Основы теории горения топлива

Процессы горения широко используют в промышленности, в частности в металлургии для получения тепла и высоких температур. В узком смысле горение – реакция взаимодействия с кислородом, источником которого является атмосферный воздух, технически и технологический кислород и их смеси. Обычно в качестве топлива используют горючие вещества органического происхождения поскольку они удовлетворяют требованиям:

1. Значительный тепловой эффект реакции окисления элементов, входящих в органические соединения;

2. Широкая распространенность в природе;

3. Относительно Невысока стоимость;

4. Газообразное состояние и относительная безвредность продуктов горения;

Газы получающиеся при горении обычно активно участвуют в металлургических процессах, создавая окислительную либо нейтральную либо восстановительную среду. В черной металлургии наибольшее распространение получили кокс (в основном для доменного процесса), горючие газы (доменный, коксовый, генераторный и природный). Раньше использовали для мартеновских печей и различных нагревательных устройств мазут.

В настоящее время благодаря совершенствованию процесса крекинга мазута и расширения номенклатуры продукции при крекинге мазут стал дефицитным и дорогостоящим и практически не применяется. В твердом топливе важнейшей составляющей является углерод. В газообразном – CO и H₂ , в жидком топливе C как правило находятся в соединениях (углеводороды). Таким образом химическая сторона горения топлива сводится главным образом к многочисленным реакциям взаимодействия C H₂ и их соединений с O₂.

Рассмотрим наиболее важные для черной металлургии реакции в системах C, O₂, H₂(см. таблицу Т.динам. характеристики реакций).

Реакция 1 – неполное горении С (до СО).

Реакция 2 – полное горение углерода

Реакция 3 – горение монооксида С (СО)

Реакция 4 – Реакция Белла Бодуара ( Взаимодействие СО₂ с С)

Реакция 5 – горение Н₂

Реакция 6 - Неполное окисление углерода водяным паром

Реакция 7 – полное окисление углерода водяным паром

Реакция 8 – реакция водяного газа, восстановление СО₂ водородом

Реакция 9 – неполное горение природного газа (метана)

Реакция 10 – полное горение метана

Общие закономерности протекания реакций

У реакций, сопровождающихся изменением объема (V) уменьшение объема соответствует уменьшению энтропии. Это реакции (3) и (5) и наоборот реакции (1), (4),(6),(7) – объем увеличивается. В данных реакциях не вызывает затруднений установить знак ΔS, так как он совпадает со знаком ΔV. Для реакций, у которых ΔV=0 - (2),(8),(10) знак ΔS не представляется возможным. Можно лишь сказать, что в данных реакциях абсолютная величина ΔS меньше чем в реакциях с уменьшением объема. Из уравнений (1) и (2) видно, что значения ΔG и lgK, характеризующие степень обратимости реакций и химическое сродство зависят от соотношения двух факторов: энергетического (связанного с ΔН) и энтропийного (связанного с ΔS). В зависимости от типа реакции знаки ΔH и ΔS в одних случаях совпадают, в других – нет, например в реакциях (1),(2),(9),(10) знаки не совпадают. Если абсолютное значение ΔН больше абсолютного значения T∙ΔS,

|ΔH|=|T∙ΔS|

то знак ΔG и lgK определяется знаком ΔН, а энтропийный член лишь изменяет их абсолютное значение и тем заметнее, чем меньше ΔН и больше Т. При достижении определенной Т получим lgK=0 и ΔG=0, а К=1. Это и есть химическое равновесие. Дальнейшее увеличение температуры изменяет знаки ΔG и lgK. Для реакций (2), (3), (5) и (10) с весьма большим абсолютным значением ΔН вплоть до высоких температур абсолютная величина ΔН больше абсолютной величины Т∙ΔS и для них ΔG и lgK определяются энергетическим фактором. К существенно отличается от 1. Реакции в данном интервале температур практически необратимы. Для реакций (4), (6), (7) и (8) ΔН имеет среднее или малое значения

|ΔH|≈|T∙ΔS|

и это равновесие наступает при низких температурах (700-800^оС). Данные реакции обратимы.

Интервал обратимости ΔТ тем больше чем меньше ΔН. В реакциях (1), (2), (9), (10) ΔН и ΔS имеют противоположные знаки и поэтому энергетический и энтропийные факторы суммируются со знаком «-». Поэтому равенство ΔG=0 и lgK=0 не имеют места (реакции необратимы при любых условиях).