авторефераты диссертаций БЕСПЛАТНАЯ БИБЛИОТЕКА РОССИИ

КОНФЕРЕНЦИИ, КНИГИ, ПОСОБИЯ, НАУЧНЫЕ ИЗДАНИЯ

<< ГЛАВНАЯ
АГРОИНЖЕНЕРИЯ
АСТРОНОМИЯ
БЕЗОПАСНОСТЬ
БИОЛОГИЯ
ЗЕМЛЯ
ИНФОРМАТИКА
ИСКУССТВОВЕДЕНИЕ
ИСТОРИЯ
КУЛЬТУРОЛОГИЯ
МАШИНОСТРОЕНИЕ
МЕДИЦИНА
МЕТАЛЛУРГИЯ
МЕХАНИКА
ПЕДАГОГИКА
ПОЛИТИКА
ПРИБОРОСТРОЕНИЕ
ПРОДОВОЛЬСТВИЕ
ПСИХОЛОГИЯ
РАДИОТЕХНИКА
СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО
СОЦИОЛОГИЯ
СТРОИТЕЛЬСТВО
ТЕХНИЧЕСКИЕ НАУКИ
ТРАНСПОРТ
ФАРМАЦЕВТИКА
ФИЗИКА
ФИЗИОЛОГИЯ
ФИЛОЛОГИЯ
ФИЛОСОФИЯ
ХИМИЯ
ЭКОНОМИКА
ЭЛЕКТРОТЕХНИКА
ЭНЕРГЕТИКА
ЮРИСПРУДЕНЦИЯ
ЯЗЫКОЗНАНИЕ
РАЗНОЕ
КОНТАКТЫ


Pages:   || 2 | 3 |
-- [ Страница 1 ] --

Министерство транспорта Российской Федерации

Федеральное агентство железнодорожного транспорта

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего

профессионального образования

«Дальневосточный государственный университет путей сообщения»

Кафедра «Безопасность жизнедеятельности»

В.Д. Катин

ТЕОРИЯ ГОРЕНИЯ И ВЗРЫВА

Сборник лекций

В 2 частях Часть 1 2-е издание, переработанное и дополненное Рекомендовано Методическим советом ДВГУПС в качестве учебного пособия Хабаровск Издательство ДВГУПС 2013 УДК [662.611 + 544.45] (075.8) ББК Г 543я73 К Рецензенты:

Кафедра «Техносферная и экологическая безопасность»

Петербургского государственного университета путей сообщения (заведующий кафедрой доктор технических наук, профессор Т.С. Титова) Доктор технических наук, заведующий кафедрой «Безопасность жизнедеятельности в техносфере»

Дальневосточного федерального университета профессор А.И. Агошков Катин, В.Д.

К 294 Теория горения и взрыва : сб. лекций. В 2 ч. Ч. 1 / В.Д. Катин.

– 2-е изд., перераб. и доп. – Хабаровск : Изд-во ДВГУПС, 2013. – 90 с.

Сборник лекций соответствует ФГОС ВПО по направлению подготовки бакалавров 280700.62 «Техносферная безопасность» и подготовки специа листов 280705.65 «Пожарная безопасность».

Рассмотрены теоретические вопросы горения веществ и материалов, ки нетики горения, возникновения и распространения пламени. Особое внима ние уделено проблеме устойчивости горения.

Предназначен для студентов 2-го и 3-го курсов всех форм обучения, изучающих дисциплину «Теория горения и взрыва», может быть полезен аспирантам вузов, занимающимся проблемой повышения экологичности сжигания газообразных топлив.

УДК 662.611 + 541.126 (075.8) ББК Г 543я © ДВГУПС, © ДВГУПС, ВВЕДЕНИЕ Горение считается первым сложным техническим процессом, освоен ным человечеством. В истории прогресса техники процесс горения зани мал и продолжает занимать приоритетное место, являясь основой совре менной теплоэнергетики, многих технологических производств, транспорта и быта. Необходимость более глубокого понимания процесса горения, а также приобретение практических навыков расчетов горения на разных его стадиях требуют детального изучения курса теории горения и взрыва сту дентами различных специальностей, включая безопасность жизнедея тельности в техносфере и пожарную безопасность.

Цели освоения дисциплины «Теория горения и взрыва» заключаются в приобретении студентами теоретико-прикладных знаний, формируемых на основе научно и методически подготовленных к восприятию сведений, ко торые должны обнаруживаться в умениях проводить качественные и коли чественные оценки показателей горения и взрыва в техносфере, необхо димые при решении проблемы безопасности.

Теория горения и взрыва представляет собой дисциплину базовой час ти математического и естественно-научного цикла. Студенты, осваиваю щие дисциплину, должны знать соответствующие разделы высшей мате матики, физики, химии, гидрогазодинамики и др.

Ниже изложены компетенции обучающихся, формируемые в результа те освоения дисциплины «Теория горения и взрыва». Студент должен:

знать: состав веществ и материалов, участвующих в горении;

стехио метрию горения;

термодинамику горения;

равновесное горение;

кинетику го рения;

о переносе вещества и энергии при горении;

о возникновении горения и распространении пламени;

системнологическое определение горения;

парциальные процессы и типичные разновидности горения газов, жидкостей, веществ и материалов в твердом состоянии;

системнологическое определе ние взрыва;

разновидности взрывов в техносфере;

удельную энергию взры вов;

об ударной волне в массиве воздуха и горючей смеси;

уметь: проводить расчеты состава продуктов стехиометрического пол ного сгорания различных веществ, теплоты сгорания веществ и материа лов, температуры продуктов стехиометрического полного сгорания, соста ва продуктов равновесного полного и неполного сгорания, показателей возникновения горения и распространения пламени, удельной энергии взрыва, параметров ударной волны и других показателей взрывов;

владеть: основами системнологического метода изучения процессов горения и взрыва в техносфере;

навыками работы с учебно-методическим обеспечением дисциплины.

Следует отметить, что в настоящее время вопросы теории горения и взрыва изложены во многих отечественных и зарубежных монографиях, а также в учебной литературе. Однако, несмотря на это, до сих пор недоста точно таких учебников и учебных пособий, которые позволяли бы в дос тупной форме студентам закрепить теоретические знания. Данный сбор ник лекций призван восполнить этот пробел. Автор ставил своей целью в понятной форме рассмотреть основные положения теории горения и взрыва. В то же время, касаясь сложных вопросов теории горения, автор стремился к возможно более популярному и доходчивому их изложению, отдавая предпочтение описанию физической картины явлений и избегая громоздких математических зависимостей.

Сборник лекций состоит из двух частей. Для закрепления изученного материала после каждой лекции приводится ряд контрольных вопросов, а в приложении даны тестовые задания для проверки знаний студентов.

ЛЕКЦИЯ ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГОРЮЧИХ ГАЗОВ И ПРОДУКТОВ СГОРАНИЯ План лекции 1.1. История развития науки о горении.

1.2. Основные газовые законы и уравнения газового состояния.

1.3. Критическое состояние газов.

1.4. Плотность, удельный вес и удельный объем газов.

1.5. Теплоемкость, теплосодержание и теплопроводность.

1.6. Состав воздуха, горючих газов и продуктов сгорания.

1.1. История развития науки о горении С возникновением научного мышления огонь, горение стали объектами наблюдения, изучения и исследования виднейших ученых. Вопросами горения занимались древнегреческие мыслители Гераклит, Эмпедокл и Ари стотель, считавшие огонь одним из элементов, образующих Вселенную.

С исследованиями в области горения связаны имена таких ученых, как Ф. Бэкон, Р. Бойль, М.В. Ломоносов, А. Лавуазье, А. Вольта, К. Бертолле, Дж. Дальтон, У. Томсон, Б. Румфорд, Г. Дэви, М. Фарадей, Р. Бунзен.

В трудах В.А. Михельсона и А. Ле Шателье заложены основы современной теории распространения пламени. В результате исследований выдающих ся советских ученых Н.Н. Семенова, Я.Б. Зельдовича, К.И. Щелкина, Д.А. Франк-Каменецкого, А.С. Предводителева, Л.Н. Хитрина и зарубежных деятелей науки В. Иоста, Д. Тауненда, Г. Хотела, Б. Льюиса и Г. Эльбе сформулированы важные идеи современной теории горения [17, 33, 37, 52].

Однако многие из основных закономерностей, управляющих процессом горе ния, до сих пор изучены недостаточно. По замечанию академика Н.Н. Семе нова, хотя человечество практически использует горение в течение многих десятков тысяч лет, а электроэнергию – лишь немногим более одного столе тия, законы, определяющие движение электрического тока, изучены более глубоко, чем законы, определяющие горение [41, 42].

Отставание в изучении горения объясняется его сложностью. При горении приходится иметь дело с химическими реакциями, протекающими одновременно с процессами аэродинамики и диффузии, с тепло- и массооб меном. Эти процессы происходят и в малых, и в больших огневых установках, а многие из открываемых закономерностей действительны в равной степени как для пламени газовой горелки бытовой плиты, так и для мощных газогоре лочных устройств промышленных печей и котлов, ракетных двигателей.

Поэтому исследования в области горения ведутся в настоящее время во мно гих институтах, лабораториях и на промышленных предприятиях.

Особое значение приобрели в последние десятилетия исследования горения газовоздушных смесей. Горючие газы стали одним из основных и наиболее экономичных видов топлива во многих отраслях народного хозяйства. Поэтому для наиболее рационального их использования необ ходимо правильно применять законы, управляющие горением.

Первые эксперименты в исследовании горения, проводившиеся почти 600 тысяч лет назад, скорее касались вопроса распространения пламени, нежели зажигания. Первоисточник зажигания обеспечивала в зависимости от обстоятельств мать-природа в форме плазмы электрического разряда при грозе или в форме вулканической лавы. По греческой мифологии, Про метей передал человеку огонь, украденный им у Зевса – божества, распо ряжавшегося молниями. До этой ступени эволюции, когда Зевс зажег дере во ударом одной из своих молний, древний человек боялся огня богов и до вольно долго не производил с ним каких-либо опытов. На начальном этапе природа обеспечила диффузионное пламя в результате действия молнии, а первые опыты человека в области горения обнаружили, что теплоты сго рания более чем достаточно для получения энергии активации, т. е. что очень маленькое пламя на конце палочки мгновенно перерастает в боль шой огонь, если только добавить достаточное количество топлива.

Первые полмиллиона лет исследования горения характеризовались предположением, что у нас имеются бесконечные ресурсы топлива и неог раниченные хранилища для продуктов сгорания.

Возвращаясь к прошлому, следует отметить, что на заре человечества главной заботой людей, соприкасающихся с горением, было сохранение пламени неизменным при уменьшении факела до минимального критиче ского размера. И эта озабоченность сохранялась в течение девятнадцати двадцатых времени с момента начала использования огня до тех пор, пока не был изобретен несамовоспламеняющийся источник зажигания [36]. Это событие произошло лишь 30 тыс. лет назад. Как только человек оказался вовлеченным в повторяющиеся производственные процессы, такие как сверление отверстий или обточка кремней, механическая энергия, которую он превращал в тепло, приходилась на малые количества изготовляемых им предметов. Поэтому случилось так, что древний мастер совершил важ ный шаг в исследовании горения. Он опередил опыты с пушкой Румфорда почти на 30 тыс. лет и узурпировал роль богов, изобретя намного более удобный и воспроизводимый источник зажигания.

Первыми, кто занимался процессом горения, были не только истопники, но и повара, осветители и теплотехники, а в должное время – металлурги, химики, ученые и инженеры в других отраслях знания. До появления у чело вечества достатка и так много досуга, до зарождения алхимии и вторичного рождения науки как философии естествознания не было разногласия меж ду фундаментальной наукой и практической технологией [36]. Интересно наложить на это движение вперед временной масштаб. Установим начало отсчета – первое использование человеком огня – 10 часов назад, а целе направленное зажигание – полтора часа назад. Вслед за этими событиями ремесленником, ученым и инженером были осуществлены все основные достижения, начиная от строительства египетских пирамид, успехов в ме таллургии, которым обязаны названия Медной, Бронзовой и Железной эпох, через изобретения первых боевых поджигательных средств, подобных «гре ческому огню», к самым первым попыткам получения механической энергии.

Использование пламени с предварительным перемешиванием газа, первый целенаправленный взрыв и постепенное понимание того, что же в действи тельности происходит, – все это совершилось в последнюю минуту. Труд Ле Шателье появился 5 секунд назад, первая теоретическая работа о струк туре диффузионного пламени – 3 секунды назад, а первое издание книги Льюиса и Эльбе – около 2 секунд назад. И только в последнюю долю секун ды мир стал серьезно озабочен загрязнением окружающей среды и рацио нальным использованием ресурсов [36, 37].

В некоторый момент времени, в течение этой последней минуты, когда наука отделилась от технологии, она была вторично рождена как философия естествознания, которая в основном не связана с изготовлением материаль ных предметов. Пламя оказалось объектом изучения как в философии ес тествознания, так и в технологии. Алхимики называли его «преобразующим элементом», и оно давало им всю ту энергию, которой обладало. Горение было инструментом для проникновения в структуру материи, который в руках Лавуазье и Пристли открыл, например, современную химию. До тех пор, по ка ученые не начали проникать в структуру ядра, им и не требовался другой, более совершенный инструмент, так как исследование структуры материи побуждалось до поры до времени любопытством. Для того чтобы привести пример исследования электрических аспектов горения, нужно вернуться приблизительно к 1600 г., когда Гильберт показал, что газы, выделяемые пламенем, способствуют разрядке наэлектризованного тела.

Разногласие между фундаментальной наукой и технологией горения в значительной степени продолжается и сейчас. В течение длительного вре мени исследователи мало знали о том, что эти виды деятельности родст венны. Следует задать вопрос: как такое разделение вообще могло произой ти (в горении ведь не так, как в ядерной энергетике, где понимание процесса должно предшествовать его использованию). Это случилось потому, что, обеспечив человечество диффузионным пламенем, в котором лимитирую щим процессом является смешение, природа столкнула людей с явлением горения, которое происходит настолько быстро, что может возникнуть сти хийно и действует таким образом, что до известной степени не требует по нимания механизма этого явления. Почти в каждом ином случае этот способ горения является весьма нежелательным, но об этом пойдет речь дальше.

Необходимость заполнить пробел между наукой и технологией вовсе не означает, что фундаментальное исследование обязательно должно быть ориентировано на выполнение конкретной задачи. Однако такая ориентация была бы интересной попыткой, поскольку в пламени реализуются такие экс периментальные условия, при которых выявляются все их свойства. Так, зо на реакции в пламени обычной горелки Бунзена настолько тонкая, что в ней возникают градиенты температуры порядка 10 000–1 000 000 град/см, а так же существенная теплопроводность, диффузия частиц, разгон потока и разнообразные неравновесные явления. В этой зоне происходят настоль ко радикальные реакции, что они способны вызвать интерес у любого хи мика, увлечь спектроскописта такими спектрами, которых не найти и в следах комет, доставить радость физику, обеспечив в 10 тысяч раз боль ше ионов, чем при термодинамическом равновесии. Все эти явления во все века привлекали выдающихся ученых. Фундаментальное исследова ние горения не требует оправдания в виде практического применения (что не говорит еще о том, что оно не является прикладным). Необходимо по нять фундаментальную кинетику реакции в пламени независимо от того, окажутся ли конечные результаты слишком сложными для их практическо го использования. Наиболее эффективный огнетушитель, например, мож но было бы быстрее найти, перепробовав все имеющиеся в наличии. Су ществуют также веские причины для отделения фундаментального науч ного исследования горения от его потенциального приложения. Одна из них состоит в том, что в большинстве применяемых в настоящее время систем, в которых используется горение, не могут быть реализованы ре зультаты таких исследований, что и будет показано в дальнейшем.

Подчеркивая прежде всего то, что фундаментальное научное исследова ние горения замыкается в самом себе и что успех его не следует оценивать по практическим приложениям, хочется обратиться к возникшей сейчас воз можности использовать и экстраполировать знания на практику и от полу ченных таким способом результатов перейти к современным актуальным проблемам. Это является новой ситуацией. Перефразируя Эмерсона, можно сказать, что гипотеза о том, что люди протопчут тропу к дому того, кто лучше изготовит мышеловку, хотя этот дом и находится в лесах, неприменима там, где нет мышей. В этом случае нужно изобрести еще что-нибудь, возможно, мышей. Переходя к действительности, нужно отметить, что было весьма трудным делом убедить консервативных руководителей промышленности использовать более чистые способы горения, если допустить, что существу ют фактически неограниченные источники топлива и стоки для загрязнений.

Говоря на языке аллегорий – раз существует эпидемия мышей, то еще одна мышеловка ничего не изменит [36]. Во всяком случае жизнь была бы проще, если бы не нужно было преодолевать трудности. В этом смысле можно было бы поразмыслить и о том, почему независимо от необходимости решения мировых проблем фонды на исследования в области философии и теологии являются такими солидными. Все это и определяет поворотную точку в ис тории горения. К счастью, за годы разобщения между наукой горения и ее технологией первая накопила большой опыт проникновения в глубь явлений, и теперь имеется возможность использовать полученные знания для того, чтобы заполнить образовавшуюся пустоту.

С точки зрения того, что было сказано относительно простоты проблем повседневного горения на уровне пещерного человека, неудивительно об наружить, оглянувшись вокруг, что подавляющее большинство систем сго рания основывается на использовании диффузионных видов пламени, регулируемых смешением. При исследовании горения струи попутного га за, а также горения в следе испаряемой капли топлива или твердой части цы всюду встречается структура пламени, на которую нельзя повлиять че рез скорость реакции и которая характеризуется низкими интенсивностью и полнотой горения. Более того, этот тип горения обладает удивительной способностью давать наибольший выход каждого вида загрязняющих ве ществ. Если отвлечься от загрязняющих примесей, уже имеющихся в топ ливе, то получается, что зона реакции почти совпадает с областью сте хиометрического горения, соответствующей максимально возможной тем пературе и, следовательно, образованию наибольших количеств окислов азота. В то же время при сгорании топлива в пламени без кислорода в об ластях, прилегающих к зоне пламени, образуется сажа и другие продукты неполного сгорания. Если понадобится нагреть в пламени холодную по верхность (а это обычно делается именно так), то это приведет к выделе нию всех этих загрязняющих веществ.

Существует связь между рассматриваемым типом горения и бытующим, но полностью ошибочным убеждением, что процесс горения, повсеместно используемый в течение полумиллиона лет, нельзя радикально улучшить.

Даже если бы в результате оригинальных исследований механизмов реак ций и кинетики пламени было доказано, что существует простой метод улучшения процесса горения путем увеличения скорости реакции, его нельзя было бы использовать в рассматриваемом типе пламени. Если мы увеличим скорость потока (например, в случае струи горючего газа), то масштаб вред ного явления просто возрастет. В турбулентном пламени его поверхность тоже увеличивается, хотя протяженность его по потоку растет. Любопытной особенностью рассмотренной ситуации является факт, что изучение вопро сов горения давало пищу для размышления всем исследователям. И сейчас существует столько различных школ в исследовании горения, сколько име ется ученых, изучающих горение, начиная от аэродинамиков и кончая спе циалистами химической кинетики горения [35, 37, 49, 50, 53].

1.2. Основные газовые законы и уравнения газового состояния Газом принято называть вещество, находящееся в таком агрегатном состоянии, при котором его частицы не связаны молекулярными силами притяжения и движутся свободно, равномерно заполняя весь предостав ленный им объем. Для того чтобы вещество находилось в газообразном состоянии, необходимо соблюдение, по крайней мере, одного из следую щих условий. Среднее расстояние между частицами вещества должно быть больше размеров этих частиц, что обеспечивается при малой плотности вещества. Другое условие – средняя энергия теплового движения частиц должна быть больше средней энергии их взаимодействия между собой, что обеспечивается при нагреве вещества до высокой температуры.

При достаточно малой плотности или достаточно высокой температуре газа можно пренебречь энергией взаимодействия частиц. Газ, в котором предполагается отсутствие взаимодействия между частицами, называют идеальным. Реальный газ можно рассматривать как идеальный в том слу чае, если средняя потенциальная энергия взаимодействия частиц намного меньше их средней кинетической энергии. Такое приближение допустимо во многих случаях, применяемых в инженерной практике.

В ситуациях, когда при теплотехнических расчетах не требуется повы шенной точности, такие газы, как атмосферный воздух, природные горю чие газы и продукты горения, при давлении менее 0,5 МПа и температуре более 0 °С можно рассматривать как идеальный газ.

Одним из основных газовых законов, характеризующих связь между давлением и объемом идеального газа, является закон Бойля – Мариотта.

Согласно этому закону при постоянной температуре объем определенной массы газа V обратно пропорционален давлению р. Для этого закона спра ведливо равенство pV const.

Гей-Люссак открыл закон, показывающий связь между объемом и тем пературой идеального газа. В соответствии с этим законом при постоян ном давлении объем определенной массы газа находится в линейной за висимости от температуры:

Vt V0 (1 t ), где V0 и Vt – объемы газа, начальный и при температуре t;

– термический коэффициент объемного расширения, равный для всех газов 1/273 °С–1.

Согласно закону А. Авогадро в одинаковых объемах идеальных газов при одинаковых давлениях р и температурах Т содержится одинаковое число молекул. Поскольку молекулярный вес любого вещества пропорцио нален весу отдельной молекулы, закон Авогадро можно сформулировать следующим образом.

Грамм-молекула любого вещества в газообразном состоянии при одина ковых температурах и давлениях занимает один и тот же объем. При нор мальных условиях (ро = 0,1 МПа, Т'о = 273,15 К) объем одной грамм-мо лекулы составляет 22,414 л. Грамм-молекула любого вещества содержит одинаковое число молекул, равное числу Авогадро. Число Авогадро – одна из важнейших универсальных постоянных.

Связь между давлением р, объемом V и температурой Т физически однородного тела в состоянии термодинамического равновесия выража ется уравнением состояния.

Рассмотренные выше основные газовые законы позволили Б. Клапейрону вывести уравнение состояния идеального газа, которое показывает эту связь:

pV RT, где R – газовая постоянная, которая является одной из универсальных фи зических констант. Газовая постоянная имеет физический смысл работы, выполняемой газом при изобарическом нагревании на 1 °С.

По значению универсальной газовой постоянной, одинаковой для всех газов, может быть найдена удельная газовая постоянная любого газа по формуле, R0 R / г где – молекулярный вес газа.

г Значения удельной газовой постоянной для ряда важных в теплотехни ческом отношении газов представлены в табл. 1.1.

Ван-дер-Ваальс И.Л. вывел уравнение состояния для реальных газов:

(p a/ )( b ) RT, – удельный объем;

а, b – константы.

где Уравнение выведено с учетом влияния конечности объема молекул, которое учитывается константой b, а также сил взаимного притяжения ме жду молекулами, учитываемыми членом а/ 2. Последний носит название внутреннего, или кохезионного, давления.

Уравнение Ван-дер-Ваальса основано на упрощенной модели межмоле кулярного взаимодействия. Оно точно описывает состояние реального газа только при сравнительно малых давлениях и высоких температурах. Так, на пример, уравнение Ван-дер-Ваальса может достаточно точно определять по ведение легких газов при давлениях до 10,0 МПа и температурах более 0 °С.

Значения констант а и b, входящих в уравнение Ван-дер-Ваальса, могут быть определены из работы [47].

Уравнение Ван-дер-Ваальса – одно из наиболее часто применяемых на практике уравнений состояния реального газа. Известно также уравнение состояния, представляющее собой вириальное разложение в ряд давле ния р, выраженного через объем V и температуру Т, по степеням плотно сти N/V молекул N в объеме:

Nв (T ) N 2 c (T ) NK Б T p 1, V V V где K Б – постоянная Больцмана;

в (T ), с(T ) – вириальные коэффициенты, зависящие от температуры.

Таблица 1. Молекулярный вес, плотность и удельная газовая постоянная для газов и паров при нормальных условиях Удельная газовая Химическая Молекулярный Плотность Наименование постоянная R0, газа формула вес, кг/кмоль, кг/м Дж/(кг С) Воздух – 28,97 1,2928 288, Азот 28,016 1,2505 296, N Кислород О2 32,00 1,4289 260, Метан СН4 16,04 0,7168 520, Этан С2Н6 30,07 1,3560 278, Пропан С3Н8 44,09 2,0037 189, Бутан С4Н10 58,12 2,7030 143, Пентан 72,14 3,4570 114, C5H Гексан С6Н14 86,17 3,8440 96, Октан 114,22 5,0300 73, C8H Водород Н2 2,0156 0,0899 4130, Водяной пар Н2О 18,0156 0,768 464, Оксид углерода СО 28,01 1,250 295, Двуоксид углерода СО2 44,01 1,9768 189, Сероводород 34,08 1,5392 244, H2S Двуоксид серы 64,06 2,9263 130, SO Первый член разложения соответствует идеальному газу, где отсутствует взаимодействие между молекулами, второй член учитывает парное взаимо действие молекул, третий – взаимодействие трех молекул и т. д. Вириальное разложение основано на теореме вириала, связывающей среднюю кинети ческую энергию системы частиц, движущихся в конечной области простран ства, с действующими в ней силами. Эта теорема для классической системы материальных точек впервые была доказана Р. Клаузиусом [46].

Известны также уравнения состояния, полученные для реальных газов эмпирическим путем. Так, И.А. Битти и О.С. Бриджмен предложили урав нение состояния, имеющее вид A0 a c p 1 RT 1, TV b B0 где a, A, b, В, с – эмпирические константы.

Уравнение Битти – Бриджмена построено с учетом зависимости давления от объема, а также зависимости объема от газовой постоянной R. Экспери ментальная проверка уравнения показывает хорошее совпадение в широком интервале температур и давлении. Так, например, для метана СН4, водоро да Н2, кислорода O2 и азота N2 уравнение состояния Битти – Бриджмена может с высокой точностью применяться при температурах от – до +400 °С и при давлениях до 20,0 МПа [46]. Константы уравнения Битти – Бриджмена можно найти в табл. 1.2.

Таблица 1. Константы уравнения Битти – Бриджмена Наименование Химическая с·10– А0 а В0 b газа формула Воздух – –0, 1,3012 0,01931 0,04611 4, Азот –0, N2 1,3445 0,02617 0,05046 4, О Кислород –0, 1,4911 0,02562 0,04624 4, СН Метан –0, 2,2769 0,01855 0,05587 12, Этан C2H6 5,8800 0,05861 0,09400 0,01915 90, С3Н Пропан 11,920 0,07321 0,18100 0,04293 120, Бутан C4H10 17,794 0,12161 0,24620 0,09423 350, Н Водород –0,00506 –0, 0,1975 0,02096 0, СО Оксид углерода –0, 1,3445 0,02617 0,05046 4, СО Диоксид углерода 5,0065 0,07132 0,10476 0,07235 66, Эмпирическое уравнение состояния Бертло имеет вид [19, 43] a' p b RT, T где а, b – теоретически определяемые члены, которые связаны с критиче скими значениями pкp, кр и Tкp следующими отношениями:

RTкp / pкp 32 / 9 3,56.

;

b 1/ 3 кр ;

a' 3 pкp кp кp После экспериментальной проверки уравнения Бертло рекомендует сле дующие значения этих членов:

RTкp / pкp 32 / 9 3,56.

;

a' (16 / 3) pкp кp кp В результате Бертло предлагает уравнение, которое можно привести к следующему виду:

16 1 кp, b 1/ 4.

3 4 Уравнение состояния Бертло дает хорошие результаты при давлении газа менее 0,5–0,6 МПа и температуре Т Ткр.

К. Дитеричи предложил эмпирическое уравнение состояния следующего вида:

p b RTexp a / RT.

Члены уравнения а и b определяются теоретически по критическим значениям pкp, кp, Tкp :

e2 ;

b e 2 / 2 3,695.

a pкp / 2;

RTкp pкp кp кp кp При больших значениях уравнение Дитеричи переходит в уравнение состояния Ван-дер-Ваальса. Дитеричи предложил и другое уравнение, весьма сходное с уравнением Ван-дер-Ваальса [46, 47]:

5/ RT, p a/ b 5/ где а = 4ркр RТкр / (ркр ;

b= = 15/4 = 3,75.

кр /4;

кр ) Уравнения Дитеричи согласуются с опытом лучше, чем уравнение Ван-дер-Ваальса. Лишь при высоких давлениях (более 30,0–40,0 МПа) соответствие между экспериментом и расчетом заметно ухудшается [46].

1.3. Критическое состояние газов Рассмотренные в предыдущем подразделе уравнения реальных газов указывают на существование критической точки. Изменяя давление или температуру, любой газ можно превратить в жидкость. Для любого газа существует определенное значение температуры, при повышении которо го газ не может быть обращен в жидкость при сколь угодно большом дав лении. Такая температура называется критической Ткр. Давление, необхо димое для сжижения газа при Ткр, называется критическим давлением ркр.

Существование критической температуры было теоретически предска зано Д.И. Менделеевым в 1861 г. По его мнению, критическая температура наступает при таком нагреве жидкости, когда исчезают силы молекулярно го сцепления. При этом независимо от давления жидкость превращается в газ. В 1869 г. предсказание Д.И. Менделеева получило экспериментальное подтверждение [46].

Значения критических параметров для различных газов даны в табл. 1.3.

Таблица 1. Критические параметры реальных газов Критическое Плотность при крити Критическая Наименование газа давление, ческом давлении температура, °С и температуре, кг/м– МПа Воздух –140, 3,77 –147, Азот N2 3,40 Кислород О2 –118, 5,08 –82, Метан CH4 4,64 Этан С2Н6 4,86 32,1 Пропан C3H8 4,07 96,8 Бутан С4Н10 3,55 152,1 Пентан С5Н12 3,30 197,2 Водород Н2 –239, 1,29 Водяной пар Н2О 22,11 374,1 Оксид углерода СО –140, 3,50 Диоксид углерода СО2 7,38 31,1 Сероводород Н2S 9,00 100,4 Сернистый ангидрид SO2 8,04 157,5 Серный ангидрид SO3 8,66 218,2 Из вышеприведенного определения становится понятно, что давление, потребное для сжижения газа, тем меньше, чем ниже его температура.

Состояние газа, отвечающее критической температуре и давлению, назы вается критическим. Объем газа при критической температуре называется критическим объемом.

В ряде случаев удобно оперировать безразмерными параметрами газа, под которыми понимается отношение параметров газа (р, Т, V) при дан ном состоянии к их соответствующим критическим значениям (ркр, Ткр, Vкр).

Уравнение состояния газа, включающее в себя указанные параметры, называется приведенным. Примерами данного уравнения состояния ре ального газа являются уравнения Бертло и Дитеричи.

В координатах могут быть представлены и другие уравнения состояния.

Приведенное уравнение состояния газа Ван-дер-Ваальса, к примеру, имеет следующий вид:

s, 3/ 1/ = р/ркр – приведенное давление ( = V/Vкp – приведенный объем, где = Т/Ткр – приведенная температура;

s = RТкp/(ркр Vкр) – критический параметр.

Для газов существует приведенное уравнение состояния, которое в общем виде можно представить так [19]:

f p, V, T 0.

Состояние, отвечающее этому условию, подчиняется закону соответст вующих состояний. Под соответствующими состояниями двух каких-либо газов понимают состояния, соответствующие одним и тем же значениям приведенных давлений, объемов и температур. Суть закона соответствую щих состояний заключается в следующем: если значения двух из приве денных величин совпадают для рассматриваемых газов, то значения треть ей тоже должны совпадать. Закон соответствующих состояний весьма по лезен при анализе экспериментальных данных [46, 47].

1.4. Плотность, удельный вес и удельный объём газов Плотностью любого однородного вещества называется физическая величина, представляющая собой отношение массы вещества m к зани маемому им объему V:

m /V.

Отношение плотностей двух различных веществ при определенных условиях называется относительной плотностью. Для газов относительная плотность обычно определяется по отношению к сухому воздуху или водороду при нормальных ( = 0,1 МПа и t = 0 °С) или стандартных ( = 0,1 МПа и t = 20 °С) условиях.

Удельный вес газа можно определить по формуле G /V, где G – вес газа;

V – его объем.

Плотность и удельный вес связаны между собой следующим соотно шением:

/ g, где g – ускорение свободного падения;

g = 9,81 м/с2.

Объем, занимаемый единицей массы однородного вещества, называется удельным объемом. Удельный объем, м3/кг, определяется по формуле V / m.

Сравнивая формулы, можно сделать вывод, что удельный объем – вели чина, обратная плотности.

Значения плотности различных газов при нормальных условиях даны в табл. 1.1.

По значениям плотности с помощью приведенных выше формул легко определить значения удельного веса и удельного объема.

1.5. Теплоёмкость, теплосодержание и теплопроводность Теплоемкостью называется способность тела при нагревании погло щать теплоту. Ее можно выразить отношением количества теплоты Q, сообщенной системе, к соответствующему повышению температуры сис тем Т (при Т 0):

Q dQ c lim.

T dT Удельной теплоемкостью называется количество теплоты, поглощае мой единицей количества вещества при нагревании на 1 С. Если за еди ницу количества вещества выбрать 1 кг, удельная теплоемкость называет ся массовой [Дж/(кг °С)]. Теплоемкость, отнесенная к молю, называется молярной [Дж/(моль °С)]. Если единицей количества вещества служит объем газа, теплоемкость называется объемной [Дж/(м3 °С)].

Для термодинамической системы различают теплоемкость при постоян ном объеме cv и при постоянном давлении ср. При нагревании тела при по стоянном объеме теплота расходуется на увеличение внутренней энергии.

При нагревании тела при постоянном давлении теплота расходуется также и на работу расширения газа. Поэтому ср cv. Это неравенство является также следствием I и II начала термодинамики [1].

Для идеальных газов справедливо следующее соотношение:

c p c v R, где R – универсальная газовая постоянная, Дж/(К кмоль).

Отношение ср / cv для идеальных газов близко к 1,667, для двухатом ных – 1,41 и для многоатомных –1,34. В отличие от истинной теплоемко сти, определяемой в данной точке, может быть рассчитана средняя тепло емкость газа в пределах температур от Т1 до Т2. Для единицы количества вещества средняя теплоемкость cp Q / T2 T1.

В практике расчетов эта величина употребляется довольно часто.

Средние значения теплоемкости воздуха и отдельных компонентов газо вых видов топлива и продуктов горения при разных интервалах темпера тур представлены в табл. 1.4 и 1.5.

Таблица 1. Средняя объемная теплоемкость горючих газов, кДж/м3·К, при постоянном давлении и интервале температур от 0 до 1000 С СО Н2 Н2S СН4 С2Н4 С2Н6 C3Н8 С4Н10 C5Н Температура 0 1,299 1,277 1,513 1,544 1,792 2,227 3,039 4,128 5, 100 1,302 1,292 1,543 1,653 2,031 2,525 3,450 4,517 5, 200 1,307 1,297 1,574 1,765 2,257 2,809 3,860 5,255 6, 300 1,317 1,300 1,608 1,890 2,466 3,077 4,271 5,774 7, 400 1,329 1,302 1,644 2,019 2,658 3,333 4,681 6,268 7, 500 1,343 1,305 1,682 2,144 2,839 3,571 5,095 6,691 8, 600 1,357 1,308 1,719 2,264 3,006 3,793 5,431 7,114 8, 700 1,372 1,312 1,756 2,381 3,157 4,003 5,724 7,486 9, 800 1,386 1,317 1,793 2,490 3,291 4,199 5,987 7,808 9, 900 1,399 1,323 1,827 2,591 3,412 4,379 6,230 8,114 9, 1000 1,413 1,329 1,861 2,690 3,517 4,543 6,461 8,403 10, Таблица 1. Средняя объемная теплоемкость, кДж/м К, при постоянном давлении продуктов полного сгорания и воздуха в интервале температур от 0 до 2000 °С Влажный Сухой Темпера СО2 О2 Н2О N2 SO2 воздух тура воздух 0 1,603 1,295 1,306 1,494 1,735 1,297 1, 100 1,704 1,296 1,317 1,505 1,815 1,300 1, 200 1,791 1,299 1,335 1,521 1,889 1,307 1, 300 1,867 1,308 1,356 1,541 1,956 1,316 1, 400 1,934 1,316 1,377 1,564 2,019 1,328 1, 500 1,993 1,328 1,398 1,588 2,070 1,341 1, 600 2,046 1,340 1,417 1,614 2,116 1,355 1, Окончание табл. 1. Влажный Сухой Темпера СО2 О2 Н2О N2 SO2 воздух тура воздух 700 2,094 1,354 1,434 1,639 2,153 1,369 1, 800 2,136 1,367 1,450 1,666 2,182 1,383 1, 900 2,175 1,379 1,465 1,693 2,216 1,396 1, 1000 2,209 1,392 1,478 1,721 2,237 1,408 1, 1100 2,241 1,403 1,489 1,748 2,202 1,420 1, 1200 2,269 1,414 1,501 1,774 2,279 1,431 1, 1300 2,296 1,425 1,511 1,800 2,300 1,443 1, 1400 2,320 1,435 1,521 1,826 2,321 1,453 1, 1500 2,342 1,444 1,530 1,851 2,343 1,462 1, 1600 2,356 1,453 1,538 1,876 2,363 1,471 1, 1700 2,374 1,461 1,546 1,890 2,384 1,479 1, – 1800 2,392 1,469 1,554 1,921 1,487 1, – 1900 2,407 1,476 1,562 1,942 1,494 1, – 2000 2,422 1,483 1,569 1,963 1,501 1, Теплоемкость смеси газов может быть определена по формуле c ri ci ci pi, p i i где ri – объемная доля i-гo компонента;

р – давление суммарное: pi – пар циальное давление i-гo компонента.

Теплоемкость продуктов горения стехиометрической смеси углеводо родных газов слабо зависит от состава топлива.

Зависимость теплоемкости продуктов горения газа от коэффициента избытка воздуха может быть определена по формуле [43, 46]:

Vi c' pmi a 1 LV c' pm B i, c' pm Vп.с a 1 LV где Vп.с – суммарный объем азота, двуоксида углерода и водяного пара в продуктах полного сгорания при а = 1, образующихся при сгорании 1 м3 га зового топлива;

Vi – объем i-гo компонента дымовых газов, получаемых при сгорании 1 м3 газового топлива;

c' pmi, c' pm B – средняя теплоемкость i-гo компонента газа и воздуха, входящих в состав продуктов сгорания, ккал/м3·К;

LV – объемный стехиометрический коэффициент, м3 окисли теля/м3 топлива.

Средняя мольная теплоемкость продуктов сгорания может быть опре делена по формуле mc pm 22,4143 c pm.

Среднюю весовую теплоемкость продуктов сгорания различных газов можно рассчитать по формуле Vi c pmi a 1 LV c' pm B i c pm.

1306aLV, Прежде чем перейти к теплосодержанию газов, рассмотрим понятие внутренней энергии. Внутренняя энергия любого вещества – сумма энер гии межмолекулярных и внутримолекулярных взаимодействий и энергии теплового (хаотического) движения молекул, которая определяется темпе ратурой. В соответствии с законом сохранения и превращения энергии внутренняя энергия однозначно определяет состояние системы. Иными словами, внутренняя энергия является однозначной функцией независи мых переменных, определяющих это состояние. Отсюда следует, что при переходе системы из одного состояния в другое разность внутренних энергий U = U2 – U1 определяется разностью поглощенной системой теплоты Q и совершенной внешней работы A:

U = Q – А.

Теплосодержание, или энтальпия, – термодинамическая функция веще ства, определяемая равенством [5, 39] H = U + pV, где U – внутренняя энергия;

p – давление;

V – объем.

Теплосодержание, отнесенное на единицу количества вещества, назы вается удельным. В табл. 1.6 приведены значения удельного теплосодер жания для различных газов при температуре от 0 до 1600 °С.

Таблица 1. Удельное теплосодержание газов, кДж/м Сухой СО T, С СН4 C2H4 C2H6 Н2 H2S CO2 Н2O SO2 O2 N2 воздух 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 100 164 205 247 129 130 151 170 150 180 131 130 200 352 456 553 259 261 305 356 304 377 263 260 300 565 745 913 389 395 461 557 460 586 406 392 400 804 1072 1324 519 532 653 770 624 804 548 526 Окончание табл. 1. Сухой T, С СН4 C2H4 C2H6 Н2 СО H2S CO2 Н2O SO2 O2 N2 воздух 500 1068 1432 1776 653 670 834 993 796 1034 699 664 600 1357 1814 2266 783 814 1026 1223 967 1269 846 804 700 1663 2216 2790 917 959 1219 1462 1148 1504 1005 947 800 1994 2648 3339 1055 1106 1424 1676 1332 1743 1156 1093 900 2338 3092 3926 1189 1257 1605 1952 1525 1994 1319 1240 1000 2702 3548 4533 1332 1412 1851 2203 1726 2237 1479 1391 1100 3067 4022 5157 1466 1567 2074 2459 1927 2488 1638 1541 1200 3435 4504 5794 1613 1722 2292 2719 2128 2731 1801 1696 – – – 1300 3758 1755 1881 2979 2346 2987 1965 1851 – – – 1400 4143 1906 2040 3243 2560 3247 2128 2011 – – – 1500 4561 2053 2199 3507 2782 3511 2291 2166 – – – – 1600 2195 2358 3771 3000 3779 2450 2325 Зная теплосодержание отдельных компонентов, можно определить тем пературу газовой смеси. Сумма теплосодержаний отдельных компонентов до их смешения должна равняться общему теплосодержанию смеси. Это правило, разумеется, справедливо лишь для тех случаев, когда химиче ские реакции или еще не начались, или уже прекратились.

Компоненты, составляющие газовую смесь, могут и не принадлежать к различным газам, а лишь иметь различную начальную температуру. Таким образом, можно считать справедливым следующее равенство:

V1c1ср t V2 c2 ср t...Vn cn ср t V1c1 t1 V2 c2 t 2... Vn cn t n, где V1, V2,..., Vn – объемы отдельных компонентов;

t, t1, t2,..., tn – температура газовой смеси и отдельных компонентов;

с1, с2,..., сn – средние (удельные) теплоемкости в пределах от 0 до t и в новом температурном интервале.

Из полученного равенства может быть определена температура газо вой смеси:

V1c1 t1 V2c2 t2 Vn cn tn t.

V1c1 cp V2c2 cp Vn cn cp Поскольку значения сcр и t являются неизвестными, то приближенно счи тают, что c1 cp = C1, c1 cp = C2 и т. д. Подставляя определенные таким образом значения Сcр в формулу, находят t. По полученному значению t уточняют зна чения Сcр и вновь определяют значение t. Повторное определение Сcр обычно позволяет с достаточной степенью точности получить среднюю температуру газовой смеси. При необходимости получения особо точных результатов тем пература смеси определяется методом последовательных приближений до тех пор, пока расчеты не будут давать одно и то же значение.

Теплопроводностью называется процесс распространения теплоты от более нагретых элементов тела (системы) к менее нагретым. Этот процесс обычно сопровождается выравниванием температур во всех элементах неравномерно нагретого тела. В соответствии с кинетической теорией га зов теплопроводность связана с молекулярным переносом энергии. Для газовых изотропных сред, где структура и свойства одинаковы во всех на правлениях, вектор плотности теплового потока q совпадает с направле нием нормали к изотермической поверхности. Пропорциональность q гра диенту температуры – основной закон теплопроводности. Для изотропных сред этот закон принимает форму закона Фурье [19]:

дT / дn n, q gradT где – коэффициент теплопроводности;

n – значок, обозначающий диф ференцирование по нормали к изотермической поверхности.

В практических расчетах обычно пользуются для определения тепло проводности следующей формулой:

Q Fz (t1 t 2 ), где Q – количество теплоты, проходящей через слой газа;

F – площадь поверхности слоя;

– толщина слоя;

z – отрезок времени;

t1, t2 – темпера тура стенок, ограничивающих рассматриваемый слой.

Физический смысл коэффициента теплопроводности ясен из формулы Q / Fz t1 t 2.

Коэффициент теплопроводности тем выше, чем большее количество теплового потока проходит через единицу поверхности слоя толщиной при перепаде температур стенок, ограничивающих слой, t1 – t2. Значения коэффициента теплопроводности газов при атмосферном давлении и раз личных температурах показаны в табл. 1.7. Как видно из таблицы, с повы шением температуры коэффициент теплопроводности увеличивается. За от Т с достаточной степенью точности может быть учтена висимость формулой Сутерленда [20]:

1, 273 c T, t Tc где с – эмпирическая константа.

Таблица 1. Коэффициент теплопроводности газов, [Вт/(м К)] 10– Температура, °С Давление, Газ МПа 0 100 200 300 400 500 600 800 0,1 169 214 256 290 332 368 403 477 Водород 50,0 210 246 282 313 345 380 413 486 Оксид углерода 0,1 23,3 30,1 36,5 42,6 48,5 54,1 59,7 70,1 80, – – – – 0,1 30,4 45,0 62,0 80,1 99, Метан – – – – – 5,0 35,4 48,2 64,5 82, – – – – – 10,0 43,8 52,0 67,1 84, Этан – – 0,1 18,8 31,7 47,7 65,9 85,5 108 Пропан – – – 0,1 15,2 27,4 41,7 57,9 76,0 95, Бутан – – 0,1 13,3 23,5 36,5 51,9 69,8 90,2 Пропилен – – – – – 0,1 14,0 25,6 38,9 53, Диоксид углерода 0,1 14,7 22,2 30,2 38,5 46,1 53,3 60,0 72,7 84, 0,1 24,4 29,8 38,6 45,6 51,3 57,4 63,4 74,5 85, Кислород 10,0 31,6 36,3 42,2 47,8 53,7 59,7 64,9 75,2 86, 30,0 51,9 48,3 51,3 55,1 59,3 64,1 69,1 78,4 88, 0,1 23,9 30,9 37,2 43,0 48,4 53,5 58,4 68,6 79, Азот 20,0 34,0 39,4 43,3 48,1 52,4 56,6 61,6 70,7 81, 50,0 61,3 54,5 54,7 56,2 59,1 62,9 66,9 74,5 84, Коэффициент теплопроводности зависит также от давления газа, с по вышением которого значение растет.

Экспериментальными исследованиями установлено, что при низких и средних давлениях (до р 30 кПа) с увеличением р рост сравнительно мал и не превышает 1 % на каждый килопаскаль.

1.6. Состав воздуха, горючих газов и продуктов сгорания Выше говорилось преимущественно об индивидуальных газах. В техни ке чаще используются газы, имеющие сложный состав. Обычно это газо вые смеси, содержащие определенный процент влаги. Одним из наиболее распространенных и важных газов является атмосферный воздух. Атмо сфера – газообразная оболочка Земли, имеющая массу около 5,15–1015 т.

Почти 90 % этой массы заключено в слое высотой 16 тыс. м. Нижние слои атмосферы имеют практически постоянный состав в любом районе земно го шара благодаря непрерывно протекающей диффузии. Состав сухого атмосферного воздуха приведен в табл. 1.8.

Для упрощения расчетов часто условно полагают, что атмосфера состо ит из 21 об. % кислорода и 79 об. % азота. Благодаря содержанию кисло рода воздух является наиболее доступным, дешевым и практически неог раниченным окислителем, который находит широкое применение при сжи гании различных видов топлива.

Таблица 1. Состав атмосферного воздуха Газ Содержание, об. % Молекулярный вес, кг Азот 78,09 28, Кислород 20,95 32, Аргон 0,93 39, Углекислый 0,03 44, 1,8 10– Неон 20, 5,24 10– Гелий 4, 1,0 10– Криптон 83, 8,0 10– Ксенон 131, 5,0 10– Водород 2, 1,0 10– Озон 48, Примечание. Средний молекулярный вес сухого воздуха 28,966 кг.

Под атмосферным давлением понимается гидростатическое давление, оказываемое атмосферой на уровне земной поверхности. Атмосферное давление зависит от высоты над уровнем моря. В одной и той же точке земного шара атмосферное давление может меняться в течение суток.

При этом непериодические изменения атмосферного давления возникают вследствие движения обширных масс воздуха над поверхностью Земли.

Периодические изменения атмосферного давления связаны с изменением температуры воздуха, а также приливообразующими силами Луны и Солнца. В течение суток наблюдается два максимума и два минимума атмосферного давления. В связи с этим при измерениях расхода воздуха, скорости воздушного потока, гидравлических и аэрогидродинамических характеристик горелочных устройств необходимо измерять атмосферное давление для внесения соответствующих поправок.

Состав газового топлива в отличие от состава атмосферного воздуха не является постоянным. Состав природных и искусственных горючих га зов зависит от условий их образования или технологии производства.

Природными газами принято называть горючие газы, находящиеся в не драх Земли. По мнению ученых, природные газы так же, как и нефть, об разовались в результате разложения органических веществ, погребенных в осадочных пористых породах. Большая роль отводится при этом биохи мическим процессам, главным образом в начальной стадии разложения органического вещества. Встречаясь с месторождениями первичной неф ти, газы меняют свой состав, насыщаясь тяжелыми углеводородами.

На изменение состава влияют также растворимость газов в пластовых водах и нефти. При этом изменение состава газов происходит за счет раз личной растворимости отдельных компонентов природного газа. Так, на пример, при высоких давлениях наибольшей растворимостью в воде об ладают углекислый газ и метан. Меньшую растворимость имеют соответ ственно этан, бутан, пропан и азот.

Количество растворимых газов иногда достигает внушительных разме ров. Так, например, в нефти природный газ бывает растворен в количест ве от 10 до 50 % веса добываемой нефти [43, 46].

В состав природных горючих газов входят главным образом углеводо роды метанового ряда. Часто в составе этих газов содержатся азот, двуок сид углерода и сероводород. Иногда в составе природных газов встречают ся благородные газы – гелий, аргон, неон. В качестве примесей в природ ных газах могут находиться водяные пары, двуоксид серы, аммиак и др.

Основным по содержанию в природных газах чисто газовых месторож дений является метан, в меньших количествах содержатся этан, пропан и бутан. Углеводороды более высокого молекулярного веса содержатся ре же и в ничтожных количествах. В значительно большей степени насыщены тяжелыми углеводородами нефтяные (попутные) газы, добываемые из нефтегазовых месторождений.

Искусственные горючие газы имеют более переменный состав. Пример ный состав искусственных видов газового топлива приведен в табл. 1.9, которая составлена в соответствии с энергетической классификацией го рючих газов [39].

Таблица 1. Энергетическая классификация горючих газов Теплота сго Состав газа, об. % рания, кДж/м Наименование СО2 О2 СmНn СО H2 CH4 Qв Qн N Газы высокой теплоты сгорания Водяной 6,3 0,2 – 38 51 0,5 4,0 11 520 10 Получаемый при газифика ции под высоким давле- 3,3 0,3 0,7 18 56 18 4,0 17 140 15 нием (25 атм) Коксовый из каменных 3,0 1,0 2,0 6 56 22 10 17 930 15 углей Парокислородный 20,3 0,2 0,5 34 39 3 3 10 850 Сланцевый 15,0 – 3 16 39 24 3 18 480 16 Природный 0,1 – 0,7 – – 98,0 1,2 39 550 35 Окончание табл. 1. Теплота сго Состав газа, об. % рания, кДж/м Наименование СО2 О2 СmНn СО H2 CH4 N2 Qв Qн Газы пониженной теплоты сгорания Генераторный из биту минозных топлив (прямой 7,0 0,2 0,3 28 13 2,5 49 6410 процесс газификации) Смешанный генераторный – – 27 13 0,6 53, 6 5320 из тощих топлив Доменный 10,5 – – 28 2,7 0,3 58,5 4020 Подземной газификации из бурых углей на воз- 16 – – 8 18 1,0 55,0 4190 душном дутье Продукты горения газа обычно содержат продукты полного и неполного горения топлива. К продуктам полного горения относятся двуоксид угле рода СО2, сернистый ангидрид SO2, водяные пары Н2О. В результате хи мической неполноты горения в продуктах горения могут появиться сле дующие стабильные компоненты: оксид углерода СО, водород Н2, метан CH4. В состав продуктов горения входят также азот и другие примеси, вно симые воздухом, а также избыточный непрореагировавший кислород О2.


Контрольные вопросы и задания 1. Какие отечественные и зарубежные ученые внесли вклад в развитие науки о горении?

2. Какие загрязняющие вещества образуются при горении?

3. Назовите основные газовые законы.

4. В чем принципиальное отличие идеальных газов от реальных?

5. Что такое критические параметры состояния газов?

6. Назовите основные физико-химические свойства газов?

ЛЕКЦИЯ СТЕХИОМЕТРИЯ И КИНЕТИКА ГОРЕНИЯ ГАЗОВ План лекции 2.1. Реакции горения газов и их тепловой эффект.

2.2. Расчеты горения газов.

2.3. Температуры горения газов и их расчетное определение.

2.4. Примеры расчетов горения газов.

2.1. Реакции горения газов и их тепловой эффект Горением называется быстрая химическая реакция соединения горю чих компонентов с кислородом, сопровождающаяся интенсивным выделе нием тепла и резким повышением температуры.

Реакции горения описываются стехиометрическими уравнениями, характеризующими качественно и количественно вступающие в реакцию и образующиеся в результате нее вещества. Так, реакции горения водо рода, окиси углерода и метана имеют следующий вид:

2H 2 O2 2H 2 O Q ;

2CO O2 2CO2 Q ;

CH 4 2O2 CO2 2 H 2O Q.

Реакция горения любого углеводорода может быть выражена следую щим общим уравнением:

n Cm H n (m n / 4)O2 mCO2 H 2O Q, где т – число углеродных атомов в молекуле углеводорода;

п – число во дородных атомов в той же молекуле;

Q – тепловой эффект реакции.

Реакции горения, распространенные в практике газов, и их тепловой эф фект приведены в табл. 2.1. Вместе с тем по ним нельзя судить ни о скоро сти протекания реакции, ни о механизме химических превращений. По зако ну действующих масс скорость любой химической реакции зависит от приро ды и концентрации вступающих в реакцию веществ и их температуры.

Так как вещества реагируют между собой в стехиометрических соотно шениях, определяемых приведенными в табл. 2.1 уравнениями, то о ско рости реакций можно судить по уменьшению в единице объема в секунду исходных веществ (или одного из них) или по увеличению количества вновь образующихся веществ.

Таблица 2. Теплота сгорания различных горючих сухих газов Теплота сгорания, Q Наименование Формула реакции газа высшая, ккал/м3 низшая, ккал/моль Н2+0,5С2 = Н2О Водород 3045 СО+0,5О2 = СО Окись углерода 3016 СН4+2О2 = СО2+2Н2О Метан 9496 С2Н6+З.5СО2 = 2СО2+ЗН2О Этан 16 640 15 С3Н8+5О2 = 3СО2+4Н2О Пропан 23 680 21 С4Н10+6,5О2 = 4СО2+5Н2О Бутан 30 690 28 C5H12+8О2 = 5СО2+6Н2О Пентан 37 715 34 С2Н4+ЗО2 = 2СО2+2Н2О Этилен 15 050 14 С3Н6+4,5О2 = 3СО2+ЗН2О Пропилен 21 960 20 С4Н8+6О2 = 4СО2+4Н2О Бутилен 29 000 27 С5Н10+7,5О2 = 5СО2+5Н2О Пентилен 36 000 33 С2Н2+2,5О2 = 2СО2+Н2О Ацетилен 13 855 13 Для необратимых реакций, имеющих место при сжигании газа в рас пространенных топках, скорость их протекания, кмоль/м3 с, может быть описана следующей зависимостью [2, 4]:

dc W k C1 C2, d где k – константа скорости химической реакции;

С1 и С2 – концентрации реагирующих веществ (число киломолей в единице объема);

знак «–ь» по казывает, что концентрация реагента со временем уменьшается.

При сжигании газа концентрации реагирующих веществ можно условно считать неизменными, так как в зону горения происходит непрерывный при ток новых компонентов. Для этого условия зависимость константы скорости реакции определяется экспоненциальным уравнением Аррениуса [19]:

E RT k k0 e, где k0 – предэкспоненциальный множитель, который в первом приближе нии принимается постоянным;

е – основание натуральных логарифмов;

Е – энергия активации, ккал/кмоль;

R – универсальная газовая постоян ная, ккал/кмоль град;

Т – абсолютная температура, К.

Данное уравнение показывает, что скорость химической реакции зави сит как от природы реагирующих веществ (Е и R), так и от температуры, резко возрастая с ее увеличением.

Быстрое протекание реакции горения вызывается не только влиянием температуры, но и цепным характером этих реакций.

Известно, что каждая реакция горения связана с перегруппировкой хими ческих связей между атомами при переходе из начального состояния в ко нечное. Такая перегруппировка требует, чтобы реагирующие вещества об ладали значительным количеством избыточной энергии (энергией активиза ции), необходимой для разрыва существующих внутримолекулярных связей.

При этом превращение исходных веществ в конечные продукты происходит не в один акт, а через ряд стадий с образованием промежуточных химически активных частиц – атомов и радикалов, генерируемых самой реакцией.

Эти частицы легко вступают в соединения с исходными веществами и между собой, приводя к образованию конечных продуктов и новых активных частиц, способных повторять ту же цепь реакций. Нарастающее самопроиз вольное генерирование активных частиц приводит к разгону химической ре акции и воспринимается как взрыв всей реагирующей смеси. Наиболее пол но изученной из цепных реакций является реакция взаимодействия водоро да с кислородом. Зарождение цепи при этой реакции связано с образовани ем атомарного водорода, возникающего, например, при столкновении моле кулы с накаленным телом М (электрическая искра, пламя и др.) [31, 46]:

Н 2 М 2Н М.

Дальнейшее протекание цепной реакции характеризуется схемой Н О Н2 Н 2O ОН Н Н НО Н 2O ОН Н Н Итог единичного цикла:

Н 3 Н 2 О2 2 Н 2О 3Н.

Из приведенной схемы и итога единичного цикла видно, что вступление в реакцию одного атома водорода приводит к образованию трех атомов водорода, каждый из которых может либо дать начало новой серии пре вращений, либо превратиться в стабильную молекулу при столкновении с такой же частицей:

НН Н2.

Реакции показывают, что в пламени водородно-кислородной смеси мо гут происходить как благоприятные столкновения, приводящие к развитию цепи, так и неблагоприятные, ведущие к её обрыву. Практикой доказано, что число благоприятных столкновений как в водородно-кислородной сме си, так и в любой самопроизвольно горючей газовоздушной смеси всегда превышает число неблагоприятных столкновений. Поэтому воспламене ние горючей смеси, находящейся в сосуде, всегда приводит к ее мгновен ному сгоранию, т. е. взрыву.

Механизм взаимодействия окиси углерода с кислородом аналогичен реакции окисления водорода, но осложняется параллельно протекающими сопутствующими реакциями. Дело в том, что сухая смесь окиси углерода с кислородом совершенно не реагирует до температуры 700 °С, а выше нее протекает медленная гетерогенная реакция. Протекание реакции по всему объему происходит только при наличии в горючей смеси некоторого на чального количества водяного пара или атомарного водорода. Поэтому, как и при горении водорода, зарождение цепи вызывается столкновением образовавшегося при активации атомарного водорода со стабильной мо лекулой кислорода:

Н О2 OН O.

Образовавшиеся активные частицы легко реагируют как с молекулами окиси углерода, так и с молекулами водорода. Полный цикл превращений может быть изображен схемой СО О СО Н О СО ОН СО Н Реакции могут протекать и по другим схемам, приводящим в конечном итоге к образованию стабильной двуокиси углерода:

ОН СО2 СО2 Н и О Н 2 ОН Н, Н 2 O Н и О СО СО2.

ОН Н Механизм высокотемпературного окисления углеводородов имеет еще более сложный цепной характер и связан с промежуточным образованием атомарного водорода, кислорода и различных радикалов. Осложняется этот процесс и тем, что при недостатке окислителя или неоднородности смеси одновременно с реакциями окисления протекают реакции термиче ского разложения углеводородов.

Приближенной схемой стадийного горения простейшего углеводорода метана может являться набор следующих реакций:

Н О2 ОН О 1 СН 4 ОН СН 3 Н 2 О СН 4 О СН 3 ОН СН Н 2 О СН 3 О2 НСНО ОН СН 2 О2 НСНО О НСНО ОН НСО Н 2 О 3 НСО О2 СО О ОН НСНО О СО Н 2 О СО О С2 О СО ОН С2О Н 2СН 4 4О2 2СО2 4 Н 2 O.

В действительности этот процесс более сложен и сопровождается одно временным протеканием реакций термического разложения углеводоро дов. Последние, по Петерсу и Вагнеру, могут приводить к образованию радикалов не только в виде СН3 и СН2, но и в виде СН и С2 [31].

Тепловым эффектом реакции горения, или теплотой сгорания газа, назы вается количество тепла, выраженное в килокалориях (или килоджоулях), которое выделяется при полном сгорании 1 кмоля, 1 кг или 1 нм3 газа. В теп лотехнических расчетах теплоту сгорания обычно относят к 1 нм3 газа.

Соотношения между мольной, весовой и объемной теплотой сгорания выражаются следующими зависимостями:

Qнм Q Q, Qнм3 V ;

Qкг ;

Qкг Q Qкг Qнм V где Q – теплота сгорания одного кмоля газа, ккал/моль;

Qкг – теплота сго рания 1 кг газа, ккал/кг;

Qнм 3 – теплота сгорания 1 нм3 газа, ккал/нм3;

– мо – удельный вес газа, кг/нм3;

V – молекулярный лекулярный вес газа, кг;

объем газа, нм3/кмоль;

Vp = 22,4 нм3/кмoль.

Различают высшую Qв и низшую Qн теплоту сгорания газа. Высшая те плота сгорания соответствует условиям, при которых водяные пары, обра зующиеся при реакциях горения, доводятся за счет охлаждения до жидко го состояния. В практических условиях сжигания газов водяные пары, как правило, не конденсируются (исключение составляют только низкотем пературные контактные нагреватели воды), а удаляются в виде пара с другими продуктами сгорания во внешнюю атмосферу.

С целью приближения к реальным условиям сжигания газа введено поня тие низшей теплоты сгорания. Разница между высшей и низшей теплотой сгорания газа равна теплоте конденсации водяных паров и частичного охлаж дения образовавшейся жидкости, составляющей около 600 ккал на каждый килограмм водяных паров, получающейся в процессе сгорания газов. Значе ния высшей и низшей теплоты сгорания сухих газов приведены в табл. 2.1.


Высшая и низшая теплота сгорания сложных газов, состоящих из не скольких компонентов, определяется по химическому составу газа и теп лоте сгорания компонентов, ккал/нм3:

r1Q1 r2 Q2... rn Qn Qс, ( 0,760 ) где r1, r2,... rn – содержание компонентов в сложном газе, об. %;

Q1, Q2,..., Qn – высшая или соответственно низшая теплота сгорания 1 нм3 сухих компонентов при t = 0 °С и Р = 760 мм рт. ст.

Пользуясь данными табл. 2.1, высшую и низшую теплоту сгорания 1 нм3 сложного сухого газа можно определить по формулам:

Qвс 30,5 Н 2 30,2 СО 95 СН 4 166,4 С2 Н 236,8 С3 Н 8 306,9 С4 Н10 377,2 С5 Н12 150,5С2 Н 219,6 С3 Н 6 290 С4 Н 8 360 С5 Н10 ;

с 25,8 Н 2 30,2 СО 85,5 СН 4 152 С2 Н Qн 218 С3 Н 8 288 С4 Н10 349 С5 Н12 141С2 Н 205 С3 Н 6 271С4 Н 8 377 С5 Н10, где Н2, СО, CH4 и т. д. – содержание компонентов в сложном газе, об. %.

Низшая теплота сгорания 1 м3 влажного газа при абсолютном давлении Р, мм рт. ст., температуре Т, К, и относительной влажности определяет ся по формуле P, PH вл с Qн t,P Qн (0 c,760) 1 1, с 760 T P 22,4 Qн (0 c,760) где Qн(0°,760) – низшая теплота сгорания сухого газа, ккал/нм3;

РН – парци альное давление водяного пара при температуре, мм рт. ст.

Для осушенных газов выражение, заключенное в квадратные скобки, невелико, и в практических расчетах может не учитываться.

2.2. Расчеты горения газов В практических условиях сжигания газа кислород для горения подается с воздухом (как его составная часть). Состав сухого воздуха, без учета не значительных количеств двуоксида углерода и редких газов, принимается следующим, %, [7]:

по объему по весу кислород 21,0 23, азот 79,0 76, Следовательно, 1 м кислорода содержится в 100/21 = 4,76 м3 воздуха, или на 1 м3 кислорода приходится 79/21 = 3,76 м3 азота. Так как 1 кмоль любого газа при нормальных физических условиях занимает примерно одинаковый объем, реакции горения газов в воздухе могут быть выражены следующими уравнениями:

CH 4 2O2 2 3,76 N 2 CO2 2 H 2 O 7,52 N 2 ;

1м3 9,52 м3 1 м3 2 м3 7,52 м С3 Н 8 5O2 5 3,76 N 2 CO2 4 H 2 O 18,8 N 2 ;

1 м3 23,8 м3 3 м3 м3 м Реакция горения любого углеводорода в воздухе выражается уравне нием n Cm H n ( m n /4)(O2 3,76 N 2 ) mCO2 H 2O ( m n /4)3,76 N 2.

Потребности в кислороде и воздухе при горении различных газов, подсчи танные по приведенным реакциям горения, представлены в табл. 2.2.

Для сложного газа теоретический расход сухого воздуха может быть подсчитан по уравнению, составленному на основании потребности в ки слороде отдельных компонентов, нм3/нм3 газа:

4, c Vm (0,5 H 2 0,5CO 2CH 4 3,5C 2 H 6 5C3 H 6,5C4 H 10 3C2 H 4 4,5C3 H 6 6C4 H 8 O2 ).

Таблица 2. Теоретическая потребность в сухом кислороде и воздухе.

Объем продуктов сгорания газа при = 1, Количество Количество продуктов сгорания на 1 нм3 газа, м3 на 1 нм3 сгоревшего газа, м Наименование газа Двуокись Водяной Кислород Воздух Азот Всего углерода пар Водород 0,5 2,38 1,0 1,88 2, Окись углерода – 0,5 2,38 1,0 1,88 2, Метан 2,0 9,52 1,0 2,0 7,52 10, Этан 3,5 16,66 2,0 3,0 13,16 18, Пропан 5,0 23,8 3,0 4,0 18,80 25, Бутан 6,5 30,94 4,0 5,0 24,44 33, Пентан 8,0 38,08 5,0 6,0 30,08 41, Этилен 3,0 14,28 2,0 2,0 11,28 15, Пропилен 4,5 21,42 3,0 3,0 16,92 22, Бутилен 6,0 28,56 4,0 4,0 22,56 30, Пентилен 7,5 35,7 5,0 5,0 28,20 38, Ацетилен 2,5 11,9 2,0 1,0 9,40 12, Теоретический расход влажного воздуха больше подсчитанного по формуле на объем содержащихся в нем водяных паров, нм3/нм3:

вл c c Vm Vm 0,00124 d в Vm, где Н2, СО, СН, О2 и т. д. – содержание соответствующих компонентов в сложном газе, об. %;

dв – влажность воздуха, г/нм3;

0,00124 – объем 1 г во дяного пара, нм3. При неизвестном химическом составе природных газов, но известной теплоте сгорания теоретический расход воздуха, нм3/нм3 га за, может приближенно определяться по формуле [10, 19] 113 QH,, Vm где QН – низшая теплота сгорания газа, ккал/нм3.

Действительный расход воздуха, нм3/нм3 газа, вследствие несовершен ства смешения горючего и окислителя в процессе горения берется не сколько больше теоретического:

ВЛ ВЛ V Д Vm, где – коэффициент избытка воздуха.

Коэффициент в зависимости от качества смешения газа и воздуха принимается в пределах 1,05–1,2. В реальных условиях сжигания газа ко эффициент избытка воздуха всегда должен быть больше единицы, так как в противном случае неминуем химический недожог. Исключение со ставляют отдельные процессы, при которых необходимо создание в нагре вательных камерах нейтральной или малоокислительной среды.

Состав и количество продуктов сгорания, полученные в результате ре акций горения некоторых газов в сухом воздухе, приведены в табл. 2.2.

Объем продуктов сгорания сложных газов при сжигании с избытком влаж ного воздуха определяется по следующим формулам:

1) объем двуокиси углерода, нм3/нм3, VCO2 0,01(CO2 CO CH 4 2C 2 H 4 C m H n );

m 2) объем водяных паров, нм3/нм3, c VH 2O 0,01( H 2 2CH 4 2C2 H 4 n /2Cm H n ) 0,00124( d г Vm d в a);

3) объем азота, нм3/нм3, c VN2 0,79 a Vm 0,01N 2 ;

4) объем кислорода, нм3/нм3, c VO2 0,21( a 1) Vm ;

5) суммарный объем влажных продуктов сгорания, нм3/нм3, ВЛ VПС VCO2 VH 2O VN 2 VO2, где CO2, CO, ch4, СmНn и т. д. – содержание отдельных компонентов в горю чем газе, об. %;

dг и dв – влажность газа и воздуха, г/нм3;

Vm – теоретический расход сухого воздуха, нм3/нм3;

– коэффициент избытка воздуха.

2.3. Температуры горения газов и их расчетное определение В теплотехнической практике различаются следующие температуры горения газов: калориметрическая, теоретическая, действительная и жа ропроизводительность.

Жаропроизводительность определяется как температура продуктов полного сгорания горючих газов в адиабатических условиях с коэффициентом избытка воздуха = 1,0 при температуре газа и воздуха t = 0 °C [19]:

QH, tж V Cp или в развернутом виде QH, tж VCO2 CP VH 2O CPH O VN 2 CP CO2 2 N где Qн – низшая теплота сгорания газа, ккал/нм3;

VCO2, VH 2O, V N 2 – соот ветственно количества двуокиси углерода, водяного пара и азота, образо вавшихся при сгорании 1 мл3 газа, нм3/нм3;

CP, CPH O, C P – средние N CO теплоемкости при постоянном давлении СО2, Н2О и N2 в пределах тем ператур от 0 до tж °С, ккал/град.

Жаропроизводительность горючих газов определяется методом после довательных приближений, так как теплоемкость газов непостоянна и уве личивается с повышением температуры.

Поэтому для определения жаропроизводительности предварительно задаются ее величиной (для природных газов около 2000 °С), определяют при а = 1 объемы компонентов продуктов сгорания, устанавливают их средние теплоемкости и подсчитывают жаропроизводительность газа. Ес ли в результате подсчета она окажется ниже или выше принятой, то зада ются другой температурой и расчет повторяют.

Значения жаропроизводительности распространенных простых и слож ных газов при их горении в сухом воздухе приведены в табл. 2.3. При сго рании газов в атмосферном воздухе, содержащем около 1 % весовой вла ги, жаропроизводительность снижается на 25–30 °С [46].

Таблица 2. Жаропроизводительность простых и средних составов сложных газов в сухом воздухе Наименование Жаропроизводи- Наименование сложных газов Жаропроизводи тельность tж, °С тельность tж, °С газа средних составов Природный газ газовых Водород 2235 месторождений Оксид Природный газ нефтяных 2370 углерода месторождений Метан Газ коксовый 2043 Газ высокотемпературной Этан 2097 перегонки сланцев Газ парокислородного Пропан 2110 дутья под давлением Окончание табл. 2. Наименование Жаропроизводи- Наименование сложных газов Жаропроизводи тельность tж, °С тельность tж, °С газа средних составов Генераторный газ Бутан 2118 из жирных углей Генераторный газ Пентан паровоздушного дутья 2119 из тощих топлив Газ из жирных Этилен 2284 каменных углей Сжиженный газ Пропилен 2224 (50 %С3Н8 + 50 %С4Н10) Бутилен Водяной газ 2203 Пентилен Доменный газ из кокса 2189 Калориметрическая температура горения отличается от жаропроиз водительности тем, что температура газа и воздуха, а также коэффициент избытка воздуха принимаются при их действительных значениях [19, 43]:

QH Qфиз, tk V CP или в развернутом виде:

QH VB C PB t B C PГ t Г, tk VCO2 C P VH 2O CPH O VN 2 C P VO2 C P CO2 2 N2 O где Qфиз – энтальпия воздуха и газа, отсчитываемая от 0 °С, ккал/нм3 газа;

VB, C PB, t B – соответственно количество, нм3/нм3, средняя теплоемкость, ккал/нм3 град, и температура воздуха, 0 С;

C PГ, t Г – средняя теплоем кость, ккал/нм3 град, и температура газа, 0 °С;

VCO2, VH 2 O, VN 2, VO2 – соот ветственно количество CO2, H2O, N2, O2, образующихся при сгорании 1 нм3 газа с избытком воздуха, нм3/нм3;

C P, C PH O, C P, C P – средние CO2 2 N2 O теплоемкости при постоянном давлении CO2, H2O, N2 и О2 – в пределах температур от 0 до t °С, ккал/нм3 град.

Природные и сжиженные углеводородные газы обычно не нагреваются до их сжигания, и их объем сравнительно с объемом воздуха невелик. По этому при определении калориметрической температуры горения энталь пию газов ( C PГ tг) можно не учитывать. При сжигании газов с низкой тепло той сгорания (генераторные, доменные и др.) энтальпия газов, в особен ности нагретых до сжигания, оказывает весьма существенное влияние на калориметрическую температуру.

Значения калориметрической температуры горения среднего природно го газа (СН4 – 97 %, C2H6 – 2 %, С3Н8 и С4Н10 – 5 %, N2 и СО2 – 0,5 об. %) в воздухе с температурой 0 °С в зависимости от коэффициента избытка воздуха а приведены в табл. 2.4.

Таблица 2. Калориметрическая и теоретическая температура горения природного газа в воздухе с t = 0 °С в зависимости от коэффициента избытка воздуха Коэффициент Калориметрическая Теоретиче- Коэффициент Калоримет избытка температура ская темпе- избытка рическая темпера воздуха горения ратура воздуха тура горения 1,0 2010 1920 1,33 1,02 1990 1900 1,36 1,03 1970 1880 1,40 1,05 1940 1870 1,43 1,06 1920 1860 1,46 1,08 1900 1850 1,50 1,10 1880 1840 1,53 1,12 1850 1820 1,57 1,14 1820 1790 1,61 1,16 1800 1770 1,66 1,18 1780 1760 1,71 1,20 1760 1750 1,76 – 1,22 1730 1,82 – 1,25 1700 1,87 – 1,28 1670 1,94 Аналогичные данные для сжиженного углеводородного газа (техниче ский пропан) при его сжигании в сухом воздухе приведены в табл. 2.5.

Данными табл. 2.4 и 2.5 можно с достаточной точностью руководствовать ся при установлении калориметрической температуры горения других при родных газов сравнительно близких составов и практически для всех со ставов сжиженных углеводородных газов. При необходимости получения высоких температур в топочных объемах для сжигания газов с малыми ко эффициентами избытка воздуха (a 1,0), а также для повышения кпд пе чей в практике прибегают к подогреву воздуха, что приводит к росту кало риметрической температуры горения.

Таблица 2. Калориметрическая температура горения технического пропана в сухом воздухе с t = 0 °С в зависимости от коэффициента избытка воздуха Коэффициент Калориметрическая Коэффициент Калориметрическая избытка воздуха температура горения избытка воздуха температура горения 1,0 2110 1,45 1,02 2080 1,48 1,04 2050 1,50 1,05 2030 1,55 1,07 2010 1,60 1,10 1970 1,65 1,12 1950 1,70 1,15 1910 1,75 1,20 1840 1,80 1,25 1780 1,85 1,27 1750 1,90 1,30 1730 1,95 1,35 1670 2,00 1,40 1630 2,10 Значения калориметрических температур горения среднего природного газа в зависимости от коэффициента избытка сухого воздуха и его темпе ратуры приведены в табл. 2.6.

Таблица 2. Калориметрическая температура горения природного газа в зависимости от коэффициента избытка сухого воздуха и его температуры Температура нагрева воздуха, С Коэффициент избытка воздуха 20 100 200 300 400 500 600 700 0,5 1380 1430 1500 1545 1620 1680 1740 1810 0,6 1610 1650 1715 1780 1840 1900 1960 2015 0,7 1730 1780 1840 1915 1970 2040 2100 2200 0,8 1880 1940 2010 2060 2130 2200 2260 2330 0,9 1980 2030 2090 2150 2220 2290 2360 2420 1,0 2050 2120 2200 2250 2320 2385 2450 2510 1,2 1810 1860 1930 2000 2070 2140 2200 2280 1,4 1610 1660 1740 1800 1870 1950 2030 2100 1,6 1450 1510 1560 1640 1730 1800 1860 1950 1,8 1320 1370 1460 1520 1590 1670 1740 1830 2,0 1220 1270 1350 1420 1490 1570 1640 1720 Теоретическая температура горения t определяется аналогично ка лориметрической температуре, но с поправкой на эндотермические реак ции диссоциации двуокиси углерода и водяного пара, идущие с увеличе нием объема:

CO2 CO 0,5 O2 Q H 2O H 2 0,5 O2 Q.

При высоких температурах процессы диссоциации происходят более глубоко, с образованием атомарного водорода, кислорода и, в особенно сти, гидроксила. Кроме этого, при сжигании газа с избытком воздуха всегда образуется некоторое количество окиси азота. Все эти реакции эндотер мичны и приводят к снижению температуры горения.

Для определения теоретической температуры горения применяется следующая формула [35]:

QH qфиз qдис, tm V' C' P где QН – низшая теплота сгорания газа, ккал/нм3;

qфиз – энтальпия газа и воз духа, ккал/нм3;

qдис – суммарные затраты тепла на диссоциацию СO2 и Н2О и синтез NO2, ккал/нм3;

V' C' P – сумма произведений объемов и средних теп лоемкостей продуктов сгорания с учетом диссоциации на 1 нм3 газа.

Расчеты, связанные с установлением точных затрат тепла на все процес сы диссоциации (включая глубокие) и синтеза NO, весьма сложны и в боль шинстве случаев не вызываются необходимостью. По этим причинам опре деление теоретической температуры горения обычно производится по упро щенной методике, базирующейся на том, что энтальпии недиссоциированных и частично диссоциированных газов сравнительно близки между собой. Объ ясняется это тем, что увеличение объёма газов за счет диссоциации компен сируется повышенной теплоемкостью недиссоциированных газов.

В соответствии с изложенным определение теоретической температу ры горения может производиться по следующей упрощенной развернутой формуле [31]:

QH VB C PB t B C PГ t Г (25,8VH 2O а 30,2VCO2 б ) tT, VCO2 C P VH 2O C PH O VN 2 C P VO2 C P CO2 2 N2 O где а и б – степень диссоциации водяного пара и двуокиси углерода, об. % от исходного количества.

Степень диссоциации водяного пара и двуокиси углерода возрастает с повышением температуры и снижением их парциального давления в сме си продуктов сгорания. Значения степени диссоциации Н2О и СО3 при ат мосферном давлении приведены в табл. 2.7 и 2.8.

Таблица 2. Степень диссоциации водяного пара Парциальное давление Н2О, абс. ат Темпера тура, С 0,04 0,05 0,06 0,07 0,08 0,09 0,10 0,12 0,11 0,16 0,18 0,20 0,25 0,30 0,35 0, 1600 0,85 0,80 0,75 0,70 0,65 0,63 0,60 0,58 0,56 0,54 0,52 0,50 0,48 0,46 0,44 0, 1700 1,45 1,35 1,27 1,20 1,16 1,12 1,08 1,02 0,05 0,90 0,85 0,80 0,76 0,73 0,70 0, 1800 2,40 2,25 2,10 2,00 1,90 1,85 1,80 1,70 1,60 1,53 1,46 1,40 1,30 1,25 1,20 1, 1900 4,05 3,80 3,60 3,40 3,25 3,10 3,00 2,85 2,70 2,65 2,50 2,40 2,20 2,10 2,00 1, 2000 5,75 5,35 5,05 4,80 4,60 4,45 4,30 4,00 3,80 3,55 3,50 3,40 3,15 2,95 2,80 2, 2100 8,55 7,95 7,50 7,10 6,80 6,55 6,35 6,00 5,70 5,45 5,25 5,10 4,80 4,55 4,30 4, 2200 12,3 11,5 10,8 10,3 9,90 9,60 9,30 8,80 8,35 7,95 7,65 7,40 6,90 6,50 6,25 5, 2300 16,0 15,4 15,0 14,3 13,7 13,3 12,9 12,2 11,6 11,1 10,7 10,4 9,60 9,10 8,70 8, 2400 22,5 21,0 20,0 19,1 18,4 17,7 17,2 16,3 15,6 15,0 14,4 13,9 13,0 12,2 11,7 11, 2500 28,5 26,8 25,6 24,5 23,5 22,7 22,1 20,9 20,0 19,3 18,6 18,0 16,8 15,9 15,2 14, 2600 37,1 35,1 33,5 32,1 31,0 30,1 29,2 27,8 26,7 25,7 24,8 24,1 22,0 21,5 20,5 19, 2700 44,7 42,6 40,7 39,2 37,9 36,9 35,9 34,2 33,0 31,8 30,8 29,9 28,2 26,8 25,7 24, 2800 54,5 52,2 50,3 48,7 47,3 46,1 45,0 43,2 41,6 40,4 39,3 38,3 36,2 34,6 33,3 32, 2900 62,8 60,5 58,6 56,9 55,5 54,3 53,2 51,3 49,7 48,3 47,1 46,0 43,7 41,9 40,5 39, 3000 70,6 68,5 66,7 65,1 63,8 62,6 61,6 59,6 58,0 56,5 55,4 54,3 51,9 50,0 48,4 47, Таблица 2. Степень диссоциации двуоксида углерода Парциальное давление СО2, абс. ат Темпера тура, °С 0,03 0,04 0,05 0,06 0,07 0,08 0,09 0,10 0,12 0,14 0,16 0,18 0,20 0,25 0, 1500 0,6 0,5 0,5 0,5 0,5 0,5 0,5 0,5 0,5 0,5 0,4 0,4 0,4 0,4 0, 1600 2,2 2,0 1,9 1,8 1,7 1,6 1,55 1,5 1,45 1,4 1,35 1,3 1,25 1,2 1, 1700 4,1 3,8 3,5 3,3 3,1 3,0 2,9 2,8 2,6 2,5 2,4 2,3 2,2 2,0 1, 1800 6,9 6,3 5,9 5,5 5,2 5,0 4,8 4,6 4,4 4,2 4,0 3,8 3,7 3,5 3, 1900 11,1 10,1 9,5 8,9 8,5 8,1 7,8 7,6 7,2 6,8 6,5 6,3 6,1 5,6 5, 2000 18,0 16,5 15,4 14,6 13,9 13,4 12,9 12,5 11,8 11,2 10,8 10,4 10,0 9,4 8, 2100 25,9 23,9 22,2 21,3 20,3 19,6 18,9 18,3 17,3 16,5 15,9 15,3 14,9 13,9 13, 2200 37,6 35,1 33,1 31,5 30,3 29,2 28,3 27,5 26,1 25,0 24,1 23,3 22,6 21,2 20, 2300 47,6 44,7 42,5 40,7 39,2 37,9 36,9 35,9 34,3 32,9 31,8 30,9 30,0 28,2 26, 2400 59,0 56,0 53,7 51,8 50,2 48,8 47,6 46,5 44,6 43,1 41,8 40,6 39,6 37,5 35, 2500 69,0 66,3 64,1 62,2 60,6 59,3 58,0 56,9 55,0 53,4 52,0 50,7 49,7 47,4 45, 2600 77,7 75,2 73,3 71,6 70,2 68,9 67,8 66,7 64,9 63,4 62,0 60,8 59,7 57,4 55, 2700 84,4 82,5 81,0 79,8 78,6 77,6 76,6 75,7 74,1 72,8 71,6 70,5 69,4 67,3 65, 2800 89,6 88,3 87,2 86,1 85,2 84,4 83,7 83,0 81,7 80,6 79,6 78,7 77,9 76,1 74, 2900 93,2 92,2 91,4 90,6 90,0 89,4 88,8 88,3 87,4 86,5 85,8 85,1 84,5 83,0 81, 3000 95,6 94,9 94,4 93,9 93,5 93,1 92,7 92,3 91,7 90,6 90,1 89,6 88,5 87,6 86, Данные табл. 2.7 и 2.8 показывают, что при температурах до 1500 °С степень диссоциации ничтожна и может не учитываться, т. е. теоретиче ская температура горения может приниматься равной калориметрической температуре. При более высокой температуре диссоциация может суще ственно снижать температуру в рабочем пространстве (см. табл. 2.4).

В практике теоретическую температуру горения необходимо опреде лять только для высокотемпературных печей, работающих на предвари тельно нагретом воздухе. Для котельных установок в этом нужды нет, так как возникающие в локальных зонах в результате диссоциации Н2, СО, О2, ОН и др. при охлаждении вступают в реакцию, выделяя то же количество тепла, которое было затрачено на диссоциацию.

Действительная температура продуктов сгорания ниже теоретической температуры горения и зависит от величины теплопотерь в окружающую среду, степени отдачи тепла из зоны горения излучением, растянутости процесса горения и др. Действительная температура в топках печей и кот лов определяется по тепловому балансу или приближенно по теоретиче ской или калориметрической температуре горения (в зависимости от тем ператур в топках) с введением в них экспериментально установленного по правочного коэффициента [46]:

, tД t где – пирометрический коэффициент, укладывающийся в пределы: для ка чественно выполненных термических и нагревательных печей с теплоизоля цией 0,75–0,85;

для герметических печей без теплоизоляции 0,65–0,75;

для экранированных топок котлов 0,50–0,65.

Действительные температуры горения в топках котлов определяются по тепловому расчету котельных агрегатов.

2.4. Примеры расчетов горения газа 1. Определить низшую теплоту сгорания сухого природного газа сле дующего состава: СН4 – 97 %, С2Н6 – 2 %, С3Н8 – 0,3 %, С4Н10 – 0,2 %, СО2 – 0,2 %, N2 – 0,3 %.

Решение. Низшая теплота сгорания газа 85,5 97 152 2 218 0,3 288 0,2 8720 ккал/нм3.

Qсн 2. Определить потребность в воздухе для сжигания 1 нм3 природного газа приведенного в примере 1 состава. Температура воздуха tв = 20 °С;

относительная влажность р = 0,6;

коэффициент избытка воздуха = 1,1.

Решение. Теоретический расход сухого воздуха Vст 4,76/100(2 97 3,5 2 5 0,3 6,5 0,2) 9,7 нм3/нм3.

Содержание водяных паров в воздухе при t = 20 °С и р = 0, ds 17,3 0,6 10 г/нм3.



Pages:   || 2 | 3 |
 





 
© 2013 www.libed.ru - «Бесплатная библиотека научно-практических конференций»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.