Котельные установки

Кинетика химических реакций

Основу процесса горения топлива представляет химическая реакция со­единения с окислителем вещества топлива: углерода, водорода, серы. Эта ре­акция протекает в сложных условиях и сопровождается рядом физических процессов: диффузией окислителя и горючего вещества, передачей тепла, движением газов.

Чем скорее будет протекать этот процесс, тем меньше потребуется вре­мени на окисление топлива, тем выше будет энергетический эффект процесса горения. С увеличением скорости химических реакций будет более совершен­но использоваться топочное устройство.

Скоростью химической реакции называется количество вещества в молях, прореагировавшее в единице объема за единицу времени. Средней скоростью реакции вида: a-A + bB = cC + dD3a единицу времени Ат бу­дет отношение изменения концентрации одного из компонентов, в данном случае компонента А, к промежутку времени Ат, моль/м /с:

VcP _ лсА

А " Ат '

Где УдР - средняя скорость реакции вещества; Сд - концентрация вещества А; т - время, с.

Скорость химической реакции в данный момент выражается производ­ной концентрации по времени, когда Ат стремится к нулю:

Di

Знак минус указывает на уменьшение концентрации исходного вещества во времени.

Знак минус в выражении скорости химической реакции будет отсутство­вать, если скорость реакции отнести к одному из конечных веществ:

Dx

Скорость химических реакций зависит от химической природы реаги­рующих веществ, их концентрации и физических условий, т. е. Температуры, давления и пр.

Если физические условия одинаковы, то скорость одной и той же хими­ческой реакции, взятая для различных компонентов, будет различной. Но так как компоненты реакции расходуются и вновь образуются в эквивалентных количествах, то скорости их химических реакций будут пропорциональны друг другу:

D

То есть при расходовании а молей компонента А образуется d молей компо­нента D. Согласно закону действующих масс скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентрации реа­гирующих веществ.

Так как в реакции участвуют молекулы исходных и вновь образующихся веществ, то, очевидно, частота столкновений будет пропорциональна произве­дению их концентраций. Для реакции, например, типа А + В = С + D

V = -^ = kCBCA, di

Где к - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции, зависящей от природы реагирующих веществ и от температуры (ха­рактеризует число эффективных столкновений молекул).

Умножив число эффективных столкновений на число молекул в единице объема (концентрацию), получим полное число молекул, реагирующих в еди­ницу времени, или скорость химической реакции.

Если в реакции участвуют твердые или жидкие тела, то скорость их ре­акции не зависит от изменения их концентрации и в выражение скорости их концентрации не входят. Так для реакции горения углерода: С + СЬ = ССЬ, скорость химической реакции выражается уравнением, в которое концентра­ция углерода не входит: V = lcC(K. Наоборот, для реакции горения водорода:

2Н? + СЬ = 2Н?0; скорость реакции зависит от концентрации реагирующих

Веществ (v = 1<С^С(К ).

Обычно всякая реакция идет в двух направлениях (прямом и обратном). По мере протекания процесса количество исходных веществ уменьшается, а конечных увеличивается. Это изменение соотношения между компонентами реакции определяется результативной скоростью реакции, представляющей разность скоростей прямой и обратной реакций.

Скорость прямой реакции Vj =k1CACg (скорость прямой реакции все время уменьшается).

Скорость обратной реакции V2 = 1с2 С^ Сц (все время увеличивается). Здесь С а, Св, Сс и Со - мгновенные концентрации реагирующих веществ; end - числа молекул полученных веществ.

Результирующая скорость реакции все время уменьшается:

V = Vj - V2 =kj Сд Cg - k2 CQ CQ, и постепенно наступает момент химического равновесия, которое является ди­намическим равновесием. При этом Vi = V2 при Т = const или 1<| Сд Cg = k2 Cq С,1). Тогда константа равновесия химической реакции

И _ Jll _ Q Св

К 2 СдСв

Кс является важной постоянной для данной реакции характеристикой. Она ха­рактеризует состав смесей исходных веществ и продуктов реакции в их равно­весном состоянии и отражает закон действующих масс.

Принципиально все химические реакции являются обратимыми. Однако соотношение между скоростями прямой и обратной реакции часто бывает та­ким, что реакция как бы протекает в одном направлении.

Согласно принципу Ле-Шателье-Брауна при изменении внешних условий равновесие в разного рода процессах смещается так, чтобы противо­действовать изменению внешних условий. Например, если прямая реакция эк - зотермична, то при повышении температуры равновесие смещается в сторону обратной реакции.

В реакциях горения, протекающих при температуре до 2000-2500 °С равновесие в реакциях горения СО, Н2 и др. сильно смещено в сторону про­дуктов горения. Практически реакции протекают в одну сторону с почти пол­ным использованием горючего.

При более высоких температурах становятся заметными обратные реакции. Следовательно, за счет горения нельзя достичь очень высоких темпе­ратур (например, 4000-5000 °С в зависимости от условий).