Термодинамический анализ реакций неполного и полного горения метана

Термодинамические характеристики реакций

Для реакций горения (3) и (4), записанных на 1 моль О₂,  связаны со стандартными изменениями энергии Гиббса реакций образования реагентов  следующими выражениями:

2СН₄ + О₂ = 2СО + 4Н₂                 (3)

1/2СН₄ + О₂= 1/2СО₂ + Н₂О    (4)

Необходимые для расчета температурные зависимости энергий образования и найденные значения изменений энергии Гиббса реакций горения метана представляем в таблице.

 

 

Реакция	, Дж		Интервал температур	Примечание
	А	В
С + ½ О2 = СО	–110560	– 89,875	773…2273	Справочные данные
С + О2 = СО2	–393260	– 2,29	773…2273
С + 2Н2 = СН4	–90225	109,53	500…2273
Н2 + ½О2 = Н2О	– 246115	54,12	400…3000
2СН4 + О2 = 2СО + 4Н2  (3)	–40670	–398,81	773…2273	Расчет
½СН4 + О2= ½СО2 + Н2О (4)	–397630	–1,79	773…2273

 

Рис. 2. Температурные зависимости  реакций горения метана.

 

Температуру, соответствующую точке пересечения прямых, можно найти из равенства  или

–40670–398,81Т ¹ = –397630–1,79Т ¹

Т ¹ = 900 К

Оценка вариантности системы и определение числа параметров,

Необходимых для термодинамического описания и расчета равновесного

Состава газовой атмосферы

Правило фаз Гиббса

f = k + 2 – n,

где f – число степеней свободы системы, вариантность системы;

k – число независимых компонентов;

n – число фаз.

Число независимых компонентов k = q–r,

где q – общее число веществ в системе; r – число независимых реакций между ними.

 

Частные равновесия (система C –, в отсутствии твердого углерода)

2СН₄ + О₂ = 2СО + 4Н₂;                                      (3)

1/2СН₄ + О₂= 1/2СО₂ + Н₂О;                     (4)

Н₂ + СО₂ = СО + Н₂О;                                                   (5)

СН₄ + СО₂ = 2Н₂ + 2СО;                                     (6)

СН₄ + Н₂О = СО + ЗН₂;                                       (7)

k = 3; n = 1 → f = 4