Лекції - Теоретичні основи горіння та вибуху
1.doc (7 стор.)Оригінал
- Тести з Теорії та Фізиці горіння і вибуху
- Контрольна робота - Теорія горіння і вибуху
- Шпори з теорії горіння
^
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 концентрація (х i) 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:
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + Q - екзотермічна реакція,
2Н 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:
2Н 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.