3. Горение газовых и жидких топлив

3.1. Скорость химического реагирования

Рассмотрим гомогенную реакцию окисления метана кислородом:

СН₄+2О₂=СО₂+2Н₂О.

Интенсивность горения характеризуется скоростью реакции. Под скоростью гомогенной реакции понимают массовое количество вещества, реагирующее в единице объема в единицу времени. Скорость реакции окисления метана в этом случае определяют по изменению концентрации одного из реагирующих веществ за промежуток времени dτ, кг/(м³с):

. (3.1)

Знак минус показывает, что концентрации исходных компонентов по ходу реакции уменьшаются. Выражение скоростей для конечных продуктов не будет отрицательным, так как их концентрации увеличиваются.

Скорости реакции по различным компонентам реакции различны, но находятся в постоянных соотношениях; например, для реакции окисления метана кислородом скорость убыли концентрации кислорода всегда будет в два раза выше, чем скорость исчезновения метана, в соответствии со стехиометрическим уравнением реакции .

Закон действующих масс

На основе кинетических представлений о ходе химических реакций был выведен закон действующих масс, который гласит: в однородной среде при постоянной температуре скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам реакции. Для протекания реакции прежде всего необходимо, чтобы произошло столкновение между реагирующими молекулами. Поэтому при прочих равных условиях скорость реакции будет тем выше, чем больше концентрации реагирующих веществ. Для реакции окисления метана кислородом закон действующих масс может быть записан в виде

, (3.2)

где k – константа скорости химического реагирования, зависящая от температуры согласно закону Аррениуса:

, (3.3)

Здесь k₀ – предэкспоненциальный множитель; Е  энергия активации, представляющая собой энергию, необходимую для разрушения внутримолекулярных связей реагирующих веществ, Дж/моль. Величина ее зависит от характера реакции. Для большинства горючих газов энергия активации составляет 80-120 кДж/моль; R = 8,314 – универсальная газовая постоянная, Дж/(мольК). Следует отметить, что экспоненциальная зависимость скорости горения от температуры (рис. 3.1) выдерживается обычно в достаточно узком диапазоне температур, что связано с изменением механизма реагирования при различных температурах. Энергия активации представляет собой главный фактор, определяющий скорость реакции: чем меньше энергия активации, тем быстрее протекает реакция.

Рис. 3.1. Зависимость константы скорости реакции от температуры	Рис. 3.2. Зависимость логарифма константы скорости реакции от обратной температуры

С позиций молекулярно-кинетической теории не все столкновения приводят к реагированию. Упрощенно можно считать, что k₀  это общее число столкновений, Е – необходимый уровень энергии сталкивающихся молекул, k – число прореагировавших молекул. С повышением температуры резко растет число сталкивающихся молекул, обладающих достаточным уровнем энергии.

Для графического определения энергии активации и предэкспоненциального множителя по экспериментальным данным строят график зависимости (рис. 3.2) логарифма константы скорости реакции от обратной температуры lnk =lnk – (E/R)(1/T). При этом отношение E/R равно тангенсу угла наклона прямой, пересечение прямой с осью ординат равно логарифму предэкспоненциального множителя.