Лекції - Теоретичні основи горіння та вибуху

1.doc (7 стор.)
Оригінал


1   2   3   4   5   6   7







^

Тема 2. ФІЗИЧНІ ОСНОВИ ГОРІННЯ.



2.1. Властивості газів.


Основне рівняння кінетичної теорії газів має вигляд:

, (2.1)

де: W K - сумарна кінетична енергія поступального движе-

ня n молекул газу, що знаходиться в об'ємі V;

m i,i - маса і швидкість руху i-тої молекули.

В результаті безладного руху і зіткнень газу відбувається зміна швидкості і енергій частинок. Виникають явища спрямованого пе-реноса внутрішньої енергії, тобто теплопровідність, і переносу маси часток, - дифузія з вирівнюванням того й іншого в об'ємі речовини.

Теплопровідність виникає в речовині при наявності градієнта тем-температуру:

, (2.2)

де: dQ - кількість теплоти переносимої за час dT через поверх-ність dS за напрямком нормалі Х до цієї поверхні в сторо-ну убування температури;

(DT / dх) - градієнт температури;

k - коефіцієнт теплопровідності, рівний кількості теплоти, перенесений через одиницю поверхні за одиницю часу при градієнті dT / dх = 1.

Згідно кінетичної теорії газів:

, Дж / (см  сек  град) (2.3)

де: υ - середня швидкість теплового руху молекул;

- середня довжина вільного пробігу молекул;

 - щільність газу;

C V - питома теплоємність газу при постійному об'ємі.

Дифузією називається процес встановлення всередині фаз якийсь сис-теми рівномірного розподілу концентрації газу.

Фазою називається сукупність всіх гомогенних частин системи. У гомогенної системі немає поверхонь розділу фаз (наприклад, газова фаза, розчин, тверда фаза), тобто фаза знаходиться в одному агрегатному стані. Система, що складається з двох і більше фаз, називається гетерогенною.

В двокомпонентної системі явище дифузії описується законом Фіка:

, (2.4)

де: dM - маса першого компонента, яка переноситься за час d  через площу dS в напрямку нормалі Х до цієї майданчику в бік зменшення щільності першого компонента;

d  / dx - градієнт щільності;

d - Коефіцієнт дифузії.

, См 2 / сек. (2.5)

Теплоємністю називається кількість тепла, необхідне для підвищення ефектив-ності температури речовини на один градус:

, Дж / (г  К) (2.6)

Розрізняють C P - теплоємність при P = const і C V - теплоємність при V = const, які об'єднуються співвідношенням:

, (2.7)

де: R - універсальна газова постійна, рівна роботі, яку здійснюють-мій 1 молем ідеального газу при ізобарному нагріванні P = const на 1 градус:

.

Поняття «міль», «R» випливають з основних законів ідеальних газів (ідеальним газом називається газ, молекули якого не взаємодіють один з одним).

Крім закону Бойля-Маріотта це такі закони:

1. Закон Авогадро: Рівні об'єми газів при однакових температурі і тиску містять однакове число молекул.

Різниця в масах речовин визначається різними вагами їх атомів і молекул. За одиницю маси в молекулярній теорії прийнятий моль (г-молеку-ла). 1 моль - така маса хімічно однорідного речовини, яка (в грам-мах) чисельно дорівнює його молекулярному вазі.

Іноді закон Авогадро свідчить так: «При однакових тисках і тим-температурах грам-молекули різних ідеальних газів мають однакові обсяги».

Число Авогадро: в 1 молі газу міститься 6,02  23 жовтня молекул. Тоді 1 моль будь-якого газу при 0 о С і 101,3 кПа займає об'єм 22,414 л.

Іншими словами, молекулярна вага - це вага 6,02  23 жовтня молекул газу, виражений в грамах. Тоді PV = 22,4 л  атм / моль при 0 0 С.

Наприклад: атомна вага кисню - 16. Молекулярний вага 16  2 = 32 р. Тоді в 32 г О 2 міститься 6,02  23 жовтня молекул О 2.

Можна розрахувати питома вага (щільність) газу при нормальних фі-зичних умовах:

.

де: - молекулярна вага газу.

2. Закон Гей-Люссака: при P = const об'єм маси газу прямо пропорції-нален його абсолютній температурі:

, (2.8)

де: Т 0 = 273 К;

V 0 - об'єм газу при Т 0.

3. Закон Шарля: при V = const тиск даної маси газу прямо про-порційно його абсолютній температурі:

, (2.9)

де: P 0 - тиск при Т 0 = 273 К.

4. Рівняння стану ідеального газу для 1 моля газу:

, (2.10)

де: P, V μ і T - тиск, молекулярний об'єм і абсолютна темпі-

ратура газу.

5.Уравненіе Менделєєва-Клайперона для довільної маси газу (М):

, (2.11)

Зв'язок ТГВ з розглянутими законами і властивостями газів можна показати на наступних прикладах.

1. Горіння являє собою комплекс взаємопов'язаних фізичних та хімічних процесів. Найважливішими з них при горінні є тепло-і масоперенос. Найбільш загальною властивістю горіння є здатність виниклого вогнища (фронту) полум'я переміщатися по горючої суміші шляхом теплопровідності і дифузії активних частинок із зони горіння в свіжу суміш. Таким чином, швидкість поширення полум'я при горінні і вибуху залежить від теплопровідності реагуючих речовин. Зі збільшенням теплопровідності швидкість горіння зростає.

2. Теплоємність враховується в термодинамічних розрахунках горіння і виборі вогнегасних засобів. Цей параметр стосується як до фізики, так і до термохімії, тому горіння - це хімічна реакція. Залежність теплоємності-сті від температури речовин виражається рівнянням:

C P = A + bT + cT 2, (2.12)

де: а, b, c - термодинамічні константи.

3. R входить в усі рівняння ТГВ.

4. Дифузія пояснює виникнення і протікання так званого дифузійного горіння.

5. На базі основних законів ідеальних газів виведені постулати тео-рії горіння і самозаймання.

6. Закони ідеальних газів є основою розрахунків тиску, обсягів по-ма, температури в процесах горіння і вибуху.


^ 2.2. Властивості газових сумішей.


При розгляді сумішей газів додаються поняття: «концентрація» і «парціальний тиск».

1. Вагова концентрація С i i-го газу, що входить до складу суміші, - це відношення його маси M i до маси всієї суміші:

, (2.13)

де: , N - кількість газів.

^ 2. Молярна концентраціяi) i-го газу називається відношення числа молей цього газу до числа молей всіх газів в суміші:

, (2.14)

Наприклад, розглянемо реакцію стехиометрической суміші водню і кисню: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Тут беруть участь 2 благаючи Н 2 і 1 моль О 2. Всього 2 + 1 = 3 моля суміші.

Тоді: ; .

^ 3. Парціальні тиск і об'єм.

Тиск - це сила, діюча на одиницю поверхні. Воно прямо пропорційно числу молекул, що зіштовхуються з цією поверхнею. Тиск залежить не тільки від кількості молекул, але і від швидкості їх руху, що залежить від температури.

Якщо є суміш газів, то парціальним тиском Pi i - го газу на-ни опиняються тиск, при якому перебував би цей газ, якби з суміші би-Чи видалена решта газів, а обсяг і температура залишилися колишніми.

, (2.15)

де: T і V - температура і об'єм суміші.

За законом Дальтона: тиск суміші газів дорівнює сумі їх парціаль-них тисків.

Парціальним обсягом V i i-го газу в суміші називається той обсяг, кото-рий мав би цей газу, а всі інші видалені:

, (2.16)

при Р і Т = const.

За законом Амага: об'єм суміші ідеальних газів дорівнює сумі їх парці-альних обсягів. Парціальний об'єм газу V i дорівнює добутку обсягу суміші на молекулярну концентрацію газу:

. (2.17)

Наприклад: у стехиометрической суміші водню з киснем по реак-ції 2H 2 + O 2 = 2H 2 O:

, .


^ 2.3. Властивості рідин.


До цих пір ми розглядали гази. Але одне і те ж речовина в зави-ності від співвідношення між середньою кінетичною і середньої потен-альної енергіями частинок може знаходитися в одному з трьох агрегатних со-стояння: твердому, рідкому або газоподібному.

Це співвідношення енергій визначається зовнішніми умовами - темпі-ратури і тиском. Умови переходу газу в рідину визначаються ізо-термами стану речовини. Ізотермою називається крива залежності обсягу газу від тиску при постійній температурі.

Розглянемо приклад (рис. 2):




Рис. 2. Ізотерми газу при темпера-турах Т 1 <T 2 <T КР <T 3: АВ - стан рідини; В - точка кипіння рідко-сті; С - точка сухої насиченої пари; НД - кипіння рідини; СП - стан перегрітої пари; До - кри-тичні точка.


Пунктирна крива ВКС обмежує область двофазних станів речовини (рідина + пар). Ця крива і критична ізотерма ділять діа-граму PV під ізотермою на три області. Під кривою ВКС розташована об-ласть двофазного стану, в якій рідина перебуває в рівновазі з насиченим паром, зліва від неї знаходиться область рідкого стану, а праворуч область пара. Зверху ізотерми АКТ КР - газоподібний стан ве-вин. Більш чітко ці області зображені на малюнку 3.





Рис. 3. Фази стану в системі рідина + пар: Ж - рідина, П - пар, Г - газ.


Пар (П) відрізняється від газоподібного стану (Г) тим, що при ізо-термічному стисненні переходить у рідкий стан. Газ же при Т> T КР не може бути перетворений в рідину ні при якому тиску. Значення P КР, V КР, T КР називаються критичними параметрами газу.

Таким чином, рідини мають дві фази: рідке і пароподібний. Іс-ширяння - це процес, що відбувається з поверхні рідини. Випаровування пояснюється вильотом з поверхневого шару рідини молекул, що володіють найбільшою швидкістю і енергією. Так що в результаті випаровування рідина охолоджується.

Отже, випаровування - це ендотермічний процес вирятую-дення теплоти випаровування. Природно, якщо випаровується рідина з якоюсь поверхні, то охолоджується і ця поверхня.

Дана властивість рідини використовується, наприклад, при гасінні по-жаров водою: різке випаровування води охолоджує зону горіння.

До речі, наш організм при жаркій погоді виділяє піт. Який його сенс? А сенс в тому, що при випаровуванні поту охолоджується шкіра людини, і він не перегрівається.

Випаровування відбувається при будь-якій температурі і зростає при її по-підвищенні до появи кипіння. При температурі кипіння інтенсивне ис-ширяння відбувається не тільки з її поверхні, але і у всьому об'ємі рідко-сті з утворенням бульбашок пари. При цьому ефект охолодження різко зростає.

Якщо кипіння відбувається при постійному тиску, то температура рідини залишається постійною, тому всі підводиться тепло витрачатися повно-стю на пароутворення (рис. 4).





Рис. 4. Термограм нагрівання жид-кістки при P = const: Т кип - темпера-тура кипіння.


З підвищенням тиску в закритій посудині температура кипіння віз-розтане. Наприклад, Т КВП води дорівнює 100 0 С при P = 101,3 кПа і Т КВП = 189 0 С при P = 1013 кПа (10 атм). Така ситуація спостерігається, зокрема, в паро-вих котлах, де існує вода в рідкому вигляді при температурі вище 100 0 С (це так звана перегріта вода), або в каструлі-скороварці (при Р хат = 0,2 атм, Т КВП = 120 0 С).

Якщо припинити нагрівання і витрачати пар, то кипіння продовжується до зниження температури до 100 0 С і атмосферного тиску. Якщо ж різко скинути тиск (наприклад, при лопнула трубі котла), то перегріта під-да миттєво перетворюється в пару з різким стрибком його тиску і вибухом. Навпаки, в умовах зниженого тиску атмосфери температура кіпі-ня знижується. Це підвищує вибухонебезпечність горючих рідин, через підвищення інтенсивності випаровування і створення вибухонебезпечних концентра-цій парів.

Кожній температурі рідини відповідає своє максимально мож-можна кількість пари над рідиною. Це так званий насичений пар, тобто пар, що знаходиться в рівновазі з рідиною. Тиск такого пара називається пружністю насиченої пари. Пружність насиченої пари - це максимально можлива кількість пари в повітрі над рідиною при даній температурі, тобто максимальне парціальний тиск. При більш ви-соком змісті пара починає конденсуватися.

З підвищенням температури пружність пари зростає. Наприклад, для водяної пари при 0 0 С вона дорівнює 611 Па, або 0,6%, при 20 0 С - 2,3%, при температурі кипіння 100 0 С - 100% (рис. 5).




Рис. 5. Діаграма пружності

насиченої пари.


Залежність тиску насиченої пари Р н від температури рідини Т ж розраховується по рівнянню Антуана:

lgP H = A - B / (C + T ж), (2.18)

де: А, В, С - термодинамічні константи.

Це рівняння використовується для оцінки умов вибуховості паро-повітряних сумішей.


^ 2.4. Властивості зріджених газів.


Зріджування газів здійснюється шляхом охолодження їх нижче темпера-тури кипіння. Промисловий метод зрідження газів заснований на вико-вання позитивного ефекту Джоуля-Томпсона, тобто зміни темпера-тури газу при його дроселюванні.

Дроселюванням називається зменшення тиску газу при адіаба-тичної закінчення через вузькі отвори (адіабатичний процес - це процес, що проходить без втрат тепла у зовнішнє середовище).

При цьому температура газу знижується по залежності:

, (2.19)

Якщо , То dT <0 і газ охолоджується.

У промислових умовах сильно стислий і охолоджений до кімнат-ної температури газ піддається кількаразовому дроселювання і, з-відповідально, охолодженню до тих пір, поки не починається скраплення газу. Охолодження і скраплення відбуваються за рахунок роботи розширення газу.

Приклади обліку цих властивостей рідин і газів в області пожаровзри-вобезопасності:

1. Швидкий випуск скрапленого газу з балона може призвести до пе-ремерзанію запірного вентиля з подальшою аварією.

2. У вуглекислотних вогнегасниках викидається зріджений вугле-кислий газ розпорошується, різко випаровується і охолоджується при цьому до сніго-образних частинок з температурою до - 70 0 С.

3. Найбільш ефективними вогнегасними речовинами є лег-коіспаряющіеся рідини, які різко охолоджують зону горіння.


^ 2.5. Властивості твердих речовин.


Сильний нагрів твердого тіла приводить до плавлення і переходу в рідкий стан, а потім при випаровуванні - в газ. Ряд твердих речовин може безпосередньо з твердої фази перейти в газоподібний. Такий процес на-ни опиняються сублімацією, або сублімацією.

Фазові перетворення визначаються зміною температури і тиском-ня. Для пояснення фазових переходів використовується діаграма стану, показана на рис. 6, на якій дається залежність між температурою фа-ного переходу і тиском у вигляді кривих випаровування (КІ), плавлення (КП) і сублімації (КС), які поділяють поле діаграми на три області, відповід-ціалу умов існування твердої (ТТ), рідкої (Ж) та газоподібної (Г) фаз. Криві на діаграмі називаються кривими фазової рівноваги. Кожна точка на них відповідає умовам рівноваги двох співіснуючих-щих фаз: КП - твердого тіла та рідини, КІ - рідини і газу, КС - твердо-го тіла і газу. Точка К - критична точка.

Точка, в якій перетинаються всі криві і яка, отже, визначає умови Т ТР і Р ТР одночасного рівноважного стану трьох фаз, називається потрійною точкою (m ТР). Кожна речовина має лише одну потрійну точку.




Рис. 6. Діаграма стану фаз в системі тверде тіло - рідина - газ.

Діаграма стану дозволяє судити, в якому стані знаходиться речовина за певних Р і Т, а також які фазові переходи можуть протікати при тому чи іншому процесі.





Рис. 7. Фазові переходи в систе-

ме тверде тіло - рідина - газ.

Наприклад (рис. 7): якщо речовина знаходиться в точці 1, то при ізотер-номічному стисненні воно проходить стану рідини і кристалічного (чи-ня 1-2); якщо речовина знаходиться в т. 3, то при ізобарному нагріванні (лінія 3 -4), воно проходить стану: тверде - рідке і газ.

З діаграми видно, що крива випаровування закінчується в критичний-ської точці К. Завдяки цьому можливий безперервний перехід речовини з рідкого стану в газоподібний і назад в обхід точки К (перехід 5-6) без перетину кривої випаровування, тобто такий перехід не супроводжується фа-зовимі перетвореннями.

Таким чином, плавлення однокомпонентного речовини відбувається при постійній для даного тиску температурі плавлення. Кількість теплоти, необхідне для розплавлення одиниці маси твердого тіла, на-ни опиняються питомою теплотою плавлення ( ). При підвищенні тиску для більшості речовин температура плавлення підвищується. При конденсації пари і кристалізації тобто при Т <T ІСП і Т <Т ПЛ, теплота виділяється з ве-вин. Діаграма стану в координатах температура-час при P = const така (рис. 8).




Рис. 8. Термограмм стану речовини.


Випаровування і плавлення твердих тіл супроводжується поглинанням теп-лоти випаровування або плавлення, затрачуваної на подолання зв'язків між частинками і на відрив частинок від поверхні кристалів або рідини.

.

Температури плавлення твердих тіл і кипіння рідин різні і пояснюються різними енергіями зв'язків між атомами і молекулами речовин.

Розглянуті фізичні властивості речовин враховуються при розроб-лення, виборі та оцінці ефективності вогнегасних засобів і матеріалів.


Тема 3. ХІМІЧНІ ОСНОВИ ГОРІННЯ.


^ 3.1. Хімізм реакцій горіння.


Як Ви вже усвідомили, горінням називається бистропротекающая хі-чна реакція, супроводжується виділенням тепла і світінням (полум'я-ньому). Зазвичай - це екзотермічна окислювальна реакція сполуки го-рючего речовини з окислювачем - киснем повітря.

^ Горючими речовинами можуть бути і гази, і рідини, і тверді ті-ла. Це Н 2, СО, сірка, фосфор, метали, С m H n (вуглеводні у вигляді газів, рідин і твердих речовин, тобто органічні речовини. Природними уг-леводородамі, наприклад, є природний газ, нафта, вугілля). У принци-пе, горючими можуть всі речовини, здатні до окислення.

Окислювачами служать: кисень, озон, галогени (F, Cl, Br, J), закис азоту (NO 2), аміачна селітра (NH 4 NO 3) та ін У металів окислювачами можуть бути також СО 2, Н 2 О, N 2.

У деяких випадках горіння виникає при реакціях розкладання речовин, отриманих в ендотермічних процесах. Наприклад, при розпаді ацетилену:

С 2 Н 2 = 2С + Н 2.

Екзотермічні реакції - це реакції, що проходять з виділенням тепла.

Ендотермічні реакції - це реакції, що проходять з поглинанням тепла.

Наприклад:

2 + О 2 =2 О + Q - екзотермічна реакція,

2 О + Q = 2Н 2 + О 2 - ендотермічна реакція,

де: Q - теплова енергія.

Таким чином, ендотермічні реакції можуть протікати лише із внесенням зовнішньої теплової енергії, тобто при нагріванні.

У хімічних реакціях за законом збереження мас вага речовин до ре-акції дорівнює вазі речовин, утворених після реакції. При зрівнюванні хімічних рівнянь виходять стехіометричні склади.

Наприклад, в реакції

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О

маємо 1 моль СН 4 + 2 моля О2 = 1 моль СО 2 + 2 моля Н 2 О.

Кількість молей перед формулами речовин називається стехіометрії-тичними коефіцієнтами.

Враховуючи поняття «молярний об'єм», «молярна концентрація», «парціальний тиск», отримуємо, що для повного реагування метану треба змішати 1 моль СН4 з 2 молями О 2, або 1/3 = 33,3% СН 4 і 2 / 3 = 66,7% О 2. Такий склад і називається стехіометричним.

Якщо розглянути горіння СН 4 в повітрі, тобто в суміші 21% О 2 +79% N 2 або О 2 +79 / 21N 2 або О 2 +3,76 N 2, то реакція запишеться так:

СН 4 +2 Про 2 +2  3,76 N 2 = СО 2 +2 Н 2 О +2  3,76 N 2.

1 моль СН 4 +2 благаючи О 2 +7,52 благаючи N 2 = 10,52 благаючи суміші О 2, N 2 і СН 4.

Тоді стехіометричний склад суміші буде:

(1/10, 52) * 100% = 9,5% СН 4; (2/10, 52) * 100% = 19,0% О 2;

(7,52 / 10,52) * 100% = 71,5% N 2.

Значить в найбільш горючої суміші замість 100% (СН 4 + О 2) в реакції з киснем буде 24% (СН 4 + О 2) в реакції з повітрям, тобто тепла виділиться значно менша.

Та ж картина вийде, якщо змішувати довільні, нестехіомет-рические склади.

Наприклад, в реакції 2СН 4 +2 О 2 = СО 2 +2 Н 2 О + СН4 1 моль СН 4 не про-реагує.

У реакції СН 4 +4 О 2 = СО 2 +2 Н 2 О +2 О 2 2 благаючи О 2 не бере участь в реак-ції, а грають роль баласту, що вимагають на свій нагрів якусь кількість тепла.

Таким чином, якщо порівняти реакції горіння метану в кисні і повітрі або в надлишку СН 4 і О 2, то ясно, що кількість тепла, що виділяється в першій реакції буде більше, ніж в інших, так як в них:

- Менше концентрацій реагуючих речовин в загальній суміші;

- Частина тепла піде на нагрівання баласту: азоту, кисню або метану.

Задамося питаннями:

- Яка ж енергія може виділитися при реакції?

- Чому залежить кількість теплоти, тобто тепловий ефект ре-

акції?

- Скільки потрібно додати теплової енергії, щоб протекла

ендотермічна реакція?

Для цього введено поняття тепломісткість речовини.


^ 3.2.Теплосодержаніе речовин.


Звідки ж узялася теплота в реакції горіння метану? Значить вона була прихована в молекулах СН 4 і О 2, а тепер вивільнилася.

Наведемо приклад більш простої реакції:

2 + О 2 = 2Н 2 О + Q

Значить енергетичний рівень стехиометрической суміші водню з киснем був вище, ніж у продукту реакції Н 2 О і «зайва» енергія ви-Свобода з речовини.

При зворотної реакції електролізу води, тобто розкладання води з помо-щью електричної енергії, відбувається перерозподіл атомів в молі-куле води з утворенням водню і кисню. При цьому тепломісткість Н 2 і О 2 підвищується.

Таким чином, кожна речовина при його утворенні отримує або від-дасть певну енергію, і міра теплової енергії, накопичуваної ре-ством при його утворенні, називається теплосодержанием, або ентальпією.

На відміну від хімії, в хімічній термодинаміці теплота утворення речовини позначається не символом Q, а символом  Н зі знаком (+), якщо теплота поглинається хімічною сполукою, і зі знаком (-), якщо теплота виділяється при реакції, тобто «йде» з системи.

Стандартна теплота утворення 1 моля речовини при тиску 101,3 кПа і температурі 298 К позначається .

У довідниках дані теплоти освіти з'єднань з про-стих речовин.

Наприклад:

у СО 2 = - 393,5 кДж / моль

у Н 2 О газ = - 241,8 кДж / моль

Але в речовин, що утворюються при ендотермічних процесах, напри-заходів, ацетилену С 2 Н 2 = +226,8 кДж / моль, при утворенні атома водо-роду Н + по реакції Н 2 = Н + + Н + = +217,9 КДж / моль.

Для чистих речовин, що складаються з одного хімічного елемента в ус-тойчивости формі (Н 2, О 2, З, Na та ін)  Н умовно прийнята рівною нулю.

Тепломісткість можна назвати хімічною енергією, так як його ве-личина тісно пов'язана з хімічним складом речовини.

Однак, якщо ми обговорюємо макроскопічні властивості речовин, то виділяємо кілька форм енергії: кінетичну, потенціальну, химиче-ську, електричну, теплову, ядерну енергії та механічну роботу. А якщо розглядати питання на молекулярному рівні, то ці форми енергії можна пояснити виходячи лише з двох форм - кінетичної енергії движ-ня і потенційною енергією спокою атомів і молекул.

При хімічних реакціях змінюються тільки молекули. Атоми оста-ются незмінними. ^ Енергія молекули - це енергія зв'язку її атомів, нако-полонена в молекулі. Вона визначається силами тяжіння атомів один до одного. Крім того, існує потенційна енергія тяжіння молекул один до одного. У газах вона мала, в рідинах більше і ще більше в твердих тілах.

Кожен атом має енергію, частина якої пов'язана з електронами, а частина - з ядром. Електрони володіють кінетичною енергією обертання по-коло ядра і потенційної електричною енергією тяжіння один до одного і відштовхування одне від одного.

Сума цих форм молекулярної енергії і складає тепломісткість молекули.

Якщо підсумувати тепломісткість 6,02  23 жовтня молекул речовини, то отримаємо молярне тепломісткість цієї речовини.

Чому тепломісткість одноелементні речовин (молекул одного елементу) взято за нуль, можна пояснити наступним чином.

 Н хімічного елемента, тобто енергія його освіти, пов'язана з внутрішньоядерними процесами. Ядерна енергія пов'язана з силами взаємодій-наслідком внутрішньоядерних частинок і перетворенням одного хімічного елемента в інший при ядерних реакціях. Наприклад, реакція розпаду урану:



або простіше: U + n  Ba + Kr +3 n.

де: n 'o - нейтронна частинка з масою 1 і нульовим зарядом.

Уран захоплює нейтрон, в результаті чого розщеплюється (розпадається-ся) на два нові елементи - барій і криптон - з утворенням 3 х нейтронів, і виділяється ядерна енергія.

Слід сказати, що з ядерними реакціями пов'язані в мільйони разів більші зміни енергії, ніж при хімічних реакціях. Так, енергія розпаду урану складає 4,5  10 вересень ккал / моль  урану. Це в 10 млн. разів більше, ніж при згорянні одного моля вугілля.

У хімічних реакціях атоми не змінюються, а змінюються молекули. Тому енергія утворення атомів хіміками не враховується, і  Н одно-елементних газових молекул і атомів чистих речовин прийнята рівною нулю.

Наведена реакція розпаду урану - це класичний приклад ланцюгової реакції. Теорію ланцюгового механізму реакції горіння ми будемо розглядає-вати пізніше. А ось звідки береться нейтрон і що змушує його реагувати з ураном - це пов'язано з так званої енергією активації, яку рас-дивимося трохи пізніше.

Навчальний матеріал
© uadoc.zavantag.com
При копіюванні вкажіть посилання.
звернутися до адміністрації