Forbrenning

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
Gå til: navigasjon, søk
Gass forbrenner i en gassovn

Forbrenning er en form for eksoterm kjemisk reaksjon mellom et drivstoff og et oksidasjonsmiddel, som blir satt igang med varme eller lys i form av en stråle eller flamme. Oksygen er vanlig oksidasjonsmiddel og en reaksjon som gir mye energi i form av varme og lys. Drivstoffet kan være i flytende, fast eller gass. Det samme gjelder for oksidasjonsmiddelet.[1] Den varmemengden man får ved forbrenning måles gjerne i Joule (J) eller Megajoule (MJ), tidligere ble varmemengden målt i kalorier (cal) eller kilokalorier (kcal).

Redoks-reaksjon[rediger | rediger kilde]

Se hovedartikkel redoksreaksjon

Forbrenninger er reduksjon-oksidasjons reaksjoner, dette ser vi ved å se på reaksjonen:

C + O2 → CO2 + varme
0 0 +4 -2

Når elektroner overføres til et annet atom som er mer elektronegativt frigjøes det energi.[2] I tilfellet over overføres elektronene fra karbon til oksygenatomet. Lavoisier oppdaget forbrenning var en reaksjon mellom trevirke og oksygen i luften. Oksidasjon betyr en reaksjon mellom en reaktant og oksygen, men senere oppdaget man at dette var bare en av mange typer oksidasjon.[3]

Organiske forbindelser[rediger | rediger kilde]

Ved forbrenning av organisk materiale som olje, gass, kull m.m. går kjemisk energi i form av bindingsenergi i stoffene over til andre energiformer som varme og lys.

Fullstendig forbrenning[rediger | rediger kilde]

En fullstendig forbrenning skjer når det er tilstrekkelig med oksygen, og danner karbondioksid (CO2) og vann (H2O).

Fullstendig forbrenning av metan (CH4):

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + varme


Ufullstendig forbrenning[rediger | rediger kilde]

En ufullstendig forbrenning skjer når det er begrenset tilgang på oksygen. Når en slik reaksjon skjer dannes det karbonmonoksid (CO). Det dannes også PAH, polyaromatiske hydrokarboner.[4]

Ufullstendig forbrenning av metan:

CH4 + 3/2O2 → CO + 2H2O + varme

Karbonmonoksid er en giftig gass fordi det binder seg til og blokkerer det siste enzymet i respirasjonskjeden, cytokrom oksidase.

Forbrenning av karbonmonoksid[rediger | rediger kilde]

Når man forbrenner CO igjen. Denne reaksjonen er relativt eksoterm:

{\Delta H} = {-284 kJ \over mol}

I industrien utnytter man denne reaksjonen fordi det kan produseres billig fra kull, og transporteres lett gjennom rørledninger.

Svært begrenset tilgang på oksygen[rediger | rediger kilde]

Ved svært begrenset oksygentilgang reagerer hydrogenet og danner vann, og en sotete flamme som inneholder elementært karbon dannes.

CH4 + O2 → C + 2H2O + varme

På denne måten blir trekull laget ved å brenne tre i begrenset tilgang på oksygen. Når pipebranner oppstår kan en av årsakene være at trekullet blir antent.

Uorganiske forbindelser[rediger | rediger kilde]

Forbrenning av metaller[rediger | rediger kilde]

Korrosjon av jern og aluminium i luft er relativt langsomme reaksjoner. Noen ganger kan imidlertid reaksjoner mellom metaller og oksygen være hurtigere. Slike reaksjoner med oksygen kalles forbrenning.

Når man forbrenner magnesium, en reaksjon som skaper mye varme og et intenst lys.

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) + varme
Sveising ved bruk av gass

Dette benytter man seg av i fakler og blitspærer. Blitspærene inneholder en tynn magnesiumstråd i en atmosfære av rent oksygen. Tråden blir antent av at en liten elektrisk strøm sendes gjennom tråden slik at den varmes opp og setter igang forbrenningsreaksjonen.


Jern korroderer tregt, men hvis man tilfører varme og øker oksygentilgangen reagerer jern hurtig. Når man skjærer stål med en sveiseflamme tilfører man varme med en oksygen-acetylen-flamme. Når metallet er varmt nok, fjernes tilførselen av acetylen og bader stålet i rent oksygen. Store mengder varme utvikles i prosessen, noe som fører til at stålet smelter og sender ut stråler med gnister.

Forbrenning av ikke-metaller[rediger | rediger kilde]

To ikke-metaller som lett reagerer med oksygen er svovel og fosfor. Når svovel brenner får den en blå flamme og danner svoveldioksidgass. Denne gassen har en irriterende og vond lukt.

Ikke-metaller har lett for å danne syrer når de reagerer med oksygen og videre i vann.[5]

Forbrenning av svovel[rediger | rediger kilde]

En viktig kilde til svoveldioksid i forurenset luft er tilstedeværelsen av organiske komponenter i kull og brensel produsert fra svovelholding råolje. Når slike forbindelser forbrenner oksideres svovel til SO2. Et eksempel på dette er forbrenning av propylmerkaptan (C3H7SH).

C3H7SH + 6O2 → 4H2O + SO2 + varme

Andre svovelholdige forbindelser reagerer på en tilsvarende måte og de samme produktene dannes.

2SO2 + O2 +2H2O → 2H2SO4

SO2 reagerer med vann i atmosfæren og danner svovelsyre.[6]

Forbrenning av fosfor[rediger | rediger kilde]

Når fosfor brenner ser man en veldig hvit flamme og en hvit sky med P2O5.

P4 + 5O2 → 2P2O5
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Når P205 reager med vann dannes fosforsyre.[7]

NOx[rediger | rediger kilde]

Ikke alle ikke-metaller reager direkte med oksygen. Nitrogen er et godt eksempel på dette. Noe av dette forklarer hvorfor atmosfæren vår er stabil, som består av en blanding av oksygen og nitrogen. Forsøk på å antenne O2 og N2 lykkes vanligvis ikke. Reaksjonen er endoterm. Hvis luft varmes opp til høye temperaturer, som for eksempel i en bilmotor, dannes små mengder av oksidet NO. Når dette skjer slippes det ut i atmosfæren og skaper en kjedereaksjon som i store byer forårsaker smog. Dette er en sterkt forurenset tåke.[8][9]

NOx som er en felles betegnelse på NO og NO2.

Knallgassreaksjon[rediger | rediger kilde]

Eksempel på dette er når vann blir dannet i en knallgassreaksjon med oksygen og hydrogen. Denne typen reaksjon er vanlig som rakettdrivstoff.

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) + varme

Vann kan ikke antennes fordi det allerede er en «aske». Det skal store mengder med energi for å reversere denne reaksjonen.

Temperatur[rediger | rediger kilde]

Høye temperaturer oppnås ved forbrenninger. Høyeste temperatur måles i et punkt i flammen og kalles maksimal flammetemperatur.[10]

Forbrenning i samfunnet[rediger | rediger kilde]

Av all energiforbruk på jorden består ca. 90% av forbrenningsreaksjoner. Gass og olje står for omtrent 55%. Forbrenning er viktig for vårt moderne samfunn og har en svært viktig rolle i mange forskjellige sammenhenger. Eksempel på dette er oppvarming, kraftproduksjon, transport og prosessindustri.[11]

Forbrenningsteknologier[rediger | rediger kilde]

De vanligste teknologiene for forbrenning er; ristforbrenning, fluidisert sjikt forbrenning, gassifisering og pyrolyse.

Forurensing[rediger | rediger kilde]

Sur nedbør[rediger | rediger kilde]

Se hovedartikkel sur nedbør

Hovedårsaken til sur nedbør er syrefremkallende stoffer som SO2 og NOx. Høyeste andelen av disse stoffene kommer fra forbrenning av fossilt brennstoff. Største andelen av NOx kommer fra veitransport, skipsfart og luftfart. Naturlige kilder er fra vulkaner, lynnedslag og biologisk forråtnelse. Sur nedbør er hovedsakelig menneskeskapt.[12]

Forbrenning i kroppen[rediger | rediger kilde]

Forbrenning i cellene[rediger | rediger kilde]

Se hovedartikkel celleånding

Når mennesket puster inn oksygen reagerer dette med glukose i cellene. Denne forbrenningen skjer ved kroppstemperatur og bruker enzymer som katalysator. Celleånding skjer i mange trinn. Sluttreaksjonen er:

C6H12O6 + 6O2(g) → 6CO2 + 6H2O(l) + ATP + energi

Cellene klarer ikke å omsette hele den kjemiske energien, omtrent 60%. De resterende 40% går over til varmeenergi.

Referanser[rediger | rediger kilde]

  1. ^ Nasa, Combustion
  2. ^ Tensta Gymnasium, Energiomvandlingar i cellen
  3. ^ UIO Biologi, Kjemisk binding
  4. ^ Miljøstatus i Norge, PAH
  5. ^ University College Cork, Combustion
  6. ^ Metskole, sur nedbør
  7. ^ University College Cork, Combustion
  8. ^ ARIC, Nitrogen Dioxide
  9. ^ NVE, Direkte miljøvirkninger av naturgass
  10. ^ Statoil, Forbrenning, brennere, sikkerhetsarmatur
  11. ^ Sintef, Forbrenning av gass og olje
  12. ^ Espere, Hva er sur nedbør?

Litteratur[rediger | rediger kilde]

  • James E. Brady (2004). Generell Kjemi, Grunnlag og prinsipper 2. utgave. John Wiley & Sons. ISBN 82-519-1957-6. 
  • Harold Hart, Lesilie E. Craine, David J. Hart, Christopher M. Hadad (2007). Organic Chemistry, A short course. Houghton Mifflin Company. ISBN 0-618-59073-0. 
  • Olav Sand, Øystein V. Sjaastad og Egil Haug (2001). Menneskets fysiologi. Gyldendal Norsk Forlag. ISBN 82-05-28074-6.