எரிப்பு இரசாயன சமன்பாடு. எரிப்பு எதிர்வினை எவ்வாறு நிகழ்கிறது?

பக்கம் 1

தயாரிக்கப்பட்ட எரிபொருள்-காற்று கலவையில் சுடரின் ஆரம்ப மூலத்தை உருவாக்கிய பிறகு இரசாயன எரிப்பு எதிர்வினைகள் தொடங்குகின்றன. பிஸ்டன் உள் எரிப்பு இயந்திரங்களில், இது ஒரு மின்சார தீப்பொறியால் அல்லது எரிபொருள் கலவையை ஒரு வெப்பநிலையில் சூடாக்குவதன் மூலம் உருவாக்கப்படுகிறது, இதில் பல ஆரம்ப தீப்பிழம்புகள் தன்னிச்சையாக கலவையின் அளவுகளில் தோன்றும் மற்றும் கலவையின் சுய-பற்றவைப்பு ஏற்படுகிறது.  

ஆக்ஸிஜன் மூலக்கூறுகளுடன் எரியக்கூடிய வாயு மூலக்கூறுகளின் மோதலின் அனைத்து நிலைகளிலும் இரசாயன எரிப்பு எதிர்வினை ஏற்படாது.  

என்றால் இரசாயன எதிர்வினைகள்எரிப்பு தன்னியக்கமாக இல்லாததால், எரிக்கப்படாத கலவையின் எரிப்பு பொருட்களிலிருந்து வெப்பத்தை மாற்றுவது மட்டுமே சுடர் பரவுவதற்கான காரணம். இந்த வகை சுடர் பரவல் வெப்பம் என்று அழைக்கப்படுகிறது. இது, நிச்சயமாக, வினைபுரியும் பொருட்கள் மற்றும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் பரவல் ஒரே நேரத்தில் நிகழும் வாய்ப்பை விலக்கவில்லை, இதனால் எதிர்வினை மண்டலத்தில் வினைபுரியும் கலவையின் கலவை ஆரம்ப கலவையின் கலவையிலிருந்து வேறுபடுகிறது. ஆனால் இந்த விஷயத்தில், பரவல் என்பது சுடர் பரவுவதற்கான காரணம் அல்ல, ஆனால் அதனுடன் கூடிய காரணி மட்டுமே. குறிப்பாக, இது அல்லாத கிளை சங்கிலிகள் கொண்ட சங்கிலி எதிர்வினைகளுக்கும் பொருந்தும். கட்டற்ற அணுக்கள் மற்றும் ரேடிக்கல்களின் பரவல், வெப்ப இயக்கவியல் சமநிலையில் அல்லது அரை-நிலையான செறிவுகளில் இல்லாவிட்டால், வெப்பமாக இருக்கும் ஒரு சுடர் பரவுவதற்கு காரணமாக இருக்க முடியாது. அடுத்த பகுதியில் காட்டப்படும் சுடர் பரவலின் சரியான வெப்பக் கோட்பாட்டில் பரவலின் பங்கு முழுமையாக கணக்கில் எடுத்துக்கொள்ளப்படுகிறது.  

இரசாயன எரிப்பு எதிர்வினைகள் தன்னியக்கமாக இல்லாவிட்டால், எரிக்கப்படாத கலவையின் எரிப்பு பொருட்களிலிருந்து வெப்ப பரிமாற்றம் மட்டுமே சுடர் பரவுவதற்கான காரணம். இந்த வகை சுடர் பரவல் வெப்பம் என்று அழைக்கப்படுகிறது. இது, நிச்சயமாக, வினைபுரியும் பொருட்கள் மற்றும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் பரவல் ஒரே நேரத்தில் நிகழும் வாய்ப்பை விலக்கவில்லை, இதனால் எதிர்வினை மண்டலத்தில் வினைபுரியும் கலவையின் கலவை ஆரம்ப கலவையின் கலவையிலிருந்து வேறுபடுகிறது. ஆனால் இந்த விஷயத்தில், பரவல் சுடர் பரவுவதற்கான காரணம் அல்ல, ஆனால் அதனுடன் கூடிய காரணி மட்டுமே. குறிப்பாக, இது அல்லாத கிளை சங்கிலிகள் கொண்ட சங்கிலி எதிர்வினைகளுக்கு பொருந்தும். கட்டற்ற அணுக்கள் மற்றும் ரேடிக்கல்களின் பரவல், வெப்ப இயக்கவியல் சமநிலையில் அல்லது அரை-நிலையான செறிவுகளில் இல்லாவிட்டால், வெப்பமாக இருக்கும் ஒரு சுடர் பரவுவதற்கு காரணமாக இருக்க முடியாது. அடுத்த பகுதியில் காட்டப்படும் சுடர் பரவலின் சரியான வெப்பக் கோட்பாட்டில் பரவலின் பங்கு முழுமையாக கணக்கில் எடுத்துக்கொள்ளப்படுகிறது.  

பர்னர்களில் காற்றுடன் வாயு எரிப்பு இரசாயன எதிர்வினைகளின் விகிதம் மிக அதிகமாக உள்ளது. அதிக வெப்பநிலையில் இந்த எதிர்வினைகள் ஒரு நொடியின் ஆயிரத்தில் ஒரு பங்கு நிகழ்கின்றன. வாயு-காற்று கலவை ஓட்டத்தின் எரிப்பு காலம் தீர்மானிக்கப்படுகிறது தொடர்ச்சியான உணவுவெப்ப ஓட்டத்தின் செல்வாக்கின் கீழ் ஆக்ஸிஜனேற்ற எதிர்வினைகளின் விரைவான நிகழ்வின் விளைவாக எரியும் வாயு மற்றும் காற்றின் புதிய பகுதிகள்.  

பர்னர்களில் காற்றுடன் வாயு எரிப்பு இரசாயன எதிர்வினைகளின் விகிதம் மிக அதிகமாக உள்ளது. அதிக வெப்பநிலையில் இந்த எதிர்வினைகள் ஒரு நொடியின் ஆயிரத்தில் ஒரு பங்கு நிகழ்கின்றன. வாயு-காற்று கலவை ஓட்டத்தின் எரிப்பு காலம் வாயு மற்றும் காற்றின் புதிய பகுதிகளின் தொடர்ச்சியான விநியோகத்தால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது, இது வெப்ப ஓட்டத்தின் செல்வாக்கின் கீழ் ஆக்ஸிஜனேற்ற எதிர்வினைகளின் விரைவான நிகழ்வின் விளைவாக எரிகிறது.  

இரசாயன எரிப்பு வினைகளின் அளவுசார்ந்த உறவுகளை சாதாரண உடல் நிலைகளின் கீழ் அறியப்பட்ட மூலக்கூறு வெகுஜனங்களின் பொருட்கள் மற்றும் அடர்த்தி p c / 22 4 வாயுக்களுடன் பெறலாம்.  

இரசாயன எரிப்பு எதிர்வினைகளைத் தடுப்பதற்கான வழிமுறை போதுமான அளவு ஆய்வு செய்யப்படவில்லை. இருப்பினும், ஆய்வுகள் நடத்தப்பட்டன சமீபத்திய ஆண்டுகள், தீப்பிழம்புகளில் தடுப்பான்களின் விளைவின் தன்மையைப் பற்றி சில யோசனைகளை உருவாக்குவதை சாத்தியமாக்குகிறது.  

இரசாயன எரிப்பு எதிர்வினை முற்றிலும் தொடர்கிறது மற்றும் எதிர்வினை தயாரிப்புகள் நீராவி H20, என்று வைத்துக்கொள்வோம். கார்பன் டை ஆக்சைடு CO2 அல்லது ஆக்ஸிஜன் பற்றாக்குறை ஏற்பட்டால், கார்பன் மோனாக்சைடு CO. ஒரு ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் ஹைட்ரஜன்-ஆக்ஸிஜன் (வெடிக்கும்) எரியக்கூடிய கலவைக்கு, நீராவி 58 கிலோகலோரி/மோல் உருவாகும் வெப்பத்தை வெப்ப திறன் 8 கலோரி/மோல்-டிகிரியால் பிரித்தால், 7250 டிகிரி எரிப்பு வெப்பநிலையைப் பெறுகிறோம். ஆக்ஸிஜனில் (St 02C02 94 kcal/mol) திடமான கார்பனின் முழுமையான எரிப்பு விஷயத்தில், நாம் இன்னும் அதிக எரிப்பு வெப்பநிலையைப் பெறுகிறோம், 11,750 K. அதே வரிசையின் வெப்பநிலை மற்ற ஹைட்ரோகார்பன் எரிபொருட்களுக்கும் பெறப்படுகிறது. இங்கு கொடுக்கப்பட்டுள்ள அற்புதமான உயர் எரிப்பு வெப்பநிலைகள், பொருளின் பிளாஸ்மா நிலையைக் குறிக்கின்றன; ஆக்ஸிஜன் கலவைகளின் எரிப்பு வெப்பநிலை 3000 முதல் 4000 K வரை இருக்கும்.  

கலவையின் எரிப்பு வெப்பம் மற்றும் இரசாயன எதிர்வினை மிக விரைவாக தொடர்வதால், எரிப்பு செயல்முறையின் காலத்தை கட்டுப்படுத்தும் முக்கிய காரணி வாயு மற்றும் காற்றை கலக்கும் நேரமாகும்.  

எரியக்கூடிய வாயுக்களின் எரிப்பு ஏற்பாடு செய்வதற்கான திட்டங்கள். எரிதல். a - இயக்கவியல், b - பரவல், c - கலப்பு.

அதிக எரிப்பு வெப்பநிலையில் இரசாயன எரிப்பு எதிர்வினைகளின் விகிதம் கலவை உருவாக்கத்தின் விகிதத்தை விட ஒப்பிடமுடியாத அளவிற்கு அதிகமாக இருப்பதால், நடைமுறையில் வாயு எரிப்பு விகிதம் எப்போதும் காற்றுடன் வாயு கலக்கும் விகிதத்திற்கு சமமாக இருக்கும். இந்த சூழ்நிலையானது பரந்த வரம்புகளுக்குள் வாயு எரிப்பு விகிதத்தை எளிதில் கட்டுப்படுத்துவதை சாத்தியமாக்குகிறது. எரியக்கூடிய வாயுக்களை எரிப்பதற்கான கலப்பு முறை இயக்கவியல் மற்றும் பரவலுக்கு இடையில் இடைநிலை ஆகும்.  

எனவே, சில நிபந்தனைகளின் கீழ் எரியும் மெழுகுவர்த்திகளின் இரசாயன எதிர்வினைக்கான சமநிலை சமன்பாடு உண்மையில் ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் விளக்கத்தில் வெப்பத்தின் அளவை அறிமுகப்படுத்துவதற்கான முதல் முயற்சியாகும்.  

காற்றில் உள்ள பொருட்களின் எரிப்புக்கான இரசாயன எதிர்வினைகளுக்கான சமன்பாடுகளை வரையும்போது, ​​​​பின்வருமாறு தொடரவும்: எரியக்கூடிய பொருள் மற்றும் எரிப்பில் ஈடுபடும் காற்று இடது பக்கத்தில் எழுதப்படுகின்றன, சம அடையாளத்திற்குப் பிறகு எதிர்வினை தயாரிப்புகள் எழுதப்படுகின்றன. உதாரணமாக, காற்றில் உள்ள மீத்தேன் எரிப்பு எதிர்வினைக்கு ஒரு சமன்பாட்டை உருவாக்குவது அவசியம். முதலில், எதிர்வினை சமன்பாட்டின் இடது பக்கத்தை எழுதுங்கள்: மீத்தேன் பிளஸின் வேதியியல் சூத்திரம் இரசாயன சூத்திரங்கள்காற்றை உருவாக்கும் பொருட்கள்.  

எரிப்பு என்பது ஆக்ஸிஜனுடன் எரிபொருளின் ஆக்சிஜனேற்றத்தின் ஒரு இரசாயன எதிர்வினை ஆகும், இது ஒப்பீட்டளவில் விரைவாக நிகழ்கிறது மற்றும் அதிக அளவு வெப்பத்தை வெளியிடுகிறது.

எரிப்பு செயல்பாட்டின் போது, ​​எரிப்பு பொருட்கள் அதிக வெப்பநிலைக்கு சூடேற்றப்படுகின்றன.

ஆக்ஸிஜனுடன் ஹைட்ரோகார்பன் வாயுவை எரிப்பதற்கான பொதுவான சமன்பாடு அடுத்த பார்வை:

எங்கே மீமற்றும் n- முறையே, மூலக்கூறில் உள்ள கார்பன் மற்றும் ஹைட்ரஜன் அணுக்களின் எண்ணிக்கை

கே- ஆக்ஸிஜனேற்ற எதிர்வினையின் வெப்ப விளைவு.

ஆக்ஸிஜனுடன் முக்கிய எரியக்கூடிய வாயுக்களின் எரிப்பு எதிர்வினைகளை அட்டவணை 3.1 காட்டுகிறது.

ஆக்ஸிஜனுடன் எரியக்கூடிய வாயுக்களின் எரிப்பு எதிர்வினைகள்

அட்டவணை 3.1

ஆக்சிஜனுடன் மிகவும் நன்கு அறியப்பட்ட எரியக்கூடிய வாயுக்களின் ஆக்சிஜனேற்ற எதிர்வினைகளை அட்டவணை 3.1 காட்டுகிறது. இருப்பினும், உண்மையான நிலைமைகளில், எரிப்பு மண்டலத்திற்கு ஆக்ஸிஜனேற்றம் (ஆக்ஸிஜன்) வழங்கப்படுவதில்லை. தூய வடிவம், ஆனால் காற்றின் ஒரு பகுதியாக. காற்று முக்கியமாக இரண்டு பகுதிகளைக் கொண்டுள்ளது: ஆக்ஸிஜன் மற்றும் நைட்ரஜன். காற்றில் சிறிய அளவு கார்பன் டை ஆக்சைடு CO 2 மற்றும் அரிதான வாயுக்கள் உள்ளன. காற்றில் அவற்றின் சிறிய அளவைக் கருத்தில் கொண்டு, நாங்கள் அவற்றைப் புறக்கணிக்கிறோம்.

இவ்வாறு, காற்றின் அளவை 100% என எடுத்துக் கொண்டால், ஆக்ஸிஜன் உள்ளடக்கம் 21% மற்றும் நைட்ரஜன் 79% ஆக இருக்கும். எனவே, 1 மணிக்கு மீ 3 காற்று ஆக்ஸிஜன் 79/21 = 3.76 மீ 3 நைட்ரஜன், அல்லது 1 மீ 3 ஆக்ஸிஜன் 100/21 = 4.76 இல் உள்ளது மீ 3 காற்று.

மேலே உள்ள உறவுகளை கணக்கில் எடுத்துக்கொண்டு, ஹைட்ரோகார்பன்களை காற்றுடன் எரிப்பதற்கான பொதுவான சமன்பாட்டை நாம் எழுதலாம்:

அட்டவணை 3.2 காற்றுடன் எரியக்கூடிய வாயுக்களின் எரிப்பு எதிர்வினைக்கான சமன்பாடுகளைக் காட்டுகிறது.

அட்டவணைகள் 3.1 மற்றும் 3.2 இல் கொடுக்கப்பட்ட சமன்பாடுகள் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக், அதாவது. இது எரியக்கூடிய வாயு மற்றும் ஆக்ஸிஜனேற்றத்தின் (ஆக்ஸிஜன், காற்று) விகிதமாகும், இதில் கோட்பாட்டளவில் தேவையான அளவு ஆக்ஸிஜனேற்றம் எரியக்கூடிய வாயுவுக்கு வழங்கப்படுகிறது. இருப்பினும், உண்மையான நிலைமைகளின் கீழ் வாயு எரிப்பு நடைமுறையில், ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் சமன்பாடுகளிலிருந்து பின்வருபவை விட, மண்டலத்திற்கு ஓரளவு அதிக ஆக்ஸிஜனேற்றத்தை வழங்குவது அவசியம். இது முக்கியமாக எரியக்கூடிய வாயு மற்றும் ஆக்ஸிஜனேற்றியின் அபூரண கலவையின் காரணமாகும்.

காற்றுடன் எரியக்கூடிய வாயுக்களின் எரிப்பு எதிர்வினைகளின் சமன்பாடுகள்

அட்டவணை 3.2

ஆக்ஸிஜனேற்றத்தின் (ஆக்ஸிஜன் அல்லது காற்று) உண்மையான நுகர்வு விகிதம் கோட்பாட்டளவில் அவசியமான ஒன்றுக்கு அதிகப்படியான காற்று குணகம் என்று அழைக்கப்படுகிறது மற்றும் நியமிக்கப்பட்டது α , அதாவது:

எங்கே வி டி- உண்மையான காற்று ஓட்டம்;

வி டி- கோட்பாட்டளவில் தேவையான அளவு காற்று.

அட்டவணை 3.3 கோட்பாட்டளவில் தேவையான அளவு ஆக்ஸிஜனேற்றத்தின் (ஆக்ஸிஜன் மற்றும் காற்று) மதிப்புகள், அத்துடன் 1 எரிப்பு போது எரிப்பு பொருட்களின் அளவு ஆகியவற்றைக் காட்டுகிறது. மீ 3 வாயு மற்றும் அதிகப்படியான காற்று குணகம் 1க்கு சமம் ( அ = 1).

கோட்பாட்டளவில் தேவையான அளவு ஆக்ஸிஜனேற்றம் மற்றும் எரிப்பின் போது எரிப்பு பொருட்களின் அளவு 1 மீ 3 மணிக்கு α = 1

அட்டவணை 3.3

நடைமுறைக் கணக்கீடுகளில், சில நேரங்களில் நமக்குத் தெரியாது இரசாயன கலவைவாயுக்கள், மற்றும் எரிப்பு வெப்பம் மட்டுமே அறியப்படுகிறது. முழுமையான எரிப்பு 1 க்கு தேவையான காற்றின் கோட்பாட்டளவில் தேவையான அளவை தீர்மானிக்க வேண்டியது அவசியம் மீ 3 வாயு.

இந்த வழக்கில் D.I இன் அனுபவ சூத்திரம் உள்ளது. மெண்டலீவ்:

எங்கே கே என்- வாயுவின் குறைந்த கலோரிக் மதிப்பு, kJ/மீ 3 .

ஆக்ஸிஜன் மற்றும் காற்றுடன் பல்வேறு வாயுக்களின் எரிப்பு எதிர்வினைகளுக்கான சமன்பாடுகள் எரிபொருள் மற்றும் ஆக்ஸிஜனேற்றத்திற்கு இடையிலான உறவை மட்டுமே பிரதிபலிக்கின்றன, மேலும் இந்த எதிர்வினைகளின் பொறிமுறையை விளக்கவில்லை. உண்மையான நிலைமைகளில், எரிப்பு செயல்முறை மிகவும் சிக்கலானது.

வாயு எரிப்பு எதிர்வினையின் இயக்கவியலின் பொறிமுறையின் நவீன கோட்பாடு சோவியத் விஞ்ஞானி, கல்வியாளர் என்.என். செமனோவ். அவரது கோட்பாட்டின் படி, வாயு எரிப்பு சங்கிலி எதிர்வினைகள் வாயு-காற்று கலவையின் சுடரில் நிகழ்கின்றன. இதன் விளைவாக, இடைநிலை நிலையற்ற பொருட்கள் ஃப்ரீ ரேடிக்கல் அணுக்களின் வடிவத்தில் உருவாகின்றன. N.N இன் கோட்பாட்டின் படி. ஆக்ஸிஜனுடன் ஹைட்ரஜனை எரிப்பதற்கான செமனோவின் எதிர்வினை, இரண்டு ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறுகளையும் ஆக்ஸிஜனின் ஒன்றையும் இணைத்து இரண்டு நீர் மூலக்கூறுகளை உருவாக்குவது மட்டுமல்ல. இந்த இரண்டு வாயுக்களின் தொடர்புகளின் போது, ​​இடைநிலை பொருட்கள் முதலில் ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஆக்ஸிஜன் அணுக்களின் வடிவத்தில் உருவாகின்றன, மேலும் இலவச ஹைட்ராக்சில் ரேடிக்கல்கள் OH கூட உருவாகின்றன.

எரிப்பு செயல்முறையைத் தொடங்க, எரியக்கூடிய கலவையை எப்படியாவது செயல்படுத்துவது அவசியம். வேறு வார்த்தைகளில் கூறுவதானால், வினைப்பொருட்கள் ஒரு பெரிய அளவிலான ஆற்றலைக் கொண்டிருக்கும் நிலைமைகளை உருவாக்குவது அவசியம். எரிப்பு செயல்முறை ஏற்படுவதற்கு இந்த ஆற்றல் இருப்பு அவசியம். வாயு-காற்று கலவையை அதன் பற்றவைப்பு வெப்பநிலைக்கு சூடாக்குவதன் மூலம் மேலே உள்ள ஆற்றல் இருப்பு உருவாக்கப்படலாம். ஆக்டிவேஷன் எனர்ஜி எனப்படும் இந்த ஆற்றல் முக்கியமாக எதிர்வினைகளில் இருக்கும் இடைக்கணிப்பு பிணைப்புகளை உடைக்க அவசியம்.

எரிப்பு செயல்பாட்டின் போது, ​​பழையவற்றை அழிப்பதன் மூலம் புதிய பிணைப்புகள் தொடர்ந்து உருவாகின்றன. புதிய பிணைப்புகள் உருவாகும் போது, ​​ஆற்றலின் குறிப்பிடத்தக்க வெளியீடு ஏற்படுகிறது, அதே நேரத்தில் பழைய பிணைப்புகளை உடைப்பது எப்போதும் ஆற்றல் செலவினத்துடன் இருக்கும். எரிப்பு செயல்பாட்டின் போது, ​​புதிய பிணைப்புகளை உருவாக்கும் போது வெளியிடப்படும் ஆற்றல் உள்ளது பெரிய மதிப்பு, பழைய பிணைப்புகளை உடைப்பதில் செலவழிக்கப்பட்ட ஆற்றலுடன் ஒப்பிடுகையில், மொத்த வெப்ப விளைவு நேர்மறையாகவே உள்ளது.

ஆக்ஸிஜனுடன் ஹைட்ரஜனின் எதிர்வினை எளிமையானது மற்றும் மிகவும் ஆய்வு செய்யப்பட்டது. எனவே, ஒரு உதாரணத்தைப் பயன்படுத்தி இந்த கிளை எதிர்வினையைப் பார்ப்போம்.

N.N இன் கோட்பாட்டின் படி. செமனோவ், எதிர்வினையின் ஆரம்ப தருணத்தில், செயல்படுத்தும் ஆற்றல் மற்றும் ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஆக்ஸிஜன் மூலக்கூறுகளின் மோதலின் விளைவாக, இரண்டு ஹைட்ராக்சில் தீவிரவாதிகள் OH உருவாகின்றன:

. (3.5)

இலவச ஹைட்ரஜன் அணு H, இதையொட்டி, ஆக்ஸிஜன் மூலக்கூறுடன் வினைபுரிகிறது. இதன் விளைவாக, ஒரு ஹைட்ராக்சில் ரேடிகல் OH மற்றும் ஒரு இலவச ஆக்ஸிஜன் அணு உருவாகிறது, அதாவது:

. (3.7)

தீவிரமானது மீண்டும் ஹைட்ரஜனுடன் ஒரு வேதியியல் எதிர்வினைக்குள் நுழைய முடியும், மேலும் எதிர்வினையின் விளைவாக, நீர் மற்றும் இலவச ஹைட்ரஜனை உருவாக்குகிறது, மேலும் ஆக்ஸிஜன் அணு ஒரு ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறுடன் வினைபுரியும், இது மற்றொரு உருவாவதற்கு வழிவகுக்கும். OH ரேடிக்கல் மற்றும் ஒரு ஹைட்ரஜன் அணு H, அதாவது:

. (3.8)

ஆக்ஸிஜனுடன் ஹைட்ரஜனின் எரிப்பு சங்கிலி எதிர்வினையின் மேலே உள்ள வழிமுறையானது ஹைட்ரஜன் அணுக்களுடன் ஒரு OH ரேடிக்கலின் பல தொடர்புகளின் சாத்தியத்தைக் காட்டுகிறது. இந்த தொடர்புகளின் விளைவாக, நீர் மூலக்கூறுகள் உருவாகின்றன.

எனவே, இலவச அணுக்கள் மற்றும் தீவிரவாதிகள் செயலில் உள்ள மையங்கள்ஒரு சங்கிலி எதிர்வினை உருவாக்கும் போது.

ஆக்ஸிஜனுடன் ஹைட்ரஜனின் எரிப்பு எதிர்வினை, இது சங்கிலி எதிர்வினையின் பொறிமுறையை விளக்குகிறது, பின்வருமாறு எழுதலாம்:

H 2 O O + (H 2)…

OH + (H 2) ® H + (O 2) ® OH + (H 2)…

O + (H 2) ® OH + (H 2) ® H 2 O

H +(O 2) ® OH +H 2 ...

ஆக்ஸிஜனுடன் கார்பன் மோனாக்சைட்டின் எரிப்பு வழிமுறை மிகவும் சிக்கலானது. யுஎஸ்எஸ்ஆர் அகாடமி ஆஃப் சயின்ஸின் இன்ஸ்டிடியூட் ஆப் கெமிக்கல் இயற்பியல் விஞ்ஞானிகளின் கூற்றுப்படி, கார்பன் மோனாக்சைடு உலர்ந்த ஆக்ஸிஜனுடன் வினைபுரிவதில்லை. கலவையில் ஒரு சிறிய அளவு ஹைட்ரஜன் அல்லது ஈரப்பதத்தை சேர்ப்பது ஆக்ஸிஜனேற்ற எதிர்வினைக்கு வழிவகுக்கிறது என்பதையும் அவர்கள் கண்டறிந்தனர். இதன் விளைவாக, பின்வரும் இரசாயன எதிர்வினைகள் நிகழ்கின்றன:

H 2 O ® OH + H; (3.10)

OH + CO ® CO 2 + H; (3.11)

H + O 2 ® OH + O; (3.12)

CO + OH ® CO 2 + H; (3.13)

CO + O ® CO 2 ; (3.14)

H + O 2 = OH + O (3.15)

மேலே உள்ள இரசாயன எதிர்வினைகளிலிருந்து பின்வருமாறு, ஒரு சிறிய அளவு ஈரப்பதம் இருப்பதால், எரிப்பு மண்டலத்தில் ஹைட்ராக்சில்கள் மற்றும் இலவச அணுக்கள் உருவாக வழிவகுக்கிறது. முன்பு குறிப்பிட்டபடி, ஹைட்ராக்சில் ரேடிக்கல்கள் மற்றும் கட்டற்ற அணுக்கள் இரண்டும் சங்கிலி எதிர்வினையின் உருவாக்கம் மற்றும் கேரியர்கள் ஆகும்.

ஹைட்ரோகார்பன்களின் ஆக்சிஜனேற்றத்திற்கான இன்னும் சிக்கலான வழிமுறை. ஹைட்ரஜன் மற்றும் கார்பன் மோனாக்சைட்டின் எரிப்பு பொறிமுறையுடன் சில ஒற்றுமைகளுடன், ஹைட்ரோகார்பன்களின் எரிப்பு பொறிமுறையும் பல குறிப்பிடத்தக்க வேறுபாடுகளைக் கொண்டுள்ளது. எரிப்பு தயாரிப்புகளை பகுப்பாய்வு செய்ததில், அவற்றில் ஆல்டிஹைடுகள் மற்றும் முக்கியமாக ஃபார்மால்டிஹைடு (HCHO) இருப்பது கண்டறியப்பட்டது.

ஹைட்ரோகார்பன் ஆக்சிஜனேற்றத்தின் பொறிமுறையை அவற்றில் எளிமையான உதாரணத்தைப் பயன்படுத்தி பரிசீலிப்போம் - மீத்தேன். மீத்தேன் ஆக்சிஜனேற்றத்தின் வழிமுறை நான்கு நிலைகளில் செல்கிறது, ஒவ்வொன்றிலும் பின்வரும் இரசாயன எதிர்வினைகள் நிகழ்கின்றன:

முதல் கட்டத்தில்:

H + O 2 ® OH + O; (3.16)

CH 4 + OH ® CH 3 + H 2 O; (3.17)

CH 4 + O ® CH 2 + H 2 O. (3.18)

இரண்டாவது கட்டத்தில்:

CH 3 + O 2 ® HCHO + OH; (3.19)

CH 2 + O 2 ® HCHO + O; (3.20)

மூன்றாவது கட்டத்தில்:

HCHO + OH ® HCO + H 2 O (3.21)

HCHO + O ®СО + H 2 O; (3.22)

HCO+ O 2 ® CO + O + OH (3.23).

நான்காவது கட்டத்தில்:

CO + O ® CO 2 (3.24)

தலைப்பு 3. எரிப்பு இரசாயன அடிப்படைகள்.

3.1 எரிப்பு எதிர்வினைகளின் வேதியியல்.

நீங்கள் ஏற்கனவே புரிந்து கொண்டபடி, எரிப்பு என்பது வெப்பம் மற்றும் பளபளப்பு (சுடர்) வெளியீட்டுடன் வேகமாக பாயும் இரசாயன எதிர்வினை ஆகும். பொதுவாக, இது ஒரு ஆக்சிஜனேற்ற முகவர்-காற்று ஆக்ஸிஜனுடன் இணைந்த எரியக்கூடிய பொருளின் ஒரு வெப்ப ஆக்ஸிஜனேற்ற எதிர்வினை ஆகும்.

எரியக்கூடிய பொருட்கள்வாயுக்கள், திரவங்கள் மற்றும் திடப்பொருட்கள் இருக்கலாம். இவை H 2, CO, சல்பர், பாஸ்பரஸ், உலோகங்கள், C m H n (வாயுக்கள், திரவங்கள் மற்றும் வடிவில் உள்ள ஹைட்ரோகார்பன்கள் திடப்பொருட்கள், அதாவது கரிம பொருட்கள். இயற்கை ஹைட்ரோகார்பன்கள், எடுத்துக்காட்டாக, இயற்கை எரிவாயு, எண்ணெய், நிலக்கரி). கொள்கையளவில், ஆக்சிஜனேற்றம் செய்யக்கூடிய அனைத்து பொருட்களும் எரியக்கூடியவை.

ஆக்ஸிஜனேற்ற முகவர்கள்சேவை: ஆக்ஸிஜன், ஓசோன், ஆலஜன்கள் (F, Cl, Br, J), நைட்ரஸ் ஆக்சைடு (NO 2), அம்மோனியம் நைட்ரேட் (NH 4 NO 3), முதலியன. உலோகங்களுக்கு, CO 2, H 2 O, N 2 ஆகவும் இருக்கலாம். ஆக்ஸிஜனேற்ற முகவர்கள்.

சில சந்தர்ப்பங்களில், எண்டோடெர்மிக் செயல்முறைகளில் பெறப்பட்ட பொருட்களின் சிதைவு எதிர்வினைகளின் போது எரிப்பு ஏற்படுகிறது. உதாரணமாக, அசிட்டிலீன் சிதைவின் போது:

C 2 H 2 = 2 C + H 2.

வெளிப்புற வெப்பம்எதிர்வினைகள் வெப்ப வெளியீட்டை உள்ளடக்கிய எதிர்வினைகள்.

எண்டோடெர்மிக்எதிர்வினைகள் வெப்பத்தை உறிஞ்சுவதை உள்ளடக்கிய எதிர்வினைகள்.

உதாரணமாக:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q - வெப்ப எதிர்வினை,

2H 2 O + Q = 2H 2 + O 2 - எண்டோடெர்மிக் எதிர்வினை,

எங்கே: Q - வெப்ப ஆற்றல்.

எனவே, வெளிப்புற வெப்ப ஆற்றலின் அறிமுகத்துடன் மட்டுமே எண்டோடெர்மிக் எதிர்வினைகள் ஏற்படலாம், அதாவது. சூடான போது.

வேதியியல் எதிர்வினைகளில், வெகுஜன பாதுகாப்பு விதியின்படி, எதிர்வினைக்கு முன் பொருட்களின் எடை எதிர்வினைக்குப் பிறகு உருவாகும் பொருட்களின் எடைக்கு சமம். இரசாயன சமன்பாடுகளை சமநிலைப்படுத்தும் போது, ​​நாம் பெறுகிறோம் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக்கலவைகள்.

உதாரணமாக, எதிர்வினையில்

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

எங்களிடம் 1 mol CH 4 + 2 mol O 2 = 1 mol CO 2 + 2 mol H 2 O உள்ளது.

பொருட்களின் சூத்திரங்களுக்கு முன்னால் உள்ள மோல்களின் எண்ணிக்கை ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்கள் என்று அழைக்கப்படுகிறது.

"மோலார் வால்யூம்", "மோலார் செறிவு", "பகுதி அழுத்தம்" என்ற கருத்துகளை கணக்கில் எடுத்துக் கொண்டால், மீத்தேன் முழுமையான எதிர்வினைக்கு 1 மோல் CH 4 ஐ O 2 அல்லது 1/ 2 மோல்களுடன் கலக்க வேண்டியது அவசியம் என்பதைக் காண்கிறோம். 3 = 33.3% CH 4 மற்றும் 2/ 3=66.7% O 2. இந்த கலவை ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் என்று அழைக்கப்படுகிறது.

காற்றில் CH 4 எரிவதைக் கருத்தில் கொண்டால், அதாவது. 21% O 2 +79% N 2 அல்லது O 2 +79/21N 2 அல்லது O 2 +3.76N 2 கலவையில், எதிர்வினை பின்வருமாறு எழுதப்படும்:

CH 4 +2O 2 +2×3.76N 2 =CO 2 +2H 2 O+2×3.76N 2.

1 mol CH 4 +2 mol O 2 +7.52 mol N 2 = O 2, N 2 மற்றும் CH 4 இன் 10.52 மோல் கலவை.

பின்னர் கலவையின் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் கலவை இருக்கும்:

(1/10.52)*100%=9.5% CH 4; (2/10.52)*100%=19.0% O 2 ;

(7.52/10.52)*100%=71.5% N 2.

இதன் பொருள், மிகவும் எரியக்கூடிய கலவையில், ஆக்ஸிஜனுடனான எதிர்வினையில் 100% (CH 4 + O 2) க்கு பதிலாக, காற்றுடனான எதிர்வினையில் 24% (CH 4 + O 2) இருக்கும், அதாவது. மிகக் குறைவான வெப்பம் உருவாகும்.

தன்னிச்சையான, ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் அல்லாத கலவைகள் கலந்தால் அதே படம் பெறப்படும்.

உதாரணமாக, எதிர்வினையில் 2CH 4 +2O 2 =CO 2 +2H 2 O+CH 4 CH 4 இன் 1 மோல் வினைபுரிவதில்லை.

எதிர்வினையில் CH 4 +4O 2 =CO 2 +2H 2 O+2O 2 O 2 இன் 2 மோல்கள் எதிர்வினையில் பங்கேற்காது, ஆனால் நிலைப்படுத்தலின் பாத்திரத்தை வகிக்கின்றன, வெப்பமடைய சில அளவு வெப்பம் தேவைப்படுகிறது.

எனவே, ஆக்ஸிஜன் மற்றும் காற்றில் அல்லது அதிகப்படியான CH 4 மற்றும் O 2 இல் உள்ள மீத்தேன் எரிப்பு எதிர்வினைகளை ஒப்பிட்டுப் பார்த்தால், முதல் எதிர்வினையில் வெளியிடப்படும் வெப்பத்தின் அளவு மற்றவற்றை விட அதிகமாக இருக்கும் என்பது தெளிவாகிறது, ஏனெனில் அவற்றில்:

ஒட்டுமொத்த கலவையில் எதிர்வினைகளின் குறைந்த செறிவுகள்;

நைட்ரஜன், ஆக்ஸிஜன் அல்லது மீத்தேன்: வெப்பத்தின் ஒரு பகுதி நிலைப்படுத்தலை சூடாக்குவதற்குச் செல்லும்.

நம்மை நாமே கேள்விகளைக் கேட்டுக் கொள்வோம்:

எதிர்வினையின் போது என்ன ஆற்றல் வெளியிடப்படலாம்?

வெப்பத்தின் அளவை எது தீர்மானிக்கிறது, அதாவது. வெப்ப விளைவு மறு-

அதை ஓட்டுவதற்கு எவ்வளவு வெப்ப ஆற்றல் சேர்க்க வேண்டும்?

உட்புற வெப்ப எதிர்வினை?

இந்த நோக்கத்திற்காக, ஒரு பொருளின் வெப்ப உள்ளடக்கம் என்ற கருத்து அறிமுகப்படுத்தப்பட்டது.

3.2 பொருட்களின் வெப்ப உள்ளடக்கம்.

மீத்தேன் எரிப்பு எதிர்வினையில் வெப்பம் எங்கிருந்து வருகிறது? அதாவது CH 4 மற்றும் O 2 மூலக்கூறுகளில் மறைத்து வைக்கப்பட்டு தற்போது வெளியாகியுள்ளது.

எளிமையான எதிர்வினைக்கான எடுத்துக்காட்டு இங்கே:

2H 2 +O 2 =2H 2 O+Q

பொருள் ஆற்றல் நிலைஹைட்ரஜன் மற்றும் ஆக்ஸிஜனின் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் கலவையானது எதிர்வினை தயாரிப்பு H 2 O ஐ விட அதிகமாக இருந்தது மற்றும் பொருளிலிருந்து "அதிகப்படியான" ஆற்றல் வெளியிடப்பட்டது.

நீர் மின்னாற்பகுப்பின் தலைகீழ் எதிர்வினையில், அதாவது. மின் ஆற்றலின் உதவியுடன் நீரின் சிதைவு, நீர் மூலக்கூறில் உள்ள அணுக்களின் மறுபகிர்வு ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஆக்ஸிஜனின் உருவாக்கத்துடன் நிகழ்கிறது. அதே நேரத்தில், H 2 மற்றும் O 2 இன் வெப்ப உள்ளடக்கம் அதிகரிக்கிறது.

இவ்வாறு, ஒவ்வொரு பொருளும், அதன் உருவாக்கத்தின் போது, ​​ஒரு குறிப்பிட்ட ஆற்றலைப் பெறுகிறது அல்லது விட்டுவிடும், மற்றும் அதன் உருவாக்கத்தின் போது ஒரு பொருளால் திரட்டப்பட்ட வெப்ப ஆற்றலின் அளவு அழைக்கப்படுகிறது. வெப்ப உள்ளடக்கம்,அல்லது என்டல்பி.

வேதியியலைப் போலல்லாமல், வேதியியல் வெப்ப இயக்கவியலில் ஒரு பொருளின் உருவாக்கத்தின் வெப்பமானது Q என்ற குறியீட்டால் குறிக்கப்படுவதில்லை, ஆனால் ஒரு இரசாயன கலவையால் வெப்பம் உறிஞ்சப்பட்டால் DH என்ற குறியீடால் (+) குறியீடாகவும், மற்றும் ஒரு குறியீடாக (-) இருந்தால் எதிர்வினையின் போது வெப்பம் வெளியிடப்படுகிறது, அதாவது, அது அமைப்புகளிலிருந்து "வெளியேறும்".

101.3 kPa அழுத்தம் மற்றும் 298 K வெப்பநிலையில் ஒரு பொருளின் 1 மோல் உருவாவதற்கான நிலையான வெப்பம் குறிக்கப்படுகிறது.

குறிப்புப் புத்தகங்கள் எளிய பொருட்களிலிருந்து சேர்மங்கள் உருவாகும் வெப்பத்தைக் கொடுக்கின்றன.

உதாரணமாக:

Y CO 2 = - 393.5 kJ/mol

U H 2 O வாயு = - 241.8 kJ/mol

ஆனால் எண்டோடெர்மிக் செயல்முறைகளின் போது உருவாகும் பொருட்களுக்கு, உதாரணமாக, அசிட்டிலீன் C 2 H 2 = +226.8 kJ/mol, H 2 = H + + H + = +217.9 kJ/mol வினையின் படி ஹைட்ரஜன் அணு H + உருவாகும்போது.

ஒன்றைக் கொண்ட தூய பொருட்களுக்கு இரசாயன உறுப்புஒரு நிலையான வடிவத்தில் (H 2, O 2, C, Na, முதலியன) DH என்பது பூஜ்ஜியமாக கருதப்படுகிறது.

இருப்பினும், பொருட்களின் மேக்ரோஸ்கோபிக் பண்புகளைப் பற்றி நாம் விவாதித்தால், பல வகையான ஆற்றலை வேறுபடுத்துகிறோம்: இயக்கம், ஆற்றல், இரசாயனம், மின்சாரம், வெப்பம், அணு ஆற்றல் மற்றும் இயந்திர வேலை. மூலக்கூறு மட்டத்தில் சிக்கலைக் கருத்தில் கொண்டால், இந்த ஆற்றல் வடிவங்களை இரண்டு வடிவங்களின் அடிப்படையில் மட்டுமே விளக்க முடியும் - இயக்கத்தின் இயக்க ஆற்றல் மற்றும் அணுக்கள் மற்றும் மூலக்கூறுகளின் சாத்தியமான ஓய்வு ஆற்றல்.

வேதியியல் எதிர்வினைகளில், மூலக்கூறுகள் மட்டுமே மாறுகின்றன. அணுக்கள் மாறாமல் இருக்கும். மூலக்கூறு ஆற்றல்ஒரு மூலக்கூறில் திரட்டப்பட்ட அதன் அணுக்களின் பிணைப்பு ஆற்றல் ஆகும். இது அணுக்களை ஒன்றுக்கொன்று ஈர்க்கும் சக்திகளால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. கூடுதலாக, மூலக்கூறுகள் ஒன்றையொன்று ஈர்க்கும் ஆற்றல் உள்ளது. இது வாயுக்களில் சிறியது, திரவங்களில் பெரியது மற்றும் திடப்பொருட்களில் இன்னும் பெரியது.

ஒவ்வொரு அணுவிற்கும் ஆற்றல் உள்ளது, அதன் ஒரு பகுதி எலக்ட்ரான்களுடன் தொடர்புடையது, மற்றும் ஒரு பகுதி அணுக்கருவுடன் தொடர்புடையது. எலெக்ட்ரான்கள் அணுக்கருவைச் சுற்றி சுழலும் இயக்க ஆற்றலையும், ஒன்றையொன்று ஈர்த்து விரட்டும் ஆற்றலையும் கொண்டுள்ளன.

மூலக்கூறு ஆற்றலின் இந்த வடிவங்களின் கூட்டுத்தொகை மூலக்கூறின் வெப்ப உள்ளடக்கமாகும்.

ஒரு பொருளின் 6.02 × 10 23 மூலக்கூறுகளின் வெப்ப உள்ளடக்கத்தை நாம் தொகுத்தால், இந்த பொருளின் மோலார் வெப்ப உள்ளடக்கத்தைப் பெறுகிறோம்.

ஒற்றை-உறுப்பு பொருட்களின் வெப்ப உள்ளடக்கம் (ஒரு தனிமத்தின் மூலக்கூறுகள்) ஏன் பூஜ்ஜியமாக எடுக்கப்படுகிறது என்பதை பின்வருமாறு விளக்கலாம்.

ஒரு வேதியியல் தனிமத்தின் DH, அதாவது, அதன் உருவாக்கத்தின் ஆற்றல், அணுக்கரு செயல்முறைகளுடன் தொடர்புடையது. அணுசக்தி என்பது அணுக்கரு துகள்களுக்கு இடையிலான தொடர்பு சக்திகளுடன் தொடர்புடையது மற்றும் அணுசக்தி எதிர்வினைகளின் போது ஒரு வேதியியல் தனிமத்தை மற்றொன்றாக மாற்றுகிறது. எடுத்துக்காட்டாக, யுரேனியத்தின் சிதைவு எதிர்வினை:

அல்லது எளிமையானது: U+n®Ba+Kr+3n.

எங்கே: n ’ ஓ- நிறை 1 மற்றும் பூஜ்ஜிய மின்னூட்டம் கொண்ட நியூட்ரான் துகள்.

யுரேனியம் ஒரு நியூட்ரானைப் பிடிக்கிறது, இதன் விளைவாக அது 3 நியூட்ரான்களின் உருவாக்கத்துடன் பேரியம் மற்றும் கிரிப்டான் என இரண்டு புதிய கூறுகளாகப் பிரிந்து (சிதைந்து) வெளியிடப்படுகிறது. அணு ஆற்றல்.

அணுசக்தி எதிர்வினைகள் இரசாயன எதிர்வினைகளை விட மில்லியன் கணக்கான மடங்கு பெரிய ஆற்றல் மாற்றங்களை உள்ளடக்கியது என்று சொல்ல வேண்டும். இவ்வாறு, யுரேனியத்தின் சிதைவு ஆற்றல் 4.5 × 10 9 kcal/mol × யுரேனியம் ஆகும். இது ஒரு மோல் நிலக்கரியை எரிப்பதை விட 10 மில்லியன் மடங்கு அதிகம்.

வேதியியல் எதிர்வினைகளில், அணுக்கள் மாறாது, ஆனால் மூலக்கூறுகள் மாறுகின்றன. எனவே, வேதியியலாளர்களால் அணுக்களை உருவாக்கும் ஆற்றல் கணக்கில் எடுத்துக்கொள்ளப்படுவதில்லை, மேலும் ஒற்றை உறுப்பு வாயு மூலக்கூறுகள் மற்றும் தூய பொருட்களின் அணுக்களின் DN பூஜ்ஜியத்திற்கு சமமாக எடுத்துக் கொள்ளப்படுகிறது.

யுரேனியத்தின் சிதைவுக்கான கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினை உன்னதமான உதாரணம்சங்கிலி எதிர்வினை. எரிப்பு எதிர்வினையின் சங்கிலி பொறிமுறையின் கோட்பாட்டை பின்னர் கருத்தில் கொள்வோம். ஆனால் நியூட்ரான் எங்கிருந்து வருகிறது மற்றும் அது யுரேனியத்துடன் வினைபுரியச் செய்கிறது என்பது செயல்படுத்தும் ஆற்றல் என்று அழைக்கப்படுவதோடு தொடர்புடையது, அதை சிறிது நேரம் கழித்து பரிசீலிப்போம்.

3.3 எதிர்வினையின் வெப்ப விளைவு.

ஒவ்வொரு பொருளும் ஒரு குறிப்பிட்ட அளவு ஆற்றலைக் கொண்டிருப்பது இரசாயன எதிர்வினைகளின் வெப்ப விளைவுகளை விளக்குகிறது.

ஹெஸ்ஸின் சட்டத்தின்படி: ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் வெப்ப விளைவு ஆரம்ப மற்றும் இறுதி தயாரிப்புகளின் தன்மையை மட்டுமே சார்ந்துள்ளது மற்றும் ஒரு மாநிலத்திலிருந்து மற்றொரு நிலைக்கு மாறுவதற்கான இடைநிலை எதிர்வினைகளின் எண்ணிக்கையை சார்ந்தது அல்ல.

முடிவு 1இந்தச் சட்டத்தின்: ஒரு வேதியியல் எதிர்வினையின் வெப்ப விளைவு, சூத்திரங்களில் உள்ள குணகங்களைக் கணக்கில் எடுத்துக்கொண்டு, இறுதி தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்தின் வெப்பங்களின் கூட்டுத்தொகைக்கும் தொடக்கப் பொருட்களின் உருவாக்கத்தின் வெப்பங்களின் கூட்டுத்தொகைக்கும் இடையிலான வேறுபாட்டிற்கு சமம். எதிர்வினை சமன்பாட்டில் இந்த பொருட்கள்.

எடுத்துக்காட்டாக, எதிர்வினை 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ± DH.

; ; .

இதன் விளைவாக, பொதுவான எதிர்வினை சமன்பாடு இப்படி இருக்கும்:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O - 582 kJ/mol.

DH ஒரு (-) அடையாளம் இருந்தால், எதிர்வினை வெளிவெப்பமாக இருக்கும்.

முடிவு 2. Lavoisier-Laplace சட்டத்தின்படி, ஒரு இரசாயன கலவையின் சிதைவின் வெப்ப விளைவு சமமாகவும், அதன் உருவாக்கத்தின் வெப்ப விளைவுக்கு எதிராகவும் இருக்கும்.

பின்னர் நீரின் சிதைவு எதிர்வினை இருக்கும்:

2H 2 O=2H 2 +O 2 +582 kJ/mol, அதாவது. இந்த எதிர்வினை எண்டோடெர்மிக் ஆகும்.

மிகவும் சிக்கலான எதிர்வினைக்கான எடுத்துக்காட்டு:

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

பின்னர் எதிர்வினை பின்வருமாறு எழுதப்படும்:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O – 742.3 kJ/mol, அதாவது எதிர்வினை வெளிவெப்பம்.

3.4 வாயு எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல் கொள்கைகள்.

வெகுஜன நடவடிக்கை விதியின் படி, ஒரு நிலையான வெப்பநிலையில் எதிர்வினை வீதம் வினைபுரியும் பொருட்களின் செறிவுக்கு விகிதாசாரமாகும் அல்லது அவர்கள் சொல்வது போல், "செயல்திறன் வெகுஜனங்கள்".

இரசாயன எதிர்வினை விகிதம் ( υ ) ஒரு யூனிட் நேரத்திற்கு வினைபுரியும் பொருளின் அளவைக் கருத்தில் கொள்வது வழக்கம் ( ஈடிஒரு யூனிட் தொகுதிக்கு ( டி.வி).

சமன்பாட்டின் படி செயல்படும் எதிர்வினையைக் கவனியுங்கள்:

A + B = C + D.

எதிர்வினை வீதம் எதிர்வினைகளின் செறிவு மற்றும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவு அதிகரிப்பு ஆகியவற்றில் நேரம் குறைவதை வகைப்படுத்துவதால், நாம் எழுதலாம்:

, (3.1)

வழித்தோன்றல்களின் கழித்தல் கூறுகளின் செறிவு மாற்றத்தின் திசையைக் குறிக்கிறது, மேலும் கூறுகளின் செறிவுகள் சதுர அடைப்புக்குறிக்குள் குறிக்கப்படுகின்றன.

பின்னர் T = const இல் நேரடி மீளமுடியாத எதிர்வினை ஒரு வேகத்தில் தொடர்கிறது:

, (3.2)

எங்கே: கே - ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் விகிதம் மாறிலி. இது கூறுகளின் செறிவைச் சார்ந்தது அல்ல, ஆனால் வெப்பநிலையுடன் மட்டுமே மாறுகிறது.

வெகுஜன செயல்பாட்டின் விதியின் படி, எதிர்வினை கூறுகளின் செறிவுகள் இயக்கவியல் சமன்பாட்டில் இந்த கூறுகளின் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகத்திற்கு சமமான அளவில் சேர்க்கப்பட்டுள்ளன.

ஆம், எதிர்வினைக்காக

aA + bB = cC + dD

இயக்கச் சமன்பாடு வடிவம் கொண்டது:

அடுக்குகள் a, b, c, d பொதுவாக A, B, C, D கூறுகளுக்கான எதிர்வினை ஆர்டர்கள் எனப்படும், மேலும் அடுக்குகளின் கூட்டுத்தொகை பொதுவாகஎதிர்வினைகள்.

உதாரணமாக, போன்ற எதிர்வினைகள்

A ® bB + cC - 1வது வரிசை,

2A = bB + cC - 2வது வரிசை,

A + B = cC + dD - III வரிசை.

அனைத்து எதிர்வினை கூறுகளின் செறிவுகளும் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் சமன்பாடுகளால் ஒன்றோடொன்று தொடர்புடையவை என்பதால், முதல் வரிசையின் எளிமையான இயக்கவியல் சமன்பாடுகள் வேறுபட்ட சமன்பாடுகள்நான் ஒரு சுயாதீன மாறி மூலம் ஆர்டர் செய்கிறேன் - செறிவு - மற்றும் ஒருங்கிணைக்க முடியும்.

எளிமையான இயக்கச் சமன்பாடு என்பது வகையின் முதல் வரிசைச் சமன்பாடு ஆகும்

எதற்காக . (3.4)

எதிர்வினை தொடங்கும் முன் கூறு A இன் செறிவு மூலம் குறிப்போம், t = 0, [A] = [A 0] என்ற எல்லை நிபந்தனையின் கீழ் சமன்பாட்டை ஒருங்கிணைத்து, நாம் பெறுவது:

அல்லது [A]=×e - kt . (3.5)

எனவே, பொருட்களின் செறிவு மீதான எதிர்வினை வீதத்தின் சார்பு அதிவேகமானது.

வாயுக்களின் இயக்க ஆற்றல் இதை இவ்வாறு விளக்குகிறது. அர்ஹீனியஸ் கருதுகோளின் படி, மூலக்கூறுகளுக்கு இடையே ஒரு எதிர்வினை அவை செயலில் இருந்தால் மட்டுமே நடக்கும், அதாவது. அணுக்கரு பிணைப்புகளை உடைக்க போதுமான அதிக ஆற்றல் உள்ளது, இது செயல்படுத்தும் ஆற்றல் E A என்று அழைக்கப்படுகிறது.

அந்த. ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் வேகம் அனைத்து மூலக்கூறுகளின் மோதல்களின் எண்ணிக்கையைப் பொறுத்தது அல்ல, ஆனால் செயல்படுத்தப்பட்டவை மட்டுமே.

போல்ட்ஸ்மேனின் சட்டத்தின்படி, செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கை

n A = n o * e - E / RT , (3.6)

எங்கே: ஈ - செயல்படுத்தும் ஆற்றல்,

டி - வாயு கலவையின் வெப்பநிலை,

n o - மொத்த எண்ணிக்கைமூலக்கூறுகள்.

எதிர்வினை வீதத்துடன் ஒத்துப்போகும் பயனுள்ள மோதல்களின் எண்ணிக்கை இதற்கு சமம்:

υ р = Z eff = Z 0 * e - E / RT , (3.7)

எங்கே: Z 0 - மூலக்கூறுகளின் மொத்த மோதல்களின் எண்ணிக்கை.

1) எதிர்வினை வீதம் செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் செறிவுக்கு விகிதாசாரமாகும், அவற்றின் எண்ணிக்கை கலவையில் வெப்பநிலை மற்றும் அழுத்தத்தைப் பொறுத்தது, ஏனெனில் அழுத்தம் என்பது எந்த மேற்பரப்பிலும் மோதும் மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கை;

2) ஊடாடும் மூலக்கூறுகள் அணுக்கரு பிணைப்புகளை உடைக்க அல்லது பலவீனப்படுத்த போதுமான ஆற்றலைப் பெற்றால் மட்டுமே எதிர்வினை சாத்தியமாகும். செயல்படுத்தல் என்பது ஒரு வேதியியல் மாற்றம் சாத்தியமான நிலைக்கு மூலக்கூறுகளை மாற்றுவதைக் கொண்டுள்ளது.

பெரும்பாலும், செயல்படுத்தும் செயல்முறை இடைநிலை நிலையற்ற ஆனால் மிகவும் செயலில் உள்ள அணு கலவைகளை உருவாக்குவதன் மூலம் நிகழ்கிறது.

எனவே, எண்டோடெர்மிக் செயல்முறைகளுக்கு வெளிப்புற ஆற்றல் தேவைப்படுகிறது, ஆனால் வெளிப்புற வெப்பமும் தேவைப்படுகிறது. ஒரு வெளிவெப்ப எதிர்வினை ஏற்படுவதற்கு, அதற்கு வெப்ப ஆற்றலின் சில தூண்டுதலை வழங்குவது அவசியம். எடுத்துக்காட்டாக, ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஆக்ஸிஜன் கலவையில் எரிப்பு எதிர்வினை ஏற்பட, அது பற்றவைக்கப்பட வேண்டும்.

குறைந்தபட்ச அளவுஒரு இரசாயன எதிர்வினை "தொடங்க" தேவைப்படும் வெப்ப ஆற்றல் செயல்படுத்தும் ஆற்றல் என்று அழைக்கப்படுகிறது.

3.5 ஒரு எதிர்வினை செயல்படுத்தும் ஆற்றல்.

இந்த நிகழ்வை விளக்க, பின்வரும் உதாரணம் அடிக்கடி பயன்படுத்தப்படுகிறது (படம் 9):

மேடையில் ஒரு பந்து உள்ளது. தளம் ஸ்லைடின் முன் அமைந்துள்ளது. எனவே, ஸ்லைடு இல்லாவிட்டால் பந்து தானே கீழே உருண்டிருக்கும். ஆனால் ஒரு தன்னிச்சையான வம்சாவளிக்கு, அது ஸ்லைடின் மேல் உயர்த்தப்பட வேண்டும். இது மலை ஏறும் ஆற்றலை மட்டுமல்ல, கீழே செல்லும் ஆற்றலையும் வெளியிடும்.

அரிசி. 9. எதிர்வினை செயல்படுத்தும் திட்டம்.

இரண்டு எதிர்வினைகளைக் கவனியுங்கள்:

1) H 2 + O 2 = H 2 O-

2) H 2 O = H 2 + O 2 +

படத்தில் இருந்து பார்க்க முடியும், E 2 =+E 1;

பொதுவாக, எந்த எதிர்வினைக்கும்

.

மற்றும் வெப்ப விளைவின் அடையாளம் E 1 மற்றும் E 2 க்கு இடையிலான வேறுபாட்டைப் பொறுத்தது, அவை எப்போதும் நேர்மறையானவை.

எனவே, செயல்படுத்தும் ஆற்றல் என்பது வினைபுரியும் பொருள்களை செயலில் உள்ள வளாகத்தின் நிலைக்கு மாற்றுவதற்குத் தேவையான ஆற்றலாகும் (இன்டெராடோமிக் பிணைப்புகளை உடைத்தல், மூலக்கூறுகளை நெருக்கமாகக் கொண்டுவருதல், ஒரு மூலக்கூறில் ஆற்றலைக் குவித்தல்...).

அதிகரிக்கும் வாயு வெப்பநிலையுடன், செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் விகிதம் (e -E/ RT) கூர்மையாக அதிகரிக்கிறது, எனவே எதிர்வினை விகிதம் அதிவேகமாக அதிகரிக்கிறது. இந்த உறவை பின்வருமாறு விளக்கலாம்:

அரிசி. 10. வெப்பநிலையில் எதிர்வினை வீதத்தின் சார்பு: 1 - 1 வது எதிர்வினையின் வேகம், 2 - 2 வது எதிர்வினையின் வேகம்.

படம் 10ல் இருந்து பார்க்க முடிந்தால், முதல் வினையின் வீதம் இரண்டாவது வினையின் வீதத்தை விட குறைவாக உள்ளது, மேலும் 1 வது வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றல் இரண்டாவது வினையின் E ஐ விட அதிகமாக உள்ளது. அதே வெப்பநிலையில் டி 2 υ 2 > υ 1 . அதிக செயல்படுத்தும் ஆற்றல், கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினை விகிதத்தை அடைய அதிக வெப்பநிலை தேவைப்படுகிறது.

இதற்குக் காரணம், E பெரியதாக இருக்கும்போது, ​​வினைபுரியும் கூறுகளின் மூலக்கூறுகளில் இருக்கும் அணுக்கரு பிணைப்புகள் வலுவாக இருக்கும், மேலும் இந்த சக்திகளைக் கடக்க அதிக ஆற்றல் தேவைப்படுகிறது. இந்த வழக்கில், செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் விகிதம் அதற்கேற்ப சிறியதாக இருக்கும்.

மேற்கூறியவற்றிலிருந்து, செயல்படுத்தும் ஆற்றலின் அளவு ஒரு வேதியியல் செயல்முறையின் மிக முக்கியமான பண்பு என்பது தெளிவாகிறது. இது ஆற்றல் தடையின் உயரத்தை தீர்மானிக்கிறது, அதை சமாளிப்பது எதிர்வினை ஏற்படுவதற்கான ஒரு நிபந்தனையாகும். மறுபுறம், இது வெப்பநிலையைப் பொறுத்து எதிர்வினை வீதத்தை வகைப்படுத்துகிறது, அதாவது. அதிக செயல்படுத்தும் ஆற்றல், கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினையை அடைய அதிக வெப்பநிலை.

3.6 வினையூக்கம்.

பொருட்களின் வெப்பநிலை மற்றும் செறிவு அதிகரிப்பதைத் தவிர, அவை பயன்படுத்துகின்றன வினையூக்கிகள், அதாவது வினைபுரியும் கலவையில் அறிமுகப்படுத்தப்படும் பொருட்கள், ஆனால் எதிர்வினையின் போது உட்கொள்ளப்படுவதில்லை, ஆனால் செயல்படுத்தும் ஆற்றலைக் குறைப்பதன் மூலம் அதை துரிதப்படுத்துகின்றன.

வினையூக்கிகளைப் பயன்படுத்தி எதிர்வினை வீதத்தை அதிகரிக்கும் செயல்முறை அழைக்கப்படுகிறது வினையூக்கம்.

தொடக்கப் பொருட்களின் மூலக்கூறுகளில் உள்ள பிணைப்புகளை பலவீனப்படுத்துதல், அவற்றின் சிதைவு, வினையூக்கியின் மேற்பரப்பில் மூலக்கூறுகளின் உறிஞ்சுதல் அல்லது செயலில் உள்ள வினையூக்கி துகள்களை அறிமுகப்படுத்துவதன் மூலம் செயல்படுத்தப்பட்ட வளாகத்தை உருவாக்க வினையூக்கிகள் இடைநிலை எதிர்வினைகளில் பங்கேற்கின்றன.

வினையூக்கியின் பங்கேற்பின் தன்மையை பின்வரும் வரைபடத்தின் மூலம் விளக்கலாம்:

வினையூக்கி இல்லாத எதிர்வினை: A + B = AB.

வினையூக்கி X உடன்: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

படத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளதைப் போன்ற ஒரு படத்தை வழங்குவோம். 9.

அரிசி. 11. வினையூக்கி இயக்க வரைபடம்: E b.catமற்றும் பூனையுடன் ஈ- முறையே வினையூக்கி இல்லாமல் மற்றும் வினையூக்கியுடன் எதிர்வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றல்.

ஒரு வினையூக்கி அறிமுகப்படுத்தப்படும் போது (படம் 11), எதிர்வினை குறைந்த ஆற்றல் தடையுடன் வேறு பாதையில் தொடரலாம். இந்த பாதை மற்றொரு செயல்படுத்தப்பட்ட வளாகத்தை உருவாக்குவதன் மூலம் ஒரு புதிய எதிர்வினை பொறிமுறைக்கு ஒத்திருக்கிறது. மேலும் புதிய குறைந்த ஆற்றல் தடையை கடக்க முடியும் பெரிய எண்துகள்கள், இது எதிர்வினை விகிதத்தில் அதிகரிப்புக்கு வழிவகுக்கிறது.

தலைகீழ் எதிர்வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றல், முன்னோக்கி எதிர்வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றலின் அதே அளவு குறைகிறது என்பதைக் கவனத்தில் கொள்ள வேண்டும், அதாவது. இரண்டு எதிர்வினைகளும் சமமாக துரிதப்படுத்தப்படுகின்றன, மேலும் வினையூக்கிகள் எதிர்வினையைத் தொடங்குவதில்லை, அவை எதிர்வினையை விரைவுபடுத்தும், அவை இல்லாதபோது நிகழலாம், ஆனால் மிக மெதுவாக.

எதிர்வினையின் இடைநிலை தயாரிப்புகள் வினையூக்கிகளாக மாறும், பின்னர் இந்த எதிர்வினை ஆட்டோகேடலிடிக் என்று அழைக்கப்படுகிறது. எனவே, எதிர்வினைகள் நுகரப்படும்போது சாதாரண எதிர்வினைகளின் வீதம் குறைந்துவிட்டால், எரிப்பு எதிர்வினை, தன்னியக்க வினையூக்கத்தின் காரணமாக, சுய-முடுக்கம் மற்றும் தன்னியக்கமானது.

பெரும்பாலும், வினைபுரியும் பொருட்களின் மூலக்கூறுகளை உறிஞ்சும் திடமான பொருட்கள் வினையூக்கிகளாகப் பயன்படுத்தப்படுகின்றன. உறிஞ்சுதலின் போது, ​​வினைபுரியும் மூலக்கூறுகளில் உள்ள பிணைப்புகள் பலவீனமடைகின்றன, இதனால் அவற்றுக்கிடையேயான எதிர்வினை எளிதாக்கப்படுகிறது.

உறிஞ்சுதல் என்றால் என்ன?

3.7 உறிஞ்சுதல்.

உறிஞ்சுதல்- திரவ அல்லது திடமான - மற்றொரு பொருளின் மேற்பரப்பு அடுக்கு மூலம் ஒரு வாயு ஊடகம் அல்லது கரைசலில் இருந்து ஒரு பொருளை மேற்பரப்பு உறிஞ்சுதல்.

எடுத்துக்காட்டாக, வாயு முகமூடிகளில் பயன்படுத்தப்படும் செயல்படுத்தப்பட்ட கார்பனின் மேற்பரப்பில் நச்சு வாயுக்களின் உறிஞ்சுதல்.

இயற்பியல் மற்றும் வேதியியல் உறிஞ்சுதலுக்கு இடையே ஒரு வேறுபாடு உள்ளது.

மணிக்கு உடல்உறிஞ்சுதல், கைப்பற்றப்பட்ட துகள்கள் அவற்றின் பண்புகளைத் தக்கவைத்துக்கொள்கின்றன, எப்போது இரசாயன- உறிஞ்சியுடன் கூடிய அட்ஸார்பேட்டின் இரசாயன கலவைகள் உருவாகின்றன.

உறிஞ்சுதல் செயல்முறை வெப்ப வெளியீட்டுடன் சேர்ந்துள்ளது. உடல் உறிஞ்சுதலுக்கு இது முக்கியமற்றது (1-5 கிலோகலோரி/மோல்), இரசாயன உறிஞ்சுதலுக்கு இது மிகவும் அதிகமாக உள்ளது (10-100 கிலோகலோரி/மோல்). இது வினையூக்கத்தின் போது இரசாயன எதிர்வினைகளை துரிதப்படுத்தலாம்.

எரிப்பு மற்றும் வெடிப்பு செயல்முறைகளுக்கு, பின்வரும் எடுத்துக்காட்டுகள் கொடுக்கப்படலாம்:

1. H 2 + O 2 கலவையின் சுய-பற்றவைப்பு வெப்பநிலை 500 0 C. பல்லேடியம் வினையூக்கியின் முன்னிலையில், அது 100 0 C ஆக குறைகிறது.

2. நிலக்கரியின் தன்னிச்சையான எரிப்பு செயல்முறைகள் நிலக்கரி துகள்களின் மேற்பரப்பில் ஆக்ஸிஜனின் வேதியியல் உறிஞ்சுதலுடன் தொடங்குகின்றன.

3. தூய ஆக்ஸிஜனுடன் பணிபுரியும் போது, ​​ஆக்ஸிஜன் ஆடைகளில் நன்கு உறிஞ்சப்படுகிறது (உடல் உறிஞ்சுதல்). மற்றும் ஒரு தீப்பொறி அல்லது சுடர் முன்னிலையில், ஆடை எளிதில் தீ பிடிக்கும்.

4. ஆக்ஸிஜன் நன்கு உறிஞ்சப்பட்டு, தொழில்நுட்ப எண்ணெய்களால் உறிஞ்சப்பட்டு வெடிக்கும் கலவையை உருவாக்குகிறது. பற்றவைப்பு ஆதாரம் இல்லாமல் (ரசாயன உறிஞ்சுதல்) கலவை தன்னிச்சையாக வெடிக்கிறது.

எரிப்பு என்பது மக்களுக்கு மிகவும் சுவாரஸ்யமான மற்றும் முக்கியமான இயற்கை நிகழ்வுகளில் ஒன்றாகும். ஒரு நபரின் பகுத்தறிவு விருப்பத்தின் கட்டுப்பாட்டிற்கு அப்பால் செல்லாத வரை எரிப்பு நன்மை பயக்கும். இல்லையெனில், அது தீ ஏற்படலாம். தீ - இது கட்டுப்பாடற்ற எரிப்பு, இது பொருள் சேதம், குடிமக்களின் வாழ்க்கை மற்றும் ஆரோக்கியத்திற்கு தீங்கு விளைவிக்கும், சமூகம் மற்றும் அரசின் நலன்களை ஏற்படுத்துகிறது. தீயைத் தடுக்கவும் அதை அகற்றவும், எரிப்பு செயல்முறை பற்றிய அறிவு அவசியம்.

எரிதல் வெப்ப வெளியீட்டுடன் சேர்ந்து ஒரு இரசாயன ஆக்சிஜனேற்ற எதிர்வினை ஆகும். எரிப்பு ஏற்பட, ஒரு எரியக்கூடிய பொருள், ஒரு ஆக்ஸிஜனேற்றம் மற்றும் ஒரு பற்றவைப்பு ஆதாரம் இருக்க வேண்டும்.

எரியக்கூடிய பொருள் ஆக்சிஜனேற்றம் செய்து வெப்பத்தை வெளியிடக்கூடிய திட, திரவ அல்லது வாயுப் பொருள்.

ஆக்ஸிஜனேற்ற முகவர்கள் குளோரின், புளோரின், புரோமின், அயோடின், நைட்ரஜன் ஆக்சைடுகள் மற்றும் பிற பொருட்கள் இருக்கலாம். பெரும்பாலான சந்தர்ப்பங்களில், தீயின் போது, ​​எரியக்கூடிய பொருட்களின் ஆக்சிஜனேற்றம் வளிமண்டல ஆக்ஸிஜனுடன் ஏற்படுகிறது.

பற்றவைப்பு ஆதாரம் எரியக்கூடிய பொருள் மற்றும் ஆக்ஸிஜனேற்றத்தின் மீது ஆற்றல்மிக்க விளைவை வழங்குகிறது, இது எரிப்புக்கு வழிவகுக்கிறது. பற்றவைப்பு ஆதாரங்கள் பொதுவாக திறந்த (ஒளிரும்) பிரிக்கப்படுகின்றன - மின்னல், சுடர், தீப்பொறிகள், ஒளிரும் பொருள்கள், ஒளி கதிர்வீச்சு; மற்றும் மறைக்கப்பட்ட (ஒளியற்ற) - இரசாயன எதிர்வினைகளின் வெப்பம், நுண்ணுயிரியல் செயல்முறைகள், அடிபயாடிக் சுருக்க, உராய்வு, தாக்கங்கள், முதலியன அவை வெவ்வேறு சுடர் மற்றும் வெப்ப வெப்பநிலையைக் கொண்டுள்ளன. எந்தவொரு பற்றவைப்பு மூலமும் வினைபுரியும் பொருட்களுக்கு மாற்றப்படும் வெப்பம் அல்லது ஆற்றலின் போதுமான விநியோகத்தைக் கொண்டிருக்க வேண்டும். எனவே, பற்றவைப்பு மூலத்தின் வெளிப்பாட்டின் கால அளவும் எரிப்பு செயல்முறையை பாதிக்கிறது. எரிப்பு செயல்முறை தொடங்கிய பிறகு, அதன் மண்டலத்தில் இருந்து வெப்ப கதிர்வீச்சு மூலம் ஆதரிக்கப்படுகிறது.

எரியக்கூடிய பொருள் மற்றும் ஆக்ஸிஜனேற்ற வடிவம் எரிபொருள் அமைப்பு, இது வேதியியல் ரீதியாக பன்முகத்தன்மை கொண்டதாகவோ அல்லது ஒரே மாதிரியாகவோ இருக்கலாம். வேதியியல் ரீதியாக பன்முகத்தன்மை கொண்ட அமைப்பில், எரியக்கூடிய பொருள் மற்றும் ஆக்ஸிஜனேற்றம் கலக்கப்படுவதில்லை மற்றும் ஒரு இடைமுகத்தைக் கொண்டுள்ளன (திட மற்றும் திரவ எரியக்கூடிய பொருட்கள், எரியக்கூடிய வாயுக்களின் ஜெட் மற்றும் காற்றில் நுழையும் நீராவிகள்). இத்தகைய அமைப்புகள் எரியும் போது, ​​வளிமண்டல ஆக்ஸிஜன் தொடர்ந்து எரிப்பு பொருட்கள் மூலம் எரியக்கூடிய பொருளுக்கு பரவுகிறது, பின்னர் ஒரு இரசாயன எதிர்வினைக்குள் நுழைகிறது. இந்த வகையான எரிப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது பரவல். பரவல் எரிப்பு விகிதம் குறைவாக உள்ளது, ஏனெனில் இது பரவல் செயல்முறை மூலம் மெதுவாக உள்ளது. ஒரு வாயு, நீராவி அல்லது தூசி நிறைந்த நிலையில் எரியக்கூடிய பொருள் ஏற்கனவே காற்றில் கலந்திருந்தால் (அது பற்றவைக்கப்படுவதற்கு முன்பு), அத்தகைய எரியக்கூடிய அமைப்பு ஒரே மாதிரியானது மற்றும் அதன் எரிப்பு செயல்முறை இரசாயன எதிர்வினையின் வேகத்தை மட்டுமே சார்ந்துள்ளது. இந்த வழக்கில், எரிப்பு விரைவாக ஏற்படுகிறது மற்றும் அழைக்கப்படுகிறது இயக்கவியல்.

எரிப்பு முழுமையானதாகவோ அல்லது முழுமையற்றதாகவோ இருக்கலாம். ஆக்ஸிஜன் போதுமான அளவு எரிப்பு மண்டலத்தில் நுழையும் போது முழுமையான எரிப்பு ஏற்படுகிறது. எதிர்வினையில் ஈடுபட்டுள்ள அனைத்து பொருட்களையும் ஆக்ஸிஜனேற்ற போதுமான ஆக்ஸிஜன் இல்லை என்றால், முழுமையற்ற எரிப்பு ஏற்படுகிறது. முழுமையான எரிப்பு தயாரிப்புகளில் கார்பன் டை ஆக்சைடு மற்றும் சல்பர் டை ஆக்சைடு, நீராவி மற்றும் நைட்ரஜன் ஆகியவை அடங்கும், அவை மேலும் ஆக்சிஜனேற்றம் மற்றும் எரிப்பு திறன் கொண்டவை அல்ல. முழுமையடையாத எரிப்பு பொருட்கள் கார்பன் மோனாக்சைடு, சூட் மற்றும் வெப்பத்தின் செல்வாக்கின் கீழ் பொருளின் சிதைவின் தயாரிப்புகள் ஆகும். பெரும்பாலான சந்தர்ப்பங்களில், எரிப்பு தீவிர ஒளி கதிர்வீச்சின் தோற்றத்துடன் சேர்ந்துள்ளது - ஒரு சுடர்.

எரிப்பு வகைகள் பல உள்ளன: ஃபிளாஷ், பற்றவைப்பு, பற்றவைப்பு, தன்னிச்சையான எரிப்பு, தன்னிச்சையான பற்றவைப்பு, வெடிப்பு.

ஃபிளாஷ் - இது அதிகரித்த வாயு அழுத்தத்தை உருவாக்காமல் எரியக்கூடிய கலவையின் விரைவான எரிப்பு ஆகும். ஃபிளாஷின் போது உருவாகும் வெப்பத்தின் அளவு எரிவதைத் தொடர போதுமானதாக இல்லை.

தீ - இது ஒரு பற்றவைப்பு மூலத்தின் செல்வாக்கின் கீழ் எரிப்பு நிகழ்வு.

பற்றவைப்பு - ஒரு தீ ஒரு சுடர் தோற்றத்துடன் சேர்ந்து. அதே நேரத்தில், எரியக்கூடிய பொருளின் மீதமுள்ள நிறை ஒப்பீட்டளவில் குளிராக இருக்கும்.

தன்னிச்சையான எரிப்பு - ஒரு பொருளில் உள்ள எக்ஸோதெர்மிக் ஆக்சிஜனேற்ற எதிர்வினைகளின் விகிதத்தில் கூர்மையான அதிகரிப்பு நிகழ்வு, வெளிப்புற பற்றவைப்பு ஆதாரம் இல்லாத நிலையில் அதன் எரிப்புக்கு வழிவகுக்கிறது. உள் காரணங்களைப் பொறுத்து, தன்னிச்சையான எரிப்பு செயல்முறைகள் இரசாயன, நுண்ணுயிரியல் மற்றும் வெப்பமாக பிரிக்கப்படுகின்றன. இரசாயன தன்னிச்சையான எரிப்புகாற்று, நீர், அல்லது பொருட்களின் தொடர்பு ஆகியவற்றில் உள்ள பொருட்களின் மீது ஆக்ஸிஜனின் விளைவால் ஏற்படுகிறது. எண்ணெய் கந்தல்கள், மேலோட்டங்கள், பருத்தி கம்பளி மற்றும் உலோக ஷேவிங்ஸ் கூட தன்னிச்சையாக பற்றவைக்கிறது. எண்ணெயிடப்பட்ட நார்ச்சத்து பொருட்கள் தன்னிச்சையாக எரிவதற்கான காரணம், கொழுப்புப் பொருட்கள் அவற்றின் மேற்பரப்பில் மெல்லிய அடுக்கில் விநியோகிக்கப்படுவதும், காற்றில் இருந்து ஆக்ஸிஜனை உறிஞ்சுவதும் ஆகும். எண்ணெய் ஆக்சிஜனேற்றம் வெப்ப வெளியீட்டுடன் சேர்ந்துள்ளது. சுற்றுச்சூழலுக்கு ஏற்படும் வெப்ப இழப்பை விட அதிக வெப்பம் உருவாக்கப்பட்டால், வெப்பம் இல்லாமல் எரிப்பு ஏற்படலாம். சில பொருட்கள் தண்ணீருடன் தொடர்பு கொள்ளும்போது தன்னிச்சையாக பற்றவைக்கின்றன. பொட்டாசியம், சோடியம், கால்சியம் கார்பைடு மற்றும் கார உலோக கார்பைடுகள் இதில் அடங்கும். கால்சியம் சூடான நீருடன் தொடர்பு கொள்ளும்போது தீப்பிடிக்கிறது. கால்சியம் ஆக்சைடு (குயிக்லைம்), ஒரு சிறிய அளவு தண்ணீருடன் தொடர்பு கொள்ளும்போது, ​​​​மிகவும் சூடாகிறது மற்றும் அதனுடன் தொடர்பு கொண்ட எரியக்கூடிய பொருட்களை பற்றவைக்க முடியும் (உதாரணமாக, மரம்). சில பொருட்கள் மற்றவற்றுடன் கலக்கும் போது தன்னிச்சையாக எரிகிறது. இவை முதன்மையாக வலுவான ஆக்ஸிஜனேற்ற முகவர்கள் (குளோரின், புரோமின், ஃப்ளோரின், அயோடின்) அடங்கும், இது சில கரிமப் பொருட்களுடன் தொடர்பு கொள்ளும்போது, ​​அவற்றின் தன்னிச்சையான எரிப்பை ஏற்படுத்துகிறது. அசிட்டிலீன், ஹைட்ரஜன், மீத்தேன், எத்திலீன் மற்றும் டர்பெண்டைன் ஆகியவை குளோரின் வெளிப்படும் போது தன்னிச்சையாக ஒளியில் பற்றவைக்கின்றன. நைட்ரிக் அமிலம், ஒரு வலுவான ஆக்ஸிஜனேற்ற முகவராக இருப்பதால், மரச் சவரன், வைக்கோல் மற்றும் பருத்தியின் தன்னிச்சையான எரிப்பை ஏற்படுத்தும். நுண்ணுயிரியல் தன்னிச்சையான எரிப்புதாவர பொருட்கள் மற்றும் கரி ஆகியவற்றில் பொருத்தமான ஈரப்பதம் மற்றும் வெப்பநிலையுடன், நுண்ணுயிரிகளின் முக்கிய செயல்பாடு தீவிரமடைகிறது. இது வெப்பநிலையை அதிகரிக்கிறது மற்றும் ஒரு எரிப்பு செயல்முறை ஏற்படலாம். வெப்ப தன்னிச்சையான எரிப்புஒரு சிறிய வெப்ப மூலத்திற்கு நீண்டகால வெளிப்பாட்டின் விளைவாக ஏற்படுகிறது. இந்த வழக்கில், பொருட்கள் சிதைந்து, அதிகரித்த ஆக்ஸிஜனேற்ற செயல்முறைகளின் விளைவாக, சுய வெப்பம். அரை உலர்த்துதல் தாவர எண்ணெய்கள்(சூரியகாந்தி, பருத்தி, முதலியன), ஆமணக்கு உலர்த்தும் எண்ணெய், டர்பெண்டைன் வார்னிஷ், வண்ணப்பூச்சுகள் மற்றும் ப்ரைமர்கள், மரம் மற்றும் ஃபைபர் போர்டு, கூரை அட்டை, நைட்ரோலினோலியம் மற்றும் வேறு சில பொருட்கள் மற்றும் பொருட்கள் வெப்பநிலையில் தன்னிச்சையாக பற்றவைக்கலாம். சூழல் 80 - 100 சி.

சுய-பற்றவைப்பு - இது ஒரு சுடர் தோற்றத்துடன் தன்னிச்சையான எரிப்பு ஆகும். திட மற்றும் திரவ பொருட்கள், நீராவிகள், வாயுக்கள் மற்றும் காற்றில் கலந்த தூசிகள் தன்னிச்சையாக பற்றவைக்கலாம்.

வெடிப்பு (வெடிப்பு எரிப்பு) என்பது ஒரு மிக வேகமான எரிப்பு ஆகும், இது அதிக அளவு ஆற்றலின் வெளியீடு மற்றும் இயந்திர அழிவை ஏற்படுத்தும் திறன் கொண்ட சுருக்கப்பட்ட வாயுக்களின் உருவாக்கம் ஆகியவற்றுடன் சேர்ந்துள்ளது.

எரிப்பு வகைகள் வெப்பநிலை அளவுருக்களால் வகைப்படுத்தப்படுகின்றன, முக்கியவை பின்வருமாறு. ஃபிளாஷ் பாயிண்ட் - இது ஒரு எரியக்கூடிய பொருளின் மிகக் குறைந்த வெப்பநிலையாகும், இதில் நீராவிகள் அல்லது வாயுக்கள் அதன் மேற்பரப்புக்கு மேலே உருவாகின்றன, அவை பற்றவைப்பு மூலத்திலிருந்து காற்றில் சுருக்கமாக எரியக்கூடும். இருப்பினும், நீராவிகள் அல்லது வாயுக்கள் உருவாகும் விகிதம் தொடர்ந்து எரிவதைத் தொடர போதுமானதாக இல்லை. ஃபிளாஷ் பாயிண்ட் - இது எரியக்கூடிய பொருளின் மிகக் குறைந்த வெப்பநிலையாகும், இது எரியக்கூடிய நீராவிகள் அல்லது வாயுக்களை அத்தகைய வேகத்தில் வெளியிடுகிறது, பற்றவைப்பு மூலத்திலிருந்து பற்றவைக்கப்பட்ட பிறகு, நிலையான எரிப்பு ஏற்படுகிறது. தானாக பற்றவைப்பு வெப்பநிலை - இது ஒரு பொருளின் மிகக் குறைந்த வெப்பநிலையாகும், இதில் எக்ஸோதெர்மிக் எதிர்வினைகளின் விகிதத்தில் கூர்மையான அதிகரிப்பு ஏற்படுகிறது, இது பற்றவைப்பில் முடிவடைகிறது. ஆய்வு செய்யப்பட்ட திட எரியக்கூடிய பொருட்கள் மற்றும் பொருட்களின் தானாக பற்றவைப்பு வெப்பநிலை 30 - 670 °C ஆகும். வெள்ளை பாஸ்பரஸ் குறைந்த தானியங்கி பற்றவைப்பு வெப்பநிலையைக் கொண்டுள்ளது, மெக்னீசியம் மிக அதிகமாக உள்ளது. பெரும்பாலான மர வகைகளுக்கு, இந்த வெப்பநிலை 330 - 470 C ஆகும்.

வாழ்க்கை பாதுகாப்பு சுருக்கம்

எரிதல்- ஒரு சிக்கலான இயற்பியல் மற்றும் வேதியியல் செயல்முறை, இதன் அடிப்படையானது ரெடாக்ஸ் வகையின் வேதியியல் எதிர்வினைகள் ஆகும், இது ஊடாடும் மூலக்கூறுகளின் அணுக்களுக்கு இடையில் வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்களின் மறுபகிர்வுக்கு வழிவகுக்கிறது.

எரிப்பு எதிர்வினைகளின் எடுத்துக்காட்டுகள்

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

அசிட்டிலீன்: C 2 H 2 + 2.5 O 2 = 2 CO 2 + H 2 O;

சோடியம்: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;

ஹைட்ரஜன்: 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.

ஆக்சிஜனேற்றத்தின் சாராம்சம் ஆக்சிஜனேற்றம் செய்யும் பொருளின் மூலம் வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்களை நன்கொடையாகக் கொண்டது, இது எலக்ட்ரான்களை ஏற்றுக்கொள்வதன் மூலம் குறைக்கப்படுகிறது, இது குறைக்கும் பொருளின் எலக்ட்ரான்களைக் குறைக்கும் பொருளைப் பெறுகிறது. எலக்ட்ரான்கள், ஆக்ஸிஜனேற்றப்படுகிறது. எலக்ட்ரான்களின் பரிமாற்றத்தின் விளைவாக, அணுவின் வெளிப்புற (வேலன்ஸ்) மின்னணு நிலையின் அமைப்பு மாறுகிறது. ஒவ்வொரு அணுவும் கொடுக்கப்பட்ட நிபந்தனைகளின் கீழ் மிகவும் நிலையானதாக இருக்கும் நிலைக்கு செல்கிறது.

வேதியியல் செயல்முறைகளில், எலக்ட்ரான்கள் ஒரு பொருளின் (உறுப்பு) அணுக்களின் எலக்ட்ரான் ஷெல்லிலிருந்து மற்றொரு அணுக்களின் ஷெல்லுக்கு முழுமையாக மாற்ற முடியும்.

இவ்வாறு, உலோக சோடியம் குளோரினில் எரியும் போது, ​​சோடியம் அணுக்கள் குளோரின் அணுக்களுக்கு தலா ஒரு எலக்ட்ரானைக் கொடுக்கின்றன. இந்த வழக்கில், சோடியம் அணுவின் வெளிப்புற மின்னணு நிலை எட்டு எலக்ட்ரான்களுடன் (நிலையான அமைப்பு) முடிவடைகிறது, மேலும் ஒரு எலக்ட்ரானை இழந்த அணு நேர்மறையாக சார்ஜ் செய்யப்பட்ட அயனியாக மாறும். ஒரு எலக்ட்ரானைப் பெறும் குளோரின் அணு அதன் வெளிப்புற மட்டத்தை எட்டு எலக்ட்ரான்களால் நிரப்புகிறது, மேலும் அணு எதிர்மறையாக சார்ஜ் செய்யப்பட்ட அயனியாக மாறும். கூலொம்ப் மின்னியல் சக்திகளின் செயல்பாட்டின் விளைவாக, எதிர் மின்னூட்ட அயனிகள் ஒன்றிணைந்து சோடியம் குளோரைடு மூலக்கூறு உருவாகிறது (அயனிப் பிணைப்பு):

2Mg + O 2 = 2Mg 2+ O 2– .

இவ்வாறு, மெக்னீசியத்தின் எரிப்பு (ஆக்ஸிஜனேற்றம்) அதன் எலக்ட்ரான்களை ஆக்ஸிஜனுக்கு மாற்றுகிறது. மற்ற செயல்முறைகளில், இரண்டு வெவ்வேறு அணுக்களின் வெளிப்புற ஷெல்களின் எலக்ட்ரான்கள் பொதுவான பயன்பாட்டிற்காக வந்து, அதன் மூலம் மூலக்கூறுகளின் அணுக்களை ஒன்றாக இழுக்கின்றன ( கோவலன்ட்அல்லது அணுஇணைப்பு):

.

இறுதியாக, ஒரு அணு அதன் ஜோடி எலக்ட்ரான்களை (மூலக்கூறு பிணைப்பு) பகிர்ந்து கொள்ளலாம்:

.

விதிகளில் இருந்து முடிவுகள் நவீன கோட்பாடுஆக்சிஜனேற்றம்-குறைப்பு:

1. ஆக்சிஜனேற்றத்தின் சாராம்சம் என்பது ஆக்சிஜனேற்றம் செய்யப்பட்ட பொருளின் அணுக்கள் அல்லது அயனிகளால் எலக்ட்ரான்களின் இழப்பு ஆகும், மேலும் குறைப்பின் சாராம்சம் என்பது பொருளின் அணுக்கள் அல்லது அயனிகளில் எலக்ட்ரான்களை சேர்ப்பதாகும். ஒரு பொருள் எலக்ட்ரான்களை இழக்கும் செயல்முறை அழைக்கப்படுகிறது ஆக்சிஜனேற்றம், மற்றும் எலக்ட்ரான்களின் சேர்த்தல் - மீட்பு.

2. ஒரு பொருளின் ஆக்சிஜனேற்றம் மற்றொரு பொருளின் ஒரே நேரத்தில் குறைக்கப்படாமல் ஏற்படாது. எடுத்துக்காட்டாக, மெக்னீசியம் ஆக்ஸிஜன் அல்லது காற்றில் எரியும் போது, ​​மெக்னீசியம் ஆக்ஸிஜனேற்றப்படுகிறது, அதே நேரத்தில், ஆக்ஸிஜன் குறைகிறது. முழுமையான எரிப்பு மூலம், மேலும் எரியும் திறன் இல்லாத தயாரிப்புகள் உருவாகின்றன (CO 2, H 2 O, HCl, முதலியன), முழுமையற்ற எரிப்புடன், இதன் விளைவாக வரும் தயாரிப்புகள் மேலும் எரியும் திறன் கொண்டவை (CO, H 2 S, HCN, NH 3 , ஆல்டிஹைடுகள், முதலியன .d.). திட்டம்: ஆல்கஹால் - ஆல்டிஹைட் - அமிலம்.