Основы теории горения топлива

Процесс горения топлива – это совокупность химических реакций окисления его горючих компонентов, сопровождающихся выделением значительного количества теплоты и света. При организации этого процесса стремятся создать условия, при которых происходит наиболее полный переход химически связанной энергии в теплоту образующихся продуктов горения. Для горения необходим окислитель (кислород). Скорость химических реакций возрастает с увеличением температуры. Поэтому в топках котлов обеспечивается непрерывный равномерный подвод окислителя в достаточном для сжигания топлива количестве и поддержание высокого уровня температур.

Принято различать полное и неполное сгорание топлива, процесс протекания этих реакций может идти одновременно, но конечные результаты будут различны. Полное горение топлива можно характеризовать как быстро протекающий физико-химический процесс взаимодействия горючего вещества с окислителем, сопровождающийся интенсивным выделением теплоты.

Химическую реакцию между веществами А и Б, протекающую с образованием продуктов М и Н, можно описать стехиометрическим уравнением следующего вида:

аА + бБ«мМ + нН ± Q,(2.1)

где а, б, м и н – число молекул, участвующих в простейшем ходе реакции; Q – тепловой эффект реакции.

Подобные уравнения химических реакций отдельных горючих составляющих топлива дают лишь итоговый материальный баланс, но не отражают действительного механизма процесса. Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ, определяемых стехиометрическими уравнениями, и от температуры. О скорости реакции можно судить по изменению концентрации реагирующих или получаемых в результате реакции веществ за определенный промежуток времени. Обычно реакции горения относятся к реакциям второго порядка (бимолекулярным). Скорость этих реакций определяется в соответствии с законом действующих масс, согласно которому в однородной среде при постоянной температуре в каждый момент времени скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:

, (2.2)

где k – константа скорости химической реакции; С₁, С₂ – концентрации исходных веществ А и Б; а и б – число молекул, участвующих в реакции.

Когда прямая и обратная реакции осуществляются с одинаковыми скоростями, наступает химическое равновесие. Отношение концентраций реагирующих веществ в момент равновесия называют константой равновесия k_с, которая для газообразных веществ может быть выражена через парциальные давления реагирующих газов, и ее принято обозначать через k_р. Величины k_с и k_р связаны между собой уравнением

, (2.3)

где R – газовая постоянная, Дж/(моль×K); Т – температура реакции, К; Dn – изменение числа молей.

Зависимость константы скорости реакции от температуры можно характеризовать экспоненциальным уравнением Аррениуса:

, (2.4)

где k_о – предэкспоненциальный множитель; е – основание натуральных логарифмов;
R – газовая постоянная; Е – энергия активации, Дж/моль.

Из уравнения (2.4) следует, что протекание реакций возможно при столкновении реагирующих молекул, которые обладают определенным запасом энергии, достаточным для разрушения или ослабления внутримолекулярных связей. Величина энергии активации Е и есть минимальный запас энергии, обеспечивающий разрушение внутримолекулярных связей исходных веществ, эффективность столкновения и химическое взаимодействие молекул; при отсутствии этой энергии химические реакции горения не происходят. Значение энергии активации для смеси газов обычно составляет величину от 83,8 до 168×10³ кДж/моль.

Величина предэкспоненциального множителя k_o c изменением температуры меняется не сильно: примерно k_о= const .

Для определения влияния температуры на скорость химической реакции горения газа В. А. Спейшером предложен способ объединения уравнений законов действующих масс и Аррениуса:

, (2.5)

где – скорость химической реакции при температуре Т₁=500 К; – то же при Т₂= 1000 К и Е = 168×10³ кДж/моль.

При увеличении температуры в 2 раза скорость реакции изменяется в 5×10⁸ раз. Значения констант равновесия зависят от температуры следующим образом:

, (2.6)

где Q – тепловой эффект реакции, кДж/моль, при давлении р = const или постоянном объеме; k – константа равновесия, которую можно выразить через концентрации k_c или парциальные давления реагирующих веществ k_р.

Из уравнения (2.6) следует, что с ростом температуры величина k в реакциях с выделением теплоты (экзотермических) увеличивается, с отводом теплоты (эндотермических) – уменьшается. Таким образом, при высоких температурах может происходить диссоциация молекул, например молекул СО₂; при невысоких температурах диссоциация происходить не будет.

Однако закон действующих масс и уравнение Аррениуса недостаточны для объяснения истинного характера протекания реакций горения водорода, углерода и его оксида.