Verbranding (reactie). Hoe ontstaat een verbrandingsreactie?

Evenwicht– (van het Franse evenwicht – letterlijk ‘schalen’) – een kwantitatieve uitdrukking van de partijen bij elk proces die elkaar in evenwicht moeten brengen. Met andere woorden: evenwicht is evenwicht, evenwicht. Verbrandingsprocessen bij brand gehoorzamen aan de fundamentele natuurwetten, in het bijzonder de wetten van behoud van massa en energie.

Om veel praktische problemen op te lossen, maar ook om brandtechnische berekeningen uit te voeren, is het noodzakelijk om de hoeveelheid lucht te kennen die nodig is voor de verbranding, evenals het volume en de samenstelling van de verbrandingsproducten. Deze gegevens zijn nodig voor het berekenen van de verbrandingstemperatuur van stoffen, explosiedruk, overmatige explosiedruk, flegmatiserende concentratie van het flegmatiseermiddel en het gebied van gemakkelijk overboord werpbare structuren.

De methode voor het berekenen van de materiaalbalans van verbrandingsprocessen wordt bepaald door de samenstelling en aggregatietoestand van de stof. De berekening heeft zijn eigen kenmerken voor individuele chemische verbindingen, voor een mengsel van gassen en voor stoffen met een complexe elementaire samenstelling.

Individuele chemische verbindingen zijn stoffen waarvan de samenstelling kan worden uitgedrukt chemische formule. Het verbrandingsproces wordt in dit geval berekend met behulp van de verbrandingsreactievergelijking.

Bij het opstellen van de verbrandingsreactievergelijking moet er rekening mee worden gehouden dat het bij brandtechnische berekeningen gebruikelijk is om alle hoeveelheden te verwijzen naar 1 mol brandbare stof. Dit betekent in het bijzonder dat in de vergelijking van de verbrandingsreactie vóór de brandbare stof de coëfficiënt altijd is gelijk aan 1.

De samenstelling van verbrandingsproducten is afhankelijk van de samenstelling van het uitgangsmateriaal.

Elementen waaruit een brandbare stof bestaat	Verbrandingsproducten
Koolstof MET	Kooldioxide CO 2
Waterstof N	Water N 2 OVER
Zwavel S	Zwavel(IV)oxide DUS 2
Stikstof N	Moleculaire stikstof N 2
Fosfor R	Fosfor(V)oxide R 2 OVER 5
Halogenen F, Cl, Br, I	Waterstofhalogeniden HCl, HF, HBr, HOI

Verbranding van propaan in zuurstof

We registreren de verbrandingsreactie:

MET 3 N 8 + O 2 = CO 2 + N 2 OVER

2. Er zijn 3 koolstofatomen in een propaanmolecuul, waaruit 3 moleculen koolstofdioxide worden gevormd.

MET 3 N 8 + O 2 = 3СО 2 + N 2 OVER

3. Er zitten 8 waterstofatomen in een propaanmolecuul, waarvan er 4 watermoleculen worden gevormd:

MET 3 N 8 + O 2 = 3СО 2 + 4U 2 OVER

4. Tel het aantal zuurstofatomen aan de rechterkant van de vergelijking

5. Er moeten ook 10 zuurstofatomen aan de linkerkant van de vergelijking staan. Het zuurstofmolecuul bestaat uit twee atomen, daarom moet er vóór zuurstof een coëfficiënt van 5 worden geplaatst.

MET 3 N 8 + 5О 2 = 3СО 2 + 4U 2 OVER

De coëfficiënten in de reactievergelijking worden genoemd stoichiometrische coëfficiënten en laat zien hoeveel mol (kmol) stoffen aan de reactie hebben deelgenomen of als resultaat van de reactie zijn gevormd.

De stoichiometrische coëfficiënt, die het aantal mol zuurstof aangeeft dat nodig is voor de volledige verbranding van een stof, wordt aangegeven met de letter  .

Bij de eerste reactie  = 5.

Verbranding van glycerol in zuurstof

1. Schrijf de vergelijking van de verbrandingsreactie op.

MET 3 N 8 OVER 3 + O 2 = CO 2 + N 2 OVER

2. Koolstof en waterstof gelijk maken:

MET 3 N 8 OVER 3 + O 2 = 3СО 2 + 4U 2 OVER.

3. Er staan ​​10 zuurstofatomen aan de rechterkant van de vergelijking.

De brandbare stof bevat 3 zuurstofatomen, daarom worden 10 – 3 = 7 zuurstofatomen vanuit zuurstof in verbrandingsproducten omgezet.

Dus voor zuurstof is het noodzakelijk om een ​​coëfficiënt van 7: 2 = 3,5 te plaatsen

MET 3 N 8 OVER 3 +3,5О 2 = 3СО 2 + 4U 2 OVER.

Bij deze reactie  = 3,5.

Verbranding van ammoniak in zuurstof

Ammoniak bestaat uit waterstof en stikstof, daarom zullen de verbrandingsproducten water en moleculaire stikstof bevatten.

N.H. 3 + 0,75 O 2 = 1,5 H 2 O + 0,5 N 2  = 0,75.

Houd er rekening mee dat de brandbare stof een coëfficiënt van 1 heeft en dat alle andere coëfficiënten in de vergelijking breukgetallen kunnen zijn.

Verbranding van koolstofdisulfide in zuurstof

Verbrandingsproducten van koolstofdisulfide C.S. 2 zal koolstofdioxide en zwaveloxide (IV) zijn.

C.S. 2 + 3 O 2 = CO 2 + 2 DUS 2  = 3.

Meestal vindt verbranding bij brand niet plaats in een omgeving met pure zuurstof, maar in de lucht. Lucht bestaat uit stikstof (78%), zuurstof (21%), stikstofoxiden, kooldioxide, inerte en andere gassen (1%). Voor berekeningen wordt ervan uitgegaan dat de lucht 79% stikstof en 21% zuurstof bevat. Voor één volume zuurstof zijn er dus 3,76 volumes stikstof (79:21 = 3,76).

In overeenstemming met de wet van Avogadro zal de verhouding van het aantal mol van deze gassen 1: 3,76 zijn. Zo kunnen we dat schrijven moleculaire samenstelling van lucht (OVER 2 + 3,76 N 2 ).

De samenstelling van verbrandingsreacties van stoffen in lucht is vergelijkbaar met de samenstelling van verbrandingsreacties in zuurstof. De enige bijzonderheid is dat luchtstikstof bij een verbrandingstemperatuur lager dan 2000 0 C geen verbrandingsreactie aangaat en samen met verbrandingsproducten uit de verbrandingszone vrijkomt.

Verbranding van waterstof in de lucht

N 2 + 0,5(O 2 + 3,76 N 2 ) = N 2 O+0,5 3,76 N 2  = 0,5.

Houd er rekening mee dat de stoichiometrische coëfficiënt vóór zuurstof, 0,5, ook aan de rechterkant van de vergelijking vóór stikstof moet worden geplaatst.

Brandende propanol in de lucht

MET 3 N 7 OH + 4,5(O 2 + 3,76 N 2 ) =3СО 2 + 4U 2 O+4,5 3,76 N 2

De brandstof bevat zuurstof, dus de berekening van de coëfficiënt  als volgt uitgevoerd: 10 – 1 = 9; 9:2 = 4,5.

Aniline verbrandt in de lucht

MET 6 N 5 NN 2 + 7,75(O 2 + 3,76 N 2 ) =6СО 2 + 3,5N 2 O+0,5N 2 +7,75  3,76 N 2

In deze vergelijking staat stikstof twee keer aan de rechterkant van de vergelijking: stikstof uit de lucht en stikstof uit de brandbare stof.

Verbranding van koolmonoxide in de lucht

CO + 0,5(O 2 + 3,76 N 2 ) = CO 2 + 0,5  3,76 N 2

Verbranding van chloormethaan in de lucht

CH 3 METl+ 1,5(O 2 + 3,76 N 2 ) = CO 2 + NSl+ N 2 O+1,5 3,76 N 2

Verbranding van diethylthioether in lucht

(MET 2 N 5 ) 2 S+ 7,5(O 2 + 3,76 N 2 ) =4СО 2 + 5U 2 O+DUS 2 + 7,5  3,76 N 2

Verbranding van dimethylfosfaat in lucht

(SN 3 ) 2 PK OVER 4 + 3(O 2 + 3,76 N 2 ) =2СО 2 + 3,5N 2 O + 0,5P 2 OVER 5 + 3  3,76 N 2

Bij verbrandingsprocessen zijn de uitgangsstoffen een brandbare stof en een oxidatiemiddel, en zijn de eindproducten verbrandingsproducten.

1. Laten we de vergelijking opschrijven voor de verbrandingsreactie van benzoëzuur.

MET 6 N 5 COOH + 7,5(O 2 + 3,76 N 2 ) =7СО 2 + 3H 2 O+7,5 3,76 N 2

2. Uitgangsstoffen: 1 mol benzoëzuur;

7,5 mol zuurstof;

7,53,76 mol stikstof.

Er zijn slechts 7,54,76 mol luchtgassen.

Totaal (1 + 7,54,76) mol uitgangsstoffen.

3. Verbrandingsproducten: 7 mol kooldioxide;

3 mol water;

7,53,76 mol stikstof.

Totaal (7 + 3 + 7,53,76) mol verbrandingsproducten.

Soortgelijke verhoudingen gelden bij de verbranding van 1 kilomol benzoëzuur.

Mengsels van complexe chemische verbindingen of stoffen met een complexe elementaire samenstelling kunnen niet worden uitgedrukt door een chemische formule; hun samenstelling wordt meestal uitgedrukt in het percentage van elk element. Dergelijke stoffen omvatten bijvoorbeeld olie en aardolieproducten, hout en vele andere organische stoffen.

Verbranding is een snelstromende chemische reactie waarbij brandbare componenten worden gecombineerd met zuurstof, vergezeld van intense warmteafgifte en een scherpe stijging van de temperatuur van verbrandingsproducten. Verbrandingsreacties worden beschreven door de zogenaamde. stoichiometrische vergelijkingen die kwalitatief en kwantitatief de stoffen karakteriseren die bij de reactie betrokken zijn en daaruit voortvloeien ( De stoichiometrische samenstelling van een brandbaar mengsel (van het Griekse stoicheion - basis, element en Griekse metreo - maat) - de samenstelling van een mengsel waarin precies zoveel oxidatiemiddel zit als nodig is voor volledige oxidatie van de brandstof). De algemene vergelijking voor de verbrandingsreactie van elke koolwaterstof

C m H n + (m + n/4) O 2 = mCO 2 + (n/2) H 2 O + Q (8.1)

Waar m, n het aantal koolstof- en waterstofatomen in het molecuul is; Q is het thermische effect van de reactie, of verbrandingswarmte.
De verbrandingsreacties van sommige gassen worden weergegeven in de tabel. 8.1. Deze vergelijkingen zijn evenwichtsvergelijkingen en kunnen niet worden gebruikt om de reactiesnelheid of het mechanisme van chemische transformaties te beoordelen.

Thermisch effect (verbrandingswarmte) Q is de hoeveelheid warmte die vrijkomt bij volledige verbranding van 1 kmol, 1 kg of 1 m 3 gas onder normale fysieke omstandigheden. Er wordt onderscheid gemaakt tussen hogere Q in en lagere Q n verbrandingswarmte: de hogere verbrandingswarmte omvat de condensatiewarmte van waterdamp tijdens het verbrandingsproces (in werkelijkheid wordt bij het verbranden van gas de waterdamp niet gecondenseerd, maar verwijderd samen met andere verbrandingsproducten). Meestal worden technische berekeningen uitgevoerd op basis van de lagere calorische waarde, zonder rekening te houden met de condensatiewarmte van waterdamp (ongeveer 2400 kJ/kg).

Het rendement berekend op basis van de lagere calorische waarde is formeel hoger, maar de condensatiewarmte van waterdamp is vrij hoog en het gebruik ervan is meer dan aan te raden. Bevestiging hiervan - actief gebruik in verwarmingstechniek, contactwarmtewisselaars, zeer divers qua ontwerp.

Voor een mengsel van brandbare gassen wordt de hogere (en lagere) verbrandingswarmte van gassen bepaald door de relatie

Q = r 1 Q 1 + r 2 Q 2 + ... + r n Q n (8,2)

Waar r 1, r 2, ..., rn de volumefracties (molaire, massa) zijn van de componenten die in het mengsel zijn opgenomen; Q 1, Q 2, …, Q n - verbrandingswarmte van componenten.

Gebruik van de tafel. 8.1 kan de hogere en lagere verbrandingswarmte, kJ/m 3, van een complex gas worden bepaald met behulp van de volgende formules:

Q in = 127,5 H 2 + 126,4 CO + 398 CH 4 + 703 C 2 H 6 + 1012 C 8 H 8 + 1338 C 4 H 10 +1329 C 4 H 10 + 1693 C 5 H 12 + 630 C 2 H 4 + 919 C 3 H 6 +1214 C 4 H 8 (8.3)

Qn = 107,9 H 2 + 126,4 CO + 358,8 CH 4 + 643 C 2 H 6 + 931,8 C 8 H 8 + 1235 C 4 H 10 + + 1227 C 4 H 10 + 1566 C 5 H 12 + 595 C 2 H 4 + 884 C 8 H 6 + 1138 C 4 H 8 (8,4)

Waar H2,CO,CH4, enz. - gehalte aan afzonderlijke componenten in gasbrandstof, vol. %.

Het verbrandingsproces is veel gecompliceerder dan volgens formule (8.1), omdat ze, samen met de vertakkingen van ketens, breken door de vorming van tussenliggende stabiele verbindingen, die, wanneer hoge temperatuur verdere transformaties ondergaan. Bij voldoende zuurstofconcentratie worden de eindproducten gevormd: waterdamp H 2 O en kooldioxide CO 2. Als er een tekort aan oxidatiemiddel is, evenals wanneer de reactiezone wordt gekoeld, kunnen tussenproducten stabiliseren en in het milieu terechtkomen.

De intensiteit van de warmteontwikkeling en een temperatuurstijging leiden tot een toename van actieve deeltjes in het reagerende systeem. Deze relatie tussen de kettingreactie en de temperatuur, kenmerkend voor bijna alle verbrandingsprocessen, leidde tot de introductie van het concept van een kettingthermische explosie – de chemische reacties Verbrandingen hebben een kettingkarakter en hun versnelling vindt plaats als gevolg van het vrijkomen van warmte en een temperatuurstijging in het reagerende systeem.

De snelheid van een chemische reactie in een homogeen mengsel is evenredig met het product van de concentraties van de reagerende stoffen:

W = kС 1 С 2 (8,5)

Waarbij C1 en C2 de concentraties zijn van de reagerende componenten, kmol/m3; k is de reactiesnelheidsconstante, afhankelijk van de aard van de reactanten en de temperatuur.

Bij het verbranden van gas kunnen de concentraties van reagerende stoffen voorwaardelijk als onveranderd worden beschouwd, omdat er in de verbrandingszone een continue instroom is van verse componenten met een ondubbelzinnige samenstelling.

Reactiesnelheidsconstante (volgens de Arrhenius-vergelijking):

K = K 0 e-E/RT (8,6)

Waar K 0 de pre-exponentiële factor is die wordt aangenomen voor biometrische homogene mengsels, ≈1,0; E - activeringsenergie, kJ/kmol; R - universele gasconstante, J/(kg K); T - absolute temperatuur, K (°C); e is de basis van natuurlijke logaritmen.

De pre-exponentiële factor K0 kan worden geïnterpreteerd als een constante die de volledigheid van de botsing van moleculen weerspiegelt, en E als de minimale energie voor het verbreken van de bindingen van moleculen en de vorming van actieve deeltjes die de efficiëntie van botsingen garanderen. Voor gewone ontvlambare mengsels valt dit binnen het bereik van (80-150) 103 kJ/kmol.

Vergelijking (8.6) laat zien dat de snelheid van chemische reacties sterk toeneemt bij toenemende temperatuur: een temperatuurstijging van 500 naar 1000 K brengt bijvoorbeeld een toename van de snelheid van de verbrandingsreactie met zich mee met 2,104 ÷ 5108 keer (afhankelijk van de activering energie).

De snelheid van verbrandingsreacties wordt beïnvloed door hun ketenkarakter. Aanvankelijk gegenereerd door de reactie, combineren atomen en radicalen met de oorspronkelijke stoffen en met elkaar, waardoor eindproducten en nieuwe deeltjes worden gevormd die dezelfde keten van reacties herhalen. De toenemende vorming van dergelijke deeltjes leidt tot de “versnelling” van chemische reacties - sterker nog, de explosie van het hele mengsel.

De verbranding van koolwaterstoffen bij hoge temperaturen is zeer complex en gaat gepaard met de vorming van actieve deeltjes in de vorm van atomen en radicalen, evenals tussenliggende moleculaire verbindingen. Als voorbeeld worden de verbrandingsreacties van de eenvoudigste koolwaterstof - methaan gegeven:
1. H + O 2 -> OH + O
CH 4 + OH -> CH 3 + H 2 O
CH 4 + O -> CH 2 + H 2 O

2. CH 3 + O 2 -› HCHO + OH
CH 2 + O 2 -› HCHO + O

3. HCHO + OH -> HCO + H 2 O
HCNO + O -> CO + H 2 O
HCO + O 2 -› CO + O + OH

4. CO + O -> CO 2
CO + OH -> CO 2 + H

Samenvatting van een enkele cyclus:
2CH 4 + 4O 2 -› 2CO 2 + 4H 2 O

Tabel 8.1. Verbrandingsreacties en verbrandingswarmte van droge gassen (bij 0°C en 101,3 kPa)

Gas	Verbrandingsreactie	Verbrandingswarmte
		Molair, kJ/kmol		Massa, kJ/kg		Volume, kJ/m 3
		hoogste	laagste	hoogste	laagste	hoogste	laagste
Waterstof	H2 + 0,5O2 = H2O	286,06	242,90	141 900	120 080	12 750	10 790
Koolmonoxide	CO + 0,5O 2 = CO 2	283,17	283,17	10 090	10 090	12 640	12 640
Methaan	CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O	880,90	800,90	55 546	49 933	39 820	35 880
Ethaan	C 2 H 6 + 0,5O 2 = 2CO 2 + 3H 2 O	1560,90	1425,70	52 019	47 415	70 310	64 360
Propaan	C 3 H 8 + 5H 2 O = 3CO 2 + 4H 2 O	2221,40	2041,40	50 385	46 302	101 210	93 180
N-Butaan		2880,40	2655,00	51 344	47 327	133 800	123 570
Isobutaan	C 4 H 10 + 6,5O 2 = 4CO 2 + 5H 2 O	2873,50	2648,30	51 222	47 208	132 960	122 780
N-Pentaan	C5H12 + 8O2 = 5CO2 + 6H2O	3539,10	3274,40	49 052	45 383	169 270	156 630
Ethyleen	C 2 H 4 + 3O 2 = 2CO 2 + 2H 2 O	1412,00	1333,50	50 341	47 540	63 039	59 532
Propeen	C 3 H 6 + 4,5O 2 = 3CO 2 + 3H 2 O	2059,50	1937,40	48 944	46 042	91 945	88 493
Buteen	C 4 H 8 + 6O 2 = 4CO 2 + 4H 2 O	2720,00	2549,70	48 487	45 450	121 434	113 830

Chemische transformaties vinden plaats door direct contact van reagerende componenten (moleculen, atomen, radicalen), maar alleen in gevallen waarin hun energie een bepaalde energielimiet overschrijdt, de zogenaamde activeringsenergie E a. Laten we de verandering in energie van de reagerende componenten (brandstof en oxidatiemiddel) en reactieproducten tijdens verbranding grafisch weergeven (figuur 1).

Laten we de verandering in energie van de reagerende componenten (brandstof en oxidatiemiddel) en reactieproducten tijdens verbranding grafisch weergeven (figuur 1).

Figuur 1. Verandering in energie van reactanten en reactieproducten tijdens verbranding

De x-as toont het verbrandingsreactiepad en de y-as toont de energie.
is de gemiddelde initiële energie van de reagerende componenten,
- gemiddelde energie van verbrandingsproducten.

Alleen actieve deeltjes brandstof en oxidatiemiddel zullen deelnemen aan de verbrandingsreactie, die de energie zullen hebben die nodig is om interactie aan te gaan, d.w.z. in staat zijn de energiebarrière te overwinnen
. Overtollige energie van actieve deeltjes vergeleken met gemiddelde energie
, wordt activeringsenergie genoemd . Omdat de reacties die optreden tijdens de verbranding exotherm zijn
. Het energieverschil tussen de resulterende verbrandingsproducten en de uitgangsstoffen (brandstof en oxidatiemiddel) bepaalt het thermische effect van de reactie:

D Het aandeel actieve moleculen neemt toe met toenemende temperatuur van het brandbare mengsel.

In Afb.2. toont de energieverdeling tussen moleculen bij temperatuur Als we langs de energie-as een waarde markeren die gelijk is aan de activeringsenergie , dan verkrijgen we de fractie actieve moleculen in het mengsel bij een gegeven temperatuur . Als onder invloed van een warmtebron de temperatuur van het mengsel stijgt tot een waarde , dan zal het aandeel actieve moleculen toenemen, en dus de snelheid van de verbrandingsreactie.

Er zijn echter chemische reacties waarvoor geen noemenswaardige voorverwarming nodig is om zich te ontwikkelen. Dit zijn kettingreacties.

Basis van de theorie kettingreacties– de aanname dat de uitgangsstoffen niet direct worden omgezet in het eindproduct, maar onder vorming van actieve tussenproducten

Het product van een primaire chemische reactie heeft een grote hoeveelheid energie, die tijdens de botsing van moleculen van de reactieproducten of door straling in de omringende ruimte kan worden gedissipeerd, of kan worden overgedragen op de moleculen van de reagerende componenten, waardoor deze worden overgedragen naar een actieve toestand. Deze actieve moleculen (atomen, radicalen) van reagerende stoffen genereren een keten van reacties waarbij energie van het ene molecuul naar het andere wordt overgedragen. Daarom worden dergelijke reacties kettingreacties genoemd.

Chemisch actieve moleculen, atomen en radicalen gevormd in de elementaire stadia van een kettingreactie - kettingschakels - worden actieve centra genoemd. De meeste actieve centra zijn atomen en radicalen, die het meest reactief zijn. Maar daardoor zijn ze ook onstabiel, omdat kan recombinatiereacties aangaan met de vorming van laagactieve producten.

De lengte van de keten gevormd door één initieel actief centrum kan enkele honderdduizenden eenheden bereiken. De kinetische patronen van kettingreacties zijn in belangrijke mate afhankelijk van het aantal actieve centra dat in één schakel van de keten wordt gevormd. Als met de deelname van het origineel actief centrum Als gevolg hiervan wordt slechts één actief centrum gevormd, dan wordt zo'n kettingreactie onvertakt genoemd, maar als er in één schakel van de keten twee of meer actieve centra worden gevormd, wordt zo'n kettingreactie vertakt genoemd. De snelheid van vertakte kettingreacties neemt toe als een lawine, wat de reden is voor de zelfversnelling van chemische oxidatiereacties tijdens verbranding, aangezien de meeste ervan worden gekenmerkt door een mechanisme van vertakte kettingreacties.

Bijna elke verbrandingsreactie kan tegelijkertijd tekenen vertonen van zowel een thermisch als een kettingreactiemechanisme. De kiemvorming van de eerste actieve centra kan thermisch van aard zijn, en de reactie van actieve deeltjes door een kettingmechanisme leidt tot het vrijkomen van warmte, verwarming van het brandbare mengsel en de thermische kiemvorming van nieuwe actieve centra.

Elke kettingreactie bestaat uit de elementaire stadia van initiatie, voortzetting en ketenbeëindiging.

Keteninitiatie is een endotherme reactie. De vorming van vrije radicalen (d.w.z. atomen of groepen atomen met vrije valenties, b.v.
) uit moleculen van uitgangsstoffen, mogelijk als gevolg van monomoleculaire of bimoleculaire interactie, evenals als gevolg van eventuele invloeden van buitenaf op het brandbare mengsel - initiatie.

Initiatie kan worden uitgevoerd door speciale stoffen toe te voegen - initiatiefnemers, waarbij gemakkelijk vrije radicalen worden gevormd (bijvoorbeeld peroxiden, reactieve gassen).
), onder invloed van ioniserende straling, onder invloed van licht - fotochemische initiatie. Bijvoorbeeld de interactie van waterstof met chloor

onder normale omstandigheden verloopt het extreem langzaam, en onder sterke verlichting (zonlicht, brandend magnesium) gebeurt het explosief.

Op reacties voortzetting van de keten Dit zijn de elementaire fasen van een kettingreactie die verlopen met behoud van de vrije valentie en leiden tot de consumptie van uitgangsstoffen en de vorming van reactieproducten.

keteninitiatie:

ketentak:

open Circuit:

homogeen

heterogeen

Wanneer de concentratie van actieve centra tijdens de ontwikkeling van de keten voldoende groot wordt, is het mogelijk een schakel te vormen waarin het actieve centrum zal reageren zonder een nieuw actief centrum te genereren. Dit fenomeen wordt een open circuit genoemd.

Open Circuit kan homogeen en heterogeen zijn.

Homogene ketenbeëindiging is mogelijk tijdens de interactie van radicalen of atomen met elkaar om stabiele producten te vormen, of tijdens de reactie van het actieve centrum met een molecuul dat vreemd is aan het hoofdproces zonder dat er nieuwe actieve centra ontstaan.

Heterogene ketenbeëindiging vindt plaats op de wanden van het vat waar de verbrandingsreactie plaatsvindt of op het oppervlak van vaste microdeeltjes die aanwezig zijn in de gasfase, soms speciaal geïntroduceerd (bijvoorbeeld bij het blussen met poeders). Het mechanisme van heterogene ketenbeëindiging houdt verband met de adsorptie van actieve centra op het oppervlak van vaste deeltjes of materialen. De snelheid van heterogene ketenbeëindiging hangt sterk af van de verhouding tussen het oppervlak van de wanden en het volume van het vat waar verbranding plaatsvindt. Het verkleinen van de diameter van het vat vermindert dus aanzienlijk de snelheid van de verbrandingsreactie, tot aan de volledige stopzetting ervan. De creatie van brandvangers is hierop gebaseerd.

Een voorbeeld van een vertakte kettingreactie is de verbranding van waterstof in zuurstof.

keteninitiatie:

ketentak:

open Circuit:

homogeen

Verbranding– een complex fysisch en chemisch proces, waarvan de basis chemische reacties van het redox-type zijn, die leiden tot de herverdeling van valentie-elektronen tussen de atomen van op elkaar inwerkende moleculen.

Voorbeelden van verbrandingsreacties

methaan: CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O;

acetyleen: C 2 H 2 + 2,5 O 2 = 2 CO 2 + H 2 O;

natrium: 2Na + Cl2 = 2NaCl;

waterstof: H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O;

TNT: C 6 H 2 (NO 2) 3 CH 3 = 2,5H 2 O + 3,5CO + 3,5C +1,5N 2.

De essentie van oxidatie is de donatie van valentie-elektronen door de oxiderende substantie aan het oxidatiemiddel, dat, door elektronen te accepteren, wordt gereduceerd. De essentie van reductie is de verwerving door de reducerende substantie van elektronen van het reductiemiddel, die, door het doneren van elektronen, wordt geoxideerd. Als gevolg van de overdracht van elektronen verandert de structuur van het buitenste (valentie) elektronische niveau van het atoom. Elk atoom gaat dan over in de toestand die onder de gegeven omstandigheden het meest stabiel is.

Bij chemische processen kunnen elektronen volledig overgaan van de elektronenschil van de atomen van de ene stof (element) naar de schil van de atomen van een andere.

Dus wanneer natriummetaal in chloor verbrandt, geven de natriumatomen elk één elektron af aan de chlooratomen. In dit geval krijgt het buitenste elektronische niveau van het natriumatoom acht elektronen (stabiele structuur), en verandert het atoom dat één elektron heeft verloren in een positief geladen ion. Een chlooratoom dat één elektron krijgt, vult zijn buitenste niveau met acht elektronen, en het atoom wordt een negatief geladen ion. Als resultaat van de elektrostatische krachten van Coulomb komen tegengesteld geladen ionen samen en wordt een natriumchloridemolecuul gevormd (ionische binding):

2Mg + O 2 = 2Mg 2+ O 2– .

De verbranding van magnesium (oxidatie) gaat dus gepaard met de overdracht van zijn elektronen naar zuurstof. Bij andere processen komen elektronen uit de buitenste schillen van twee verschillende atomen als het ware binnen normaal gebruik, waardoor de atomen van moleculen bij elkaar worden getrokken ( covalent of atomair verbinding):

.

En ten slotte kan één atoom zijn elektronenpaar delen (moleculaire binding):

.

Conclusies uit de bepalingen van de moderne theorie van oxidatiereductie:

1. De essentie van oxidatie is het verlies van elektronen door atomen of ionen van de stof die wordt geoxideerd, en de essentie van reductie is de toevoeging van elektronen aan de atomen of ionen van de stof die wordt gereduceerd. Het proces waarbij een stof elektronen verliest, wordt genoemd oxidatie, en de toevoeging van elektronen – herstel.

2. Oxidatie van een stof kan niet plaatsvinden zonder gelijktijdige reductie van een andere stof. Wanneer magnesium bijvoorbeeld in zuurstof of lucht verbrandt, wordt magnesium geoxideerd en tegelijkertijd wordt zuurstof gereduceerd. Bij volledige verbranding worden producten gevormd die niet in staat zijn tot verdere verbranding (CO 2, H 2 O, HCl, etc.), bij onvolledige verbranding zijn de resulterende producten in staat tot verdere verbranding (CO, H 2 S, HCN, NH 3 , aldehyden, enz. .d.). Schema: alcohol – aldehyde – zuur.