Simulação de Escoamentos Reativos

Apresentação em tema: "Simulação de Escoamentos Reativos"— Transcrição da apresentação:

1 Simulação de Escoamentos Reativos
AC 290 Cristiane Martins

2 Descrição global do curso
Modo de avaliação Conceitos Básicos

3 Descrição do Curso Explorar computacionalmente problemas clássicos de combustão Ferramentas – Softwares comerciais Programas considerando equilíbrio químico Programa envolvendo cinética

4 Avaliação Objetivo – O aluno ao final do curso deverá ter clareza dos conceitos envolvidos em escoamentos reativos. A avaliação: Série de exercícios (Prova 1) Séries de exercícios (Prova 2) Apresentação de um artigo obtido na literatura + Prova (Exame)

5 Escoamentos Reativos - Exemplos
MOTOR A PISTÃO

6 REAÇÕES BÁSICAS. C + O2 + N2 ----> CO2 + N2 H + O2 + N > H2O + N2

7 Escoamentos Reativos – Exemplos Turbina a gás
Turbina a gás (mostrada ao lado) tem um compressor para puxar e comprimir o gás (usualmente ar); um combustor (ou queimador) para adicionar calor ao ar pressurizado; e uma turbina para extrair energia proveniente do gás aquecido. A turbina a gás é uma máquina de combustão interna que utiliza processo de combustão contínua. Isto difere do motor a pistão onde a combustão é intermitente. Figura 1: Diagrama esquemático A) motor a jato aeronáutico; B) uma turbina a gás (para uso em terra)

8 Escoamentos Reativos – Exemplos Turbina a gás

9 Termodinâmica Química
Cálculo do estado final baseado em alguma informação do estado inicial assumindo equilíbrio termodinâmico Propriedades do estado final temperatura (temperatura adiabática de chama) conservação de energia – 1a lei da TD composição de equilíbrio conservação da massa entropia - 2a lei da TD

10 Por que estudar equilíbrio termodinâmico?
Equilíbrio considera que a reação teve tempo suficiente para ocorrer. Cinética considera taxas de reações químicas.

11 Revisão - Equilíbrio 1.1 Forças diretrizes e Energia Livre de Gibbs
1.2 O efeito da temperatura na energia livre da reação 1.3 Energia livre padrão de reação 1.4 Interpretando dados de Energia livre padrão 1.5 Relação entre energia livre e constantes de equilíbrio 1.6 Reações na fase gasosa

12 Energia Livre de Gibbs 1.1 Forças diretrizes e Energia Livre de Gibbs
Cálculos de H e S podem ser utilizados para sondar a força majoritária (quem manda?) por detrás de uma reação particular. O que acontece quando uma das forças responsáveis pela reação química está favorável e outra não? Exemplo 1. Responde-se esta questão definindo uma nova quantidade conhecida como energia livre de Gibbs (G) do sistema, o qual reflete o equilíbrio entre estas duas forças.

13 Energia Livre de Gibbs A energia livre de Gibbs do sistema pode ser definida como a entalpia do sistema menos a temperatura vezes a entropia do sistema. G = H – TS G = H – T S O ponto X desta definição ( a grande sacada) é a habilidade de se determinar a relativa importância dos termos de entalpia e entropia como forças comandantes por detrás de uma reação em particular. A variação na energia livre do sistema que ocorre durante uma reação mede o equilíbrio entre as duas forças que determinam se a reação é espontânea. Atente que a entalpia e a entropia têm diferentes convenções de sinais.

14 Energia Livre de Gibbs 1.2 O efeito da temperatura na energia livre da reação A equação utilizada para definir energia livre sugere que o termo de entropia torná-se mais importante quando a temperatura aumenta. Go = Ho - TSo Exemplo 2

15 Energia Livre de Gibbs 1.3 Energia livre padrão de reação
Go para qualquer reação pode ser calculado de dados proveniente de tabelas de energia livre padrão. Visto não existir zero absoluto na escala de energia livre, a forma mais fácil foi tabular dados em termos de energia livre de formação Gfo.

16 Energia Livre de Gibbs 1.4 Interpretando dados de Energia livre padrão
O sinal de Go nos diz a direção na qual a reação se deslocará para chegar ao equilíbrio. O fato de que Go é negativo para a reação a 25C significa que o sistema sob condições ambiente padrão se desloca para a direita, convertendo reagentes em produto antes de alcançar o equilíbrio. A amplitude de Go na reação nos diz quão longe o estado padrão está do equilíbrio. Quanto maior o valor de Go, mais longe a reação terá que ir desde as condições estado padrão até o equilíbrio. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

17 Energia Livre de Gibbs 1.5 Relação entre energia livre e constantes de equilíbrio A magnitude de G nos diz quão longe estamos do equilíbrio. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Relação entre G e ln Qp

18 A relação entre a energia livre da reação em qualquer momento (G) e a energia livre padrão da reação (Go) é descrita pela seguinte reação: G = Go + RT ln Q, Onde R é a constante do gás ideal em J/mol-K, T é a temperatura absoluta em kelvin, ln representa o logaritmo na base e, e Q é o quociente da reação para o momento em questão.

19 Como visto, a força dirigente da reação química é zero (G = 0) quando a reação está no equilíbrio. (Q = K). 0 = Go + RT ln K Podemos então resolver esta equação para a relação entre Go e K. Go = - RT ln K Esta equação nos permite calcular a constante de equilíbrio para qualquer reação a partir da energia livre padrão e vice-versa.

20 Energia Livre de Gibbs 1.6 Reações na fase gasosa
As reações químicas mais simples são aquelas que ocorrem na fase gasosa em um passo único, tal como a transferência de átomo cloro proveniente ClNO2 para o NO formando NO2 e ClNO. ClNO2(g) + NO(g)  NO2 (g) + ClNo (g)

21 Energia Livre de Gibbs Taxa = k (ClNO2)(NO)
Um dos objetivos de coletar estes dados é descrever a taxa de reação, ou seja, a taxa para a qual os reagentes são transformados em produtos. Desaparecimento do reagente/ aparecimento produto Taxa = k (ClNO2)(NO)

22 Variação na concentração de NO2 e ClNO em uma região cinética e outra região de equilíbrio
Por definição, a região cinética é o período no qual as concentrações dos componentes da reação estão constantemente variando. A região de equilíbrio é o período após nenhuma variação na concentração é observada.

23 Por que a reação pára? Teoria do modelo de Colisão para reações na fase gasosa

24 Constante de Equilíbrio
A constante de equilíbrio para a reação pode ser expressa de duas formas: Kc e Kp. Pode-se escrever a constante de equilíbrio em termos de pressão parcial de regentes e produtos, ou em termos de concentração em mol/litro. Para reações na fase gasosa a constante de equilíbrio obtida de Go é baseada nas pressões parciais dos gases (Kp). Para reações em solução, a constante de equilíbrio é baseada em concentrações (Kc).

25 O que significa fisicamente o valor da constante de equilíbrio?
Basicamente uma relação de equilíbrio químico é uma expressão matemática dos diversos participantes de um processo químico e que prevalecem quando a situação de equilíbrio é atingida. Para combustão em geral usa-se valor de Kp nos cálculos.

26 Equilibrium Constants for Selected Gas Phase Species
Log10Kp T(K) CO+1/2O2↔ CO2 1/2H2↔H H2+1/2O2↔H2O 1/2N2↔N 1/2O2+1/2N2↔NO O2+1/2N2↔NO2 1/2O2↔O 1/2H2+1/2O2↔OH 200 298.15 400 600 -7.296 800 1000 1200 7.7586 7.8966 1400 6.0089 6.3457 1600 4.701 5.1788 -4.376 1800 3.6874 4.2693 2000 2.8794 3.5404 2200 2.221 2.9434 -1.508 2400 1.6742 2.4455 2600 1.2133 2.024 0.0134 2800 0.8197 1.6626 0.0623 3000 0.4799 1.3492 0.1043 3200 0.1836 1.075 0.1408 3400 0.833 0.1727 3600 0.6179 0.2007 3800 0.0441 0.4253 0.2255 4000 0.2031 0.2519 0.1725 0.2476 Source: NASA Glenn Research Center Thermodynamic Data Base Source: NASA Glenn Research Center Thermodynamic Data Base Source: NASA Glenn Research Center Thermodynamic Data Base

27 Exemplo – Uso Kp Aquecendo-se ar frio até 2500 K, que porcentagem de oxigênio inicialmente presente no ar é convertido em NO no equilíbrio? Solução – base de cálculo – 1mol de ar frio Seja x o número de mol de NO no equilíbrio. Por balanços materiais resulta: N2 = 0,79 – 0,5 x O2 = 0,21 – 0,5 x n = 1,00 Para a reação 1/2O2+1/2N2↔NO , Kp é obtido da tabela: log10kp = - 1,22, Kp = 0,

28 Levando esses valores na equação de equilíbrio
X = 0,023 (isto é, há 2,3% de NO no equilíbrio) A conversão de O2 em NO é igual a (0,023/2)/0, = 5,47% e a conversão do N2 é de 1,5 %

29 2. Combustão – Breves considerações
2.1 O que é combustão? Combustão é um processo de oxidação rápida que gera calor e luz. Envolve a queima de um combustível por um oxidante, o qual usualmente é ar. O combustível pode ser gás, líquido ou sólido. Uma chama é uma forma física de combustão. Chama pode ser tanto pré-misturas quanto não pré-misturadas (difusivas), dependendo somente da condição de mistura. Em uma chama pré-misturada ou combustão pré-misturada, existe mistura do combustível e oxidante em nível molecular antes da combustão. Ou seja, mistura ocorre antes que reação se inicie. Ao contrário da chama difusiva.

30 2.2 Por que estudar combustão?
Combustão é um processo de geração de energia e poluentes. Seu estudo tem como objetivo central melhor utilização da energia e menor emissão de poluentes.

31 2.3 Estequiometria da combustão
A reação entre combustível e oxidante pode ser representada por uma equação química. É importante ser capaz de representar a reação corretamente de modo que se possa analisá-la posteriormente.

32 A equação que representa a reação completa entre combustível hidrocarboneto, CxHy, (tal como diesel, gasolina, gás natural e GLP com ar), é dada abaixo: CxHy + a(O N2) → xCO2 + (y/2)H2O aN2 ; a = (x + y/4) A massa de combustível consumida é (12 x + y). A massa de ar consumida é ( x 28). Então a razão ar/combustível, em massa, da reação é a / (12 x + y).

33 2.4 Propriedades térmicas de misturas de gás ideal
Durante o processo de combustão, os reagentes (combustível e ar) reagem para formar produtos de combustão. Normalmente os reagentes e produtos estão na forma gasosa. Eles são assumidos ser misturas de gás ideal. Gás ideal é um gás que pode ser modelado negligenciando forças intermoleculares e o volume das moléculas. As propriedades da mistura, ou seja, de reagente ou produto, podem ser obtidas em termos de frações molares ou frações mássicas. Frações molares e frações mássicas de uma mistura, são parâmetros importantes para descrever a concentração de certa espécie na mistura.

34 2.5. Entalpia padrão e entalpia de formação
Combustão refere-se à liberação de energia. Por isso, energia, em termos de entalpia, é um conceito importante no estudo de combustão.

35 Para qualquer espécie em sistema químico reativo, a entalpia absoluta para a temperatura T, hi (T) é a soma da entalpia de formação no estado padrão de referência (Tref = 25C, e Pref = P0 =1 atm) consistente com base de dados termodinâmicos do Chemkin e NASA), hof,i(Tref), e a variação da entalpia (sensível) que vai de Tref a T, ∆hs,i(T)

36 2.6 Entalpia de Combustão e Poder calorífico
Baseada na entalpia de cada espécie, os seguintes itens podem ser calculados: entalpia de combustão, a qual é o calor liberado durante a combustão, o poder calorífico do combustível e a temperatura de chama. Considere um reator fluxo permanente, no qual uma mistura estequiométrica de reagentes entra e produtos saem, ambos nas condições de estado padrão. O processo de combustão é assumido completo. Calor é removido do reator e pode ser relacionado com a entalpia dos reagentes e produtos: qcv = ho – hi = hprod - hreac

37 Por que estudar equilíbrio termodinâmico?
Equilíbrio considera que a reação teve tempo suficiente para ocorrer. Cinética considera taxas de reações químicas.

38 Razão de equivalência Comum na apresentação das condições iniciais em termos de razão combustível/ oxidante - algumas vezes razão mássica combustível/oxidante - ou razão molar combustível / oxidante razão de equivalência  (atual/ estequiométrico)  = 1 – estequiometria (quantidade de oxidante exata para combustível)  < 1 – pobre ( excesso de oxidante)  > 1 – rica (excesso de combustível)

39 Mistura estequiométrica – hidrocarboneto / ar- exemplo
CxHy + a(O N2) → xCO2 + (y/2)H2O aN2 ; a = (x + y/4) As espécies majoritárias em uma combustão estequiométrica são CO2, H2O e N2. Para uma queima pobre (lean combustion) são H2O, CO2, O2, e N2; enquanto para combustão rica são H2O, CO2, CO, H2 e N2.

40 Capítulo 3- Programa: Gaseq
Objetivo: Apresentação / rodar alguns exemplos Gaseq Programa desenvolvido por Chris Morley.

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42 Relembrando Equilíbrio químico é o caso limite clássico em todos os processos de combustão. Quando o processo está em equilíbrio significa equilíbrio entre os mecanismos competidores. No caso de equilíbrio químico, as reações ocorrem em uma mesma taxa, tal que as concentrações das espécies não variam com o tempo. Em termos termodinâmicos, equilíbrio químico é a condição na qual não existe tendência ou potencial para fazer a composição do sistema variar.

43 Ciclo OTTO - gasolina Resolver neste programa o ciclo Otto, queimando gasolina. O ciclo Otto é modelado como um sistema fechado com massa fixa de ar/combustível, e utiliza os seguintes processos: 1-2 Compressão a qual é reversível e adiabática 2-3 Adição de calor proveniente do combustível 3-4 Expansão a qual é reversível e adiabática 4-1 Rejeição de calor para as paredes do cilindro