4. Химическое равновесие реакций горения.

4.1 Химическое равновесие и закон действующих масс.

В зависимости от характера протекающих при горении топлива физико-химических явлений различают гомогенное и гетерогенное горение.

При гомогенном горении топливо и окислитель находятся в газообразном, т.е. в одинаковом фазовом состоянии; при гетерогенном – реакции протекают между веществами, имеющими различное агрегатное состояние ( например, горение кокса в потоке воздуха).

Опыты показывают, что химические реакции никогда не происходят до полного превра -щения исходных веществ, а обычно протекают лишь до определённого предела и затем как бы останавливаются. В этот момент наряду с продуктами реакции в системе присутствует некото -рое количество начальных и промежуточных веществ, что объясняется одновременным проте - канием реакции в двух противоположных направлениях: как в сторону образования конечных продуктов, так и в сторону образования исходных веществ в результате реагирования конечных продуктов.

Протекание реакции в двух противоположных направлениях называется – химической обратимостью и записывается стехиометрическим уравнением в виде:

А + + (1)

где: А,В,М,N – химические символы реагирующих веществ;

- стехиометрические коэффициенты.

По мере протекания процесса вследствие уменьшения количества исходных веществ пря -мая реакция идёт всё медленнее, скорость же обратной реакции увеличивается, т.к. продукты прямой реакции все прибывают. Наконец, при определённой температуре наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакций уравновешиваются. В этом случае говорят о наступлении – химического равновесия, при котором в одно и то же время образуется столько продуктов, сколько их распадается.

Скорость протекания химических реакций и положение равновесия зависит от химичес - кой природы реагирующих веществ, концентраций реагирующих веществ, физических услo -вий, т.е.температуры, давления, объёма. Наступление химического равновесия данной реакции при постоянных температуре и давлении зависит от концентраций реагирующих веществ. Эта зависимость определяется на основе закона действующих масс.

Закон действующих масс: B однородной среде при постоянной температуре скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Согласно закону действующих масс скорость прямой реакции в любой момент времени выражается уравнением:

W = C C (2)

т.к. реакция химически обратима, то конечные продукты М и N реагируют, образуя исходные вещества А и В. Скорость обратной реакции зависит от концентрации веществ М и N и равняется:

W = C C (3)

где: С , С , С , С - текущие концентрации реагирующих веществ, моль/м .

и - коэффициенты пропорциональности, зависящие от температуры и от химической природы реагирующих веществ, называемые константами скорости прямой и обратной реакций.

При равновесии: W = W или C C = C C

Отношение: = = k (4)

где: k - называется константой равновесия.

Уравнение (4) представляет собой математическое выражение закона действующих масс. Итак, при заданной температуре равновесие в рассматриваемой реакции наступает при определённом соотношении концентраций реагирующих веществ, поэтому величина k не зависит от начальных концентраций реагирующих веществ. Зная величину константы равно -весия, можно определить состав равновесной смеси при данной температуре. При постоянной температуре парциальные давления газов в смеси пропорциональны их концентрациям , поэто -му константу равновесия можно выразить также через парциальные давления газов в смеси:

k = (5)

Из уравнения состояния для каждого газа, входящего в смесь:

P V = n RT (6)

получаем: P = = C RT (7)

где: C - молярная концентрация какого-либо компонента смеси, моль/м

C = (8)

В формулах (6) и (8): P - парциальное давление газа в смеси;

V - общий объём смеси;

n - число молей рассматриваемого газа в объёме V.

Выразив молярные концентрации реагирующих веществ в уравнении (4) через их парциальные давления согласно (8), получим:

k = k (RT) (9)

где: = - изменение числа молей газов в результате реакции.

Из уравнения (9) видно, что константы равновесия k и k равны друг другу только для реакций, идущих без изменения числа молей ( =0). Строго говоря, область применения закона действующих масс ограничивается идеальными газами. Для реальных процессов все выводы, сделанные из закона действующих масс и постоянства констант равновесия, носят приближённый характер. Однако с достаточной для практики точностью, предполагая газы идеальными, закон действующих масс и все выводы, вытекающие из него применяют и для реальных процессов.