фронтом пламени.

Теплообменные процессы и диффузия активных частиц из зоны горения которые являются ключевыми механизмами движения фронта пламени по горючей смеси.

Скорость распространения пламени принято разделять на:

• дефлаграционное (нормальное), протекаю­щее с дозвуковыми скоростями (0,05-50 м/с)
• детонационное, ког­да скорости достигают 500-3000 м/с.

Рис. 2. Ламинарное диффузионное пламя

В зависимости от характера скорости движения газового потока, создающего пламя, различают ламинар­ные и турбулентные пламена. В ламинарном пламени движение газов происходит в разных слоях, все процессы тепло-, массоообмена происходят путем мо­лекулярной диффузии и конвекции. В турбулентных пламенах про­цессы тепло-, массообмена осуществляются в основном за счет мак­роскопического вихревого движения. Пламя свечи - пример лами­нарного диффузионного пламени (рис. 2). Любое пламя высотой более 30 см будет уже обладать случайной газовой механической не­устойчивостью, которая проявляется видимыми завихрениями дыма и пламени.

Рис. 3. Переход ламинарного потока в турбулентный

Очень наглядным примером перехода ламинарного потока в тур­булентный является струйка сигаретного дыма (рис. 3), которая, поднявшись на высоту около 30 см, приобретает турбулентность.

При пожарах пламена имеют диффузионный турбулентный ха­рактер. Присутствие турбулентности в пламени усиливает перенос тепла, а смешивание влияет на химические процессы. В турбулент­ном пламени выше также скорости горения. Это явление делает затруднительным перенос поведения мелкомасштабных пламен на крупномасштабные, имеющих большую глубину и высоту.

Экспериментально доказано, что температура горения веществ в воздухе гораздо ниже температуры горения в атмосферной кислородной среде

В воздухе температура будет колебаться от 650 до 3100 °С, а в кислородной показатели температуры возрастут на 500-800 °С.

Тема 3. ХИМИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ГОРЕНИЯ.

3.1. Химизм реакций горения.

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

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

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

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

С 2 Н 2 = 2С + Н 2 .

Экзотермические реакции – это реакции, проходящие с выделением тепла.

Эндотермические реакции – это реакции, проходящие с поглощением тепла.

Например:

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

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

где: Q – тепловая энергия.

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

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

Например, в реакции

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О

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

Количество молей перед формулами веществ называется стехиометри-ческими коэффициентами.

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

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

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

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

Тогда стехиометрический состав смеси будет:

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

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

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

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

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

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

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

Меньше концентраций реагирующих веществ в общей смеси;

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

Зададимся вопросами:

Какая же энергия может выделиться при реакции?

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

Сколько нужно добавить тепловой энергии, чтобы протекла

эндотермическая реакция?

Для этого введено понятие теплосодержание вещества.

3.2.Теплосодержание веществ.

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

Приведем пример более простой реакции:

2Н 2 +О 2 =2Н 2 О+Q

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

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

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

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

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

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

Например:

У СО 2 = - 393,5 кДж/моль

У Н 2 О газ = - 241,8 кДж/моль

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

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

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

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

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

Сумма этих форм молекулярной энергии и составляет теплосодержание молекулы.

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

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

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

или проще: U+n®Ba+Kr+3n.

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

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

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

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

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

3.3. Тепловой эффект реакции.

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

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

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

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

; ; .

В итоге общее уравнение реакции будет выглядеть так:

2Н 2 +О 2 =2Н 2 О – 582 кДж/моль.

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

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

Тогда реакция разложения воды будет:

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

Пример более сложной реакции:

СН 4 +2О 2 =СО 2 +2Н 2 О.

Тогда реакция запишется так:

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

3.4. Кинетические основы газовых реакций.

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

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

Рассмотрим реакцию, протекающую по уравнению:

А + В = С + Д.

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

, (3.1)

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

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

, (3.2)

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

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

Так, для реакции

аА + bB = cC + dД

Кинетическое уравнение имеет вид:

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

Например, реакции типа

А ® bB + cC – I порядка,

2А = bB + cC – II порядка,

А + B = cC + dД – III порядка.

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

Простейшим кинетическим уравнением является уравнение I порядка типа

для которого . (3.4)

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

Или [A]=×e - kt . (3.5)

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

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

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

По закону Больцмана, число активных молекул

n A = n о * e - E / RT , (3.6)

где: Е – энергия активации,

Т – температура газовой смеси,

n о – общее число молекул.

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

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

где: Z 0 – общее число соударений молекул.

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

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

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

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

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

3.5. Энергия активации реакции.

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

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

Рис. 9. Схема активирования реакции.

Рассмотрим две реакции:

1) Н 2 +О 2 =Н 2 О-

2) Н 2 О=Н 2 +О 2 +

Как видно из рисунка, Е 2 =+Е 1 ;

В общем, при любой реакции

.

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

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

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

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

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

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

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

3.6. Катализ.

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

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

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

Характер участия катализатора можно пояснить следующей схемой:

Реакция без катализатора: А + В = АВ.

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

Приведем картинку, подобно представленной на рис. 9.

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

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

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

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

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

Что же такое адсорбция?

3.7. Адсорбция.

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

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

Различают физическую и химическую адсорбцию.

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

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

Для процессов горения и взрыва можно привести следующие примеры:

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

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

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

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

Образцы выполнения с/р2

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА. РАВНОВЕСИЕ. КИНЕТИКА.

ЗАДАЧА 1. Теплота сгорания топлива.

Имеем газовую топливную смесь: 50%СН 4 + 50%С 4 Н 10 .

Суммарный объем V=1000 л=1м 3 .

1. Напишите химические уравнения реакций горения газовых составляющих заданной топливной смеси.

Реакция горения метана:

СН 4 (г) + 2О 2 (г) ® СО 2 (г) + 2Н 2 О (ж)

Реакция горения бутана:

С 4 Н 10 (г) + 13/2О 2 (г) ® 4СО 2 (г) + 5Н 2 О (ж) .

Энтальпия Δ r Н 0 298 этих химических реакций является теплотой сгорания газового топлива ΔН 0 сг.

2. Рассчитайте, сколько теплоты можно получить при сжигании заданного объема топливной смеси заданного состава (объемные %), условия считать нормальными.

С использованием закона Гесса рассчитаем теплоту сгорания газового топлива ΔН 0 сг при стандартном состоянии и 298 К, используя табличные данные (см. приложение, табл.) теплоты образования всех веществ, участвующих в реакции горения (Δ f Н 0 298):

для метана

ΔН 0 сг СН4 = Δ r Н 0 298 = Δ f Н 0 СО2 + Δ f Н 0 Н2О - Δ f Н 0 СН4 - 2Δ f Н 0 О2 =

393,62 + 2 . (-285,84) – (-74,78) - 0 = -802,28 кДж/моль.

для бутана

ΔН 0 сг С4Н10 = Δ r Н 0 298 = 4Δ f Н 0 СО2 + 5Δ f Н 0 Н2О - Δ f Н 0 С4Н10 - 13/2Δ f Н 0 О2 =

4 . (- 393,62) + 5 . (-285,84) – (-126,15) - 0 = -2877,53 кДж/моль.

Удельная теплота сгорания Q Т газового топлива:

Q T = - (ΔН сг. 1000/22,4) , кДж/м 3 ,

где 22,4 л/моль – молярный объем газа при н.у.

для метана

Q T , СН4 = - (-802,28 . 1000 / 22,4) =35816 кДж/м 3 .

для бутана

Q T , С4Н10 = - (-2877,53 . 1000 / 22,4) =128461 кДж/м 3 .

Суммарное количество теплоты, полученное при сгорании данной топливной смеси с учетом объемов газов:

Q = Q T , СН4 . V СН4 + Q T , С4Н10 . V С4Н10 =

35816 . (1 . 0,5)+128461 . (1 . 0,5) =82138,5 кДж.

3. Из заданной топливной смеси выберите наиболее энергоэффективное топливо. Рассчитайте удельную теплоту сгорания этого топлива Q T , кДж/м 3 . Рассчитайте минимальный объем этого топлива для получения 100 МДж теплоты.

Наиболее энергоэффективное топливо в данной топливной смеси – бутан, удельная теплота сгорания Q T , С4Н10 = 128461 кДж/м 3 .

Для получения 100 МДж теплоты необходимо сжечь:

V С4Н10 = Q / Q T , С4Н10 =100000/128461=0,778 м 3 = 778 л.

ЗАДАЧА 2. Химическая термодинамика.

1. Напишите термохимические уравнения реакций, тепловой эффект которых является теплотой образования всех реагентов заданной химической реакции.

Для химической реакции

СO 2 (г) + C (к) « 2CО (г)

Вещество C (к) – простое, устойчивое при 298 К и давлении 100 кПа, энтальпия его образования DH 0 f , 298 , = 0.

Термохимические уравнения реакций, тепловой эффект которых является теплотой образования реагентов заданной химической реакции СO 2 (г) и CО (г) :

O 2 (г) + C (к) « CО 2 (г) , DH 0 f , 298 = -393,51 кДж/моль,

(см. табл.);

1/2 O 2 (г) + C (к) « CО (г) , DH 0 f , 298 = -110,5 кДж/моль,

(см. табл.).

2. Рассчитайте величины энтальпии D r H 0 298 , энтропии D r S 0 298 . табл. к задачам 1, 2) при стандартном состоянии (с.с.) всех реагентов и температуре 298 К. Сделайте вывод о тепловом эффекте реакции.

По табличным данным (см. табл.) запишем термодинамические функции состояния реагентов заданной химической реакции при стандартном состоянии и 298 К

С использованием закона Гесса рассчитаем энтальпию Δ r Н 0 298 , энтропию ∆ r S 0 298 и энергию Гиббса Δ r G 0 298 химической реакции при стандартном состоянии и 298 К:

Δ r Н 0 298 = 2Δ f Н 0 298 СОг - Δ f Н 0 298 Ск - Δ f Н 0 298 СО2г =

2(-110,5) – 0 – (-393,5) = 172,5 кДж.

Δ r Н 0 298 >0 - реакция эндотермическая, идет с поглощением теплоты.

∆ r S 0 298 = 2 S 0 f , 298,СО(г) - S 0 f , 298,С(к) - S 0 f , 298,СО2(г) = 2(197,54) – 5,74 – 213,68 =

175,66 Дж/К.

∆ r S 0 298 >0 – система стала более неупорядоченной вследствие образования дополнительного количества газа.

3. Рассчитайте величину энергии Гиббса D r G 0 298 заданной химической реакции (п.1 . табл. к задачам 1, 2) при стандартном состоянии (с.с.) всех реагентов и температуре 298 К. Определите, в каком направлении будет самопроизвольно протекать данная реакция при стандартном состоянии всех реагентов и температуре 298 К.

Δ r G 0 298 = 2Δ f G 0 298 СОг - Δ f G 0 298 Ск - Δ f G 0 298 СО2г =

2(-137,14) – 0 – (-394,38) = 120,15 кДж.

Δ r G 0 298 >0 – самопроизвольное протекание реакции в прямом направлении при стандартном состоянии и 298 К невозможно. Реакция протекает в обратном направлении.

4. Определите область температур, при которых возможно самопроизвольное протекание прямой реакции при стандартном состоянии всех реагентов без учета зависимости D r H 0 и D r S 0 от температуры. Постройте график зависимости энергии Гиббса реакции от температуры D r G 0 = f (Т ).

Возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартном состоянии определяется неравенством ∆ r G 0 T < 0.

Т.е. , если

∆ r G 0 T = ∆ r H 0 298 +∆ r с 0 p dT - Т ∆ r S 0 298 - Т ∆ r с 0 p / T )dT < 0

∆ r G 0 T ≈ ∆ r H 0 298 - Т ∆ r S 0 298 < 0

∆ r G 0 Т = (172,5 – Т . 175,66 . 10 -3) < 0 , отсюда Т > 982 К.

График зависимости D r G 0 = f (Т ):

∆ r G 0 Т

298 982 2300 Т

С учетом температурных интервалов существования реагентов температурная область самопроизвольного протекания реакции при стандартном состоянии 982 < Т < 2300 К.

5. Рассчитайте величину энергии Гиббса D r G 298 химической реакции при заданных значениях парциальных давлений газов (п.2 . табл. к задачам 1, 2) и температуре 298 К. Определите, изменится ли направление протекания процесса при 298 К при изменении парциальных давлений газов по сравнению со стандартным состоянием.

Расчет энергии Гиббса химической реакции при любой температуре и любых относительных парциальных давлениях газов производится по уравнению изотермы Вант-Гоффа:

Δ r G Т = ∆ r G 0 Т + RT ln .

Рассчитаем Δ r G 298 при 298 К и давлениях газов: р СО = 2 . 10 3 Па,

р СО2 = 8 . 10 5 Па.

Относительные парциальные давления газов:

СО = 2 . 10 3 Па/10 5 Па = 0,02; СО2 = 8 . 10 5 Па/10 5 Па = 8.

Δ r G 298 = Δ r G 0 298 + RTln (р 2 СО /р СО2) = 120,15 +8,31 . 10 -3 . 298 . ln (0,02/8) =

Δ r G 298 >0 – самопроизвольное протекание реакции в прямом направлении при заданных парциальных давлениях газов и 298 К невозможно. Реакция протекает в обратном направлении.

6. Определите, как нужно (теоретически) изменить парциальное давление любого из исходных газов (р А или р В ) для изменения направления протекания процесса по сравнению со стандартным состоянием при 298 К и стандартном парциальном давлении всех других компонентов химической реакции.

При стандартном состоянии и 298 К возможно самопроизвольное протекание реакции в обратном направлении, т.к. Δ r G 0 298 >0.

Для изменения направления протекания процесса по сравнению состандартным состояниемпри 298 К можно изменить парциальное давление СО 2 , (состояние всех других компонентов стандартное). Условием самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении является Δ r G 298 < 0.

По уравнению изотермы Вант-Гоффа:

Δ r G Т = ∆ r G 0 Т + RT ln< 0

Δ r G 298 = 120,15 + 8,31 . 10 -3. 298 ln < 0

Решаем неравенство ln < - 48,5и получаем: < 10 -21 .

Таким образом,р СО < р СО2 ≈ в 10 5 раз.

Таким образом, для изменения направления протекания процесса по сравнению состандартным состояниемпри 298 К и давлении р СО = 10 5 Па нужно увеличить парциальное давление СО 2 в 10 5 раз, т.е. парциальное давление СО 2 должно быть: р СО2 > 10 25 Па.

При таком давлении СО 2 заданная химическая реакция может самопроизвольно протекать в прямом направлении при 298 К.

ЗАДАЧА 2. Химическое равновесие.

Для химической реакции

СO 2 (г) + C (к) « 2CО (г)

1. Рассчитайте энергию Гиббса D r G 0 Т и константу равновесия К р данной реакции при стандартном состоянии и температурах 298 К, 500 К, 800 К, 1000 К с учетом зависимости D r H 0 Т и D r S 0 Т от температуры при постоянной величине удельной теплоемкости веществ с р = const . Постройте график зависимости

К р = f (Т ).

Рассчитаем изменение теплоемкости системы (∆ r c 0 р = const):

∆ r с 0 р = 2с 0 р 298СОг – с 0 р 298Ск – с 0 р 298СО2г =

2 . (29,14)–8,54–37,41 =12,33 Дж/К.

Рассчитаем энергию Гиббса химической реакции при стандартном состоянии и заданных температурах 298 К, 500 К, 800 К, 1000 К с учетом зависимости ∆ r H 0 Т и ∆ r S 0 Т от температуры, считая постоянной величину удельной теплоемкости веществ с р , по формуле:

∆ r G 0 T = ∆ r H 0 Т – Т . ∆ r S 0 Т = ∆ r G 0 298 + ∆ r с 0 р (Т - 298) –Т . ∆ r с 0 р ln (Т / 298).

∆ r G 0 298 =120,15 кДж;

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

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

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

Термодинамическое условие химического равновесия: ∆ r G T = 0.

Энергия Гиббса химической реакции при стандартном состоянии

∆ r G 0 Т связана с константой равновесия К р по соотношению:

∆ r G 0 Т = - RT lnК р

Рассчитав величину ∆ r G 0 T реакции, рассчитаем константу равновесия К р по формуле:

K p = exp(-∆G 0 Т /RT ) ,

где R =8,31 Дж/моль. К - универсальная газовая постоянная.

K p, 298 = exp(-∆G 0 Т , 298 / R . 298) = exp(-120,15/8,31 . 10 -3. 298) =8 . 10 -22 ;

K p, 500 = exp(-∆G 0 Т , 500 / R . 500) = exp(-84,67/8,31 . 10 -3. 500) =1,4 . 10 -9 ;

K p, 800 = exp(-∆G 0 Т , 800 / R . 800) = exp(-31,97/8,31 . 10 -3. 800) =8,1 . 10 -3 ;

K p, 1000 = exp(-∆G 0 Т , 1000 / R . 1000) = exp(3,16/8,31 . 10 -3. 1000) =1,46.

При увеличении температуры увеличивается константа равновесия, что объясняется эндотермическим тепловым эффектом данной реакции

(Δ r Н 0 Т >0).

2. Выберите любую температуру из области самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении. При этой температуре рассчитайте равновесные концентрации газообразных реагентов, если их исходные концентрации были равны, соответственно, (см. п.3. табл. к задачам 1,2).

При Т =1000 К реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, т.к. ∆ r G 0 1000 = - 3,16 кДж <0, K p , 1000 = 1,46.

Выберем температуру Т =1000 для расчета равновесных концентраций газообразных реагентов, если исходные концентрации газообразных реагентов СО 2 и СО были равны: с СО2 = 0,5 моль/л, с СО =0.

Выражения для констант равновесия, выраженных через относительные равновесные парциальные давления газов (р равн ) и равновесные концентрации (с равн) :

К р =
; К с =

K p и K с связаны через уравнение газового состояния:

K с, 1000 =
=
= 0,018

где R =0,082 л. атм/моль. К - универсальная газовая постоянная;

∆ν = 2-1= 1 (изменение числа молей газообразных веществ в ходе реакции).

Таблица материального баланса:

Подставляем равновесные концентрации газообразных реагентов в выражение для K с и решаем алгебраическое уравнение относительно х :

К с =
= 0,018 , х = 0,0387моль/л

С СО равн = 2 . 0,0387 = 0,0774моль/л

С СО2равн = 0,5 - 0,0387 = 0,4613 моль/л.

Дата публикации 10.02.2013 20:58

Горением называется реакция окисления, протекающая с высокой скоростью, которая сопровождается выделением тепла в большом количестве и, как правило, ярким свечением, которое мы называем пламенем. Процесс горения изучает физическая химия, в которой к горению принято относить все экзотермические процессы, имеющие самоускоряющуюся реакцию. Такое самоускорение может происходить из-за повышения температуры (т. е. иметь тепловой механизм) или накопления активных частиц (иметь диффузионную природу).

Реакция горения имеет наглядную особенность - наличие высокотемпературной области (пламени), ограниченной пространственно, где и происходит большая часть преобразования исходных веществ (топлива) в продукты сгорания. Данный процесс сопровождается выбросом большого количества тепловой энергии. Для начала реакции (появления пламени) требуется затратить некоторое количество энергии на поджигание, затем процесс идет самопроизвольно. Его скорость зависит от химических свойств веществ, участвующих в реакции, а также от газодинамических процессов при сгорании. Реакция горения имеет определенные характеристики, важнейшие из которых - теплотворная способность смеси и та температура (называемая адиабатической), которая теоретически могла бы достигаться при полном сгорании без учета теплопотерь.

По агрегатному состоянию окислителя и горючего процесс сгорания может быть отнесен к одному из трех типов. Реакция горения может быть:

Гомогенной, если горючее и окислитель (предварительно смешанные) находятся в газообразном состоянии,

Гетерогенной, при которой твердое или жидкое горючее вступает во взаимодействие с газообразным окислителем,

Реакцией горения порохов и взрывчатых веществ.

Гомогенное горение является наиболее простым, имеет постоянную скорость, зависящую от состава и молекулярной теплопроводности смеси, температуры и давления.

Гетерогенное горение наиболее распространено как в природе, так и в искусственных условиях. Скорость его зависит от конкретных условий процесса сжигания и от физических характеристик ингредиентов. У жидких горючих на скорость сгорания большое влияние оказывает скорость испарения, у твердых - скорость газификации. Например, при сгорании угля процесс образует две стадии. На первой из них (в случае сравнительно медленного нагрева) выделяются летучие компоненты вещества (угля), на второй догорает коксовый остаток.

Горение газов (например, горение этана) имеет свои особенности. В газовой среде пламя может распространяться на обширное расстояние. Оно может двигаться по газу с дозвуковой скоростью, причем данное свойство присуще не только газовой среде, но и мелкодисперсной смеси жидких и твердых горючих частиц, смешанной с окислителем. Для обеспечения устойчивого горения в таких случаях требуется специальная конструкция устройства топки.

Последствия, которые вызывает реакция горения в газовой среде, бывают двух видов. Первый - это турбулизация газового потока, приводящая к резкому увеличению скорости процесса. Возникающие при этом акустические возмущения потока могут привести к следующей стадии - зарождению ударной волны, ведущей к детонации смеси. Переход горения в стадию детонации зависит не только от собственных свойств газа, но и от размеров системы и параметров распространения.

Сгорание топлива используется в технике и промышленности. Основной задачей при этом является достижение максимальной полноты сгорания (т.е. оптимизация тепловыделения) за заданный промежуток. Используется горение, например, в горном деле - методы разработки различных полезных ископаемых основаны на использовании горючего процесса. Но в определенных природных и геологических условиях явление горения может стать фактором, несущим серьезную опасность. Реальную опасность, например, представляет процесс самовозгорания торфа, приводящий к возникновению эндогенных пожаров.