Как пишется реакция горения

Реакции горения

Горение — быстропротекающая химическая реакция соединения горючих компонентов с кислородом, сопровождающаяся интенсивным выделением теплоты и резким повышением температуры продуктов сгорания. Реакции горения описываются т.н. стехиометрическими уравнениями, характеризующими качественно и количественно вступающие в реакцию и образующиеся в результате ее вещества. Общее уравнение реакции горения любого углеводорода

C_mH_n + (_m + _n/4) O2 = _mCO2 + (_n/2) Н₂O + Q (8.1)

где _{m, n} — число атомов углерода и водорода в молекуле; Q — тепловой эффект реакции, или теплота сгорания.

Стехиометрический состав горючей смеси (от греч. stoicheion — основа, элемент и греч. metreo — измеряю) — состав смеси, в которой окислителя ровно столько, сколько необходимо для полного окисления топлива.

Реакции горения некоторых газов приведены в табл. 8.1. Эти уравнения являются балансовыми, и по ним нельзя судить ни о скорости реакций, ни о механизме химических превращений.

Тепловой эффект (теплотой сгорания) Q — количество теплоты, выделяющееся при полном сгорании 1 кмоля, 1 кг или 1 м3 газа при нормальных физических условиях. Различают высшую Qe и низшую Qн теплоту сгорания: высшая теплота сгорания включает в себя теплоту конденсации водяных паров в процессе горения (в реальности при сжигании газа водяные пары не конденсируются, а удаляются вместе с другими продуктами сгорания). Обычно технические расчеты обычно ведут по низшей теплоте сгорания, без учета теплоты конденсации водяных паров (около 2400 кДж/кг).

КПД, рассчитанный по низшей теплоте сгорания, формально выше, но теплота конденсации водяных паров достаточно велика, и ее использование более чем целесообразно. Подтверждение этому — активное применение в отопительной технике контактных теплообменников, весьма разнообразных по конструкции.

Таблица 8.1. Реакции горения и теплота сгорания сухих газов (при 0°С и 101,3 кПа)

Газ	Реакция горения	Теплота сгорания
Молярная, кДж/кмоль	Массовая, кДж/кг	Объемная, кДж/м3
высшая	низшая	высшая	низшая	высшая	низшая
Водород	И2 + 0,502 = H2O	286,06	242,90	141 900	120 080	12 750	10 790
Оксид углерода	C0 + 0,502 = CO2	283,17	283,17	10 090	10 090	12 640	12 640
Метан	CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O	880,90	800,90	55 546	49 933	39 820	35 880
Этан	C2H6 + 0,5O2 = 2CO2 + 3H2O	1560,90	1425,70	52 019	47 415	70 310	64 360
Пропан	C3H + 5H2O = 3CO2 +4H2O	2221,40	2041,40	50 385	46 302	101 210	93 180
н-Бутан	C4H,0 + 6,5O2 = 4CO2 + 5H2O	2880,40	2655,00	51 344	47 327	133800	123 570
Изобутан	C4H,0 + 6,5O2 = 4CO2 + 5H2O	2873,50	2648,30	51 222	47 208	132960	122780
н-Пентан	C5H,2 + 8O2 = 5CO2 + 6H2O	3539,10	3274,40	49 052	45 383	169270	156 630
Этилен	C2H4+3O2=2CO2 + 2H2O	1412,00	1333,50	50 341	47 540	63 039	59 532
Пропилен	C3H6 + 4,5O2 = 3CO2 + 3H2O	2059,50	1937,40	48 944	46 042	91 945	88 493
Бутилен	C4H + 6O2 = 4CO2 + 4H2O	2720,00	2549,70	48 487	45 450	121 434	113 830

Для смеси горючих газов высшая (и низшая) теплота сгорания газов определяется по соотношению

Q = r₁Q₁ + r₂Q₂ +… + _rnQ_n (8.2)

где r1, r2, …, rn — объемные (молярные, массовые) доли компонентов, входящих в смесь; Q₁, Q₂,…, Q_n — теплота сгорания компонентов.

Воспользовавшись табл. 8.1, высшую и низшую теплоту сгорания, кДж/м3, сложного газа можно определять по следующим формулам:

Q_B = 127,5 Н₂ + 126,4 С_О + 398 СН₄ + 703 С₂Н₆ + 1012 С₈Н₈ + 1338 C₄H₁₀ + 1329 C₄H₁₀ + 1693 С₅Н₁₂ + + 630 С₂Н₄ + 919 С₃Н₆ + 1214 C₄H₈ (8.3)

Q_H = 107,9 H₂ + 126,4 C_O + 358,8 CH₄ + 643 C₂H₆ + 931,8 С₈Н₈ + 1235 C₄H₁₀+ + 1227 C₄H₁₀+ 1566 С₅Н₁₂ + + 595 С₂Н₄ + 884 С₈Н₆+ 1138 C₄H₈ (8.4)

где H₂, C_O, CH₄ и т. д. — содержание отдельных составляющих в газовом топливе, об. %.

Процесс горения протекает гораздо сложнее, чем по формуле (8.1), так как наряду с разветвлением цепей происходит их обрыв за счет образования промежуточных стабильных соединений, которые при высокой температуре претерпевают дальнейшие преобразования. При достаточной концентрации кислорода образуются конечные продукты: водяной пар Н₂О и двуокись углерода СО². При недостатке окислителя, а также при охлаждении зоны реакции, промежуточные соединения могут стабилизироваться и попадать в окружающую среду.

Интенсивность тепловыделения и рост температуры приводят к увеличению в реагирующей системе активных частиц. Такая взаимосвязь цепного реагирования и температуры, свойственная практически всем процессам горения, привела к введению понятия цепочечно-теплового взрыва — сами химические реакции горения имеют цепной характер, а их ускорение происходит за счет выделения теплоты и роста температуры в реагирующей системе.

Скорость химической реакции в однородной смеси пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

w = kС₁С₂ (8.5)

где С₁ и С₂ — концентрации реагирующих компонентов, кмоль/м³; к — константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

При сжигании газа концентрации реагирующих веществ можно условно считать неизменными, так как в зоне горения происходит непрерывный приток свежих компонентов однозначного состава.

Константа скорости реакции (по уравнению Аррениуса):

К = К₀е-^Е/RT (8.6)

где К₀ — предэкспоненциальный множитель, принимаемый для биометрических гомогенных смесей, =1,0; Е — энергия активации, кДж/кмоль; R — универсальная газовая постоянная, Дж/ (кг*К); Т — абсолютная температура, К (°С); е — основание натуральных логарифмов.

Предэкспоненциальный множитель К₀ можно истолковать как константу, отражающую полноту столкновения молекул, а Е — как минимальную энергию разрыва связей молекул и образования активных частиц, обеспечивающих эффективность столкновений. Для распространенных горючих смесей она укладывается в пределах (80÷150)•10³ кДж/кмоль.

Уравнение (8.6) показывает, что скорость химических реакций резко возрастает с увеличением температуры: например, повышение температуры с 500 до 1000 К влечет повышение скорости реакции горения в 2·10⁴÷5•10⁸ раз (в зависимости от энергии активации).

На скорость реакций горения влияет их цепной характер. Первоначалаьно генерируемый реакцией атомы и радикалы вступают в соединения с исходными веществами и между собой, образуя конечные продукты и новые частицы, повторяющие ту же цепь реакций. Нарастающее генерирование таких частиц приводит к «разгону» химических реакций — фактически взрыву всей смеси.

Высокотемпературное горение углеводородов имеет весьма сложный характер и связано с образованием активных частиц в виде атомов и радикалов, а также промежуточных молекулярных соединений. В качестве примера приводятся реакции горения простейшего углеводорода — метана:

1 Н + О₂ —› ОН + О

СН₄ + ОН —› СН₃ + Н₂О

СН₄ + О —› СН₂ + Н₂О

2 СН₃ + О₂ —› НСНО + ОН

СН₂ + О₂ —› НСНО + О

3 НСНО + ОН —› НСО + Н₂О

НСНО + О —› СО + Н₂О

НСО + О₂ —› СО + О + ОН

4 СО + О —› СО₂

СО + ОН —› СО₂ + Н

Итог единичного цикла:

2СН₄ + 4О₂ —› 2СО₂ + 4Н₂О

• Главная
• Справочник
• Характеристики горения газов
• Реакции горения

Правило № 1.

В левой части уравнения записываем горючее вещество и воздух в виде:

Правило № 2.

В правой части уравнения записываем продукты реакции горения, учитывая, что:

Правило № 3.

Уравниваем реакцию горения для того, чтобы в исходных веществах и получившихся из них продуктах реакции содержалось одинаковое количество одинаковых атомов. При этом коэффициенты и индексы перемножаются:

Правило № 4.

Кислород, входящий в состав горючего вещества, например,

участвует в реакции горения, как и кислород воздуха, в качестве окислителя.

При решении практически всех задач по
дисциплине «Теория горения и взрыва»
необходимо составить уравнение реакции
горения. Поэтому очень важно научиться
делать это правильно. Изучите изложенные
ниже правила составления уравнений
реакции горения, разберите примеры.

Правило № 1. В левой части уравнения
записываем горючее вещество и окислитель
[воздух в виде (O₂ + 3,76N₂)].

Правило № 2. В правой части уравнения
записываем продукты реакции горения,
учитывая, что:

углерод (С), содержащийся в горючем
веществе, превращается в CO₂,

сера (S), содержащаяся
в горючем веществе, превращается в SO₂,

фосфор (Р), содержащийся в горючем
веществе, превращается в P₂O₅,

водород (Н), содержащийся в горючем
веществе, превращается в H₂O,

хлор (Cl), содержащийся
в горючем веществе, превращается в HCl,

фтор (F), содержащийся
в горючем веществе, превращается в HF,

бром (Br), содержащийся
в горючем веществе, превращается в HBr,

йод (I), содержащийся
в горючем веществе, превращается в HI,

кислород (О), содержащийся в горючем
веществе, входит в состав образующихся
оксидов (CO₂,
SO₂,
H₂O)
как и кислород воздуха.

азот (N), при температуре
горения ниже 2000 ^оС не вступает в
реакцию. Поскольку, в условиях реального
пожара температура не превышает значения
1500 – 1600 ^оС, то принимают, что азот
выделяется в свободном виде (N₂).
Следовательно 3,76 молей N₂
из воздуха переходят в неизменном виде
в продукты горения.

Если горючее вещество содержит другие
элементы, то они переходят в высшие
оксиды, как указанные выше углерод,
водород и фосфор.

Правило
№ 3. Атомы
кислорода, входящие в состав молекул
горючего вещества (например, C₂H₆OS
— 2-тиолэтанол), участвуют в реакции
горения в качестве окислителя, как
кислород воздуха.

Правило № 4. Уравниваем реакцию
горения для того, чтобы в исходных
веществах (левая часть уравнения) и
получившихся из них продуктах реакции
(правая часть уравнения) содержалось
одинаковое количество атомов данного
вида. При подсчете количества атомов
данного вида стехиометрические
коэффициенты и индексы, указывающие
количество атомов в молекуле, перемножаются.

Рекомендуется придерживаться следующей
последовательности действий.

Перед формулой горючего вещества всегда
ставится коэффициент 1, так как все
расчеты ведут на 1 моль горючего вещества;

Перед формулой углекислого газа ставится
коэффициент равный количеству атомов
углерода в молекуле горючего вещества.

Уравниваются атомы элементов, входящих
в состав молекул горючего вещества, за
исключением Н, О и N.

Уравниваются атомы водорода, учитывая
их содержание в молекулах галогеноуглеводородов
и воды.

Уравниваются атомы кислорода, рассчитав
их количество в правой части уравнения
и учитывая атомы кислорода, содержащиеся
в молекуле горючего вещества.

Коэффициент, поставленный перед молекулой
кислорода, переносим в правую часть
уравнения и ставим перед 3,76N₂.
Уравниваем атомы азота, содержащиеся
в молекуле горючего вещества.

Рассмотрим несколько примеров составления
реакций горения веществ в воздухе, в
которых использованы описанные выше
правила.

Пример
1. Составить
уравнение реакции горения С₆Н₄N₂О₄
в воздухе.

Решение.

1. В
   левой части уравнения записываем
   формулу горючего вещества плюс воздух:

С₆Н₄N₂О₄
+ (О₂
+ 3,76 N₂)

2.
В правой части уравнения записываем
продукты реакции горения, основываясь
на составе молекулы горючего вещества
(правило 2):

С₆Н₄N₂О₄
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ СО₂
+ Н₂О
+ N₂
+ 3,76 N₂

Таким
образом, углерод (С), содержащийся в
горючем веществе, перешел в СО₂,
водород превратился в воду, кислород
вошел в состав воды и углекислого газа,
азот выделился в свободном виде — N₂.
Азот, содержащийся в воздухе, также не
участвует в реакции горения и выделяется
в неизменном виде – 3,76 N₂.

3.
Уравниваем реакцию горения.

а) Перед формулой горючего вещества
всегда ставится коэффициент 1:

1С₆Н₄N₂О₄
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ СО₂
+ Н₂О
+ N₂
+ 3,76 N₂

б) Перед формулой углекислого газа
ставим коэффициент 6, равный количеству
атомов углерода в молекуле горючего
вещества:

1С₆Н₄N₂О₄
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 6СО₂
+ Н₂О
+ N₂
+ 3,76 N₂

в) Уравниваем элементы, входящие в состав
молекулы горючего вещества, за исключением
Н и О. В данном случае уравниваем атомы
азота. В состав горючего вещества входят
два атома азота. В составе выделившейся
молекулы азота тоже два атома, поэтому
перед молекулой азота в продуктах
реакции ставим коэффициент 1:

1С₆Н₄N₂О₄
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 6СО₂
+ Н₂О
+ 1N₂
+ 3,76 N₂

г) Уравниваем атомы водорода. В составе
молекулы горючего вещества четыре атома
водорода. В состав молекулы воды входит
только два атома. Следовательно, перед
формулой воды ставим коэффициент 2:

1С₆Н₄N₂О₄
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 6СО₂
+ 2Н₂О
+ 1N₂
+ 3,76 N₂

д) Уравниваем атомы кислорода. Для этого
рассчитываем число атомов кислорода в
правой части уравнения:

в составе шести молекул углекислого
газа: 6 ∙ 2 = 12;

в составе двух молекул воды: 2 ∙ 1 = 2;

итого: 12 + 2 = 14 атомов кислорода.

Рассчитываем число атомов кислорода в
левой части уравнения. В составе молекулы
горючего вещества имеется 4 атома
кислорода. Вычитаем это число из
количества атомов кислорода в правой
части уравнения (14 – 4 = 10). Затем делим
полученное число на 2 (количество атомов
водорода в Н₂О) (10/2 = 5) и ставим
полученный коэффициент перед воздухом:

1С₆Н₄N₂О₄
+ 5(О₂
+ 3,76 N₂)
→ 6СО₂
+ 2Н₂О
+ 1N₂
+ 3,76 N₂

е) коэффициент 5, поставленный перед
воздухом, ставим перед 3,76N₂
в правой части уравнения:

1С₆Н₄N₂О₄
+ 5(О₂
+ 3,76 N₂)
→ 6СО₂
+ 2Н₂О
+ 1N₂
+ 5
∙ 3,76
N₂

Чтобы
убедиться в правильности составленного
уравнения реакции горения, рассчитаем
количество одинаковых атомов в его
правой и левой частях:

С
– слева 6, справа 6 ∙
1 = 6;

Н
– слева 4, справа 2 ∙ 2 = 4;

N
– слева: в горючем веществе 2, в воздухе
5∙ 3,76 = 18,8, итого 20,8;

справа
2 + 5∙ 3,76 = 20,8;

О
— слева: в горючем веществе 4, в воздухе
5 ∙ 2 = 10, итого 14;

справа:
в углекислом газе 6 ∙ 2 = 12, в воде 2 ∙ 1 =
2, итого 14.

Вывод:
уравнение реакции горения составлено
верно.

Пример
2. Составить
уравнение реакции горения пара-дихлорбензола
С₄Н₄Сl₂
в воздухе.

Решение.

1. В
   левой части уравнения записываем
   формулу горючего вещества плюс воздух:

С₄Н₄Сl₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)

2.
В правой части уравнения записываем
продукты реакции горения, основываясь
на составе молекулы горючего вещества
(правило 2):

С₄Н₄Сl₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ СО₂
+ Н₂О
+ HCl
+ 3,76 N₂

Таким
образом, углерод (С), содержащийся в
горючем веществе, перешел в СО₂,
водород превратился в воду, хлор
превратился в хлороводород. Азот,
содержащийся в воздухе, не участвует в
реакции горения и выделяется в неизменном
виде – 3,76 N₂.

3.
Уравниваем реакцию горения.

а) Перед формулой горючего вещества
всегда ставится коэффициент 1:

1
С₄Н₄Сl₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ СО₂
+ Н₂О
+ HCl
+ 3,76 N₂

б) Перед формулой углекислого газа
ставим коэффициент 4, равный количеству
атомов углерода в молекуле горючего
вещества:

1С₄Н₄Сl₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 4СО₂
+ Н₂О
+ HCl
+ 3,76 N₂

в) Уравниваем элементы, входящие в состав
горючего вещества, за исключением Н и
О. В данном случае уравниваем атомы
хлора. В состав горючего вещества входят
два атома хлора. В составе выделившейся
молекулы хлороводорода один атом Cl,
поэтому перед молекулой хлороводорода
в продуктах реакции ставим коэффициент
2:

1С₄Н₄Сl₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 4СО₂
+ Н₂О
+ 2HCl
+ 3,76 N₂

г) Уравниваем атомы водорода. В составе
молекулы горючего вещества четыре атома
водорода. Из них два атома водорода уже
вошли в состав двух молекул хлороводорода.
Оставшиеся два атома Н перейдут в состав
молекулы Н₂О. Следовательно, перед
молекулой воды ставим коэффициент 1:

1С₄Н₄Сl₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 4СО₂
+ 1Н₂О
+ 2HCl
+ 3,76 N₂

д) Уравниваем атомы кислорода. Для этого
рассчитываем число атомов кислорода в
правой части уравнения:

в составе четыре молекул углекислого
газа: 4 ∙ 2 = 8;

в составе одной молекулы воды: 1 ∙ 1 = 1;

итого: 8 + 1 = 9 атомов кислорода.

Рассчитываем число атомов кислорода в
левой части уравнения. В составе молекулы
горючего вещества нет атомов кислорода.
Следовательно, делим количество атомов
кислорода в правой части уравнения на
2 (9 /2 = 4,5) и ставим полученный коэффициент
перед воздухом:

1С₄Н₄Сl₂
+ 4,5(О₂
+ 3,76 N₂)
→ 4СО₂
+ 1Н₂О
+ 2HCl
+ 3,76 N₂

е) коэффициент 4,5, поставленный перед
воздухом, ставим перед 3,76N₂
в правой части уравнения:

1С₄Н₄Сl₂
+ 4,5(О₂
+ 3,76 N₂)
→ 4СО₂
+ 1Н₂О
+ 2HCl
+ 4,5
∙ 3,76 N₂

Пример
3. Составить
уравнение реакции горения ацетилена
С₂Н₂
в
воздухе.

Решение.

1. В
   левой части уравнения записываем
   формулу горючего вещества плюс воздух:

С₂Н₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)

2.
В правой части уравнения записываем
продукты реакции горения, основываясь
на составе молекулы горючего вещества
(правило 2):

С₂Н₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ СО₂
+ Н₂О
+ 3,76 N₂

Таким
образом, углерод (С), содержащийся в
горючем веществе, перешел в СО₂,
водород превратился в воду. Азот,
содержащийся в воздухе, не участвует в
реакции горения и выделяется в неизменном
виде – 3,76 N₂.

3.
Уравниваем реакцию горения.

а) Перед формулой горючего вещества
всегда ставится коэффициент 1:

1
С₂Н₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ СО₂
+ Н₂О
+ 3,76 N₂

б) Перед формулой углекислого газа
ставим коэффициент 2, равный количеству
атомов углерода в молекуле ацетилена:

1
С₂Н₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 2СО₂
+ Н₂О
+ 3,76 N₂

в)
Уравниваем элементы, входящие в состав
горючего вещества, за исключением Н и
О. В данном случае таких элементов нет.

г) Уравниваем атомы водорода. В составе
молекулы горючего вещества — два атома
водорода. В состав молекулы воды входит
также два атома водорода. Следовательно,
перед молекулой воды ставим коэффициент
1:

1
С₂Н₂
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 2СО₂
+ 1Н₂О
+
3,76 N₂

д) Уравниваем атомы кислорода. Для этого
рассчитываем число атомов кислорода в
правой части уравнения:

в составе двух молекул углекислого
газа: 2 ∙ 2 = 4;

в составе одной молекулы воды: 1 ∙ 1 = 1;

итого: 4 + 1 = 5 атомов кислорода.

Рассчитываем число атомов кислорода в
левой части уравнения. В составе молекулы
горючего вещества нет атомов кислорода,
следовательно, делим количество атомов
кислорода в правой части уравнения на
2 (5/2 = 2,5) и ставим данный коэффициент
перед воздухом:

1
С₂Н₂
+ 2,5(О₂
+ 3,76 N₂)
→ 2СО₂
+ 1Н₂О
+ 3,76 N₂

е) коэффициент 2,5, поставленный перед
воздухом, ставим перед 3,76N₂
в правой части уравнения:

1
С₂Н₂
+ 2,5(О₂
+ 3,76 N₂)
→ 2СО₂
+ 1Н₂О
+ 2,5
∙ 3,76 N₂

Пример
4. Составить
уравнение реакции горения C₆Н₈SО₃
в воздухе.

Решение.

1. В
   левой части уравнения записываем
   формулу горючего вещества плюс воздух:

C₆Н₈SО₃
+ (О₂
+ 3,76 N₂)

2.
В правой части уравнения записываем
продукты реакции горения, основываясь
на составе молекулы горючего вещества
(правило 2):

C₆Н₈SО₃
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ СО₂
+ Н₂О
+ SO₂
+ 3,76 N₂

Таким
образом, углерод (С), содержащийся в
горючем веществе, перешел в СО₂,
водород превратился в воду, кислород
вошел в состав воды и углекислого газа,
сера образовала оксид SO₂.
Азот воздуха не участвует в реакции
горения и выделяется в неизменном виде
– 3,76 N₂.

3.
Уравниваем реакцию горения.

а) Перед формулой горючего вещества
всегда ставится коэффициент 1:

1
C₆Н₈SО₃
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ СО₂
+ Н₂О
+ SO₂
+ 3,76 N₂

б) Перед формулой углекислого газа
ставим коэффициент 6, равный количеству
атомов углерода в молекуле горючего
вещества:

1
C₆Н₈SО₃
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 6СО₂
+ Н₂О
+ SO₂
+ 3,76 N₂

в)
Уравниваем элементы, входящие в состав
горючего вещества, за исключением Н и
О. В данном случае уравниваем атомы
серы. В состав молекулы горючего вещества
входит один атом серы. В составе
выделившейся молекулы SO₂
тоже один
атом, поэтому перед молекулой SO₂
в продуктах реакции ставим коэффициент
1:

1
C₆Н₈SО₃
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 6СО₂
+ Н₂О
+ 1SO₂
+ 3,76 N₂

г) Уравниваем атомы водорода. В составе
молекулы горючего вещества восемь
атомов водорода, а в состав молекулы
воды входит только два атома. Следовательно,
перед молекулой воды ставим коэффициент
4:

1
C₆Н₈SО₃
+ (О₂
+ 3,76 N₂)
→ 6СО₂
+ 4Н₂О
+ 1SO₂
+ 3,76 N₂

д) Уравниваем атомы кислорода. Для этого
рассчитываем число атомов кислорода в
правой части уравнения:

в составе шести молекул углекислого
газа: 6 ∙ 2 = 12;

в составе четырех молекул воды: 4 ∙ 1 =
4;

в составе одной молекулы оксида серы:
1∙ 2 = 2

итого: 12 + 4 + 2 = 18 атомов кислорода.

Рассчитываем число атомов кислорода в
левой части уравнения. В составе молекулы
горючего вещества имеется 3 атома
кислорода. Вычитаем это число из
количества атомов кислорода в правой
части уравнения (18 – 3 = 15). Делим полученное
число на 2 (15 /2 = 7,5) и ставим данный
коэффициент перед воздухом:

1
C₆Н₈SО₃
+ 7,5(О₂
+ 3,76 N₂)
→ 6СО₂
+ 4Н₂О
+ 1SO₂
+ 3,76 N₂

е) коэффициент 7,5, поставленный перед
воздухом, ставим перед 3,76N₂
в правой части уравнения:

1
C₆Н₈SО₃
+ 7,5(О₂
+ 3,76 N₂)
→ 6СО₂
+ 4Н₂О
+ 1SO₂
+7,5
∙ 3,76 N₂.

Многообразие реакций горения не
исчерпывается рассмотренными в данном
разделе примерами. Однако, используя
описанные правила, можно самостоятельно
составить реакцию горения многих других
горючих веществ. Написание уравнений
реакций горения является важной составной
частью при решении многих задач в курсе
«Теория горения и взрыва».

Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения

Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.

Химические реакции протекают либо с выделением теплоты, либо с поглощением теплоты.

Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (теплота указывается со знаком «+»). Эндотермические реакции – с поглощением теплоты (теплота Q указывается со знаком «–»).

Тепловой эффект химической реакции – это изменение внутренней энергии системы вследствие протекания химической реакции и превращения исходных веществ (реагентов) в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции.

При протекании химических реакций наблюдаются некоторые закономерности, которые позволяют определить знак теплового эффекта химической реакции:

• Реакции, которые протекают самопроизвольно при обыных условиях, скорее всего экзотермические. Для запуска экзотермических реакций может потребоваться инициация – нагревание и др.

Например, после поджигания горение угля протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая:

• Реакции образования устойчивых веществ из простых веществ экзотермические, реакции разложения чаще всего – эндотермические.

Например, разложение нитрата калия сопровождается поглощением теплоты:

• Реакции, в ходе которых из менее устойчивых веществ образуются более устойчивые, чаще всего экзотермические. И наоборот, образование более устойчивых веществ из менее устойчивых сопровождается поглощением теплоты. Устойчивость можно примерно определить по активности и стабильности вещества при обычных условиях. Как правило, в быту нас окружают вещества сравнительно устойчивые.

Например, горение амиака (взаимодействие активных, неустойчивых веществ — аммиака и кислорода) приводит к образованию устойчивых веществ – азота и воды. Следовательно, реакция экзотермическая:

Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях) или Дж (джоулях).

Количество теплоты, выделяющейся в результате реакции, пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию.

В термохимии используются термохимические уравнения . Это уравнение реакции с указанием количества теплоты, выделившейся в ней (на число моль вещества, равное коэффициентам в уравнении).

Например, рассмотрим термохимическое уравнение сгорания водорода:

Из термохимического уравнения видно, что 484 кДж теплоты выделяются при сгорании 2 моль водорода, 1 моль кислорода. Также можно сказать, что при образовании 2 моль воды выделяется 484 кДж теплоты.

Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.

Например, при сгорании алюминия:

теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль. Если мы запишем термохимическое уравнение без дробных коэффициентов:

теплота образования Al₂O₃ все равно будет равна 1675 кДж/моль, т.к. в термохъимическом уравнении приведен тепловой эффект образования 2 моль оксида алюминия.

Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.

Например, при горении метана:

теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.

Разберемся, как решать задачи на термохимические уравнения (задачи на термохимию) из ЕГЭ. Для этого разберем несколько примеров термохимических задач.

1. В результате реакции, термохимическое уравнение которой:

получено 98 л (н.у.) оксида азота (II). Определите количество теплоты, которое затратили при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых.).

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что на образование 2 моль оксида азота (II) потребуется 180 кДж теплоты. 2 моль оксида азота при н.у. занимают объем 44,8 л. Составляем простую пропорцию:

на получение 44,8 л оксида азота (II) затрачено 180 кДж теплоты,

на получение 98 л оксида азота затрачено х кДж теплоты.

Отсюда х= 180*98/44,8 = 393,75 кДж. Округляем ответ до целых, как требуется в условии: Q=394 кДж.

Ответ: потребуется 394 кДж теплоты.

2. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

выделилось 1452 кДж теплоты. Вычислите массу образовавшейся при этом воды (в граммах). (Запишите число с точностью до целых.)

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что при образовании 2 моль воды выделится 484 кДж теплоты. Масса 2 моль воды равна 36 г. Составляем простую пропорцию:

при образовании 36 г воды выделится 484 кДж теплоты,

при образовании х г воды выделится 1452 кДж теплоты.

Отсюда х= 1452*36/484 = 108 г.

Ответ: образуется 108 г воды.

3. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

израсходовано 80 г серы. Определите количество теплоты, которое выделится при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых).

Решение.

Из термохимического уравнения видно, что при сгорании 1 моль серы выделится 296 кДж теплоты. Масса 1 моль серы равна 32 г. Составляем простую пропорцию:

при сгорании 32 г серы выделится 296 кДж теплоты,

при сгорании 80 г серы выделится х кДж теплоты.

Отсюда х= 80*296/32 = 740 кДж.

Ответ: выделится 740 кДж теплоты.

Реакции горения

Горение — быстропротекающая химическая реакция соединения горючих компонентов с кислородом, сопровождающаяся интенсивным выделением теплоты и резким повышением температуры продуктов сгорания. Реакции горения описываются т.н. стехиометрическими уравнениями, характеризующими качественно и количественно вступающие в реакцию и образующиеся в результате ее вещества. Общее уравнение реакции горения любого углеводорода

где _{m, n} — число атомов углерода и водорода в молекуле; Q — тепловой эффект реакции, или теплота сгорания.

Реакции горения некоторых газов приведены в табл. 8.1. Эти уравнения являются балансовыми, и по ним нельзя судить ни о скорости реакций, ни о механизме химических превращений.

Тепловой эффект (теплотой сгорания) Q — количество теплоты, выделяющееся при полном сгорании 1 кмоля, 1 кг или 1 м3 газа при нормальных физических условиях. Различают высшую Qe и низшую Qн теплоту сгорания: высшая теплота сгорания включает в себя теплоту конденсации водяных паров в процессе горения (в реальности при сжигании газа водяные пары не конденсируются, а удаляются вместе с другими продуктами сгорания). Обычно технические расчеты обычно ведут по низшей теплоте сгорания, без учета теплоты конденсации водяных паров (около 2400 кДж/кг).

КПД, рассчитанный по низшей теплоте сгорания, формально выше, но теплота конденсации водяных паров достаточно велика, и ее использование более чем целесообразно. Подтверждение этому — активное применение в отопительной технике контактных теплообменников, весьма разнообразных по конструкции.

Таблица 8.1. Реакции горения и теплота сгорания сухих газов (при 0°С и 101,3 кПа)

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

C2H6 + 0,5O2 = 2CO2 + 3H2O

C3H + 5H2O = 3CO2 +4H2O

C4H,0 + 6,5O2 = 4CO2 + 5H2O

C4H,0 + 6,5O2 = 4CO2 + 5H2O

C5H,2 + 8O2 = 5CO2 + 6H2O

C3H6 + 4,5O2 = 3CO2 + 3H2O

C4H + 6O2 = 4CO2 + 4H2O

Для смеси горючих газов высшая (и низшая) теплота сгорания газов определяется по соотношению

где r1, r2, . rn — объемные (молярные, массовые) доли компонентов, входящих в смесь; Q₁, Q₂. Q_n — теплота сгорания компонентов.

Воспользовавшись табл. 8.1, высшую и низшую теплоту сгорания, кДж/м3, сложного газа можно определять по следующим формулам:

где H₂, C_O, CH₄ и т. д. — содержание отдельных составляющих в газовом топливе, об. %.

Процесс горения протекает гораздо сложнее, чем по формуле (8.1), так как наряду с разветвлением цепей происходит их обрыв за счет образования промежуточных стабильных соединений, которые при высокой температуре претерпевают дальнейшие преобразования. При достаточной концентрации кислорода образуются конечные продукты: водяной пар Н₂О и двуокись углерода СО 2 . При недостатке окислителя, а также при охлаждении зоны реакции, промежуточные соединения могут стабилизироваться и попадать в окружающую среду.

Интенсивность тепловыделения и рост температуры приводят к увеличению в реагирующей системе активных частиц. Такая взаимосвязь цепного реагирования и температуры, свойственная практически всем процессам горения, привела к введению понятия цепочечно-теплового взрыва — сами химические реакции горения имеют цепной характер, а их ускорение происходит за счет выделения теплоты и роста температуры в реагирующей системе.

Скорость химической реакции в однородной смеси пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

где С₁ и С₂ — концентрации реагирующих компонентов, кмоль/м 3 ; к — константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

При сжигании газа концентрации реагирующих веществ можно условно считать неизменными, так как в зоне горения происходит непрерывный приток свежих компонентов однозначного состава.

Константа скорости реакции (по уравнению Аррениуса):

где К₀ — предэкспоненциальный множитель, принимаемый для биометрических гомогенных смесей, =1,0; Е — энергия активации, кДж/кмоль; R — универсальная газовая постоянная, Дж/ (кг*К); Т — абсолютная температура, К (°С); е — основание натуральных логарифмов.

Предэкспоненциальный множитель К₀ можно истолковать как константу, отражающую полноту столкновения молекул, а Е — как минимальную энергию разрыва связей молекул и образования активных частиц, обеспечивающих эффективность столкновений. Для распространенных горючих смесей она укладывается в пределах (80÷150)•10 3 кДж/кмоль.

Уравнение (8.6) показывает, что скорость химических реакций резко возрастает с увеличением температуры: например, повышение температуры с 500 до 1000 К влечет повышение скорости реакции горения в 2·10 4 ÷5•10 8 раз (в зависимости от энергии активации).

На скорость реакций горения влияет их цепной характер. Первоначалаьно генерируемый реакцией атомы и радикалы вступают в соединения с исходными веществами и между собой, образуя конечные продукты и новые частицы, повторяющие ту же цепь реакций. Нарастающее генерирование таких частиц приводит к «разгону» химических реакций — фактически взрыву всей смеси.

Высокотемпературное горение углеводородов имеет весьма сложный характер и связано с образованием активных частиц в виде атомов и радикалов, а также промежуточных молекулярных соединений. В качестве примера приводятся реакции горения простейшего углеводорода — метана:

8.1. Реакции горения

Реакции горения описываются т.н. стехиометрическими уравнениями, характеризующими качественно и количественно вступающие в реакцию и образующиеся в результате ее вещества. Общее уравнение реакции горения любого углеводорода

Q — тепловой эффект реакции, или теплота сгорания.

Реакции горения некоторых газов приведены в табл. 8.1. Эти уравнения являются балансовыми, и по ним нельзя судить ни о скорости реакций, ни о механизме химических превращений.

Тепловой эффект (теплотой сгорания) Q — количество теплоты, выделяющееся при полном сгорании 1 кмоля, 1 кг или 1 м3 газа при нормальных физических условиях. Различают высшую Qв и низшую Qн теплоту сгорания: высшая теплота сгорания включает в себя теплоту конденсации водяных паров в процессе горения (в реальности при сжигании газа водяные пары не конденсируются, а удаляются вместе с другими продуктами сгорания). Обычно технические расчеты обычно ведут по низшей теплоте сгорания, без учета теплоты конденсации водяных паров (около 2400 кДж/кг).

КПД, рассчитанный по низшей теплоте сгорания, формально выше, но теплота конденсации водяных паров достаточно велика, и ее использование более чем целесообразно. Подтверждение этому — активное применение в отопительной технике контактных теплообменников, весьма разнообразных по конструкции.

Для смеси горючих газов высшая (и низшая) теплота сгорания газов определяется по соотношению

где r1, r2, …, rn — объемные (молярные, массовые) доли компонентов, входящих в смесь;
Q1, Q2, …, Qn — теплота сгорания компонентов

Воспользовавшись табл. 8.1, высшую и низшую теплоту сгорания, кДж/м3, сложного газа можно определять по следующим формулам:

где H2, CO, CH4 и т. д. — содержание отдельных составляющих в газовом топливе, об. %.

Интенсивность тепловыделения и рост температуры приводят к увеличению в реагирующей системе активных частиц. Такая взаимосвязь цепного реагирования и температуры, свойственная практически всем процессам горения, привела к введению понятия цепочечно-теплового взрыва — сами химические реакции горения имеют цепной характер, а их ускорение происходит за счет выделения теплоты и роста температуры в реагирующей системе.

Скорость химической реакции в однородной смеси пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

где С1 и С2 — концентрации реагирующих компонентов, кмоль/м3;
k —константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

При сжигании газа концентрации реагирующих веществ можно условно считать неизменными, так как в зоне горения происходит непрерывный приток свежих компонентов однозначного состава.

Константа скорости реакции (по уравнению Аррениуса):

где К0 — предэкспоненциальный множитель, принимаемый для биометрических гомогенных смесей, ≈1,0;
Е — энергия активации, кДж/кмоль;
R— универсальная газовая постоянная, Дж/(кг•К);
Т — абсолютная температура, К (°С);
е — основание натуральных логарифмов.

Уравнение (8.6) показывает, что скорость химических реакций резко возрастает с увеличением температуры: например, повышение температуры с 500 до 1000 К влечет повышение скорости реакции горения в 2•104÷5•108 раз (в зависимости от энергии активации).

На скорость реакций горения влияет их цепной характер. Первоначально генерируемый реакцией атомы и радикалы вступают в соединения с исходными веществами и между собой, образуя конечные продукты и новые частицы, повторяющие ту же цепь реакций. Нарастающее генерирование таких частиц приводит к «разгону» химических реакций — фактически взрыву всей смеси.

Высокотемпературное горение углеводородов имеет весьма сложный характер и связано с образованием активных частиц в виде атомов и радикалов, а также промежуточных молекулярных соединений. В качестве примера приводятся реакции горения простейшего углеводорода — метана:

Горение — быстропротекающая химическая реакция соединения горючих компонентов с кислородом, сопровождающаяся интенсивным выделением теплоты и резким повышением температуры продуктов сгорания. Реакции горения описываются т.н. стехиометрическими уравнениями, характеризующими качественно и количественно вступающие в реакцию и образующиеся в результате ее вещества(Стехиометрический состав горючей смеси (от греч. stoicheion — основа, элемент и греч. metreo — измеряю) — состав смеси, в которой окислителя ровно столько, сколько необходимо для полного окисления топлива). Общее уравнение реакции горения любого углеводорода

C_mH_n + (m + n/4) O₂ = mCO₂ + (n/2) Н₂O + Q (8.1)

где m, n — число атомов углерода и водорода в молекуле; Q — тепловой эффект реакции, или теплота сгорания.
Реакции горения некоторых газов приведены в табл. 8.1. Эти уравнения являются балансовыми, и по ним нельзя судить ни о скорости реакций, ни о механизме химических превращений.

Тепловой эффект (теплота сгорания) Q — количество теплоты, выделяющееся при полном сгорании 1 кмоля, 1 кг или 1 м³ газа при нормальных физических условиях. Различают высшую Q_в и низшую Q_н теплоту сгорания: высшая теплота сгорания включает в себя теплоту конденсации водяных паров в процессе горения (в реальности при сжигании газа водяные пары не конденсируются, а удаляются вместе с другими продуктами сгорания). Обычно технические расчеты обычно ведут по низшей теплоте сгорания, без учета теплоты конденсации водяных паров (около 2400 кДж/кг).

КПД, рассчитанный по низшей теплоте сгорания, формально выше, но теплота конденсации водяных паров достаточно велика, и ее использование более чем целесообразно. Подтверждение этому — активное применение в отопительной технике контактных теплообменников, весьма разнообразных по конструкции.

Для смеси горючих газов высшая (и низшая) теплота сгорания газов определяется по соотношению

Q = r₁Q₁ + r₂Q₂ + … + r_nQ_n (8.2)

где r₁, r₂, …, r_n — объемные (молярные, массовые) доли компонентов, входящих в смесь; Q₁, Q₂, …, Q_n — теплота сгорания компонентов.

Воспользовавшись табл. 8.1, высшую и низшую теплоту сгорания, кДж/м³, сложного газа можно определять по следующим формулам:

Q_в = 127,5 Н₂ + 126,4 СО + 398 СН₄ + 703 С₂Н₆ + 1012 С₈Н₈ + 1338 C₄H₁₀ +1329 C₄H₁₀ + 1693 С₅Н₁₂ + 630 С₂Н₄ + 919 С₃Н₆ +1214 C₄H₈ (8.3)

Q_н = 107,9 H₂ + 126,4 CO + 358,8 CH₄ + 643 C₂H₆ + 931,8 C₈H₈ + 1235 C₄H₁₀ + + 1227 C₄H₁₀ + 1566 C₅H₁₂ + 595 C₂H₄ + 884 C₈H₆ + 1138 C₄H₈ (8.4)

где H₂,CO,CH₄ и т.д. — содержание отдельных составляющих в газовом топливе, об. %.

Процесс горения протекает гораздо сложнее, чем по формуле (8.1), так как наряду с разветвлением цепей происходит их обрыв за счет образования промежуточных стабильных соединений, которые при высокой температуре претерпевают дальнейшие преобразования. При достаточной концентрации кислорода образуются конечные продукты: водяной пар Н₂О и двуокись углерода СО₂. При недостатке окислителя, а также при охлаждении зоны реакции, промежуточные соединения могут стабилизироваться и попадать в окружающую среду.

Интенсивность тепловыделения и рост температуры приводят к увеличению в реагирующей системе активных частиц. Такая взаимосвязь цепного реагирования и температуры, свойственная практически всем процессам горения, привела к введению понятия цепочечно-теплового взрыва — сами химические реакции горения имеют цепной характер, а их ускорение происходит за счет выделения теплоты и роста температуры в реагирующей системе.

Скорость химической реакции в однородной смеси пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

w = kС₁С₂ (8.5)

где С₁ и С₂ — концентрации реагирующих компонентов, кмоль/м³; k — константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

При сжигании газа концентрации реагирующих веществ можно условно считать неизменными, так как в зоне горения происходит непрерывный приток свежих компонентов однозначного состава.

Константа скорости реакции (по уравнению Аррениуса):

К = К₀е^-Е/RT (8.6)

где К₀ — предэкспоненциальный множитель, принимаемый для биометрических гомогенных смесей, ≈1,0; Е — энергия активации, кДж/кмоль; R — универсальная газовая постоянная, Дж/(кг•К); Т — абсолютная температура, К (°С); е — основание натуральных логарифмов.

Предэкспоненциальный множитель К0 можно истолковать как константу, отражающую полноту столкновения молекул, а Е — как минимальную энергию разрыва связей молекул и образования активных частиц, обеспечивающих эффективность столкновений. Для распространенных горючих смесей она укладывается в пределах (80÷150)•103 кДж/кмоль.

Уравнение (8.6) показывает, что скорость химических реакций резко возрастает с увеличением температуры: например, повышение температуры с 500 до 1000 К влечет повышение скорости реакции горения в 2·104÷5•108 раз (в зависимости от энергии активации).

На скорость реакций горения влияет их цепной характер. Первоначалаьно генерируемый реакцией атомы и радикалы вступают в соединения с исходными веществами и между собой, образуя конечные продукты и новые частицы, повторяющие ту же цепь реакций. Нарастающее генерирование таких частиц приводит к «разгону» химических реакций — фактически взрыву всей смеси.

Высокотемпературное горение углеводородов имеет весьма сложный характер и связано с образованием активных частиц в виде атомов и радикалов, а также промежуточных молекулярных соединений. В качестве примера приводятся реакции горения простейшего углеводорода — метана:
1. Н + О₂ —› ОН + О
СН₄ + ОН —› СН₃ + Н₂О
СН₄ + О —› СН₂ + Н₂О

2. СН₃ + О₂ —› НСНО + ОН
СН₂ + О₂ —› НСНО + О

3. НСНО + ОН —› НСО + Н₂О
НСНО + О —› СО + Н₂О
НСО + О₂ —› СО + О + ОН

4. СО + О —› СО₂
СО + ОН —› СО₂ + Н

Итог единичного цикла:
2СН₄ + 4О₂ —› 2СО₂ + 4Н₂О

Таблица 8.1. Реакции горения и теплота сгорания сухих газов (при 0°С и 101,3 кПа)

Горение — быстропротекающая химическая реакция соединения горючих компонентов с кислородом, сопровождающаяся интенсивным выделением теплоты и резким повышением температуры продуктов сгорания.

Реакции горения описываются т.н. стехиометрическими уравнениями, характеризующими качественно и количественно вступающие в реакцию и образующиеся в результате ее вещества. Общее уравнение реакции горения любого углеводорода

CmHn + (m + n/4) O2 = mCO2 + (n/2) Н2O + Q (8.1)

где     m, n — число атомов углерода и водорода в молекуле;

Q — тепловой эффект реакции, или теплота сгорания.

Реакции горения некоторых газов приведены в табл. 8.1. Эти уравнения являются балансовыми, и по ним нельзя судить ни о скорости реакций, ни о механизме химических превращений.

Тепловой эффект (теплотой сгорания) Q — количество теплоты, выделяющееся при полном сгорании 1 кмоля, 1 кг или 1 м3 газа при нормальных физических условиях. Различают высшую Qв и низшую Qн теплоту сгорания: высшая теплота сгорания включает в себя теплоту конденсации водяных паров в процессе горения (в реальности при сжигании газа водяные пары не конденсируются, а удаляются вместе с другими продуктами сгорания). Обычно технические расчеты обычно ведут по низшей теплоте сгорания, без учета теплоты конденсации водяных паров (около 2400 кДж/кг).

КПД, рассчитанный по низшей теплоте сгорания, формально выше, но теплота конденсации водяных паров достаточно велика, и ее использование более чем целесообразно. Подтверждение этому — активное применение в отопительной технике контактных теплообменников, весьма разнообразных по конструкции.

Для смеси горючих газов высшая (и низшая) теплота сгорания газов определяется по соотношению

Q = r1Q1 + r2Q2 + … + rnQn (8.2)

где     r1, r2, …, rn — объемные (молярные, массовые) доли компонентов, входящих в смесь;
Q1, Q2, …, Qn — теплота сгорания компонентов

Воспользовавшись табл. 8.1, высшую и низшую теплоту сгорания, кДж/м3, сложного газа можно определять по следующим формулам:

Qв = 127,5 Н2 + 126,4 СО + 398 СН4 + 703 С2Н6 + 1012 С8Н8 + 1338 C4H10 +
+1329 C4H10 + 1693 С5Н12 + 630 С2Н4 + 919 С3Н6 +1214 C4H8 (8.3)
Qн = 107,9 H2 + 126,4 CO + 358,8 CH4 + 643 C2H6 + 931,8 C8H8 + 1235 C4H10 +
+ 1227 C4H10 + 1566 C5H12 + 595 C2H4 + 884 C8H6 + 1138 C4H8 (8.4)

где     H2, CO, CH4 и т. д. — содержание отдельных составляющих в газовом топливе, об. %.

Процесс горения протекает гораздо сложнее, чем по формуле (8.1), так как наряду с разветвлением цепей происходит их обрыв за счет образования промежуточных стабильных соединений, которые при высокой температуре претерпевают дальнейшие преобразования. При достаточной концентрации кислорода образуются конечные продукты: водяной пар Н2О и двуокись углерода СО2. При недостатке окислителя, а также при охлаждении зоны реакции, промежуточные соединения могут стабилизироваться и попадать в окружающую среду.

Интенсивность тепловыделения и рост температуры приводят к увеличению в реагирующей системе активных частиц. Такая взаимосвязь цепного реагирования и температуры, свойственная практически всем процессам горения, привела к введению понятия цепочечно-теплового взрыва — сами химические реакции горения имеют цепной характер, а их ускорение происходит за счет выделения теплоты и роста температуры в реагирующей системе.

Скорость химической реакции в однородной смеси пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

w = kС1С2 (8.5)

Константа скорости реакции (по уравнению Аррениуса):

К = К0е-Е/RT (8.6)

где     К0 — предэкспоненциальный множитель, принимаемый для биометрических гомогенных смесей, ≈1,0;
Е — энергия активации, кДж/кмоль;
R— универсальная газовая постоянная, Дж/(кг•К);
Т — абсолютная температура, К (°С);
е — основание натуральных логарифмов.

Предэкспоненциальный множитель К0 можно истолковать как константу, отражающую полноту столкновения молекул, а Е — как минимальную энергию разрыва связей молекул и образования активных частиц, обеспечивающих эффективность столкновений. Для распространенных горючих смесей она укладывается в пределах (80÷150)•103 кДж/кмоль.

Уравнение (8.6) показывает, что скорость химических реакций резко возрастает с увеличением температуры: например, повышение температуры с 500 до 1000 К влечет повышение скорости реакции горения в 2•104÷5•108 раз (в зависимости от энергии активации).

На скорость реакций горения влияет их цепной характер. Первоначально генерируемый реакцией атомы и радикалы вступают в соединения с исходными веществами и между собой, образуя конечные продукты и новые частицы, повторяющие ту же цепь реакций. Нарастающее генерирование таких частиц приводит к «разгону» химических реакций — фактически взрыву всей смеси.

Высокотемпературное горение углеводородов имеет весьма сложный характер и связано с образованием активных частиц в виде атомов и радикалов, а также промежуточных молекулярных соединений. В качестве примера приводятся реакции горения простейшего углеводорода — метана: