Камеры сгорания газотурбинных двигателей Пчёлкин Ю.М., страница 8

Рассмотрим процесс диссоциации и его зависимость от ряда параметров на примере реакции 2СО + О, 2СО, Пусть в соответствии с уравнением реакции до диссоциации п (СОз) =- 2 моль. После диссоциации при определенной температуре в состоянии нового равновесия смесь газов будет содержать кроме СОз еще СО и О,. Если степень диссоциации равна а, то из количества и (СО.,) =- 1 моль диссоциирует доля и, а пз количества п (СО.,) == 2 моль — доля 2и, причем СО получается 2 а, з Оз — и.

Неразложпвшееся количество СО, составляет 2 (1 — и). Следовательно, после дпссоциации смесь содержит (в молях) и (СО,) = 2 (! — а) п (СО) = 2а п(О,) =и ~п =(2+ а). При общем объеме У системы, данной температуре Т парпиальные давления отдельных газов в смеси будут следук щпми: рсо, = 2 (1 -- а) Р ТМ; рсо =- 2айТ. ! '; ро, = и!тТ~Ъ', а константа равновесия К„= атгТ( !Г (! — и)' !.

Используя общее уравнение состояния рР = (2 + а) ЯТ, по. лучим К„= раз! ((2 + а) (1 — а)з !. (8) Таким образом, при Т = сопз1 с ростом давления степень диссопиации углекислого газа уменьшается. Повышение температуры интенсифицирует разложение СО,. При атмосферном давлении диссоциация СО, становится заметной при температуре 1800 †23 К и резко возрастает при дальнейшем ее повышении. Если при 1773 К степень диссоциации а = 0,8 %, то при 2273 К а = 4 %, при 27?3 К а = 19 %, а при 3773 К а = 40 % .

Если парциальное давление СО, в продуктах сгорания невелико (0,01 — 0,02 МПа), то степень диссоциации возрастает: при 1773 К а = 1,7 %, а при 2273 К а = 8 %. Аналогичная закономерность получается и при диссоциации водяного пара (НзО) на Н, и О,. При атмосферном давлении и температуре, примерно равной 2000 К, степень диссоациации (Н,О), а = 0,6 %, а при 3000 К а = 5 % . Снизив давление до 0,01 атмосферного, при Т = 3000 К получим и = 20 % . Для реакций, идущих с неизменным количеством вещества при Т = сопя(, положение равновесия не зависит от давления (или объема). Влияние диссоциация на температуру горения. Прн сжигании топлива в камерах сгораняя ГТД диссоциация нежелательна, так как обусловливает неполное выделение теплоты. Для уменьшения скорости диссоциации воздействуют на условия процесса горения, например ограничивают температуру в зоне горения.

Как уже было отмечено, при днссоциации температура горения понижается, поэтому при ее определении в реальных условиях следует учитывать влияние диссоциации. В общем виде зто можно сделать, используя уравнение теплового баланса топливосжигающего устройства: где Ц,. — теплосодержание исходной горючей смеси (топлива и окислителя); () — теплота, выделившаяся в процессе горения; ()„— теплосодержанне продуктов сгорания; ߄— теплота, теряемая в окружающую среду; Яз — теплота, теряемая в процессе диссоциация. Теплосодержанпе 0„= ~псТ„, где Хпс — сумма произведений количества отдельных продуктов сгорания (в моль) на их молярные теплоемкости (Дж)моль К). Температура газов в конце процесса горения Т, == ф, -- ч' — Я„- мх)/ ~~ пс.

(9) Чтобы решить эзо уравнение с двумя неизвестными и и Т„, а по существу с тремя (еще с величиной с, которой сначала задаются, уточняя по найденной температуре Т„), необходимо хотя бы еще одно уравнение. Этим вторым уравнением является зависимость (8) константы равновесия К„от степени диссоциация и при Т = сопз(. Решая систему уравнений (8) и (9), можно задаться различными значениями а и из формулы (9) определять значения Т,. После этого строятся зависимости Т„от а.

Задаваясь значениями температуры Т„, уже по уравненшо (8) определяют соответствующие значения а и строят вторую зависимость Т„от а, Координаты точки пересечения двух кривых — искомые величины а и Т„. й 4. ОСНОВЪ| ТЕОРИИ ГОРЕНИЯ В камерах сгорания газотурбинных двигателей при сжигании любых видов топлива в качестве окислителя обычно используется кислород, содержащийся в воздухе. Концентрация кислорода меняется в зависимости от условий работы камеры сгорания ГТД и схемы двигателя.

При сжигании газообразного топлива в смеси с воздухом рассматривается горение гомогенной системы газ — газ. Если топливо и окислитель заранее тщательно перемешаны, то получается химически однородная гомогенная газовая система. При раздельной подаче топлива и окислителя в зону горения система получается неоднородной. При сжигании жидких или твердых топлив рассматривается гетерогенная система жидкость (твердое тело) — газ. В отдельных частях общего объема гетерогенной системы образуется смесь паров или газообразных веществ исходных топлив — гомогенная фаза гетерогенной системы. Рассмотрим важнейшие положения кинетики химических реакций, лежащие в основе теории горения.

Наиболее просто и удобно сделать это на примере горения химически однородной гомогенной газовой системы. В любой реакции участвует несколько веществ, причем количество реагентов уменьшается, а количество продуктов реакции возрастает. Учитывая это, скорость реакции (4) можно записать как накопление конечных продуктов +йи'г(т или +гтп:Йт, и как расходование одного пз исходных веществ --г(а/г(т или — г(бдй 31 (сг, Ь, ьч и л — мгновенные концентрации реагирующих веществ; т — время). Пусть за время йт реагирует с(п (А) вещества А.

Согласно уравнению (4) за это время прореагирует оп (В) =- (з (Ыл (А) ! вещества В. Относя последнее выражение к единице объема и времени, получим аа (В) ( ав () аа(Л) ) () аа аЬ () аа и ат с(г и у ат и ат ат а Нт По аналогии дм И аа а аа Нт 1) Нг а Нэ Тогда ПО) В дальнейшем скоросзь химической реакции оо будем определять величиной Йпд4т. После начала химического реагирования в каждый момент времени постоянно идут две реакции, прямая и обратная, и система стремится к химическому равновесию при данных условиях. На практике при сжигании топлив специально создаются условия, при которых скорость обратной реакции настолько мала по сравнению со скоростью прямой реакции, что ею можно пренебречь.

В этом случае рассматривается одностороннее течение химической реакции как условно необратимой. Необратимые реакции в зависимости от числа исходных молекул, определяющих механизм и порядок реагирования, классифицируют следующим образом: 1) мономолекулярные (реакции первого порядка) А - М + + М +... + Я или А = М + ...; 2) бимолекулярные (второго порядка) А + В = М + ...; 3) тримолекулярные (третьего порядка) А +  —; С = М Би. и тримолекулярные реакции могут протекать только при взаимном столкновении определенного числа реагирующих молекул. Поскольку одновременное столкновение четырех и более молекул согласно кинетике реакций маловероятно, принято считать, что реакция идет последовательно через несколько мопоь би- или тримолекулярных (простых) реакций.

Реакцию, включающую более одной простой реакции, называют сложной. Принятая классификация позволяет упростить форму записи уравнений реакций и соответственно расчетные кинетические формулы. Так, например, исходя из закона действующих масс, выражения для скоростей (в моль,'(см' с) ! химических реакций будут следующими: для мономолекулярной г(тЫт == Йа, ЙпЫт = (г'а. Размерность константы скорости мономолекулярной химической реакции й (! 'с! количественно й и )," могут быть разными; 32 для е)ил!ос!сну.гя!!но!! реакции Йн'г(т — )ггг!ц едигшца измерения й сма!с; для трнмолекулярной реакции с(ггг;'г1т - /га(гс, едпшгца измерения й смог'с.

Концентрации компонентов а, Ь и с молярные (моль)мв). Скорость химической реакции определяется концентрацией молекул (м ') или молярными концентрациями. Однако в некоторых случаях удобнее использовать, например, массовую концентрацию или массовую долю. Изменение скорости химической реакции во времени. Зависимость гс =- )' (т) определяется условиями процесса горения. Примем, что параметры системы неизменны, в частности Т == сопи(. Скорость химической реакции ю, а следовательно, концентрации веществ и состав реагирующей системы в любой момент времени можно определить с помощью кинетических уравнений. Для получения искомой зависимости удобно ввести в кинетическое уравнение текущее значение концентрации одного из веществ, а значения остальных выразить через их начальные и текущее значение выбранной концентрации.

В мономолекулярной реакции А = = М + ..., взяв основную массовую концентрацию продукта реакции гп в начальный момент равную нулю, для любого момента времени г(гггЯт = 1га = )г (ао — пг) (11) где а и а, — концентрации молекул вещества А соответственно в текущий момент времени и в начальный. Интегрируя уравнение (11), получим 1п (а, — гп) = — )гт + 1п С. Так как тп =- О при т =- О, то 1п С = 1п а, и С = а,. Тогда 1п а, — т1ао = — (гт, откуда т = а, (1 — е-ат). Аналогичным образом можно получить зависимости для бимолекулярной и тримолекулярной химических реакций (рис.

3, а). Из рис. 3 видно, что с увеличением порядка реакции выход продуктов реакции во времени уменьшается и реакция замедляется. гл б) Рис. 3. Зависимости массовой концентрации гп продуктов реаиции и скорости йл1г1т химической реакции от врелгени т при постоянной температуре (Т, ) Тк); г — нономолекулярная; У вЂ” бнмолекуллрная; а — трнмолекулярная; — — лрн Т, = сока!! — — — — ярк Т„=- ООна! 2 пеелкнн го, м. 33 Непрерывное снижение скорости реакции объясняется уменьшением массовой концентрации исходных веществ.