Объём воздуха для горения и объём продуктов сгорания веществ

Горючее вещество	VВ, м3/кг (м3/м3) (н.у.)		VП.С., м3/кг (м3/м3) (н.у.)
	Теор.	Практ.	Теор.	Практ.

2.4. Выполните упражнения

2.4.1. Рассчитайте объём воздуха, необходимого для сгорания 4,8 кг ацетонитрила СН₃СN, и объём продуктов его сгорания. Горение протекает с коэффициентом избытка воздуха α = 1,1 при давлении 99 кПа и температуре 23 ⁰С.

2.4.2. Сгорает 60 кг каменного угля следующего состава: ω(с) = 28%, ω(н) = 4%, ω(о) = 9%, ω(N) = 19%, ω(W) – влаги = 15%. Горение протекает при температуре 21 ⁰С, давлении 98 кПа в теоретически необходимом количестве воздуха. Рассчитайте объём воздуха для горения и объём продуктов сгорания.

2.4.3. Рассчитайте объём воздуха, необходимого для сгорания 2 кг ксилола С₆Н₄(СН₃)₂. Горение протекает с коэффициентом избытка воздуха α = 2 при давлении 99 кПа и температуре 20 ⁰С.

2.5. Выводы

2.5.1. Перечислите основные методы определения количества воздуха, необходимого для горения веществ и материалов, а также объёма и состава продуктов их полного сгорания.

Работа 3. РАСЧЁТ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ

РЕАКЦИЙ

3.1. Цель работы

3.1.1. Усвоить основные положения химической термодинамики.

3.1.2. Познакомиться с расчетными методами определения тепловых эффектов химических реакций.

3.1.3. Научиться решать вопрос о возможности и направлении самопроизвольного протекания процессов в заданных условиях.

2. Подготовка к работе

3.2.1. Теоретические сведения

Обмен энергией между изучаемой системой и внешней средой описывают законы, которые изучает термодинамика. Согласно первому началу термодинамики, теплота Q, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии U и на работу системы против действия внешних сил A:

Q = U + A. (3.1)

Положительной считается работа, совершаемая системой, и теплота, подводимая к системе.

Если на систему не действуют никакие другие силы, кроме постоянного давления, то есть единственным видом работы является работа расширения, то А=рV. Следовательно, в изобарных процессах (при р=const)

Q_Р = U + рV. (3.2)

Вводя величину Н = U + pV, называемую энтальпией, получим

Q_Р = Н. (3.3)

Таким образом, в изобарном процессе теплота, подведенная к системе, равна изменению энтальпии системы Н.

Согласно закону Гесса изменение энтальпии химической реакции (тепловой эффект реакции при постоянном давлении) определяется лишь конечным и начальным состоянием системы и не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое.

Согласно следствию из закона Гесса изменение энтальпии реакции Н_реакц. равно разности между суммой энтальпий образования Н_обр. продуктов реакции и суммой энтальпий образования Н_обр. исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов :

Н_реакц =  Н_обр(продуктов) -  Н_обр(исх. в-в).

Энтальпия образования соединения Н_обр. определяется как изменение энтальпии реакции образования 1 моль этого соединения из соответствующих простых веществ.

Обычно определяют изменение стандартной энтальпии реакции Н⁰_реакц. по стандартным энтальпиям образования веществ при 298 К, приведенным в справочниках и обозначаемым как Н⁰_{обр, 298}, Н⁰_{f, 298} или просто Н⁰₂₉₈:

Н⁰_реакц =  Н⁰₂₉₈(продуктов) -  Н⁰₂₉₈(исх. в-в). (3.4)

Химическое уравнение, в котором указано изменение энтальпии реакции Н_реакц (тепловой эффект) и агрегатные состояния веществ, называется термохимическим уравнением. Коэффициенты в термохимических уравнениях могут быть как целыми, так и дробными.

Изменение энтальпии в ходе химической реакции не служит критерием ее самопроизвольного (без затраты работы) протекания. Самопроизвольно могут протекать как экзотермические (Н_реакц0), так и эндотермические (Н_реакц0) процессы. В изолированных системах критерием, определяющим направление процесса, служит изменение энтропии ΔS. Энтропию системы S можно рассматривать как меру неупорядоченности ее состояния.

Согласно второму началу термодинамики в изолированных системах самопроизвольно протекают такие процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии (S  0).

Для химической реакции в стандартных условиях

S⁰_реакц =  S⁰₂₉₈(продуктов) -  S⁰₂₉₈ (исх. в-в), (3.5)

где S⁰₂₉₈ - стандартные энтропии веществ.

Движущей силой химических процессов, протекающих в неизолированных системах при постоянных давлении и температуре, является стремление к минимуму энергии (энтальпийный фактор) и максимуму энтропии (энтропийный фактор). Оба этих фактора учитывает энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал G.

При стандартных условиях для неизолированных открытых систем

G⁰_реакц = H⁰_реакц - TS⁰_реакц. , (3.6)

где Т=298 К.

Условие принципиальной возможности протекания процесса при Т=const и р= const в неизолированных системах:

G<0.

Если G<0, самопроизвольное протекание реакции принципиально возможно.

Если G>0, самопроизвольное протекание реакции невозможно.

В системе наступило химическое равновесие, если G=0. Чем более отрицательно значение G, тем дальше система находится от состояния равновесия. Все расчеты проводятся в соответствии с данными (табл. П.1.1).

Литература: [1 - §§ 54-56, 65-68]; [2 - §§ 5.1-5.4]; [3 – тема 1].