第二章 燃燒化學基礎與內燃機缸內工質-2014

1主講人：堯命發(fā)第二章：燃燒化學基礎與內燃機缸內工質2011年3月天津大學內燃機燃燒學國家重點實驗室2本章內容3、內燃機完全燃燒缸內工質1、燃燒與燃燒分類2、化學反應動力學基礎4、熱力學第二定律應用5、考慮化學平衡內燃機缸內燃燒產物6、燃燒是人類文明發(fā)展的主要驅動力3航空、航天、全球化、太空探測蒸汽機燃氣輪機、火箭發(fā)動機內燃機氧化說燃燒熱化學、熱力學化學動力學、連續(xù)介質理論發(fā)現(xiàn)、技術理論影響第二次工業(yè)革命、汽車、大眾旅行使用火燃素說第一次工業(yè)革命、航海、火車17世紀18世紀19世紀20世紀人類文明的出現(xiàn)史前燃燒與燃燒分類燃燒是一種復雜的物理、化學過程，根據(jù)燃料與氧氣物理準備條件和燃燒過程的流動特性，燃燒可以分為：4燃燒與燃燒分類根據(jù)混合氣燃料與氧的比例，燃燒可分：5燃燒的本質是一種放熱的化學反應，是燃料中可燃成分與空氣中的氧在高溫下進行的快速氧化反應。燃燒的氧化反應同樣會受到化學反應動力學因素的影響，燃燒過程與化學動力學有密切的關系。發(fā)動機燃燒6燃燒的本質78本章內容3、內燃機完全燃燒缸內工質1、燃燒與燃燒分類2、化學反應動力學基礎4、熱力學第二定律應用5、考慮化學平衡內燃機缸內燃燒產物化學反應動力學基本化學過程的理解是研究和認識燃燒的基礎，許多燃燒過程中，化學反應速率控制著燃燒速率?；瘜W反應速率決定著污染物的形成和遷移過程燃燒研究重大進展的原因之一是因為化學家能夠定義詳細的從反應過程到生成的化學反應途徑，并測量或計算它們的反應速率；從而建立模擬燃燒反應過程的數(shù)學模型。9化學反應速度簡單反應：把能代表反應機理，由反應物一步直接實現(xiàn)的變化稱為基元反應。如果一個反應僅由一個基元反應構成，則又稱為該反應為簡單反應（1）單分子反應：只有一個分子參與者的反應（2）雙分子反應：兩個不同種類或相同種類的分子參與（3）三分子反應：實際上，三個分子同時碰撞的機會非常少，多于三個分子概率極小10化學反應速度復雜反應：反應不是經過簡單的一步完成，通過生成中間產物的許多步驟來完成，每一步反應都是基元反應。常見的復雜反應有可逆反應、平行反應、串聯(lián)反應和鏈反應等。實際上，通過所寫的化學反應式絕大多數(shù)并不代表反應的歷程，只代表反應的總結果。如：它的反應歷程是：可逆反應

串聯(lián)反應

再如H2和Cl2的反應歷程是：（1）（2）（3）（4）

反應（1）一旦發(fā)生，則反應（2）和（3）就會不斷地交替發(fā)生，如同鏈環(huán)一樣，一環(huán)扣一環(huán)，直到反應物中的H2和Cl2全部轉化為HCI為止，這種反應為鏈反應。（1）是鏈開始，（2）、（3）是鏈傳遞，（4）是鏈中止。

總反應為：11化學反應速度在化學反應過程中，單位體積中的反應物和生成物的數(shù)量在不斷地變化。單位體積中所含物質的物質量在化學中定義為濃度?；瘜W反應速度可用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。在化學反應中可能有幾種反應物參加反應并生成幾種生成物，它們之間有確定的定量關系，這種定量關系可以由化學反應式求出。因此可以用任何一種反應物或生成物濃度隨時間的變化率來表示化學反應速度。12質量作用定律燃燒化學反應是在一定條件下，燃料分子與氧化劑分子間彼此碰撞而發(fā)生的，因此碰撞頻率影響著反應速度，而碰撞次數(shù)與單位容符號中反應物質分子的數(shù)目，即濃度有關。反應速度與濃度的定量關系可由質量作用定律來說明。質量作用定律：當溫度不變時，簡單反應（基元反應）的化學反應速度與該瞬間各反應物的濃度的化學計量數(shù)次方的乘積成正比。A、B、C等三種反應物中進行的簡單反應，其化學反應速度可以寫成：（k反應速度常數(shù)，取決于溫度和反應物的物理化學性質各反應物濃度項的方次和n=a+b+c為該反應的反應級數(shù)在復雜反應中，由于反應機理發(fā)現(xiàn)變化，反應不是按照化學反應計量方程式一步完成的。大多數(shù)化學反應計量方程式并不等于該反應的反應級數(shù)，必須通過試驗決定它的級數(shù)。如碳氫化合物與氧燃燒的反應級數(shù)為1.7-2.2;有些反應的動力學方程式不一定呈冪函數(shù)形式，因此無級數(shù)可言。13壓力對反應速度的影響對于可以用冪乘積表示基反應速度的反應，可以看出在定溫下壓力對反應速率的影響設有反應：A+B+C燃燒產物，其反應速度由氣體狀態(tài)方程pV=nRT：聯(lián)立上式：可見，反應速度和總壓的（a+b+c)次冪成比例

14ln(p)ln(W)a+b+c阿累尼烏斯定律溫度是影響反應速度的重要因素之一，它主要影響反應速度常數(shù)k值阿累尼烏斯(Arrhenius)，揭示了反應速度常數(shù)與溫度的關系為：15

或式中：K0為頻率因子，它與分子碰撞數(shù)目有關的一個常數(shù)，E為反應的活化能（J/mol

可以將化學反應速度關系式寫成適用范圍廣，既適用于單相反應，也適合一般的多相反應，但不適用于鏈反應阿累尼烏斯提出了活化分子和活化能基本概念K0為實際上與溫度相關，對于精密計算需要考慮溫度的影響溫度對反應速度的影響原則上阿累尼烏斯定律只適用于基元反應，因為復雜反應通常不能用一個速度常數(shù)確定。實際上，它也能適用于多數(shù)非基元反應，非基元反應的活化能稱為“表觀活化能”或“經驗活化能”。上式中的化學反應速度關系式描述了溫度對反應速度的影響，但還有其它一些規(guī)律如下圖：16TW如酶催化反應TW如碳的氧化TW爆炸反應TW符合阿累尼斯方程TW如2NO+O22NO2全局反應與基元反應1mol燃料與amol氧化劑生成bmol燃燒產物用全局反應機理可以表示為：，根據(jù)實驗測量，燃料消耗率為：

稱為全局反應系數(shù)，是與溫度強相關的函數(shù)。正如前方所述，n和m與反應級數(shù)有關，但不是計量方程式中的系數(shù)。如庚烷與氧的燃燒化學方程式：化學方程式僅僅描述轉化成什么，并不表示在分子尺度上發(fā)生什么。每一個分子事件稱為基元反應，如已經證實很多燃燒反應的快慢都是由H原子和O2分子間的基元反應決定的。用來描寫一個綜合反應所必需的基元反應稱作為反應機理，反應機理可能涉及到幾步基元反應或多至幾百種反應。選擇最少數(shù)量的必要基元反應步驟來描述一個全局反應，即為簡化機理。17鏈反應燃燒機理認為，燃燒都是鏈反應。鏈反應的基本原理是：本步生成物作為下一步或下幾步的反應物。通常反應鏈的中心，或活性組分是單原子或分子碎片，即自由基。首先，燃燒反應以H原子和O2分子的反應開始：上式生成的OH基可與乙烷分子反應形成穩(wěn)定的水和不穩(wěn)定的乙基，乙基可以快速分解為乙稀和氫原子繼續(xù)鏈反應。上述四個基元反應的聯(lián)合反應效應可看作以H原子開始和結束。包括：鏈引發(fā)、鏈傳遞和鏈終止三個階段。鏈中心數(shù)目增加的基元反應稱為支鏈反應，鏈中心數(shù)目保持不變的反應稱為鏈傳播反應。過程的指數(shù)增長如下圖：18鏈反應因為鏈中心的數(shù)目從1增加到3，下式稱作支鏈序。除了分支和鏈傳播外，還有其它重要類型的基元反應，如果鏈中心是從穩(wěn)態(tài)分子產生，則被稱作鏈的初始反應，如正庚烷：若鏈中心消耗，則被稱作重組反應或鏈中止：19HOHO預混合可燃混合氣著火方式燃燒存在兩上最基本的階段：著火階段以主著火后的燃燒階段。著火階段是可燃物質與氧在緩慢氧化的基礎上，不斷積累熱量和活性粒子，引起反應的加速，到一定程度，燃料就會著火燃燒著火階段是一種典型的受化學動力學控制的燃燒現(xiàn)象，從化學動力學角度，著火的反應機理有兩種：熱著火（熱自燃）：可燃混合物由于本身的氧化放熱，或外部熱源加熱（壓縮），溫度為斷升高導致反應加速，積累更多的能量，最終導致著火?；瘜W鏈著火（鏈自燃）：可燃物反應中存在鏈載體，當鏈產生速度超過其銷毀速度，或者反應本身是分支鏈鎖反應，由于鏈載體的大量產生，使反應速度加快，產生更多的鏈載體，使反應物著火。實際燃燒過程中，它們是同時存在而且相互促進的（熱-鏈式著火）。可燃混合氣自行加熱不斷加強了熱活化，也加強了每個鏈反應的基元反應。自然現(xiàn)象不可能用單一的一種自燃理論來解釋。著火方式有自燃和點燃兩類。自燃是自發(fā)的著火，可燃混合物在放熱反應基礎上，不斷積累熱量和活性粒子，當混合物溫度升高后，反應速度大大增加。點燃是強迫著火，借助于外部能源，如火花塞點燃，使局部升溫并著火，通過火焰?zhèn)鞑サ秸麄€可燃混合物（除加熱區(qū)本身，火焰能否向四周傳播是判斷點火是否成功的標志）20著火概念著火：燃料與氧化劑分子混合后，從開始發(fā)生化學反應，反應加速，溫度升高達到激烈的燃燒反應之前的一段過程。著火的分類自燃點燃可燃物質在沒有外部火花、火焰等火源的作用下，因受熱或自身發(fā)熱并蓄熱所產生的自然燃燒。用電火花、熾熱物體等外部熱源，使可燃混合物局部強烈加熱而達到燃燒狀態(tài)，然后火焰向其他地區(qū)傳播，使整個可燃混合物燃燒起來。著火條件著火是反應放熱因素和散熱因素相互作用的結果。放熱>散熱:著火成功；放熱<散熱:著火失敗。Simonov熱自燃理論設有一個體積為V，表面積為S的容器，置于溫度為T0的環(huán)境中。容器內充以均勻可燃混合氣。在開始時刻，容器壁面及其內貯的可燃混合氣溫度均與環(huán)境溫度相同。分析模型假設：（1）整個容器內反應物的溫度、濃度以及反應速度處處相同；（2）反應過程中容器的壁溫保持不變，始終為T0；（3）氣體與器壁的換熱系數(shù)α為定值，不隨溫度與壓力改變；（4）忽略著火前后反應物的濃度變化。Simonov熱自燃理論著火時熱力平衡反應放熱速率為：容器壁的散熱速率為：容器內可燃混合氣的熱能變化率為：若放熱率q1曲線和散熱率q2曲線有兩個交點,即a點和b點，則：

a點穩(wěn)定。當外界有微小擾動時，如T↗，則q2>q1，散熱>放熱，T↘，回到a點;當T↘，q2<q1,散熱<放熱，T↗，回到a點。

b點不穩(wěn)定。輕微擾動將使b點失去平衡。若放熱率曲線與散熱率永不相交，不論在什么溫度下，放熱量總大于散熱量。因此容器內不斷有著熱量積累，最后導致可燃混合氣自燃。c點是發(fā)生熱自燃的一個臨界狀態(tài)點。著火濃度界限（a）著火溫度與可燃混合氣的關系（b）著火壓力與可燃混合氣的關系

Simonov方程式為若取pi為常數(shù)，則可得到臨界溫度與混合氣組成的關系曲線；若取T0為常數(shù)，則可得到另一條臨界著火壓力與混合氣組成的關系曲線。這些曲線統(tǒng)稱為著火濃度界限。曲線呈U形。存在著火濃度低限和高限。當溫度（壓力）降低時，這兩個極限相互靠近，使著火范圍變窄。如果溫度很低，在任何混合氣組成下都不能著火?？扇細怏w混合物的點燃在燃燒技術中，為了加速著火，往往由外界加入熱量，使局部地區(qū)的可燃混合物著火而燃燒，然后火焰向其它地區(qū)傳播，使全部可燃混合物著火和燃燒。這種由外界加入能源，使可燃混合物在加入能源的附近發(fā)生著火爆燃的方法稱為點燃著火法。（1）熾熱物體點燃（2）電火花或電弧點燃：從二電極之間的空隙所產生的電火花或電弧作為外加能源，使附近的可燃混合物溫度升高和活性分子濃度增加而點燃。（3）局部自燃的點燃:現(xiàn)代柴油機常利用活塞的壓縮行程來提高氣缸內的壓力和溫度，然后噴入燃油，可燃混合氣在氣缸局部地區(qū)自燃著火，從而將其它區(qū)域的未燃部分點燃。點燃方式內燃機燃燒思考？柴油機著火？汽油機著火？柴油機燃燒與燃燒速度？汽油機燃燒速度與火焰?zhèn)鞑?？NOx隨EGR成份變化？2627本章內容3、內燃機完全燃燒缸內工質1、燃燒與燃燒分類2、化學反應動力學基礎4、熱力學第二定律應用5、考慮化學平衡內燃機缸內燃燒產物完全燃燒缸內工質燃燒反應計算是以燃燒過程的質量平衡為基礎進行的；內燃機燃油是一種碳氫化合物，燃燒過程就是碳氫的氧化過程。燃燒反應方程式29過量空氣

由燃燒產物估計油耗—碳平衡法原理：基于碳元素質量守恒柴油主要由碳元素組成，排氣成份中含有碳元素的產物為CO2、CO、HC等。這些產物中碳元素質量總和應為柴油中碳元素質量。假設每小時排出氣體物質的量為x（mol），每小時的噴油量為y(g)，忽略竄氣則：空氣質量+燃燒油質量=排氣質量：mair+y=x(CO×28+CO2×44+O2×32+N2×28+HC×13+NO×32）碳元素質量守恒：y×0.87=x(CO×28+CO2×44+HC×13)得出每小時噴油量的估算值兩方程聯(lián)立碳平衡法估計油耗舉例左圖所示為某柴油機中任取的6個工況點，估算值和實際值的最大誤差為1.8%，可見此方法是比較準確和簡單的燃用空氣量的計算32理論空氣量2.實際空氣量L

－過量空氣系數(shù)，恰當?shù)倪^量空氣系數(shù)值對于不同的內燃機而不同，每臺內燃機都有從經驗上中得來的恰當值，如能維持恰當?shù)闹稻湍塬@得良好的燃燒性能。當燃油完全燃燒時，其燃燒產生將由CO2、H2O、O2和N2等氣體組成。燃燒過程瞬時分子改變系數(shù)1.理論分子改變系數(shù)液體燃料燃燒時，燃燒產物的容積總是大于可燃混合氣的容積。燃燒后摩爾數(shù)的增量為：33氣道預混合方式缸內噴射混合方式

理論或化學分子改變數(shù)2.實際分子改變系數(shù)

關于分子改變系數(shù)討論隨著燃料分子量提高，改變系數(shù)增大，對于小分子氣體燃料，燃燒產物的摩爾質量實際是變小。分子改變系數(shù)在一定程度上會影響燃燒溫度34問題：請簡要分析自然吸氣氣道噴射點燃式汽油機改為自然吸氣氣道噴射天然氣發(fā)動機，最高功率損失大約是多少？燃燒過程瞬時分子改變系數(shù)353.燃燒過程瞬時分子改變系數(shù)

曲軸轉角之前已燃燃料(kg),則此時的燃燒產物摩爾數(shù)為討論：X＝0，X＝1兩種情況。瞬時過量空氣系數(shù)36內燃機實際的工作循環(huán)在燃燒時存在化學反應，在吸氣時進入缸內的空氣與殘余廢氣相混合，內燃機缸內是一種多成份的混合氣體。在實際計算中，通常作出如下假設而使熱力過程得到簡化，如對于柴油機：

換氣的僅為新鮮空氣與殘余廢氣的混合物；缸內燃燒完全燃燒；燃油只是在燃燒前不久和燃燒進行中，按預定的燃燒規(guī)律噴入缸內；缸內燃油以已燃燃油的形式出現(xiàn)，不考慮已燃燃油和未燃燃油蒸汽之間的區(qū)別，也不考慮燃油在高溫下的熱分解；以均質氣體的假定進行計算。

柴油機實際循環(huán)的工質可看成由純燃燒產物和純空氣兩部分組成，其性質與這兩種組成有關，并以理想氣體予以計算。

瞬時過量空氣系數(shù)37瞬時過量空氣系數(shù)的定義：某瞬時氣缸實際吸入的空氣量與其時缸內所含燃燒產物相當?shù)娜加土咳紵枰諝饬康谋戎?，即瞬時過量空氣系數(shù)不僅可以描述工質的成份，描寫工質的特性，而且通過它還可以反映缸內熱力過程進展的情況。瞬時過量空氣系數(shù)38設GZ－瞬時缸內氣體總質量；

Ga－壓縮始點氣缸內總氣體質量

－殘余廢氣所折算出的燃油量

x－某一軸轉角之前已燃燒燃燒X與循環(huán)總噴油量gB之比，則有壓縮始點的名義過量空氣系數(shù)燃燒過程某一曲軸轉角瞬時過量空氣系數(shù)瞬時過量空氣系數(shù)39討論：(1)不計殘余廢氣時，(2)不計殘余廢氣時，Ga為每循環(huán)吸入氣缸的空氣重量，并認為G1是含有1kg燃油的可燃混合氣中實的空氣重量，即當x=0時，為純空氣；x=1時，燃燒結束完全燃燒缸內工質熱力學參數(shù)計算40由于各種燃油燃燒產物的成分都十分接近，所以燃氣的性質都可用瞬時過量空氣系數(shù)來加以描述。內燃機的工質可以認為是純空氣和純燃燒產物的混合物，故工質的內能即為瞬時過量空氣系數(shù)和溫度的函數(shù)，該函數(shù)可利用Just經驗公式可表示為：完全燃燒缸內工質熱力學參數(shù)計算41燃氣的摩爾質量

為了簡化計算，也可以始終用純空氣的摩爾質量進行計算。缸內工質焓的計算：kJ/kmol

燃氣的氣體常數(shù)

內燃機完全燃燒缸內燃燒溫度計算42基本假設

燃燒室內的工質是一個熱力學平衡系統(tǒng)，缸內壓力、溫度和組分分布均勻；服從理想氣體狀態(tài)方程；空燃比很大，混合氣很稀，產物的離解可以忽略。缸瞬時燃燒溫度的計算

內燃機完全燃燒缸內燃燒溫度計算43內燃機完全燃燒缸內燃燒溫度計算44已知條件：某一曲軸轉角時刻的缸內溫度、壓力和容積以及缸內工質成分以及熱力參數(shù)系數(shù)（ai,和bi）任一時刻缸內容積由運動學求得；傳熱計算由經驗公式計算，壁面溫度是經驗數(shù)據(jù)；燃燒率可以通過實驗測量或Webe等放熱率計算公式得到。補充條件：狀態(tài)方程；熱力學性質E（T）；組分守恒方程。利用迭代法可以還求出瞬時燃燒溫度和氣缸壓力。內燃機完全燃燒放熱率計算45燃燒放熱率

單位曲軸轉角內釋放的燃料的熱量，稱為放熱率

常采用所謂的?；艧崧剩?/p>

累積放熱率：在內燃機燃燒分析中，上述參數(shù)對于分析燃燒過程有十分重要的作用，燃燒持續(xù)角減小，表明燃燒速度加快，發(fā)動機經濟性改善；初期放熱率增大，發(fā)動機壓力升高率增大，NOX排放和噪聲增大。

46本章內容3、內燃機完全燃燒缸內工質1、燃燒與燃燒分類2、化學反應動力學基礎4、熱力學第二定律應用5、考慮化學平衡內燃機缸內燃燒產物4、熱力學第二定律及應用熱力學第二定律內燃機燃燒反應離解內燃機燃燒反應化學平衡及判斷依據(jù)內燃機燃燒可得到的最大理論功熱力學第二定律熱力學第一定律說明了熱能和其它形式能量相互轉換時，能量在“數(shù)量”上守恒的客觀規(guī)律，但是它沒有涉及不同形式的能量存在著“質”的差別。熱力學第二定律正是從能量的品位上，揭示了不同形式的能量存在“質”的差別，即能量總量在“質”上必然降低的客觀規(guī)律，從而揭示了在轉換為功的能力上，熱能和其它形式的能量相比品位較低的特點。在能量傳遞及轉換過程中，就呈現(xiàn)出一定的方向，條件及限度的特征。在一定的能質下降的補償條件下，能質升高的過程必定有一個最高的理論限度。只有在完全可逆的理想條件下，才能達到這個理論限度，這時，能質升高值正好等于能質下降的補償值，使總的能量保持不變?！澳苜|衰貶”原理及熵增原理可逆過程是純理想化的能質守恒過程；在不可逆過程中總的能質必然下降；在任何情況下，都不可能實現(xiàn)使孤立系統(tǒng)總的能質升高的過程。這是熱力學第二定律的實質，它揭示了一切宏觀過程必須遵循的、有關過程的進行方向、條件及限度的客觀規(guī)律?？藙谛匏拐f法：不可能把熱量從低溫物體傳到高溫物體而不引起其它變化，這指出了熱量傳遞過程的單向性。開爾文說法：不可能從單一熱庫吸取熱量使之完全轉變?yōu)楣Χ划a生其它影響，這個說法也可用普朗克說法來表示：第二類永動是不可能制成的?？险f法：在系統(tǒng)的任一平衡態(tài)附近，總存在著從該狀態(tài)出發(fā)經絕熱過程所不可能達到的狀態(tài)。哈特索普洛斯-基南的穩(wěn)定平衡態(tài)定律：在外界不產生任何影響的條件下，系統(tǒng)從任何一個非平衡態(tài)出發(fā)，經過足夠長的時間，總能達到一個，而且只有一個，穩(wěn)定的熱力學平衡狀態(tài)。熱力學第二定律還可概括為更一般的說法：一切自發(fā)過程都是不可逆的。熱力學第二定律閉口系統(tǒng)，熱力學第二定律的一般形式對于等熵過程（絕熱過程），常數(shù)為絕熱指數(shù)，常數(shù)

化學反應當量方程51當量方程實際上就是質量守恒定律的一種表達式。實際上，一般的化學反應并不能完全進行，其反應程度取決于反應物質的性質，以及化學反應時的條件。總的反應過程，實際上是在正反兩個方向的反應過程同時發(fā)生的條件下，不斷地朝著化學勢的勢差減小的方向進行的。在一定的條件下,化學反應進行的方向及限度,化學平衡的建立及平衡成分的確定，都必須遵循熱力學第二定律。在一定條件下，生成物中有些物質會發(fā)生離解反應，已經離解的摩爾數(shù)，與該生成物在當量方程中的總摩爾數(shù)的比值，稱為該生成物質的離解度。

吉布斯函數(shù)與化學勢521.吉布斯（Gibbs)函數(shù)（又稱吉布斯自由能）定義為：

吉布斯函數(shù)是一個重要的狀態(tài)參數(shù)，它與焓值和熵值有關。2.化學勢反應物質之間存在化學勢差，是發(fā)生化學反應的根本原因及必要條件。化學反應過程總是朝著消除化學勢差的方向進行的，直到勢差消失達到化學平衡，宏觀的化學反應才結束。在不同條件下，化學勢的表現(xiàn)形式是不相同的，但它們的物理本質是相同的。分別為內能、焓、f亥姆茨函數(shù)和吉布斯函數(shù)

其中最常用的是:吉布斯函數(shù)與化學勢53化學勢與吉布斯函數(shù)是兩個密切相關的不同概念，化學勢是強度參數(shù)，而吉布斯函數(shù)是個容度參數(shù)，具有可加性。混合氣體的總吉布斯函數(shù)等于各個組成氣體的吉布斯函數(shù)的總和。對于等溫等壓燃燒過程，由熱力學第一定律有：由熱力學第二定律：即在恒溫恒壓條件下，只有當生成物的吉布斯自由能大于反應物的自由能時，化學反應才能進行?；瘜W反應總是向吉布斯自由能減小的方向進行。只有當

化學反應達到平衡?；瘜W反應速度與化學平衡54C或D的生成速率是：A或B的生成速率是：正反應中A或B的離解速率為：逆反應中C或D的離解速率為：將反應的正向反應速率加在一起，即可得到反應物A、B、C、D的凈速率，即：在A、B、C、D不再變化時，反應達到平衡，即：化學反應速度與化學平衡55引入化學當量反應：

根據(jù)熱力學的基本理論，在溫度為T的定溫條件下，上述化學反應吉布斯函數(shù)可以推導為若某一溫度下達到化學平衡，則由上式可以得出：這個常數(shù)可以作為判斷一定種類化學反應在一定的溫度條件下向什么方向進行，以及判斷反應是否已經達到化學平衡的一種判據(jù)，定義平衡常數(shù)KP

化學反應速度與化學平衡56則化學定溫方程可以表達為：

對于任意化學反應，可以得到平衡常如：

化學反應速度與化學平衡57Kp與Kc之間有如下關系內燃機燃燒可得到的最大理論功58通常反應前的溫度和壓力與外界相等，當反應前后的溫度和壓力相等時，對外做的理論功最大，則有：

即最大理論功為：即，燃料燃燒最大理論功為在反應物溫度和壓力條件下吉布斯函數(shù)增量的負值?？梢妰热紮C燃燒反應的初如條件（溫度和壓力）和反應的進行程度都將影響內燃機可輸出的最大理論功（熱效率），燃燒反應中的離解將影響發(fā)動機熱效率。第一定律與第二定律能量分析59Sourcefrom:60本章內容3、內燃機完全燃燒缸內工質1、燃燒與燃燒分類2、化學反應動力學基礎4、熱力學第二定律應用5、考慮化學平衡內燃機缸內燃燒產物考慮化學平衡內燃機缸內燃燒產物燃燒化學平衡產物的計算考慮平衡產物內燃機缸內燃燒溫度計算離解反應對內燃機性能的影響燃燒化學平衡產物的計算在發(fā)動機的高溫燃燒產物中的化學組分以及發(fā)生的化學反應多達數(shù)以百計,而且其中的中間產