Уравнения химических реакций горения простых веществ

Видео:Уравнивание реакций горения углеводородовСкачать

Уравнивание реакций горения углеводородов

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.

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 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).

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.

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

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. 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. %.

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.

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/м 3 ; к — 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.

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.

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:

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Составление уравнений химических реакций.  1 часть. 8 класс.

Что такое горение: определение термина, реакция горения в химии

Содержание:

Горение – это физико-химический процесс, при котором превращение вещества сопровождается интенсивным выделением энергии и теплообменом с окружающей средой. Это древнейший процесс, которым человек пользуется каждый день.

Освоение огня сыграло огромную роль в развитии человеческой цивилизации. Огонь открыл людям возможность термической обработки пищи и обогрева жилищ, а впоследствии — развития металлургии, энергетики и создания новых, более совершенных инструментов и технологий. Управление процессами горения лежит в основе создания двигателей для автомобилей, самолетов, судов, ракет и т. д.

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 класс

Примеры реакций горения простых веществ

простое вещество + О2 = оксид вещества.

Оксиды – это сложные вещества, в которых на втором месте всегда стоит кислород. Примерами оксидов служат углекислый газ СО2, угарный газ СО, оксид кальция СаО и т. д.

Не все простые вещества горят одинаково. Например, при горении магния образуются искры. Эту реакцию видел каждый, ведь она заложена в основе горения бенгальских огней.

2 Mg + O2 = 2 MgO

Если поджечь железо, то никаких искр не будет. Для проведения данной реакции необходимо сильное нагревание металла.

Горение серы сопровождается синим пламенем и неприятным запахом. Раньше считалось, что пламя отпугивает различных духов.

Горение фосфора используется в военной промышленности для создания дымовой завесы. При съемках фильмов данная реакция используется для создания искусственного дыма.

Видео:Горение. 7 класс.Скачать

Горение. 7 класс.

Примеры реакций горения сложных веществ

Видео:8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

8 класс. Составление уравнений химических реакций.

Условия горения

Для осуществления реакции горения необходимо создать «треугольник огня».

Уравнения химических реакций горения простых веществ

Для предотвращения реакции горения этот треугольник необходимо нарушить. Например, чтобы кислород из воздуха не поступал в систему, ее необходимо накрыть покрывалом.

В зависимости от вещества применяют различные способы тушения. Иногда систему заливают водой или засыпают песком. Например, горящий бензин нельзя заливать водой, т.к. у бензина плотность меньше, чем у воды. Т.о., бензин находится на поверхности воды.

Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnline

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:

💡 Видео

Реакции горенияСкачать

Реакции горения

Составление уравнений реакций горения. 11 класс.Скачать

Составление уравнений реакций горения. 11 класс.

Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать

Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 класс

Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по Химии

Как составлять ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ | 4 лайфхака - 95 ВСЕХ РЕАКЦИЙ в химии!Скачать

Как составлять ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ | 4 лайфхака - 95 ВСЕХ РЕАКЦИЙ в химии!

Химические уравнения - Как составлять уравнения реакций // Составление Уравнений Химических РеакцийСкачать

Химические уравнения - Как составлять уравнения реакций // Составление Уравнений Химических Реакций

Расстановка Коэффициентов в Химических Реакциях // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Расстановка Коэффициентов в Химических Реакциях // Подготовка к ЕГЭ по Химии

29. Общая реакция горения для всех углеводородов. Как расставить коэффициенты реакции легкоСкачать

29. Общая реакция горения для всех углеводородов.  Как расставить коэффициенты реакции легко

Типы Химических Реакций — Химия // Урок Химии 8 КлассСкачать

Типы Химических Реакций — Химия // Урок Химии 8 Класс

ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIV

Расчеты по уравнениям химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Расчеты по уравнениям химических реакций. 1 часть. 8 класс.

Расстановка коэффициентов в химических реакциях: как просто это сделатьСкачать

Расстановка коэффициентов в химических реакциях: как просто это сделать

Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать

Проклятая химическая реакция 😜 #shorts

ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ | Как составлять уравнения реакций | Химия 8 классСкачать

ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ | Как составлять уравнения реакций | Химия 8 класс
Поделиться или сохранить к себе: