Навігація
Головна
 
Головна arrow Природознавство arrow ТЕОРІЯ ГОРІННЯ ТА ВИБУХУ
Переглянути оригінал

ВИНИКНЕННЯ ПРОЦЕСІВ ГОРІННЯ

Після вивчення цього розділу студент повинен:

знати

  • • механізм процесу горіння з позиції молекулярно-кінетичної теорії газів;
  • • ланцюгової і теплової механізми самозаймання;
  • • сутність механізму самозаймання гетерогенних сумішей;
  • • принципові відмінності механізмів самозаймання і цілеспрямованого запалювання горючих сумішей;

вміти

• визначати граничні температурні і концентраційні умови самозаймання і запалювання;

володіти

• аналізом за впливом ряду факторів: потужності джерела запалювання, тиску, природи горючої речовини, швидкості потоку суміші, площі нагрітої поверхні, концентрації флегматизатора і його природи - на температурні і концентраційні межі запалення.

Опис процесів горіння з позиції молекулярно-кінетичної теорії газів

З точки зору молекулярно-кінетичної теорії будови матерії хімічні реакції між двома компонентами, що знаходяться в газовій фазі, слід розглядати як взаємодію молекул реагуючих газів, наприклад взаємодія молекул пального - це може бути водень Н 2 - з молекулами окислювача 0 2 . Відомо, що міжмолекулярної взаємодії, тобто взаємне тяжіння і відштовхування молекул, що знаходяться в безперервному хаотичному тепловому русі, можливо тільки при майже повній їх зближенні, яке можна розглядати як зіткнення. Без зіткнення молекул неможливо будь-яке їх взаємодія, а тим більше хімічна реакція, пов'язана з розривом існуючих в молекулі зв'язків між атомами, їх перерозподілом і т.д. Отже, хімічної реакції взаємодії пального з окислювачем повинні передувати процес змішування горючого з окислювачем і фізичний акт зближення молекул пального і окислювача, що розглядається як пружне зіткнення молекул.

Дослідження показують, що в суміші водню з киснем 2Н 2 + 0 2 , що знаходиться при кімнатній температурі і атмосферному тиску, число зіткнень молекул Н 2 і 0 2 за 1 с в 1 см 3 складає Z = 8,3 • 10 28 см -3 • з -1 . Якби все зіткнення були ефективні, тобто приводили до хімічної взаємодії, то вся суміш прореагувала б за короткий час (приблизно 1 • 10 7 с), так як в цьому обсязі число молекул водню дорівнює 1,7 • 10 19 .

Молекули, що володіють необхідним запасом енергії, достатнім для розриву або ослаблення існуючих зв'язків, називають активними молекулами або активними центрами хімічних реакцій. Різниця між середнім рівнем запасу енергії молекули в активному (збудженому стані) і середнім рівнем енергії молекули, що знаходиться в «нормальному», тобто неактивному, збудженому стані, називається енергією активації ? акт . Чим вище значення? акт , тим важче змусити молекули різних компонентів вступити в хімічну реакцію. Тому величина енергії активації є непрямим показником ступеня пожежної небезпеки даної речовини. Міцність хімічних зв'язків знаходиться в межах сотень кілоджоулів на моль (400-700 кДж / моль), а енергія (середня) теплового руху молекул - в межах одиниць кілоджоулів на моль (RT «2,5 кДж / моль). Виходить, що руйнування існуючих зв'язків не повинно відбуватися. Однак хімічні реакції протікають, і з підвищенням температури швидкість їх зростає але експоненціальнимзакону. Це свідчить про те, що в реакційній суміші є частинки з досить високими енергіями (Е> ? Акт ). Вони можуть утворитися в результаті взаємодії частинок, при якому відбувається обмін енергією. Оскільки частинок в одиниці об'єму багато, то існує ймовірність того, що велике число часток передає енергію якоїсь однієї. Таким чином, суміші складаються з частинок з різною енергією (рис. 1.1).

Відповідно до законів статистичної фізики (зокрема, відповідно до закону Больцмана) частка молекул, име-

Закон розподілу частин енергії Максвелла - Больцмана

Мал. 1.1. Закон розподілу частин енергії Максвелла - Больцмана: N - концентрація частинок

р

_ <1кт

чих енергію, близьку до Е. ЛКГ , дорівнює е RT. Розподіл енергії між хаотично рухаються молекулами підпорядковується статистичному закону Максвелла - Больцмана розподілу швидкостей молекул в газі. Оскільки при кімнатній температурі частка порушених молекул мізерно мала, то число ефективних зіткнень ^ е ФФ «

ДКТ

~ Z _2 ~ е RT буде мало (приблизно 10 -33 ), особливо при досить великому значенні? акт (приблизно 100- 200 кДж / моль), як це спостерігається для реакції горіння. Тому і хімічної реакції не відбувається. При підвищенні температури частка активних молекул істотно зростає: при нагріванні до 500 К - в 10 14 раз, а при нагріванні від 500 до 1000 К - більш ніж в 1 млрд раз.

Час повного реагування водню з киснем при температурі Т ~ 1000 К складає приблизно 1 с, так як число атомів водню в 1 см 3 дорівнює 1 • 10 19 . Якщо два речовини-реагенту, наприклад пальне і окислювач (умовно А і Б), вступають в реакцію, в результаті якої утворюються два нових речовини - продукти горіння (умовно М і 11) і виникає якийсь парниковий ефект ± Q, то можна записати : А + Б = М + Н ± Q.

У цьому рівнянні знак перед Q означає: (+) - екзотермічну або (-) - ендотермічну реакції. Як відомо, реакції горіння, як правило, екзотермічни. Якщо концентрація реагентів і продуктів горіння відповідно рівні C A , С Б , С м , С н , то швидкість хімічних реакцій можна виразити через швидкість перетворення вихідних компонентів суміші або, навпаки, через швидкість виникнення нових речовин - продуктів реакції. Якщо зміна концентрації С того чи іншого речовини в даному обсязі відбувається тільки в результаті хімічної реакції, то її швидкість визначається за формулою

Використовуючи концентрацію зникаючих реагентів (палива і окислювача), швидкість реакції можна записати (IС cl З

у вигляді W = --- = - а використовуючи концентрацію обра-

ах ах

зующей речовин (яка зростає) - у вигляді dC H

= -7 ^. 1ак як реакції горіння «оборотні» тільки в тео- а х

рії і при пожежі утворюються продукти горіння і виділяється тепло, кількість якого визначається кількістю прореагировавших речовин, то швидкість реакції є одночасно і показником швидкості тепловиділення при горінні:

Швидкість протікання хімічних реакцій горіння залежить від температури, виду реагентів, концентраційного складу суміші і тиску.

Реакції горіння практично можна вважати незворотними в реальних умовах. Оборотна реакція дисоціації може протікати тільки при дуже високих температурах. Існує кілька типів необоротних реакцій. Відрізняються вони порядком, під яким розуміють число молекул, які стикаються між собою одночасно в одній точці простору.

  • • Перший вид необоротних реакцій - мономолекуляр- ні А = М + Н + ..., або реакції першого порядку. До них відносяться реакції розкладання, коли складна молекула речовини А розпадається на дві молекули М і Н (або більше). Наприклад, так йде реакція розкладання озону 0 3 або розпад ацетилену З 2 Н 2 .
  • • Другий вид необоротних реакцій - бімолекулярні А + Б = М + Н + ..., або реакції другою порядку , які відбуваються лише при зіткненні двох різних молекул А і Б, наприклад реакція окислення водню Н 2 + 0 2 .
  • • Третій вид - тримолекулярного реакції А + Б + Ф = = М + Н + ..., або реакції третього порядку, тобто такі реакції, які протікають лише при одночасному зіткненні трьох молекул. Реакції більш високого порядку вважаються неймовірними, так як згідно з молекулярно-кінетичної теорії газів одночасне зіткнення чотирьох молекул певного виду вважається малоймовірним.

Використовуючи основний закон хімії - закон діючих мас, кінетичні рівняння, що характеризують швидкість течії реакції, можна записати у вигляді:

- мономолекулярні реакції

- бімолекулярні реакції

- тримолекулярного реакції

Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації і температури може бути записана у вигляді

де С А , С Б - концентрації реагентів; а, b - показники порядку реакції.

Швидкості хімічних реакцій і самого процесу горіння залежать від кінетики хімічних реакцій, тому сам процес горіння називається кінетичним.

Швидкість протікання хімічної реакції залежить не тільки від температури, але і від тиску в зоні реакції і складу суміші. Працівників пожежної охорони цікавлять, як правило, процеси горіння, що відбуваються при нормальному атмосферному тиску. Однак необхідно зауважити, що у фізиці горіння встановлено, що швидкість хімічних реакцій пропорційна тиску в ступеня порядку реакції.

 
Переглянути оригінал
< Попередня   ЗМІСТ   Наступна >
 
Дисципліни
Агропромисловість
Аудит та Бухоблік
Банківська справа
БЖД
Географія
Документознавство
Екологія
Економіка
Етика та Естетика
Журналістика
Інвестування
Інформатика
Історія
Культурологія
Література
Логіка
Логістика
Маркетинг
Медицина
Нерухомість
Менеджмент
Педагогіка
Політологія
Політекономія
Право
Природознавство
Психологія
Релігієзнавство
Риторика
Соціологія
Статистика
Техніка
Страхова справа
Товарознавство
Туризм
Філософія
Фінанси
Пошук