Kinetica reacției de combustie

Kinetica reacției de combustie

Acasă | Despre noi | feedback-ul

În principiul cinetic, înainte de începerea procesului de ardere, se creează un amestec combustibil omogen care conține gazul într-o cantitate ceva mai mare decât cea cerută de rapoartele stoichiometrice. Arderea unui astfel de amestec are loc într-un scurt flare transparent rigid fără procese pirolitice vizibile care conduc la formarea de particule neagră în flacără. În acest caz, combustia poate continua cu o solicitare volumetrică de căldură nelimitată mare, fără formarea de produse de ardere incompletă. În mod obișnuit, pentru arderea în conformitate cu principiul cinetic, se utilizează mixere speciale sau arzătoare de injecție, care pregătesc un amestec omogen de aer-gaz cu un coeficient de aer primar în exces # 945; 1 = 1,02 ÷ 1,05. Cu un conținut mai scăzut de aer primar, principiul cinetic continuă numai în stadiul inițial de ardere, la utilizarea oxigenului într-un amestec cu gazul.







În funcție de numărul de atomi sau molecule care intră în compus, reacțiile sunt împărțite în ordine monomoleculară, bimoleculară și trimoleculară.

În reacțiile monomoleculare (o reacție de prim ordin), produsele se formează ca rezultat al transformării chimice a unei molecule individuale.

În reacțiile bimoleculare (reacții de ordinul doi), are loc o interacțiune între două molecule sau atomi sau un atom și o moleculă.

În reacțiile tri-moleculare (o reacție de ordinul trei), trei particule interacționează.

Cu cât ordinea reacției este mai ridicată, cu atât mai lentă are loc, deoarece pentru realizarea ei este necesară simultan coliziunea mai multor molecule sau atomi. Reacțiile mai mari decât cea de-a treia ordine nu apar, deoarece coliziunea simultană a patru sau mai multe molecule care au suficientă energie pentru reacție este puțin probabilă.







Ordinea reacției este adesea mai mică decât valoarea obținută prin ecuația stoichiometrică. Acest lucru se datorează faptului că în majoritatea cazurilor ecuațiile stoichiometrice nu dezvăluie mecanismul de reacție, ci doar ecuațiile echilibrului final.

Rata reacției chimice este înțeleasă ca schimbarea concentrației substanțelor reactive C, adică cantitatea de substanță nou formată sau scăderea substanței de reacție pe unitate de volum pe unitate de timp. În general, rata de reacție instantanee este reprezentată de ecuație

Deoarece substanțele reacționează în cantități echivalente, viteza de reacție poate fi evaluată prin modificarea concentrației oricărei substanțe reactive, astfel încât în ​​această ecuație există un semn plus / minus. Rata reacțiilor chimice depinde de natura reactanților și de condițiile în care apar. Cele mai importante condiții care afectează rata de reacție sunt: ​​concentrația reactanților, temperatura și prezența catalizatorilor. Conform legii maselor care acționează, rata reacțiilor chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor substanțelor reactive. Pe baza acestei legi, ratele de reacție pot fi exprimate în termeni de concentrații ale reactivilor după cum urmează:

unde "-" - concentrația de substanțe reactive scade; k este constanta vitezei de reacție; c1. c2 este concentrația reactanților.

În procesul de mișcare termică, moleculele se ciocnesc unul cu celălalt. Dacă fiecare coliziune a condus la o reacție, atunci orice reacție chimică s-ar desfășura aproape instantaneu. Cu toate acestea, experiența arată că reacția are loc la anumite rate finite. În consecință, nu orice coliziune între moleculele eterogene conduce la o reacție. Pentru ca reacția dintre moleculele de coliziune să aibă loc, este necesar ca, în momentul coliziunii, să aibă o energie (cinetică și vibrațională) suficientă pentru a distruge vechile legături intramoleculare, adică Coliziunea trebuie să aibă loc între moleculele active. După distrugerea vechilor legături se formează noi. Acest lucru este însoțit de eliberarea de energie. Dacă energia eliberată este mai mult consumată, atunci efectul termic este pozitiv, adică reacția este exotermă. În reacțiile endotermice, energia eliberată este mai mică decât energia consumată.







Articole similare

Pagina anterioară

Pagina următoare

Trimiteți-le prietenilor: