Введение

Жизнь современного человека на Земле немыслима без использования электрической энергии и теплоты. Для их производства используются природные энергетические ресурсы, большая часть которых связана с солнечной энергией. Сюда относятся химически связанная энергия органических топлив (ископаемых углей, нефти, природного газа, торфа, дров), гидравлическая энергия падающей воды рек, энергия ветра и непосредственно солнечного излучения. Мировые запасы органического топлива оцениваются следующим образом: уголь  220330 лет; газ  3560 лет; нефть  2550 лет.

Одной из основных тенденций мирового топливно-энергетического баланса является снижение доли нефти для генерации тепловой и электрической энергии, связанное с увеличением глубины ее переработки. В то же время наблюдается снижение темпов роста доли атомной энергетики в мировом балансе.

В целом, в перспективе ближайших 4050 лет прирост генерирую­щих мощностей в мире будет обеспечиваться в немалой степени за счет тепловых электрических станций (ТЭС) на органическом топливе, в том числе и за счет более широкого использования низкосортных топлив.

Наибольшее распространения в энергетике в настоящее время получили ТЭС, на которых тепловая энергия, выделяющаяся при сжигании органических топлив, преобразуется в электрическую энергию. На их долю приходится около 75 % вырабатываемой электроэнергии на Земле и около 80 % производимой электроэнергии в России. Основным назначением ТЭС является выработка электроэнергии для освещения, транспорта, коммунального хозяйства и бытовых нужд, а также снабжение жилых домов, учреждений и предприятий теплом для отопления зимой и горячей водой для коммунальных и бытовых целей или паром для производства.

Для выработки электрической и тепловой энергии используются теплоэнергетические установки на основе паросиловых и газотурбинных циклов, поршневых двигателей внутреннего сгорания и комбинированных (когенерационных) установок.

Термодинамический анализ циклов теплоэнергетических установок основывается на первом и втором законах термодинамики и позволяет выяснить предельную эффективность установки и наметить пути совершенствования элементов установки, улучшение которых способно повлиять на рост общей эффективности.

1. Термодинамика энергетических установок

1.1. Основные понятия и законы термодинамики

Формулировка и общее математическое выражение первого закона термодинамики. Первым законом термодинамики называют закон сохранения и превращения энергии – энергия не возникает из ничего и не исчезает, а переходит из одного вида в другой.

Теплота q (Q) перехода в термодинамическом процессе расходуется на изменение внутренней энергии u (U) и совершение работы w (W).

Математическое выражение первого закона термодинамики в удельных (Дж/кг) и абсолютных (Дж) величинах

q = u + w или Q = U + W,

и в дифференциальных формах:

dq = du + dw; dq = du + pd; dQ = dU + dW.

Выражение pd – характеризует работу изменения объема.

Вторая форма математического выражения первого закона термодинамики

dq = dh + dl; dq = dh  dp; q = h + l,

т.е. теплота перехода в термодинамическом процессе расходуется на повешение энтальпии рабочего вещества h и совершение работы l. Выражение dp – характеризует техническую работу или работу на валу.

Понятие об основных термодинамических процессах. Термодинамический процесс это непрерывное изменение состояния рабочего вещества, характеризуемое изменением численных значений параметров состояния, и его можно изобразить графически в координатах параметров состояния, например р и  (V) (рис. 1.1). На диаграмме состояния могут быть изображены только обратимые процессы. Однако в тех случаях, когда возникает необходимость сравнить обратимое и необратимое протекание процесса, используется пунктир.

Различают четыре основных процесса:

изотермический – при постоянной температуре (Т = const);

изобарный – при постоянном давлении (р = const);

изохорный – при постоянном объеме ( = const);

адиабатный – без теплообмена с внешней средой (dq = 0).

Графики этих процессов для расширения газа приведены на рис. 1.1.

Рис. 1.1. Основные термодинамические процессы и термодинамический цикл

Замкнутый термодинамический процесс 1-а-2-b-1, т.е. процесс при котором рабочее вещество, пройдя через ряд состояний, возвращается в первоначальное состояние, называется термодинамическим циклом. Для цикла изменение внутренней энергии u = 0 и уравнение первого закона термодинамики принимает вид q = w, т.е. теплота q, использованная в цикле, целиком превращается в работу, а при обратном протекании цикла, наоборот, работа превращается в теплоту.

Параметры и уравнения состояния рабочего вещества. Для превращения различных видов энергии нужны и различные рабочие вещества. Изменение состояния рабочего вещества в термодинамическом процессе фиксируется независимыми параметрами, число которых определяется характером системы.

Температура характеризует интенсивность теплового движения частиц в системе.

Шкала температур, отсчет которой начинается от точки абсолютного нуля температуры, называется абсолютной шкалой, единица измерения температуры – кельвин (К).

В практической – стоградусной шкале температура 0 ^ОС соответствует постоянной точке плавления химически чистого льда, а 100 ^ОС  постоянной точке кипения воды при нормальном атмосферном давлении (760 мм рт. ст).

Соотношение температур по практической t и абсолютной Т шкалам:

Т = 273,16 + t.

Давление газа на стенки сосуда есть результат ударов о них молекул. Давление измеряется в паскалях (Па = Н/м²). Поскольку эта единица мала (1 кгс/см² = 1 атм = 0,98·10⁵ Па), удобнее использовать 1 кПа = 1000 Па и 1 МПа = 10⁶ Па. Старые единицы связаны с паскалем соотношениями 1 бар = 750 мм рт. ст. = 1,02 атм = 10⁵ Па.

Пружинные и жидкостные манометры обычных конструкций измеряют разность между полным (абсолютным) давлением среды р_а и атмосферным (барометрическим) давлением р_б. Эта разность называется избыточным давлением: р_и = р_а – р_б . Если давление в емкости ниже атмосферного, то говорят, что в нем вакуум.

Удельный объем  – представляет собой объем единицы массы и выражается в м³/кг.

Плотность  – масса единицы объема, кг/м³,  = 1/.

Уравнение состояния идеального газа Клапейрона-Менделеева для m кг газа

рV = mRT,

где V – объем занимаемым газом; Т – температура; R = R_ /  газовая постоянная, Дж/(кг·К); R_ = 8314, 41 Дж/(кмоль·К) – универсальная газовая постоянная;  – молекулярная масса газа, кг/кмоль.

Уравнение состояния газа для 1 кг газа

р = RT.

Уравнение состояния идеального газа можно применять в расчетах для реальных газов при низких давлениях и высоких температурах.

Уравнение состояния реальных газов, учитывающие размер молекул, силы взаимодействия между ними, образование комплексов молекул  ассоциаций (при высоких давлениях) и пр. имеют сложный вид и в практике расчетов обычно не применяют – на их основании создаются таблицы.

Энтальпия – термодинамическая функция, имеющая смысл полной энергии системы

h = u + p.

Она складывается из внутренней энергии u и энергии р, обусловленной наличием внешнего давления окружающей среды р.

Теплоемкость и ее виды. Теплоемкостью с называют количество теплоты q, которое нужно подвести к 1 кг рабочего вещества для изменения его температуры на 1 градус:

с_m = q /T, c = dq / dT.

В зависимости от способа измерения единицы количества вещества, характера термодинамического процесса и величины интервала температур различают:

 теплоемкости массовую с, [Дж/(кг·К)] и объемную с', [Дж/(м³·К)];

 теплоемкость при постоянном давлении (изобарную) с_р и теплоемкость при постоянном объеме с_ . Установлено, что с_р – с_ = R. Отношение к = = c_p / с_ называют показателем адиабаты.

 истинную теплоемкость, соответствующую бесконечно малому интервалу температур, с = dq / dT и среднюю теплоемкость, соответствующую конечному интервалу изменения температуры: с_m = q / (T₂ – T₁).

Формулировка и общее математическое выражение второго закона термодинамики. При рассмотрении положений второго закона термодинамики чаще всего исходят из постулата (аксиомы), основанных на частных соображениях о работе тепловых двигателей.

Существует много эквивалентных друг другу формулировок второго закона, например:

 «Теплота может переходить сама собой только от горячего тела к холодному; для обратного перехода надо затратить работу» (Р. Клаузиус, 1850 г.);

 «Все естественные процессы являются переходом от менее вероятных к более вероятным состояниям» (Л. Больцман, 18701876 гг.).

Математическое выражение второго закона термодинамики для обратимых процессов имеет вид

dq = T ds,

для необратимых процессов

dq < T ds.

Энтропия s – параметр состояния такой же как и давление р, температура Т, плотность , энтальпия h и т.д. Энтропию нельзя измерить, ее смысл затруднительно продемонстрировать с помощь наглядных пособий, но можно понять по ряду интерпретаций.