Mécanisme de réaction de combustion. Réactions de combustion et leur effet thermique, mécanisme en chaîne de la réaction de combustion

La combustion est un processus physique et chimique complexe d'interaction entre les composants du combustible et un comburant ; en particulier, la combustion du carburant est une réaction d'oxydation rapide de ses composants, accompagnée d'un dégagement de chaleur intense et d'une forte augmentation de la température.

Considérons la réaction de combustion du méthane comme composant principal du gaz naturel :

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O.

De l'équation de cette réaction, il résulte que pour l'oxydation d'une molécule de méthane, deux molécules d'oxygène sont nécessaires, c'est-à-dire Pour une combustion complète de 1 m 3 de méthane, il faut 2 m 3 d'oxygène.

L'air atmosphérique est utilisé comme agent oxydant, qui est un mélange complexe de substances, dont 21 vol. %O2, 78 vol. % N 2 et 1 vol. % CO 2, gaz inertes, etc. Pour les calculs techniques, la composition conditionnelle de l'air est généralement considérée comme composée de deux composants : l'oxygène (21 % en volume) et l'azote (79 % en volume). Compte tenu de cette composition de l'air, pour que toute réaction de combustion dans l'air brûle complètement le carburant, il faudra de l'air en volume 100/21 = 4,76 fois plus que l'oxygène.

Les produits de la combustion complète du gaz naturel sont : le dioxyde de carbone CO 2, la vapeur d'eau H 2 O, un excès d'oxygène O 2 et de l'azote N 2. L'excès d'oxygène n'est contenu dans les produits de combustion que dans les cas où la combustion se produit avec un excès d'air, et l'azote est toujours contenu dans les produits de combustion, car il est un composant de l'air et ne participe pas à la combustion. Les produits d'une combustion incomplète des gaz sont : le monoxyde de carbone CO, l'hydrogène imbrûlé H2 et le méthane CH4, les hydrocarbures lourds CmHn et les suies. Ainsi, plus il y a de dioxyde de carbone CO 2 dans les produits de combustion, moins ils contiennent de monoxyde de carbone CO, c'est-à-dire plus la combustion sera complète. Le concept de teneur maximale en CO 2 dans les produits de combustion a été introduit - il s'agit de la quantité de CO 2 qui pourrait être obtenue dans les produits de combustion secs avec une combustion complète du gaz sans excès d'air.

Le moyen le plus avancé de contrôler le flux d'air dans le four et l'intégralité de sa combustion consiste à analyser les produits de combustion à l'aide d'analyseurs de gaz automatiques. Les analyseurs de gaz prélèvent périodiquement un échantillon de gaz d'échappement et déterminent leur teneur en dioxyde de carbone, ainsi que la quantité de monoxyde de carbone et d'hydrogène non brûlé (CO + H 2) en pourcentage volumique. Si la lecture de la flèche sur l'échelle (CO + H 2) est égale à 0, alors la combustion est complète et il n'y a pas de (CO + H 2) dans les produits de combustion. Si la flèche s'écarte de zéro vers la droite, alors les produits de combustion contiennent (CO + H 2), c'est-à-dire une combustion incomplète se produit. Sur une autre échelle, la flèche des analyseurs de gaz doit indiquer la teneur maximale en CO 2 max dans les produits de combustion. La combustion complète se produit avec un pourcentage maximum de dioxyde de carbone et une teneur nulle (CO + H 2).

I. Combustion et oxydation lente

La combustion est la première réaction chimique que l'homme a connue. Feu... Est-il possible d'imaginer notre existence sans feu ? Il est entré dans nos vies et en est devenu inséparable. Sans feu, personne ne peut cuire des aliments ou de l'acier ; sans lui, le transport est impossible. Le feu est devenu notre ami et allié, symbole d’actes glorieux, de bonnes actions et souvenir du passé.

Mémorial de la Gloire à Syktyvkar

La flamme, le feu, comme l'une des manifestations de la réaction de combustion, a aussi son propre reflet monumental. Un exemple frappant - mémorial de gloire à Syktyvkar.

Une fois tous les quatre ans, un événement se produit dans le monde accompagné du transfert de feu « vivant ». En signe de respect envers les fondateurs des Jeux olympiques, le feu vient de Grèce. Selon la tradition, l'un des athlètes exceptionnels remet cette torche à l'arène principale des Jeux olympiques.

Il existe des contes de fées et des légendes sur le feu. Autrefois, les gens pensaient que les petits lézards – les esprits du feu – vivaient dans le feu. Et il y avait ceux qui considéraient le feu comme une divinité et construisaient des temples en son honneur. Pendant des centaines d’années, des lampes dédiées au dieu du feu brûlaient dans ces temples sans s’éteindre. Le culte du feu était une conséquence de l’ignorance des gens du processus de combustion.

flamme olympique

M.V. Lomonossov a déclaré : « Il n'est en aucun cas impossible d'étudier la nature du feu sans chimie. »

La combustion - une réaction d'oxydation qui se produit à une vitesse assez élevée, accompagné d'un dégagement de chaleur et de lumière.

Schématiquement, ce processus d’oxydation peut s’exprimer comme suit :

Les réactions qui se produisent avec le dégagement de chaleur sont appelées exothermique(du grec « exo » - dehors).

Pendant la combustion, une oxydation intense se produit, un incendie apparaît pendant le processus de combustion, cette oxydation se déroule donc très rapidement. Si La vitesse de réaction sera-t-elle suffisamment rapide ? Une explosion peut se produire. C'est ainsi qu'explosent des mélanges de substances inflammables avec de l'air ou de l'oxygène. Malheureusement, il existe des cas connus d'explosions de mélanges d'air avec du méthane, de l'hydrogène, des vapeurs d'essence, de l'éther, de la farine et de la poussière de sucre, etc., entraînant des destructions et même des victimes.

Pour que la combustion se produise, il vous faut :

• substance inflammable
• agent oxydant (oxygène)
• chauffage substance inflammable jusqu'à la température d'inflammation

La température d'inflammation de chaque substance est différente.

Alors que l'éther peut être enflammé par un fil chaud, pour enflammer le bois, il doit être chauffé à plusieurs centaines de degrés. La température d'inflammation des substances est différente. Le soufre et le bois s'enflamment à environ 270°C, le charbon à environ 350°C et le phosphore blanc à environ 40°C.

Cependant, toute oxydation ne doit pas nécessairement s’accompagner de l’apparition de lumière.

Il existe un nombre important de cas d'oxydation que nous ne pouvons pas appeler processus de combustion, car ils se produisent si lentement qu'ils restent invisibles à nos sens. Ce n'est qu'après un certain temps, souvent très long, que nous pouvons détecter les produits d'oxydation. C'est le cas par exemple de l'oxydation (rouille) très lente des métaux.

ou pendant les processus de décomposition.

Bien sûr, lors d'une oxydation lente, de la chaleur est libérée, mais cette libération se produit lentement en raison de la durée du processus. Cependant, qu'un morceau de bois brûle rapidement ou qu'il subisse une lente oxydation dans l'air pendant de nombreuses années, cela ne fait aucune différence : dans les deux cas, la même quantité de chaleur sera dégagée.

Oxydation lente est un processus d'interaction lente de substances avec l'oxygène avec un lent dégagement de chaleur (énergie).

Exemples d'interaction de substances avec l'oxygène sans émettre de lumière: pourriture du fumier, des feuilles, rancissement de l'huile, oxydation des métaux (les buses en fer deviennent plus fines et plus petites avec une utilisation prolongée), la respiration des créatures aérobies, c'est-à-dire la respiration d'oxygène, s'accompagne d'un dégagement de chaleur, de la formation de dioxyde de carbone et eau.

Faisons connaissance avec les caractéristiques des processus de combustion et d'oxydation lente données dans le tableau.

Caractéristiques des processus de combustion et d'oxydation lente

Signes d'une réaction	Processus
	La combustion	Oxydation lente
Formation de nouvelles substances	Oui (oxydes)	Oui (oxydes)
Dégagement de chaleur	Oui	Oui
Taux de dégagement de chaleur	Grand	Petit (marche lentement)
L'apparition de la lumière	Oui	Non

DANS conclusion : les réactions de combustion et d'oxydation lente sont des réactions exothermiques qui diffèrent par la vitesse à laquelle ces processus se produisent.

II. Effet thermique d'une réaction chimique.

Chaque substance stocke une certaine quantité d'énergie. Nous rencontrons cette propriété des substances dès le petit-déjeuner, le déjeuner ou le dîner, car la nourriture permet à notre corps d'utiliser l'énergie d'une grande variété de composés chimiques contenus dans les aliments. Dans le corps, cette énergie est convertie en mouvement, en travail et est utilisée pour maintenir une température corporelle constante (et assez élevée !).

Toute réaction chimique s'accompagne d'une libération ou d'une absorption d'énergie. Le plus souvent, l'énergie est libérée ou absorbée sous forme de chaleur (moins souvent sous forme de lumière ou d'énergie mécanique). Cette chaleur peut être mesurée. Le résultat de la mesure est exprimé en kilojoules (kJ) pour une MOLE de réactif ou (moins fréquemment) pour une mole de produit de réaction. La quantité de chaleur dégagée ou absorbée lors d'une réaction chimique est appelée effet thermique de la réaction (Q) . Par exemple, l’effet thermique de la réaction de combustion de l’hydrogène dans l’oxygène peut être exprimé par l’une des deux équations suivantes :

2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (l) + 572 kJ

2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (l) + Q

Cette équation de réaction est appeléeéquation thermochimique. Ici le symbole "+ Q" signifie que lorsque l’hydrogène est brûlé, de la chaleur est libérée. Cette chaleur est appelée effet thermique de la réaction. Les équations thermochimiques indiquent souvent les états agrégatifs des substances.

Les réactions qui se produisent avec la libération d'énergie sont appelées EXOTHERMIQUES(du latin "exo" - dehors). Par exemple, la combustion du méthane :

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q

Les réactions qui se produisent lors de l'absorption d'énergie sont appelées ENDOTHERMIQUES.(du latin "endo" - à l'intérieur). Un exemple est la formation de monoxyde de carbone (II) CO et d'hydrogène H2 à partir du charbon et de l'eau, qui se produit uniquement lorsqu'ils sont chauffés.

C + H 2 O = CO + H 2 – Q

Les effets thermiques des réactions chimiques sont nécessaires à de nombreux calculs techniques.

Les effets thermiques des réactions chimiques sont nécessaires à de nombreux calculs techniques. Imaginez-vous un instant en tant que concepteur d'une fusée puissante capable de lancer des vaisseaux spatiaux et d'autres charges utiles en orbite (Fig.).

Riz. La fusée russe la plus puissante du monde, Energia, avant son lancement au cosmodrome de Baïkonour. Les moteurs de l'un de ses étages fonctionnent aux gaz liquéfiés - hydrogène et oxygène.

Disons que vous connaissez le travail (en kJ) qu'il faudra dépenser pour amener une fusée avec une cargaison de la surface de la Terre à l'orbite ; vous connaissez également le travail pour surmonter la résistance de l'air et d'autres coûts énergétiques pendant le vol. Comment calculer l'apport nécessaire en hydrogène et en oxygène, qui (à l'état liquéfié) sont utilisés dans cette fusée comme carburant et comburant ?

Sans l'aide de l'effet thermique de la réaction de formation d'eau à partir d'hydrogène et d'oxygène, cela est difficile à faire. Après tout, l’effet thermique est l’énergie même qui devrait lancer la fusée en orbite. Dans les chambres de combustion d'une fusée, cette chaleur est convertie en énergie cinétique de molécules de gaz chaud (vapeur), qui s'échappent des tuyères et créent une poussée du jet.

Dans l’industrie chimique, les effets thermiques sont nécessaires pour calculer la quantité de chaleur nécessaire pour chauffer les réacteurs dans lesquels se produisent des réactions endothermiques. Dans le secteur de l’énergie, la production d’énergie thermique est calculée à partir de la chaleur de combustion du combustible.

Les diététistes utilisent les effets thermiques de l'oxydation des aliments dans le corps pour créer un régime alimentaire approprié non seulement pour les patients, mais également pour les personnes en bonne santé - athlètes, travailleurs de diverses professions. Traditionnellement, les calculs ici n'utilisent pas les joules, mais d'autres unités énergétiques - les calories (1 cal = 4,1868 J). La teneur énergétique des aliments se réfère à toute masse de produits alimentaires : 1 g, 100 g, voire l'emballage standard du produit. Par exemple, sur l’étiquette d’un pot de lait concentré, vous pouvez lire l’inscription suivante : « teneur en calories 320 kcal/100 g ».

№2. Puzzle "Lettres non répétitives".

Pour résoudre cette énigme, regardez attentivement chaque ligne. Choisissez des lettres qui ne se répètent jamais. Si vous faites cela correctement, vous pourrez utiliser ces lettres pour créer un proverbe sur les règles de gestion du feu.

EN PLUS:

La combustion

La combustion- un processus physique et chimique complexe de conversion des composants d'un mélange combustible en produits de combustion avec libération de rayonnement thermique, de lumière et d'énergie radiante. La nature de la combustion peut être décrite comme une oxydation rapide.

La combustion subsonique (déflagration), contrairement à l'explosion et à la détonation, se produit à faible vitesse et n'est pas associée à la formation d'une onde de choc. La combustion subsonique comprend la propagation normale de la flamme laminaire et turbulente, et la combustion supersonique comprend la détonation.

La combustion est divisée en thermique Et chaîne. Au coeur thermique La combustion est une réaction chimique qui peut se dérouler avec une auto-accélération progressive en raison de l'accumulation de chaleur dégagée. Chaîne la combustion se produit dans le cas de certaines réactions en phase gazeuse à basse pression.

Des conditions d'auto-accélération thermique peuvent être fournies pour toutes les réactions ayant des effets thermiques et des énergies d'activation suffisamment importants.
La combustion peut commencer spontanément par suite d'une auto-inflammation ou être initiée par une inflammation. Dans des conditions externes fixes, une combustion continue peut se produire mode stationnaire, lorsque les principales caractéristiques du procédé - vitesse de réaction, pouvoir calorifique, température et composition des produits - ne changent pas dans le temps, ou mode périodique lorsque ces caractéristiques fluctuent autour de leurs valeurs moyennes. En raison de la forte dépendance non linéaire de la vitesse de réaction à la température, la combustion est très sensible aux conditions extérieures. Cette même propriété de combustion détermine l'existence de plusieurs modes stationnaires dans les mêmes conditions (effet d'hystérésis).

Le processus de combustion est divisé en plusieurs types : éclair, combustion, allumage, combustion spontanée, inflammation spontanée, explosion et détonation. Il existe en outre des types particuliers de combustion : la combustion lente et la combustion à flamme froide. Le flash est le processus de combustion instantanée de vapeurs de liquides inflammables et combustibles provoquée par une exposition directe à une source d'inflammation. La combustion est le phénomène de combustion se produisant sous l'influence d'une source d'inflammation. L'allumage est un incendie accompagné de l'apparition d'une flamme. Dans le même temps, le reste de la masse de la substance combustible reste relativement froid. La combustion spontanée est un phénomène d'augmentation brutale du taux de réactions exothermiques dans une substance, conduisant à une combustion en l'absence de source d'inflammation. La combustion spontanée est une combustion spontanée accompagnée de l'apparition d'une flamme. Dans des conditions industrielles, la sciure de bois et les chiffons huileux peuvent s'enflammer spontanément. L'essence et le kérosène peuvent s'enflammer spontanément. L'explosion est une transformation chimique rapide d'une substance (combustion explosive), accompagnée de la libération d'énergie et de la formation de gaz comprimés capables de produire un travail mécanique.

Combustion sans flamme

Contrairement à la combustion conventionnelle, lorsque des zones de flamme oxydante et de flamme réductrice sont observées, il est possible de créer les conditions d'une combustion sans flamme. Un exemple est l'oxydation catalytique de substances organiques à la surface d'un catalyseur approprié, telle que l'oxydation de l'éthanol sur du noir de platine.

Combustion en phase solide

Il s'agit de procédés exothermiques à ondes automatiques dans des mélanges de poudres inorganiques et organiques, non accompagnés de dégagement gazeux notable, et conduisant à l'obtention de produits exclusivement condensés. Les phases gazeuses et liquides se forment en tant que substances intermédiaires qui assurent le transfert de masse, mais ne quittent pas le système de combustion. On connaît des exemples de poudres réactives dans lesquelles la formation de telles phases n'a pas été prouvée (tantale-carbone).

Les termes triviaux « combustion sans gaz » et « combustion à flamme solide » sont utilisés de manière synonyme.

Un exemple de tels processus est la SHS (synthèse auto-propagée à haute température) dans des mélanges inorganiques et organiques.

Fumant

Type de combustion dans lequel aucune flamme ne se forme et la zone de combustion se propage lentement dans tout le matériau. La combustion lente se produit généralement dans les matériaux poreux ou fibreux à forte teneur en air ou imprégnés d'agents oxydants.

Combustion autogène

Combustion autonome. Le terme est utilisé dans les technologies d'incinération des déchets. La possibilité d'une combustion autogène (auto-entretenue) des déchets est déterminée par la teneur maximale en composants de ballast : humidité et cendres. Sur la base de nombreuses années de recherche, le scientifique suédois Tanner a proposé d'utiliser un diagramme triangulaire avec des valeurs limites pour déterminer les limites de la combustion autogène : plus de 25 % de combustible, moins de 50 % d'humidité, moins de 60 % de cendres.

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Remarques

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Synonymes:

Voyez ce qu’est « Combustion » dans d’autres dictionnaires :

Processus physique et chimique dans lequel la transformation d'une substance s'accompagne d'une libération intense d'énergie et de chaleur et d'un échange de masse avec l'environnement. La combustion peut commencer spontanément par suite d'une auto-inflammation ou être initiée... ... Grand dictionnaire encyclopédique

BRÛLANT, brûlant, beaucoup. non, cf. (livre). Action et condition selon Ch. brûler. Brûlure de gaz. Brûlure mentale. Dictionnaire explicatif d'Ouchakov. D.N. Ouchakov. 1935 1940... Dictionnaire explicatif d'Ouchakov

Briller, jouer, enthousiasme, éclat, jouer, décoller, exaltation, esprit exaltant, scintillement, scintillement, obsession, feu, passion, scintillement, inspiration, scintillement, inspiration, passion, zeste, fascination, combustion, ascension Dictionnaire... . .. Dictionnaire de synonymes

La combustion- COMBUSTION, transformation chimique qui s'accompagne d'un dégagement intense de chaleur et d'un transfert de chaleur et de masse avec l'environnement. Peut démarrer spontanément (combustion spontanée) ou suite à une inflammation. La propriété caractéristique de la combustion est la capacité... ... Dictionnaire encyclopédique illustré

Chimie complexe une réaction se produisant dans des conditions d'auto-accélération progressive associées à l'accumulation de chaleur ou de produits de réaction catalysants dans le système. Avec G., des températures élevées (jusqu'à plusieurs milliers de K) peuvent être atteintes, et cela se produit souvent... ... Encyclopédie physique

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La combustion est un processus d'oxydation rapide à haute température qui combine des phénomènes physiques et chimiques. La combustion consiste en un grand nombre de processus rédox élémentaires conduisant à la redistribution des électrons de valence entre les atomes de substances en interaction - une réaction en chaîne. Au cours de la réaction en chaîne, des atomes libres, des radicaux et d'autres composés intermédiaires instables ayant une activité chimique accrue - des centres actifs - apparaissent. En réagissant avec la substance de départ, les centres actifs forment les produits de réaction finaux et de nouveaux centres intermédiaires actifs.

Le processus initial de formation de centres actifs à partir des matières premières est appelé nucléation en chaîne. Ce processus se produit toujours avec l'absorption d'énergie, c'est-à-dire est endothermique.

La ramification de la chaîne résulte de la réaction du centre actif avec la substance de départ, entraînant la formation de plusieurs centres actifs.

La terminaison de la chaîne fait référence au processus dans lequel le produit actif disparaît.

Si la vitesse de branchement est supérieure à la vitesse de rupture, une réaction en chaîne se développe. Si la vitesse de terminaison est supérieure à la vitesse de branchement, alors la réaction ne se déroule pas. Une réaction en chaîne avec des chaînes non ramifiées est caractérisée par la formation d'un seul nouveau centre actif - le résultat de l'interaction du centre actif existant avec la substance de départ. Une réaction en chaîne avec des chaînes ramifiées se caractérise par la formation de plusieurs centres actifs (pour remplacer celui épuisé), ce qui conduit à une accélération significative de la réaction. Une collision de centres actifs peut conduire à une rupture de circuit : entre eux, avec des molécules d'une substance inerte, avec la paroi du four, avec la paroi du dispositif d'échange thermique.

Le mécanisme le plus simple est l’oxydation (combustion) de l’hydrogène et le plus complexe est l’oxydation des hydrocarbures. L'oxydation de l'hydrogène fait référence à une réaction en chaîne avec des chaînes ramifiées et comprend les étapes élémentaires suivantes :

1. H 2 + O 2 → H + H 2 O – nucléation de la chaîne

2. H + O 2 → OH + O – ramification de chaîne

3. O + H 2 → OH + H – continuation de la chaîne

4. OH + H 2 → H 2 O + H – continuation de la chaîne

5. H + mur → (1/2) H 2 – circuit ouvert sur le mur

6. H + O 2 + M → H 2 O + M – circuit ouvert dans le volume

À la suite de l'interaction d'un atome d'hydrogène avec une molécule d'oxygène, 2 molécules d'eau et 3 nouveaux atomes d'hydrogène (centres actifs) sont obtenus, c'est-à-dire la réaction en chaîne est ramifiée. La vitesse des réactions en chaîne est très sensible aux impuretés étrangères et à la forme de la cuve (foyer).

L'achèvement du processus de combustion est jugé par des analyses des produits de combustion effectuées selon la méthode de recherche par chromatographie en phase gazeuse (la détermination de l'excès d'air avec lequel le brûleur fonctionne peut être effectuée par deux méthodes : en analysant le mélange gaz-air dans le mélangeur du brûleur et en analyse des produits de combustion).

L'intensité de la combustion du carburant peut être influencée par les facteurs suivants :

Augmentation de la température des substances réactives - carburant et comburant. Pour chaque augmentation de température de 10°, la vitesse de réaction augmente de 2 à 4 fois – selon la règle de Van't Hoff. (L'effet de la température sur les réactions est étudié par une branche spéciale de la chimie - la « Thermochimie »).

L'effet photochimique de la lumière, qui consiste dans le fait que les molécules des substances en réaction, absorbant les quanta de lumière, sont excitées, c'est-à-dire devenir plus réactif. (L'effet de la lumière visible et ultraviolette sur les réactions est étudié - « Photochimie »).

Rayonnements ionisants – (études – « Chimie des rayonnements »).

Pression – (études – « Chimie de Compression »).

Impact mécanique. Un acte mécanochimique est la rupture des liaisons chimiques dans une substance sous l'influence de forces mécaniques (écrasement, broyage, etc.). Les « fragments » de molécules qui en résultent augmentent la réactivité des substances. (Les processus chimiques se produisant sous l'influence de forces mécaniques sont étudiés par la « Mécanochimie »).

Effet catalytique. Les catalyseurs sont des substances qui modifient la vitesse d'une réaction. En présence d'un catalyseur, le cheminement de la réaction globale change. Ainsi, la réaction d'oxydation du CO avec l'oxygène 2CO + O 2 = 2CO 2 est significativement accélérée en présence de vapeur d'eau, ceci est provoqué par le développement de chaînes impliquant des radicaux libres OH et H :

OH + CO → CO 2 + H – nucléation de la chaîne

H + O 2 → OH + O – continuation de la chaîne

CO + O → CO 2 – suite de la chaîne

Selon l'état d'agrégation du catalyseur et des réactifs, la catalyse se distingue entre homogène et hétérogène.

Les réactions chimiques se produisant entre des substances dans la même phase sont dites homogènes ; celles se produisant dans des phases différentes sont dites hétérogènes.

La combustion de combustible solide comprend le chauffage, l'évaporation de l'humidité, la sublimation des matières volatiles, la formation de coke, l'oxydation des matières volatiles, l'oxydation du coke - un processus hétérogène.

La combustion du combustible liquide consiste en un chauffage, une ébullition, une évaporation et une oxydation - un processus hétérogène.

La combustion du combustible gazeux comprend deux étapes : le chauffage et l'oxydation - un processus homogène.

Brûlure de gaz

Le processus de combustion du combustible gazeux s'accompagne d'une oxydation rapide des gaz combustibles simples et d'une décomposition pyrogénétique des gaz complexes. La décomposition pyrogénétique se déroule avec la libération de carbone de suie et la formation de composés de faible poids moléculaire à oxydation rapide. Le carbone noir contenu dans la torche donne sa couleur à la flamme et la fait briller. Lorsque l'air est pré-mélangé avec des gaz simples (CO, H2), il n'y a pas de décomposition pyrogénétique et le mélange brûle avec une flamme transparente. La présence de gaz inertes N 2 et CO 2 dans le mélange augmente la température d'inflammation et l'oxygène la diminue ; À mesure que la pression augmente, la température d'inflammation diminue.

La température d'inflammation des mélanges de gaz inflammables peut être calculée approximativement à l'aide de la formule :

t allumage cm ≈ 0,01 ( à a + bt b + ct c + …)

Où: une, b, c– teneur en gaz inflammables,% ;

t a, t b, t c– températures d'inflammation des gaz, °C.

La vitesse d'inflammation dépend également de la composition des gaz et ne dépasse généralement pas 10 m/sec.

Lors de la combustion de combustible gazeux, une explosion est possible dans certaines conditions, notamment avec l'inflammation rapide d'un mélange combustible d'une certaine composition dans un petit volume. La chaleur dégagée dans ce cas est presque entièrement consacrée au chauffage des produits de combustion dont la dilatation rapide provoque la compression de la couche environnante. A un taux d'allumage élevé, la compression n'a pas le temps de se propager dans tout le volume de l'espace et est localisée. Cela provoque à nouveau une compression et une expansion, c'est-à-dire une onde de souffle se forme et se propage à une vitesse de 2 000 à 3 000 m/sec.

L'onde de souffle se forme non seulement à cause de la chaleur, mais également à la suite de processus électrochimiques. La formation d'un mélange explosif peut être évitée grâce à une étanchéité fiable des dispositifs de gazoduc, à une pression de gaz positive dans le gazoduc et à l'exclusion complète de la possibilité d'inflammation du mélange.

Tableau 7.1. Vitesse de propagation des flammes dans les mélanges de gaz inflammables avec l'air

Gaz	Mélange stœchiométrique			Un mélange dans lequel la vitesse a valeur maximum
Table des matières, vol. %		Je n, sm/s	Table des matières, vol. %		Je n max,
gaz	air	gaz	air
Hydrogène	29,5	70,5	160–180	42–43	57–58	265–267
Monoxyde de carbone	29,5	70,5	28–30	43–52,5	47,5–57	41–46
Méthane	9,5	90,5	28–37	9,5–10,5	89,5–90,5	37–38
Propane	4,03	95,97	40,6–40,8	4,26	95,74	42,9–43,2
Butane	3,14	96,86	34	3,3	96,7	37
Acétylène	7,75	92,25	100–128	10–10,7	89,3–90	131–157
Éthylène	6,54	93,46	60–63	7,0–7,4	92,6–93	63–81

Brûler du fioul

Le processus de combustion du fioul est plus complexe que celui du combustible gazeux. La combustion du fioul à l'aide de brûleurs peut être divisée en plusieurs étapes interconnectées :

Pulvérisation de jet de fioul ;

Mélanger de petites gouttes de fioul avec de l'air ;

Chauffer le mélange d'air jusqu'à la température d'évaporation des petites gouttelettes ; décomposition pyrogénétique des molécules d'hydrocarbures et inflammation des gaz résultants ;

Mélange de gaz, de vapeurs et de produits de décomposition solides (noir de carbone) avec de l'air dans une torche allumée et leur oxydation (combustion).

Plus l'atomisation du fioul est fine, meilleurs sont les processus de mélange de petites gouttelettes avec de l'air, de chauffage et d'allumage du mélange carburant-air préparé pour la combustion.

Lors du torchage du fioul, le taux de combustion des particules de carburant se déplaçant dans le flux du mélange d'air dépend de trois facteurs :

Subtilités de la pulvérisation de fioul ;

Conditions de mélange du fioul atomisé avec de l'air ;

Conditions d'apport de chaleur à la partie initiale de la torche, nécessaires pour stabiliser l'inflammation du mélange combustible sortant de la buse.

Lorsque des gouttelettes de mazout situées dans le mélange d'air s'écoulent, des processus associés à l'évaporation du liquide et à la division des hydrocarbures se produisent. L'évaporation commence à 150 °C avec la libération des fractions légères. À des températures supérieures à 350 °C et en l’absence d’air, les particules commencent à se diviser pour former des hydrocarbures légers et lourds. À des températures supérieures à 650 °C, les molécules d'hydrocarbures se désintègrent avec formation d'hydrocarbures de haut poids moléculaire et d'un résidu solide sous forme de suie de carbone.

Les hydrocarbures de haut poids moléculaire et le carbone noir, qui produit une flamme enfumée, brûlent difficilement. Pour brûler une molécule du produit de dégradation des hydrocarbures sous forme de (C 18 H 2) 2, 37 molécules d'oxygène sont nécessaires. Par conséquent, si, au fur et à mesure du déplacement du mélange combustible, des gouttes de fioul tombent immédiatement dans la zone à haute température de la torchère, elles s'échaufferont rapidement et, en se divisant, libéreront des produits difficiles à brûler, qui, sans brûlés, seront évacués avec les gaz de combustion.

Particulièrement défavorable à une combustion complète est la répartition inégale de l'oxygène dans le mélange d'air, qui s'observe lorsqu'un jet de fioul est fourni le long de l'axe de la torche, avec d'importantes pertes de pression d'air à grande vitesse à la sortie du fioul brûleur et un mauvais mélange du mélange air-carburant pendant le processus de combustion derrière le brûleur.

Pour améliorer les processus de combustion du fioul, les étapes préparatoires réalisées avant la combustion sont d'une grande importance, par exemple : chauffer le fioul lors de son introduction dans les brûleurs, le pré-mélanger avec de l'air ou de la vapeur pour obtenir une émulsion de fioul avant l'alimentation. vers les brûleurs, gazéification préalable du fioul due à une combustion incomplète dans la chambre du brûleur suivie d'une post-combustion du gaz résultant dans la chambre de combustion.

La gazéification préliminaire du fioul due à une combustion incomplète, ainsi que la préparation préalable d'une émulsion de fioul mélangée à de l'eau, de la vapeur ou de l'air comprimé avant l'alimentation du dispositif brûleur modifie considérablement le processus de combustion du combustible liquide dans une torche, le rapprochant de le processus de combustion du combustible gazeux.

Combustion de combustible solide

Le processus hétérogène de combustion (oxydation) du combustible solide est le plus complexe (la séquence des étapes individuelles de combustion du combustible solide a été mentionnée ci-dessus). Dans ce cas, la vitesse d'une réaction hétérogène est mesurée par la quantité de carbone brûlée par unité de temps par unité de surface (surface) de combustible actif. La vitesse de cette réaction dépend de la température, de la pression, de la concentration des réactifs et de la durée de diffusion du comburant vers la surface active.

La durée de diffusion dépend quant à elle de la température, de la différence de concentrations d'oxydant dans l'écoulement et à la surface de la particule, de l'épaisseur de la couche limite.

Une couche limite se forme près de la surface des particules de carburant en raison d'une diminution des réactifs due à une augmentation de la concentration des produits de combustion (CO et CO 2). Cette couche limite de gaz d'épaisseur « b » empêche l'apport d'oxygène à la surface de la particule. L'épaisseur de la couche limite dépend de la vitesse d'écoulement et du diamètre réduit des particules de carburant.

En conséquence, la vitesse de combustion du combustible solide est déterminée par celui des processus constitutifs - la diffusion ou l'oxydation elle-même - qui est limitant.

La combustion de combustible solide en couche sur une grille présente de nombreux inconvénients, les principaux étant qu'il est difficile d'obtenir des températures de combustion élevées du combustible et d'automatiser les processus de combustion et le régime thermique de la chaudière.

Les combustibles solides sont dans la plupart des cas transformés en combustibles pulvérulents ou gazeux par gazéification. Le carburant pulvérisé est brûlé à l’aide d’une méthode de torche. Avec la méthode de combustion par torche, moins d'excès d'air est nécessaire pour une combustion complète par rapport à la méthode par couches.

Lors de la combustion de poussière de charbon, le coefficient d'excès d'air ne dépasse pas 1,20-1,25. Dans ce cas, une quantité importante d'air nécessaire à la combustion peut être fournie chauffée à haute température. Les processus de combustion des poussières de charbon sont plus faciles à automatiser.

Réactions de combustion du carbone, du soufre, des hydrocarbures

Combustion du carbone

C+O2 = CO2

1 mol (molécule) + 1 mol = 1 mol

1 partie en volume + 1 partie en volume = 1 partie en volume (combustion complète)

12 parties en masse + 32 parties en masse = 44 parties en masse

Combustion du monoxyde de carbone

2СО+О2 = 2СО2

2 taupes +1 taupe = 2 taupes

2 parties en volume + 1 partie en volume = 2 parties en volume (combustion complète) 56 parties en masse + 32 parties en masse = 88 parties en masse

Soufre brûlant

S + O 2 = SO 2

1 mole + 1 mole = 1 mole

1 partie de volume + 1 partie de volume = 1 partie de volume

32 parties en masse + 32 parties en masse = 64 parties en masse

Combustion d'hydrogène

2H 2 +O 2 = 2 H 2 O

2 taupes + 1 taupe = 2 taupes

2 parties de volume +1 partie de volume = 2 parties de volume

4 parties en masse + 32 parties en masse = 36 parties en masse

Combustion d'hydrocarbures

C m H n +(m + n/4)O 2 = m CO2+ n/2 H2O

1 mole +( m + n/4) taupes= m grains de beauté + n/2 taupes

1 partie volume +( m + n/4) parties volumétriques= m pièces volumétriques + n/2 pièces volumétriques

12 m+n parties en masse + 32 ( m + n/4) parties en masse = 44 m pièces de masse + 9 n pièces de masse

Tableau 7.2. Masses atomiques d'éléments chimiques Tableau 7.3. Vitesse de combustion à partir de la surface libre

Lors de réactions chimiques, une substance se transforme en une autre (à ne pas confondre avec les réactions nucléaires, dans lesquelles un élément chimique est converti en un autre).

Toute réaction chimique est décrite par une équation chimique :

Réactifs → Produits de réaction

La flèche indique le sens de la réaction.

Par exemple:

Dans cette réaction, le méthane (CH 4) réagit avec l'oxygène (O 2), entraînant la formation de dioxyde de carbone (CO 2) et d'eau (H 2 O), ou plus précisément de vapeur d'eau. C'est exactement la réaction qui se produit dans votre cuisine lorsque vous allumez un brûleur à gaz. L'équation doit être lue comme ceci : Une molécule de méthane réagit avec deux molécules d’oxygène gazeux pour produire une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d’eau (vapeur d’eau).

Les nombres placés devant les composants d’une réaction chimique sont appelés coefficients de réaction.

Des réactions chimiques se produisent endothermique(avec absorption d'énergie) et exothermique(avec libération d'énergie). La combustion du méthane est un exemple typique de réaction exothermique.

Il existe plusieurs types de réactions chimiques. Les plus courants :

• réactions de connexion ;
• réactions de décomposition;
• réactions de remplacement uniques ;
• réactions de double déplacement ;
• réactions d'oxydation;
• Réactions redox.

Réactions composées

Dans les réactions composées, au moins deux éléments forment un produit :

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- formation de sel de table.

Il convient de prêter attention à une nuance essentielle des réactions composées : selon les conditions de la réaction ou les proportions de réactifs entrant dans la réaction, le résultat peut être des produits différents. Par exemple, dans des conditions normales de combustion du charbon, du dioxyde de carbone est produit :
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Si la quantité d'oxygène est insuffisante, du monoxyde de carbone mortel se forme :
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Réactions de décomposition

Ces réactions sont pour ainsi dire essentiellement opposées aux réactions du composé. À la suite de la réaction de décomposition, la substance se décompose en deux (3, 4...) éléments (composés) plus simples :

• 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- décomposition de l'eau
• 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- décomposition du peroxyde d'hydrogène

Réactions à déplacement unique

À la suite de réactions de substitution simples, un élément plus actif remplace un élément moins actif dans un composé :

Zn (s) + CuSO 4 (solution) → ZnSO 4 (solution) + Cu (s)

Le zinc présent dans une solution de sulfate de cuivre déplace le cuivre le moins actif, entraînant la formation d'une solution de sulfate de zinc.

Le degré d'activité des métaux par ordre croissant d'activité :

• Les métaux alcalins et alcalino-terreux sont les plus actifs.

L’équation ionique de la réaction ci-dessus sera :

Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)

La liaison ionique CuSO 4, lorsqu'elle est dissoute dans l'eau, se décompose en un cation cuivre (charge 2+) et un anion sulfate (charge 2-). À la suite de la réaction de substitution, un cation zinc se forme (qui a la même charge que le cation cuivre : 2-). Veuillez noter que l'anion sulfate est présent des deux côtés de l'équation, c'est-à-dire que selon toutes les règles mathématiques, il peut être réduit. Le résultat est une équation ion-moléculaire :

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Réactions de double déplacement

Dans les réactions de double substitution, deux électrons sont déjà remplacés. De telles réactions sont également appelées échanger des réactions. De telles réactions ont lieu en solution avec formation de :

• solide insoluble (réaction de précipitation) ;
• eau (réaction de neutralisation).

Réactions de précipitation

Lorsqu'une solution de nitrate d'argent (sel) est mélangée à une solution de chlorure de sodium, du chlorure d'argent se forme :

Équation moléculaire : KCl (solution) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (s) + KNO 3 (p-p)

Équation ionique : K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Équation ionique moléculaire : Cl - + Ag + → AgCl (s)

Si un composé est soluble, il sera présent en solution sous forme ionique. Si le composé est insoluble, il précipitera pour former un solide.

Réactions de neutralisation

Ce sont des réactions entre acides et bases qui aboutissent à la formation de molécules d’eau.

Par exemple, la réaction de mélange d'une solution d'acide sulfurique et d'une solution d'hydroxyde de sodium (lessive) :

Équation moléculaire : H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)

Équation ionique : 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)

Équation ionique moléculaire : 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) ou H + + OH - → H 2 O (l)

Réactions d'oxydation

Il s'agit de réactions d'interaction de substances avec l'oxygène gazeux présent dans l'air, au cours desquelles, en règle générale, une grande quantité d'énergie est libérée sous forme de chaleur et de lumière. Une réaction d’oxydation typique est la combustion. Au tout début de cette page se trouve la réaction entre le méthane et l’oxygène :

CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

Le méthane appartient aux hydrocarbures (composés du carbone et de l'hydrogène). Lorsqu’un hydrocarbure réagit avec l’oxygène, une grande quantité d’énergie thermique est libérée.

Réactions redox

Ce sont des réactions dans lesquelles des électrons sont échangés entre des atomes réactifs. Les réactions évoquées ci-dessus sont également des réactions redox :

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - réaction composée
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - réaction d'oxydation
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - réaction de substitution unique

Les réactions redox avec un grand nombre d'exemples de résolution d'équations utilisant la méthode de la balance électronique et la méthode de la demi-réaction sont décrites de manière aussi détaillée que possible dans la section