Termochimica e Cinetica dei processi di combustione Eliseo Ranzi

Transcript

Dipartimento di Chimica, Materiali e Ingegneria Chimica “G. Natta”
Politecnico di Milano
Termochimica e Cinetica
dei processi di combustione
Eliseo Ranzi
Cinetica di Combustione
Anacapri Ottobre 2009
Outline
Termochimica
Equilibri Chimici
Limiti di infiammabilità
Cinetica Chimica
Formazione di Inquinanti
Termochimica e Cinetica dei processi di combustione
2
3
Entalpia di Formazione
e Calore di reazione
• Entalpia di Formazione
C+ 2H2 = CH4 + Qr
-Qr =
Hf° = - 17700 kcal/kmol
Dipendenza dalla temperatura
Hfi (T)  Hfi (T0 )  T0 cpi  dT
T
·
Calore di reazione
A+BC+D
HReaz   i i Hf i
CH4 + 2 O2  CO2 + 2H2O
-Qr =Hr = + 17700 - 94000 - 57800*2 = -191900 (Kcal/kmole)
Calore di reazione e Potere Calorifico
4
combustibile + ossigeno  Prodotti + CALORE
C + ½ O2  CO
C + O2  CO2
+26394 cal/mol
+94034 cal/mol
 2200 kcal/kg di C
CO + ½ O2  CO2
+67640 cal/mol
 2416 kcal/kg di CO
H 2 + ½ O 2  H 2O
+57600 cal /mol
 28800 kcal/kg di H
+68400 cal/mol
CH4 + 2 O2  CO2 + 2H2O +191900 cal/mol
+213500 cal/mol
~ 34200 kcal/kg
se H2O è allo stato liquido
 12000 kcal/kg di H
~ 13500 kcal/kg
Il potere calorifico viene definito come la quantità di calore rilasciata dal combustibile a fronte della combustione completa.
PC inferiore fa riferimento all’acqua di combustione allo stato di vapore. PC superiore fa riferimento ad H2O condensata (si recupera il calore latente di condensazione del vapore)
5
Temperatura adiabatica di fiamma
Calore sviluppato
dalla combustione
Calore sensibile
ceduto ai prodotti
-Hr
da cui
=
Ntot * <cp> * Tad
Tad = -Hr / (cp* Ntot)
Metano in Aria Stechiometrica
CH4 + 2 x (O2 + 3.76 N2 )
Tad =-Hr / (<cp> * 10.5)
Tad  2000
Con reagenti inizialmente a 300 K la T adiabatica di fiamma
diventa circa 2300 K.
6
Stechiometria di reazione e
temperatura di fiamma
Combustione del n‐eptano
n-C7H16 + 11 O2  7 CO2 + 8 H2O
In aria la miscela stechiometrica prevede:
1
mole di n-eptano
11
moli di O2
0.79 / 0.21  11 = 3.76  11 = 41.36 moli di N2
Composizione molare e massiva dei reagenti e dei fumi
nC7H16
Moli
iniziali
PM
%mol.
1.
100
1.87
100
6.20
32
28
44
18
20.61
77.52
-
352
1159
-
100.00
1611
O2
N2
CO2
H2O
11.
41.36
-
totale
53.36
kg
%peso
Moli
finali
%mol.
21.85
71.94
-
41.4
7.
8.
71.63
12.41
15.96
100.00
56.4
100.00
Stechiometria di reazione e
temperatura di fiamma
7
Combustione del n-eptano
n-C7H16 + 11 O2  7 CO2 + 8 H2O
Hr = + 44.9 +
(- 94. x7 - 57.8 x8 ) = -1075.5 (kcal/mole)
il calore di combustione a 298 K è 1075.5 kcal / mole n‐C7: pari a 10.76 103 kcal / kg nC7H16
Il  T adiabatico risulta:
Tad =- Hr / (cp  Ntot) =-1075.5  103/ (10  53.36)  2000 K
ovvero
Tad =- Hr  kgnC7 / cp = 10760  .062 / .33  2000 K
(con Cp= 0.33 (kcal/kg/K) e 0.062 kg di n C7 H16 per kg di miscela)
Con reagenti inizialmente a 300 K la T adiabatica di fiamma
è ancora circa 2300 K.
Temperatura di fiamma
8
Anche una fiamma stechiometrica di iso‐ottano in aria prevede un
 T adiabatico di circa 2000 K.
Proprietà comune a tutti gli idrocarburi.
9
Stechiometria di Combustione
La composizione della miscela combustibile-comburente
può essere caratterizzata con diversi parametri.
(ma  mas )
% eccesso aria (rispetto allo stechiometrico) = 100
mas
Avendo indicato
con mas l’ aria stechiometrica
e con ma l’aria effettivamente utilizzata
La stechiometria di combustione viene spesso caratterizzata con
 = fuel / (fuel stechiometrico)
(equivalence ratio)
Combustione magra (poco combustibile)
 < 1
 > 1
Combustione grassa
   Pirolisi
ovvero con
 = aria / (aria stechiometrica)
Vale la relazione
=1/
Temperatura adiabatica di fiamma
10
Tad = -Hr / (cp* Ntot)
Metano in Aria
CH4 + 2 x (O2 + 3.76 N2 )
Tad =-Hr / (<cp> * 10.5)
Tad  2000
Metano in Ossigeno Puro
CH4 + 2 O2
T*ad =-Hr /(<cp> * 3)
(T*ad > 4000)
Ad alta temperatura il sistema prevede, oltre a CO2 ed H2O, anche CO, H2. La presenza di CO, H2 e altre specie risultanti da reazioni endotermiche di dissociazione riducono: • la esotermicità globale della reazione e • la effettiva temperatura adiabatica. Termochimica e Cinetica dei processi di combustione
11
Metano-Ossigeno (=1)
Temperatura adiabatica di fiamma [K] vs
O2 nel comburente al variare della pressione
4000
3000
P=1 atm
2000
% O2 nel comburente
T0 combustibile e comburente = 300 K
100
20
40
0
80
1000
60
Temperatura [K]
P=100 atm
Equilibrio Termodinamico di sistemi reagenti12
L’Equilibrio Termodinamico del sistema prevede un equilibrio ‘completo’:
Interno
a livello molecolare Chimico nei confronti delle reazioni chimiche operanti
confronti di gradienti di P, T e Composizione
Spaziale nei I tempi di rilassamento molecolare (o di risposta a variazioni istantanee di Temperatura) dipendono dalle diverse forme di energia interna delle molecole:
energia traslazionale
10‐13 s
energia rotazionale
10‐8 s
energia vibrazionale
10‐4 s
L’equilibrio molecolare interno richiede quindi tempi superiori a 0.1 ms.
I tempi caratteristici per l’equilibrio chimico del sistema sono condizionati dalle velocità delle reazioni chimiche.
I tempi richiesti per l’omogeneità del sistema nei confronti di gradienti di temperatura e concentrazione sono regolati dalle equazioni di trasporto e dalle proprietà di trasporto (diffusività materiale e termica)
Equilibri Chimici e Costanti di Equilibrio
13
Energia libera di Gibbs
G=H-T*S
Condizione di equilibrio chimico
(G)T,p = 0
Il potenziale chimico i della specie i in miscela è definito come derivata dell’energia libera G rispetto alle moli ni:
 G 

 i  
 ni  p ,T ,n
j
Nel caso di gas perfetti, integrando tra pressione di riferimento p° e la p
pressione p del sistema, si ottiene:
 i   i 0 (T )  RT ln( i )
p
Per gas ideali, il
G0 della reazione risulta:
 
i
i
0
i
  i Gi0  G 0  H 0  TS 0
i
La condizione di equilibrio G=0, per reazioni chimiche in fase gas, diventa:
p
G   i   RT  i ln 0i  0
p
i
i
0
i
ovvero:
i
 pi 
0
RT



ln
i i i
  p 0   0
Equilibri Chimici
Composizione di Equilibrio
14
Il legame tra la costante di equilibrio Kp e il H e S di reazione diventa:
G0 = -R T ln Kp
Il Kp è riferito alla pressione, la Kc alle concentrazioni:
i
p 
K p    0i 
p 
i
C 
K C    0i 
C 

K p  K C RT  i
Legge di Le Chatelier
Ad alta Temperatura il sistema evolve nella direzione endotermica
Ad alta Pressione il sistema evolve verso una riduzione del n.o di moli
Equilibri Chimici
Composizione di Equilibrio
15
Considerando una sola reazione chimica all’equilibrio:
a A + b B  c C + d D
pC  pD 
c
G0 = -R T ln Kp
Es:
CO + ½ O2  CO2
KP 
pA  pB 
a
b
CO2 

KC 
0.5
CO  O2 
Nell’ipotesi di tracce di CO rispetto ad O2 e CO2
d
c
d

C D
KC 
A a Bb

CO 2 
CO 
0.5
K C O 2 
Equilibri Chimici e
Reazioni Indipendenti
16
Condizioni di equilibrio per la combustione del metano in aria stechiometrica a T e P assegnata. Si considerano le seguenti reazioni:
R1
CH4 + ½ O2

CO + 2 H2
R2
CO + ½ O2

CO2
R3
H2 + ½ O2

H2O
Definito il grado di avanzamento 1, 2 e 2 per le reazioni, si risolve il sistema
algebrico derivante dalle relazioni di equilibrio.
COH2 
Moli
Ingresso
Uscita
K C1 
.5
CH

O




CH4
1
4
2
1- 1
O2
2
2- 1 - .5 (1 +2)
CO2 
K

C
2
7.52
N2
3.76 * 2
CO  O2 0.5
CO
0
1 2
H2O

CO2
0
2
K C3 
0.5
H2
0
2  1-  3
H2   O2 
H2O
0
3
L’individuazione della condizioni di equilibrio, pur con programmi generali basati sulla minimizzazione dell’energia libera del sistema, richiede la definizione delle specie da considerare nella condizione finale del sistema.
2
17
Reazioni di dissociazione
CO2
 CO + .5 O2 1930 K
H2O  .5 H2 + OH
H2O  H2 + .5 O2
2080 K
2120 K
H2
O2
 2 H
 2 O
2430 K
2570 K
N2
 2 N
3590 K
Temperatura a cui si ha una dissociazione dell’ 1%
18
presenza di CO
vs O2 nel comburente al variare della pressione (e temperatura)
% molare di CO
20.
15.
10.
5.
0.
0
25
50
75
% molare di O2 nel comburente
100
19
dissociazione H2O  H + OH
vs O2 nel comburente al variare della pressione (e temperatura)
10.
% molare di H e OH
OH
8.
P=1 atm
6.
4.
H
2.
P=100 atm
% molare di O2 nel comburente
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
0.
Metano- 100% Ossigeno (=1)
20
Temperatura adiabatica di fiamma [K] vs Temperatura iniziale [K]
3200
3150
3100
3050
3000
500
1000
1500
Il modesto incremento della Temperatura di fiamma a fronte del forte aumento della Temperatura iniziale è giustificato dalla maggiore importanza delle reazioni di dissociazione al crescere della temperatura.
21
CH4
0
100
P=1 atm
T=299 K
In aria sufficientemente viziata il metano non riesce più a sostenere la fiamma
Me
tan
o(
50
50
Aria
e)
lum
vo
I limiti di infiammabilità del metano in aria, a T e p ambiente, sono del 5% e 15% in volume.
(%
%
oto
Az
vo
lum
e)
Intervallo di composizione entro cui una miscela
combustibile‐comburente propaga la fiamma
Miscela
infiammabile
0
O2
100
100
50
Ossigeno (% volume)
0
N2
22
per miscele idrocarburiche
Limite inferiore
Limite superiore
Sl
% vol
g/ m3
kJ/m3
L/Cste
% vol
g/ m3
U/Cste
m/s
H2
4.0
3.6
435
0.13
75
67
2.5
3.2
CO
12.5
157
1591
0.42
74
932
2.5
0.43
metano
5.0
36
1906
0.53
15
126
1.6
0.37
etano
3.0
41
1952
0.53
12.4
190
2.2
0.44
propano
2.1
42
1951
0.52
9.5
210
2.4
0.42
n-butano
1.8
48
2200
0.58
8.4
240
2.7
0.42
n-pentano
1.4
46
2090
0.55
7.8
270
3.1
0.42
n-esano
1.2
47
2124
0.56
7.4
310
3.4
0.42
n-eptano
1.05
47
2116
0.56
6.7
320
3.6
0.42
n-decano
0.75
48
2145
0.56
5.6
380
4.2
0.40
Il limite inferiore di infiammabilità per gli idrocarburi evidenzia una DENSITA’ CRITICA DI ENERGIA di circa 2050 kJ/m3 ovvero un limite di circa 48 g/ m3 da cui un facile criterio per le miscele diventa:
i = 48 g/ m3
essendo i la massa dell’idrocarburo i per m3
Un criterio più generale può riferirsi all’energia critica della miscela.
Effetto degli inerti
23
16- CH 4 % vol.
Gli inerti modificano soprattutto il limite superiore di infiammabilità.
14Miscela non
infiammabile
1210-
Essi aumentano la capacità termica della miscela e riducono la Temperatura di fiamma.
CO2
8 -
H2O
N2
6 -
He
4 2 0 0
%ARIA=100 -%CH4- %inerte
10
20
30
% inerte
40
50
L’effetto desiderato di diluenti o inerti, tipicamente il riciclo di gas combusti per la riduzione degli ossidi di azoto, è quello di ridurre la temperatura di fiamma.
Velocità di fiamma
vs vol-% CH4 in Aria
24
Conditions: Temperature of the unburnt gas: T = 298 K, pressure: p = 1 bar, (symbols: experiments, line: simulation). reaflow.iwr.uni‐heidelberg.de
25
n-Butano-Aria
Temperatura adiabatica di fiamma [K] vs  (aria di diluizione)
2500
2250
2000
1750
1500
0.5
1.0
Aria di diluizione
T0 combustibile e comburente = 300 K
1.5
26
n-Butano-Aria
% molare prodotti di combustione vs aria di diluizione
H2O
% molari
15
CO2
10
5
H2
0
0.5
CO
1.0
1.5
Aria di diluizione
27
n-Butano-Aria
% molare NO vs aria di diluizione
% molare NO
0.4
0.3
0.2
0.1
0
0.5
1
1.5
Aria di diluizione
2
28
Cinetica Chimica
La formazione degli ossidi di azoto è cineticamente limitata.
N2 + O2 = 2 NO
NO
tdc
in condizioni di equilibrio si ha:
NO
N2   O2 
2
K eq 
exp
da cui:
NO 
K eq  N2   O2 
I valori sperimentali di NO sono molto inferiori
rispetto a quelli ottenibili per via termodinamica.
E’ condizionante la cinetica del processo
29
Cinetica di formazione di NO
Sistema CH4‐Aria
Frazione massiva di NO verso tempo [s]
0.003
=0.8
T =2000 K
0.002
=1.0
0.001
0
0
2
4
6
8
10
30
Cinetica Chimica
La velocità di reazione R (T,c), in senso microcinetico, esprime la velocità con la quale i reagenti si trasformano nei prodotti. La velocità di reazione R(T,c) viene espressa come prodotto di due termini:
R(T,c)  k(T)  F(c)
Le dimensioni risultano:
[moli prodotte / volume/ tempo]
La costante k(T) è spesso espressa nella forma di Arrhenius:
  Eatt 
k(T )  A 0  exp 

 RT 
Per reazioni elementari (aA + bB = cC + dD) la dipendenza dalla concentrazione riflette la molecolarità della reazione:
R(T, C)  k(T )  C A   CB 
a
b
Per cinetiche del primo ordine la costante cinetica ha le dimensioni 1
dell’inverso del tempo:
k(T) 
tempo
31
Cinetica Chimica
La costante k(T) nella forma di Arrhenius:
  Eatt 
k(T )  A 0  exp 

RT


8e+013
1e+10
k
6e+013
1e+08
1.e11*exp(-15000/RT)
4e+013
1.e14*exp(-10000/RT)
1.e14*exp(-30000/RT)
2e+013
1e+06
0
2000
4000
6000
8000
10000
12000
14000
Costante di velocità in funzione della temperatura [K].
Approccio asintotico al fattore di frequenza per T 
0.8
1
1000 / T [1 / K]
1.2
Effetto dell’energia di attivazione
sulla costante di velocità.
Cinetica dei Processi di Combustione
32
Le reazioni di combustione procedono per via radicalica. Reazioni di Inizio
(formano radicali da specie stabili):
C3H8  C2H5 + CH3
Reazioni di Propagazione (non alterano il numero di radicali):
OH + C3H8  H2O + C3H7
Reazioni di Terminazione (ricombinazione di radicali):
CH3 + CH3  C2H6
Caratteristiche nei processi di combustione sono le
Reazioni di Ramificazione (aumentano il numero di radicali).
In tutti i processi di combustione è molto importante la reazione H + O2  O + OH
33
Ad Alta Temperatura,
il radicale H condiziona la velocità del processo.
Sono favorevoli e importanti le reazioni di produzione di H. La formazione di C2H5 è favorevole perché il radicale etile decompone:
C2H5  C2H4 + H
Al contrario il radicale CH3 preferisce ricombinare:
CH3 + CH3  C2H6
La decomposizione del n‐butano produce sia CH3 che C2H5 :
1 C4H9  C2H4 + C2H5
n C4H10

2 C4H9  C3H6 +CH3
Analoga situazione si presenta per gli altri idrocarburi. Per questo motivo metano ed etano mostrano rispettivamente la minore e maggior reattività ad alta temperatura.
34
Metano ed Etano mostrano la minore e maggior reattività ad alta temperatura
Tempi di ignizione [ms] al variare della Temperatura
1000
CH4
C3H8
C4H10
100
C2H6
10
1
5
6
7
10000/T [1/K]
8
35
Cinetica Chimica Dettagliata
SISTEMA H2/O2/CO/CO2/H2O
k= A Tn exp (-Ea/RT)
A
n
Ea
H2 + O2 = OH + OH
1.70E+10
0.00
47780
H + O2 = OH + O
1.40E+11
0.00
15700
O + H2 = OH + H
4.89E+10
0.00
10813
H + O2 + M # HO2 + M
6.90E+11
-0.80
0
Efficienze N2=1.26
H2O=18.6;
H2=3.33;
CO2=4.2;
CO=2.11;
H + O2 + O2 = HO2 + O2
8.90E+08
0.00
-2822
OH + HO2 = H2O + O2
5.00E+10
0.00
1000
H + HO2 = OH + OH
2.50E+11
0.00
1900
O + HO2 = O2 + OH
4.80E+10
0.00
1000
OH + OH = O + H2O
1.75E+10
0.00
2583
H2 + M = H + H + M
1.16E+11
0.00
93594
O2 + M = O + O + M
9.65E+09
0.00
96554
H + OH + M # H2O + M
2.20E+16
-2.00
0
Efficienza H2O=5.
36
Cinetica Chimica Dettagliata
SISTEMA H2/O2/CO/CO2/H2O
k= A Tn exp (-Ea/RT)
A
n
Ea
H + HO2 = H2 + O2
2.50E+10
0.00
700
HO2 + HO2 = H2O2 + O2
2.00E+09
0.00
0
H2O2 + M = OH + OH + M
1.30E+14
0.00
45500
O+OH+M=HO2+M
1.00E+10
0.00
0
O2 + CO = CO2 + O
2.50E+09
0.00
47700
O2+HCO=HO2+CO
1.00E+09
0.00
0
CO+O+M=CO2+M
8.00E+08
0.00
500
CO+OH=CO2+H
3.70E+03
1.50
-500
CO+HO2=CO2+OH
6.00E+10
0.00
23000
CO+H2O=CO2+H2
2.00E+08
0.00
38000
Cinetica Chimica Dettagliata:
Combustione del Metano
37
CH4
C2H 6
C2H 5
O2
C2H 4
C2H 3
O2
C2H 2
CH3
CHi
CH3OO
CH3OOH
CH3O
CH3OH
CH2O
CH2OH
HCO
Aromatici
CO
OH
Soot
Pirolisi
CO2
Ossidazione
NOx
38
Miscela stechiometrica in aria ‐‐ 1 atm ‐‐ 1550 K
0.25
0.003
0.2
O2
H2O
0.002
0.15
0.1
C2H2
CH4
0.001
CO2
C2H4
CO
0.05
C2H6
H2
0
0
0
2e-06
4e-06
6e-06
8e-06
1e-05
0
2e-06
4e-06
6e-06
8e-06
Evoluzione delle diverse specie in funzione del tempo [s]
• La conversione del metano a CO avviene in circa 10‐5 s.
• Più lenta è la successiva conversione di CO a CO2
1e-05
39
FIAMME
Concentrazione di reagenti e prodotti nelle fiamme
Fiamma premiscelata
Fiamma diffusiva
concentrazione
concentrazione
fronte di fiamma
fronte di fiamma
ossigeno
prodotti di prodotti di pirolisi combustione
prodotti di combustione
combustibile
combustibile
combustibile aria
aria
combustibile aria
ossigeno
40
0.2
H2O
O2
0.15
0.1
T=1800 K
=1
CH4
CO2
CO
0.05
0
H2
0
0.006
0.05
.1
C2H4
.15
.2
T=1800 K e =1
T=1800 K
=1
0.004
C2H2
0.002
C2H6
0
0
0.05
.1
.15
.2
frazioni molari vs. tempo di contatto (ms) Termochimica e Cinetica dei processi di combustione
Combustione del metano
41
=1
Formazione di Benzene
200
1700 K
Benzene (ppb)
1600 K
1800 K
150
100
50
0
0
.1
.2
.3
tempo di contatto (ms)
.4
.5
42
0.3
T=1800 K
=4
CH4
H2
0.2
O2
H2O
CO
0.1
0
0
CO2
.1
.2
.3
.4
0.04
C2H2
0.03
T=1800 K e =4
C2H4
T=1800 K
=4
0.02
0.01
C2H6
0
0
0.1
0.2
0.3
0.4
frazioni molari vs. tempo di contatto (ms) Termochimica e Cinetica dei processi di combustione
43
T=1800 K e =4
Formazione di idrocarburi poliaromatici
400
300
200
100
0
0
.5
1.
1.5
2.
frazioni molari (ppm) vs. tempo di contatto (ms) Termochimica e Cinetica dei processi di combustione
600
44
1600 K
1500 K
400
1700 K
200
1800 K
1900 K
0
0
12
0.005
0.01
0.015
0.02
=4
1600 K
10
8
1700 K
6
1800 K
4
1500 K
1900 K
2
0
0
0.005
0.01
0.015
0.02
Benzene e Pirene (ppm) vs. tempo di contatto (s)
45
Formazione di Fuliggine (soot)
nei processi di Combustione
100 nm
100 ms
Coagulazione
Crescita
superficiale
Nucleazione
H2C
CH2
10 ms
Formazione iniziale
e crescita dei PAH
CH
1 ms
HC
H2C
0 ms
CH 2
CO 2
CH2
1 nm
CH2
CH3
HC
HC
CH
CO
O2
CH4
H. Bockhorn ‘Soot Formation in Combustion’ Springer-Verlag Berlin Heidelberg 1994
Formazione di NOx
nella Combustione di CH4
46
Effetto della Temperatura
(La scala temporale è superiore a quella di combustione del metano)
Frazioni molari vs tempo di contatto (s)
Prompt
NOx
0
0
0.002
Thermal NOx
0.004
Tempo caratteristico di combustione
0.006
0.008
0.01
Formazione di NOx
nella Combustione di CH4
47
Effetto dell’ossigeno e Reburning
Sovra‐
Stechiometrico
Stechiometrico
Sotto‐
Stechiometrico
0
0
0.0001
0.0002
0.0003
0.0004
Frazioni molari vs tempo di contatto (s)
0.0005
48
Meccanismi di formazione degli NOx
H
OH
NH3
Meccanismo di riduzione:
Reburning
NH2
OH
H
NO
Fuel N
O
N2
H
OH
O
Thermal NO
NO
O
H
N2 O
CH
CH2
HCN
O2
OH
O2
NO
O
H2
O  N 2  NO  N
N  O2  NO  O
N  OH  NO  H
Alta T alto   > 1
NCO
O2 OH
CN
H
NH
H
N
Prompt NO
CH  N 2  HCN  N
CH 2  N 2  HCN  NH
C  N 2  CN  N
Basso 
Meccanismo via N2O
49
Effetto della Temperatura
e della Stechiometria di fiamma
Condizioni povere
(eccesso di O2)
NOx
Vincolo di legge
T
Combustione
grassa (>1)
1
Stechiometria (O2)
Lo staging dell’aria (postcombustione o OFA)
permette di ridurre la formazione degli ossidi di azoto.
Formazione di Ossidi Azoto
in bruciatori e caldaie industriali
50
zona ossidante
Aria secondaria
La tecnologia zona riducente
OFA (o post‐combustione) crea una fiamma primaria riducente Combustibile ed Aria primaria
(a livello bruciatori)
ed una successiva zona ossidante.
51
zona ossidante
Aria secondaria
zona riducente
La tecnologia del
Combustibile
secondario
fiamma primaria
Combustibile ed aria primaria
REBURNING
crea una fiamma primaria stabile una seconda zona riducente
ed una finale zona ossidante.
52
Bruciatore T.E.A.
ZER
ARIA
PRIMARIA
ARIA
SECONDARIA
ARIA
TERZIARIA
ZFO
ZIR
ZER
ZIR = ZONA INTERNA RIDUCENTE
ZER = ZONA ESTERNA RIDUCENTE
ZFO = ZONA FINALE OSSIDANTE
Nel bruciatore TEA le emissioni di ossidi di azoto vengono ridotte con una aerodinamica di fiamma che aumenta l’estensione delle zone riducenti rispetto ai bruciatori tradizionali.
Riduzione NOx: Bruciatori Flameless/Mild.
Principali inquinanti atmosferici
•
•
•
•
•
53
Ossidi di carbonio, idrocarburi incombusti e composti organici volatili Particelle fini e ultrafini
Ossidi di azoto
Composti solforati
Piombo e composti metallici
Gli ossidi di azoto (NOx) con gli SOx sono i principali responsabili delle piogge acide, con la formazione di nitriti, nitrati, acido solforico e solfati. Gli ossidi di azoto alterano inoltre l’equilibrio dell’ozono nella stratosfera.
Formazione di inquinanti
da processi di combustione
54
Ciajolo, A., D’Alessio, A., D’Anna, A., Faravelli, T., Ranzi, E.
“Particolato Fine e Ultrafine: Emissioni da Processi di Combustione” La Chimica e l’Industria (2005).
Aerosol Atmosferico e Polveri Fini
55
Il particolato atmosferico è costituito da aerosol (liquido/solido).
Ha effetti nocivi sul clima e sulla salute (provoca danni all’apparato respiratorio soprattutto a seconda delle dimensioni delle particelle inalate). Contribuisce a diminuire la visibilità ed aumentare lo sporcamento e la corrosione.
Per “polveri fini” si intendono particelle di dimensioni inferiori ai 2.5 m (o meglio, con diametro aerodinamico inferiore a 2.5 mm) : PM2.5. Nella normativa attuale i limiti di concentrazione si riferiscono usualmente al PM10 : a particelle di dimensioni inferiori a 10 m.
ANPA‐ Scienza e ambiente. Conoscenze scientifiche e priorità ambientali. Documenti 2/2002
Aerosol Atmosferico e Polveri Fini
56

Termochimica e Cinetica dei processi di combustione Eliseo Ranzi

Transcript

Documenti analoghi

QUI - Confartigianato

Tema: La combustione

miscelatori ad aria compressa

Combustione pulita contro le polveri sottili

Fuliggini prodotte dalla combustione di kerosene e gasolio

IL CAMINETTO FA MALE? LA TOSSICOLOGIA INDAGA