Влияние температуры.

Влияние концентрации.

Кинетика химических реакций

Самовоспламенение и возгорание

Тема 2. Условия возникновения и развития процессов горения.

Учебные вопросы:

Введение.

1. Кинетика химических реакций.

2. Превращение горючих веществ при нагревании.

3. Теория самовоспламенения.

Заключение.

Химической кинетикой называется учение о скоростях химических реакций. Скорость химической реакции за­висит от условий, в которых она протекает, от природы реагирующих веществ и их агрегатного состояния. Взаи­модействие веществ в паровой и газовой фазах протека­ет быстрее, чем в жидком или твердом состоянии. Так, жидкий бензин сгорает относительно медленно коптящим пламенем (неполное сгорание), а смесь паров бензина с воздухом сгорает со взрывом. Скорость взаимодейст­вия с участием твердых веществ сильно зависит от сте­пени измельченности твердого вещества. Например, уголь и другие твердые горючие вещества в пылевидном состоянии образуют с воздухом взрывчатые смеси, в то время как эти же вещества при обычных условиях (не в пылеобразном состоянии) сгорают довольно медленно.

К условиям, влияющим на скорость химической реак­ции, относятся концентрация реагирующих веществ, тем­пература и катализаторы.

Скорость химической реак­ции измеряется изменением концентрации веществ в единицу времени. Чтобы молекулы двух веществ А и В могли вступить в реакцию, они должны столкнуться. Чем выше концентрация реагирующих веществ, тем больше молекул находится в единице объема, тем больше веро­ятность соударения молекул. Таким образом, повышение концентрации реагирующих веществ приводит к повы­шению скорости химической реакции. Количественно за­висимость скорости химической реакции от концентра­ции реагирующих веществ определяется законом дей­ствия масс.

Закон действия масс был открыт в 1867 г. норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге.

В наиболее простом случае, когда молекулы двух реаги­рующих веществ взаимодействуют друг с другом в со­отношении 1:1, согласно этому закону

V = к[А] [В]

где [А] и [В] — концентрации веществ А и В; k — коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции.

В общем виде скорость реакции тА+пВ = уАВ выразит­ся формулой

v = k [A]^m [В]ⁿ

Сумма показателей степеней (m + n) называется по­рядком реакции.

Скорость большинства хими­ческих реакций с повышением температуры увеличива­ется.

Согласно правилу Вант-Гоффа (1884 г.), при повы­шении температуры на каждые 10 °С скорость реакции увеличивается приблизительно в 2 — 4 раза.

Почему нагревание вызывает такое значительное ус­корение химического процесса? Скорость реакции про­порциональна частоте столкновений. На первый взгляд увеличение скорости можно объяснить увеличением ча­стоты соударений реагирующих частиц. Согласно кине­тической теории газов, число столкновений за единицу времени возрастает пропорционально квадратному кор­ню из абсолютной температуры (√Т). Следовательно, при нагревании реакционной смеси от 0 до 100°С число столкновений молекул должно возрасти всего в √373/273=1,2 раза. Однако опыт показывает, что ско­рость реакции при нагревании системы на 100°С воз­растает в 60000 раз.

Таким образом, объяснить увеличение скорости толь­ко увеличением числа столкновений нельзя.

Если бы необходимым условием протекания реакций было лишь соударение частиц, то нельзя было бы объ­яснить различие в скоростях процессов при одинаковых концентрациях реагентов; было бы непонятным действие катализатора и его специфичность. Если бы каждое столкновение оканчивалось актом взаимодействия, то все реакции протекали бы со скоростью взрыва; моле­кулы, содержащиеся в 1 см³ газа., испытывают такое ко­лоссальное число соударений, что ему отвечали бы ско­рости, превышающие экспериментальные в сотни мил­лиардов раз.

Основываясь на огромном разрыве между числом реагирующих молекул (их называют активными молеку­лами) и общим числом столкновений, а также характере изменения скорости реакций от температуры, шведский ученый Аррениус (1889 г.) предложил уравнение, по­казывающее зависимость константы скорости реакции от температуры

K = А е^-Е/RТ

где А — фактор частоты; е — основание натуральных логарифмов; Е — энергия активации; R — универсальная газовая постоянная; Т — температура, К.

Причина увеличения скорости химической реакции с повышением температуры заключается в том, что при этом увеличивается число эффективных соударений. Известно, что те молекулы при столкновении вступают во взаимодействие, которые обладают избыточной энер­гией по сравнению со средней энергией молекулы. Та­кие молекулы называют активными, а энергию, необхо­димую для перевода молекул в это состояние, называют энергией активации. Если молекулы не обладают необ­ходимым избытком энергии, их столкновение не приво­дит к реакции. Например, молекулы кислорода могут сталкиваться при комнатной температуре с молекулами бензола или спирта, но реакция между ними при этом не начинается, так как сталкивающиеся частицы не об­ладают достаточной энергией. Если же нагреть указан­ные вещества до определенной температуры, 'т. е. сооб­щить им избыток энергии, то произойдет воспламенение. Молекулы активизируются чаще всего за счет тепла, но в некоторых случаях это может происходить и за счет химической энергии веществ, вступающих в реакцию с кислородом.

Дата добавления: 2014-01-07