احتراق

 

فصل دوم – احتراق

تحلیل ترمودینامیکی احتراق:فرآيند احتراق عبارت از اكسايش اجزايي از تركيب سوخت است كه قابليت اكسيد شدن دارند و درنتيجه مي توان آن  را  به صورت يك  معادله  شيميايي بيان كرد . در طي فرآيند احتراق جرم هر عنصر ثابت باقي  مي ماند  بنابراين  نوشتن معادلات شيميايي و حل مسايلي كه  در  بردارنده  مقاديري از اجزاء مختلف و متعدد است ، اساساً  مستلزم  بقاي جرم براي هر عنصر است . همه شركت كنندگان در فرآيند  احتراق را واكنش كننده ها و  همه  مواد حاصل از فرايند احتراق را  محصولات احتراق  مي ناميم.  وقتي يك سوخت هيدروكربني مي سوزد، كربن و هيدروژن آن اكسيد مي شوند. براي مثال احتراق متان را در نظر بگيريد :                                     CH ₄+2O ₂→CO ₂+2H ₂O

در اين واكنش محصولات احتراق شامل دي اكسيدكربن و آب است . بسته به درجه حرارت و فشار محصولات احتراق ، آب مي تواند در فازهاي بخار، مايع يا جامد ظاهر شود.در اغلب فرآيندهاي احتراق،به جاي اكسيژن خالص اين اكسيژن هوا است كه مصرف مي شود.تركيب هوا درمبناي مولي تقريبا متشكل از 21 درصد اكسيژن ، 78 درصد نيتروژن و 1 درصد آرگون و چند گاز ديگر است.در دماهاي بالايي كه در موتورهاي احتراق داخلي به وجود مي آيد (دماهاي بيش از °C 2000 ) در عمل ميان  نيتروژن  و اكسيژن واكنشي صورت مي گيرد كه به سبب  وجود اكسيدهاي نيتروژن در گازهاي خروجي موتور، باعث افزايش آلودگي محيط زيست مي شود. در محاسبات احتراق شامل هوا،معمولا آرگون را در نظر نگرفته و فرض مي كنيم كه هوا  از 21 درصد اكسيژن و 79 درصد نيتروژن تشكيل شده است (درصدها حجمي است) . با اين فرض گاه اين نيتروژن را “نيتروژن اتمسفري” نام مي نهند . نيتروژن اتمسفري ( با احتساب آرگون) داراي وزن مولكولي 16/28 است،ولي وزن  مولكولي  نيتروژن خالص 013/28 است.حداقل مقدار هواي لازم كه اكسيژن كافي براي احتراق كامل تمامي كربن، هيدورژن و ديگر اجزاء قابل اكسايش سوخت را تامين مي كند را هواي نظري (تئوري) مي نامند.در طي احتراق كامل با هواي نظري ، در محصولات هيچ اكسيژن خالصي وجود ندارد.

دو پارامتر مهم كه اغلب براي بيان نسبت سوخت و هوا به كار برده مي شود عبارت اند از: نسبت  هوا – سوخت ( با علامت AF (و عكس آن يعني نسبت سوخت-هوا (FA)  اين نسبت ها معمولا بر مبناي جرمي بيان مي شود ولي گاهي مبناي مولي نيز به كار برده مي شود.

نقطه شبنم محصولات احتراق:براي تعيين نقطه  شبنم  محصولات احتراق بايد با تعيين  فشار جزيي آب موجود  در  محصولات

1.  P) از فرمول زیر:

   P

كه در آن P فشار كل محصولات گازي و n تعداد مول است ، به جدول آب اشباع مراجعه كرد ، دماي اشباع مربوط به اين فشار همان نقطه شبنم محصولات احتراق است.

انتالپی تشکیل:مولكول هاي يك سيستم داراي انرژي هايي نظير انرژي محسوس ، انرژي نهان (وابسته به تغيير حالت) ، انرژي شيميايي(وابسته به ساختار مولكولي) و انرژي هسته اي(وابسته به ساختار اتمي) هستند. در طي يك واكنش شيميايي برخي پيوندهاي شيميايي كه اتم ها را در قالب مولكول نگه مي دارند شكسته شده و مولكول هاي جديدي تشكيل مي شود. انرژي شيميايي اين پيوندها ،براي واكنش كننده ها و محصولات، متفاوت است. بنابراين در يك فرآيند واكنش شيميايي، انرژي هاي شيميايي تغيير كرده و بايد در موازنه در نظر گرفته

 

شوند. از آنجا كه محصولات و واكنش كننده ها در حالت يكسان قرار دارند، تغيير انتالپي فرآيند منحصراً ناشي از تغييرات شيميايي تركيب سيستم است. اين تغيير انتالپي براي واكنش هاي مختلف متفاوت است و در نتيجه معرفي يك خاصيت براي نمايش تغيير انرژي شيميايي واكنش مطلوب است.اين خاصيت انتالپي واكنش ()نام دارد كه برابر با اختلاف بين انتالپي محصولات و واكنش كننده ها در يك حالت مشابه در طي يك فرآيند احتراق كامل است. در فرآيندهاي احتراق، به انتالپي واكنش معمولاً انتالپي احتراق() گويند كه نشانگر مقدار حرارت آزاد شده در طي يك فرآيند احتراق جريان پايا است كه طي آن يك كيلومول(يا يك كيلوگرم) سوخت در يك دما و فشار به طور كامل مي سوزد. بسياري از فرآيندهاي احتراق كامل نبوده و  در  آن صورت انتالپي احتراق  قابل كاربرد نيست ؛ بنابراين يك روش كاربردي تر معرفي يك خاصيت مبنا براي  نمايش انرژي شيميايي يك عنصر يا ماده مركب در يك حالت مرجع است . اين خاصيت انتالپي تشكيل  ()نام دارد كه  عبارت از  انتالپي ماده در يك حالت معين ناشي از تركيب شيميايي آن است.

ارزش حرارتی: يك واژه رايج ديگر در مورد احتراق سوخت ها  ارزش حرارتي سوخت نام  دارد كه به عنوان مقدار گرماي  آزاد  شده در هنگام سوختن كامل سوخت در يك فرآيند جريان پايا كه در آن محصولات به حالت واكنش كننده ها بر مي گردند تعريف مي شود . هنگامي كه آب موجود در محصولات مايع است به  آن ارزش حرارتي بالا (HHV) و  هنگامي كه آب موجود در محصولات بخار است  به  آن  ارزش حرارتي پايين (LHV)  گويند.

تحلیل قانون اول سیستم های واکنشی: موازنه انرژي(قانون اول) براي سيستم هاي داراي واكنش تفاوتي با سيستم هاي بدون واكنش ندارد. البته در مورد سيستم هاي داراي واكنش شيميايي بايد تغييرات انرژي شيميايي نيز در نظر گرفته شود. سيستم هاي داراي واكنش مي توانند به صورت حجم كنترل هاي جريان پايا يا سيستم ترموديناميكي باشند.

حجم کنترل های جریان پایا:پيش از نوشتن موازنه انرژي لازم است انتالپي هر جزء سيستم هاي داراي واكنش به صورت مناسبي بيان شود؛ بنابراين انتالپي بايد نسبت به يك مرجع استاندارد تعيين شود.

دمای شعله آدیاباتیک: در غياب هر گونه كار وتغيير انرژي هاي جنبشي و پتانسيل، انرژي شيميايي آزاد شده در طي فرآيند احتراق يا به محيط اطراف تلف شده يا صرف بالا بردن دماي محصولات احتراق مي شود. در صورت عدم وجود تلفات حرارتي ، دماي محصولات احتراق به حداكثر مقدار خود مي رسد كه به آن دماي شعله آدياباتيك گويند.بالاترين دمايي كه توسط يك محفظه احتراق مي تواند تحمل شود به جنس آن بستگي دارد بنابراين دماي شعله آدياباتيك عامل مهمي در طراحي محفظه احتراق، توربين هاي گاز و شيپوره ها است. حداكثر دمايي كه در اين وسايل رخ مي دهند به ميزان قابل توجهي كمتر از دماي شعله آدياباتيك است. مقدار دماي حداكثر با تنظيم ميزان هواي اضافي، به عنوان سيال خنك كن، كنترل مي شود.

تعادل شیمیایی: يك فرآيند احتراق مي تواند قبل از تكميل، حتي در هنگامي كه اكسيژن و زمان كافي موجود است، به تعادل برسد. يك سيستم هنگامي در تعادل محسوب مي شود كه از محيط مجزا باشد. در يك سيستم مجزا (ايزوله) اگر تغييري در فشار رخ ندهد تعادل مكانيكي، اگر تغييري در دما رخ ندهد تعادل حرارتي و اگر تغييري در تركيب شيميايي آن رخ ندهد تعادل شيميايي برقرار است. وضعيت تعادل مكانيكي و حرارتي روشن است ولي در مورد تعادل شيميايي چه معياري وجود دارد. در سيستم هاي واكنشي، معيار تعادل بر حسب قانون دوم ترموديناميك، يعني همان اصل ازدياد انتروپي، است. در سيستم هاي آدياباتيك، تعادل شيميايي هنگامي برقرار مي شود كه انتروپي سيستم واكنشي حداكثر شود. ولي در عمل اغلب سيستم هاي واكنشي آدياباتيك نيستند؛ بنابراين لازم است يك معيار تعادل قابل كاربرد براي هر سيستم واكنشي ايجاد شود.

 

معیار تعادل شیمیایی: يك محفظه داراي واكنش را در نظر بگيريد كه حاوي CO ، O₂و CO₂ در يك دما و فشار معين است. حال مي خواهيم ببينيم كه در محفظه چه روي خواهد داد . احتمالاً نخستين چيزي كه به نظر ميرسد ، واكنش شيميايي بين CO و O₂ و تشكيل CO₂ است:                                                                    CO₂→ O₂

احتمال  انجام  اين  واكنش وجود  دارد ولي  تنها  واكنش  ممكن نيست . احتمال دارد كه  مقداري  از CO₂ در محفظه  احتراق  به CO  و O₂ تفكيك(تجزيه) شود. حالت سومي نيز امكان پذير است و آن عدم وجود واكنش در بين اجزا، يعني همان وجود تعادل شيميايي در سيستم است. به نظر مي رسد كه هر چند دما، فشار و تركيب(يعني حالت) سيستم معلوم است ولي هنوز نمي توان فهميد كه آيا تعادل شيميايي برقرار است. فرض كنيد كه در دما و فشار مورد نظر آميزه(مخلوط) CO ، O₂ و CO₂ در تعادل شيميايي است. تركيب شيميايي اين آميزه تغيير نمي كند مگر اين كه دما يا فشار آميزه تغيير كند. به عبارت ديگر يك مخلوط داراي واكنش در فشارها و دماهاي مختلف داراي تركيبات تعادلي مختلفي است.

ثابت تعادل برای آمیزه های گاز ایده آل: آميزه اي از گازهاي ايده آل را كه در يك فشار و دماي خاص در حال تعادل است را در نظر بگيريد. تابع گيبس گاز ايده آل، نظير انتروپي آن، تابع دما و فشار است. معمولاً تابع گيبس، در يك فشار ثابت مرجع P₀ كه يك اتمسفر فرض مي شود، بر حسب دما فهرست مي شود. هنگامي كه ثابت تعادل معلوم مي شود مي توان از آن براي تعيين تركيب تعادلي آميزه هاي گاز ايده آل در حال واكنش استفاده كرد.

سینتیک شیمیایی: سينتيك شيميايي عبارت از مطالعه نرخ هاي فرآيندهاي شيميايي است تا عوامل موثر بر اين نرخ ها مشخص شده و طي آن با بررسي شرايط آزمايشگاهي مختلف، اطلاعاتي در مورد سازوكار واكنش و حالت هاي گذرا به دست آمده و در نتيجه مدل هاي رياضي ساخته شود تا بتوان از آنها براي پيش بيني مشخصه هاي واكنش هاي شيميايي استفاده كرد. دانستن نرخ هاي واكنش، كاربردهاي عملي زيادي دارد، مثل طراحي يك فرآيند صنعتي ،درك ديناميك پيچيده جو(اتمسفر) ، و ادراك فعل و انفعالات پيچيده اي كه اساس حيات را تشكيل مي دهند.

نرخ شیمیایی: سينتيك شيميايي با تعيين تجربي(آزمايشگاهي) نرخ هاي واكنش سر و كار داشته و بر اساس آن قوانين نرخ و ثابت هاي نرخ حاصل مي شود. نرخ واكنش عبارت از تغيير غلظت يك ماده در واحد زمان است.

Δc تغيير غلظت در مدت زمان Δt است.                              = نرخ واکنش

رابطه نرخ واکنش با معادلات استوکیومتریک:

معادله استوكيومتريك زير را در نظر بگيريد:

O₂ + 2H₂→ 2H ₂O

در اين معادله  ارتباط  تعداد مول هاي  واكنش كننده ها و محصولات نشان داده شده است.اين معادله مي گويد براي توليد دو مول آب ، بايد يك مول اكسيژن و دو مول هيدروژن با هم واكنش كنند، پس نرخ مصرف هيدروژن دو برابر اكسيژن است. نرخ توليد آب نيز دو برابر نرخ مصرف اكسيژن است.چون آب محصول است پس نرخ تغيير غلظت آن مثبت است ولي در مورد واكنش كننده ها اين نرخ منفي است.

 

 

قوانین نرخ: به طريق تجربي مشاهده شده كه نرخ هاي فوق به غلظت اجزاي درگير در واكنش بستگي دارد. رابطه بين نرخ و غلظت اجزا را اغلب در قالب معادل هاي به نام قانون نرخ بيان مي كنند. برخي از اين قوانين ساده و برخي ديگر پيچيده هستند.

قانون نرخ مرتبه اول(كه در آن نرخ با غلظت به توان يك متناسب است.):

r =

كه  ثابت نرخ مرتبه اول نام دارد.گفته مي شود معادله نرخ و واكنشي كه توسط آن تعريف مي شود از نظر A از مرتبه اول است و چون يكاي r غلظت بر زمان و يكاي [A] غلظت است ، بنابراين يكاي عكس زمان است.

يك قانون نرخ مرتبه دوم كه در آن نرخ واكنش با غلظت به توان دو متناسب است به شكل زير است:

r =

ثابت نرخ مرتبه دوم نام دارد.در اين حالت گفته مي شود معادله نرخ و واكنشي كه توسط آن تعريف مي شود از نظر A از مرتبه دوم است. يكاي عكس حاصل ضرب زمان در غلظت است.

با دانستن قانون نرخ و ثابت آن مي توان از آن براي پيش بيني هر شرايطي (از نظر غلظت) استفاده كرد.  قانون به صورت موجز و كاربردي نرخ واكنش را نشان مي دهد.از اين نرخ مي توان در يك مدل،مثلا مدل اتمسفر براي پيشبيني نرخ واكنش كاتاليزور شده با آنزيم،استفاده كرد. شكل قانون نرخ مي تواند در مورد سازوكار واكنش اطلاعاتي را ارائه دهد . دانستن قانون نرخ ما را قادر مي سازد تا وابستگي غلظت از اندازه ثابت نرخ را به صورت جداگانه در نظر بگيريم.

عوامل موثر بر نرخ واکنش: عوامل موثر بر نرخ واكنش از قرار زير هستند:

1- ماهیت واکنش کننده ها:بسته به نوع مواد واكنش كننده ،زمان واكنش متفاوت است. واكنش هاي اسيدي،تشكيل نمك ها و تبادل يون ها واكنش سريع بوده ولي ايجاد پيوند كووالانسي بين مولكول ها و تشكيل مولكول هاي بزرگ جزء واكنش هاي بسيار كند هستند.

2- حالت فیزیکی: وقتي واكنش كننده ها هم  فاز هستند (مثل محلول هاي آبي) ، جنبش گرمايي موجب تماس آن ها مي شود ؛ ولي  وقتي واكنش كننده ها در فازهاي مختلفي هستند ،  واكنش فقط به سطح مشترك بين آنها  محدود مي شود . در مورد فازهاي مايع و جامد اين سطح همان سطح مايع است و براي تكميل واكنش بايد آن را به شدت تكان داده و هم زد . هر چه يك ماده جامد يا  مايع  به  اجزاي ريزتري تقسيم شود سطح تماس بيشتر شده و واكنش سريعتر انجام مي گيرد.

3- غلظت: بنا بر نظريه برخورد غلظت نقش مهمی در واکنش های شیمیایی دارد،زیرا برای واکنش باید مولكول ها با هم برخورد كنند و هرچه غلظت واكنش كننده ها بيشتر باشد بسامد برخوردهاي مولكولي بيشتر مي شود.

4- دما: دما تاثير زيادي بر نرخ واكنش دارد. در دماهاي بالاتر انرژي گرمايي مولكول بيشتر و در نتيجه بسامد  برخوردهاي  مولكولي هم بيشتر است. به صورت تخميني به ازاي هر °C 10  افزايش دما، نرخ واكنش دو برابر مي شود.

5- فشار: در واكنش هاي گازي افزايش فشار موجب افزايش برخورد واكنش كننده ها شده و نرخ واكنش زياد مي شود(فعاليت يك گاز با فشار جزيي آن نرخ واكنش رابطه مستقيم دارد.).در اين حالت تاثير فشار مثل غلظت است.

 

تعادل: سينتيك شيميايي در رابطه با نرخ واكنش شيميايي بوده ولي ترموديناميك شيميايي ميزان احتمال وقوع واكنش را تعيين مي كند. در يك واكنش  بازگشت پذير، تعادل شيميايي در هنگامي رخ مي دهد كه واكنش هاي پيشرو  و پسرو  يكسان بوده  و غلظت واكنش كننده ها  و محصولات ديگر تغيير نمي كند.

انرژی آزاد گیبس: انرژي آزاد گيبس تعيين مي كند كه آيا يك  واكنش انجام مي شود يا خير ، ولي سينتيك شيميايي سرعت  واكنش  را تعيين مي كند . يك واكنش مي تواند بسيار گرمازا بوده و داراي تغيير انتروپي مثبت باشد ولي  اگر نرخ  واكنش  آن  خيلي پايين باشد  عملاً رخ نمي دهد. اگر يك واكنش كننده بتواند دو محصول مختلف را توليد كند معمولاً آني كه از نظر ترموديناميكي پايدارتر است تشكيل مي شود مگر در موارد خاص كه واكنش كننده تحت كنترل واكنش سينتيك قرار بگيرد. از روابط انرژي آزاد گيبس مي توان ضرايب نرخ واكنش را پيش بيني كرد.

کاربرد: مدل هاي رياضي كه سينتيك واكنش هاي  شيميايي را تشريح مي كنند  ابزاري در دست شيميدان ها  و مهندسين شيمي هستند تا فرآيندهاي شيميايي نظير تجزي ه مواد غذايي ، رشد ميكروارگانيزم ها ، تجزيه لايه  اُزن و شيمي پيچيده سيستم هاي بيولوژيكي را درك كنند. همچنين  از اين  مدل ها مي توان براي طراحي يا اصلاح رآكتورهاي شيميايي ، حذف محصولات جانبي مضر و ارائه محصولات موثرتر استفاده كرد.مثلاً در فرآيند كراكينگ، مي توان از مدل هاي سينتيك شيميايي براي تعيين دما و فشاري استفاده كرد كه در طي آن بيشترين بنزين توليد مي شود.

واکنش های زنجیره ای: واكنش هاي زنجيره اي عبارت از يك مجموعه واكنش هستند كه به صورت چند مرحله اي رخ مي دهد. اين دو مرحله يك زنجيره را تشكيل مي دهند كه خروجي مرحله دوم آن ورودي مرحله اول است . اتم هاي Br و H كه واكنش را به پيش مي برند حامل هاي زنجيره (chain careers) ناميده مي شوند . دو  واكنش فوق  نيز كه موجب  توليد  محصول مي شوند  نيز  مراحل انتشار زنجيره chain propagation steps)) گفته  مي شوند  .بدين ترتيب  مشاهده  مي شود كه  يك  اتم  Br(حامل زنجيره) مي تواند  تعداد نامحدودي  H₂ و Br (محصول) توليد كند. احتراق درون شعله ها،پليمريزاسيون انجام شده براي توليد پلاستيك و شيمي اتمسفر(جو) مثال هاي ديگري از واكنش هاي زنجيره اي هستند.

سازوکار فرآیند احتراق

شعله: شعله يك ناحيه نوراني گازي است كه با حرارت همراه است. شعله از يك جبهه واكنش گر تشكيل شده كه در اثر نفوذ انرژي يا راديكال هاي آزاد از گازهاي داغ سوخته شده به گازهاي خنك تر واكنش نيافته ، يا از طريق اختلاط سوخت و هوا ايجاد مي شود . دما و رنگ شعله تابع نوع سوخت مي باشد .براي مثال وقتي يك شمع روشن مي شود مولكول هاي سوخت  درون فتيله شمع تبخير شده و به سرعت با  اكسيژن هوا واكنش مي يابد. در اثر گرماي حاصل سوخت بيشتري تبخير مي شود  تا شعله پايداري ايجاد شود دماي بالاي شعله موجب تجزيه مولكول هاي بخار سوخت شده و محصولات ناقص احتراق و راديكال هاي آزادي  ايجاد مي شود كه  با هم و  با  اكسيدكننده واكنش مي يابند . انرژي كافي درون شعله موجب تحريك الكترون ها در طي واكنش هاي واسطه گذرا شده(مثلCH و(C₂و در نتيجه آزادسازي انرژي اضافي،نور مريي منتشر مي شود. رنگ شعله تابع عوامل مختلفي است كه مهمترين آن تابش جسم سياه(مثل دوده) و انتشار باند طيفي مي باشد.در شعله هيدروكربن ها مهمترين عامل موثر بر رنگ، تغذيه اكسيژن و ميزان پيش اختلاط سوخت- اكسيژن است كه بر نرخ احتراق و در نتيجه دما و مسير واكنش و در نتيجه رنگ شعله تاثير مي گذارد.

 

انتشار شعله: يك شعله ثابت در يك نقطه، به داخل جرياني از سوخت و هوا منتشر مي شود . در اين حالت سرعت انتشار بايد با سرعت گاز مطابقت نمايد تا شعله در محل خود ثابت بماند . شكل شعله به چگونگي انتشار واكنش از گازهاي داغ سوخته شده  به گازهاي  خنك تر واكنش نيافته بستگي دارد . سرعت انتشار شعله تحت تاثير نفوذ مولكولي و سينتيك شيميايي است  .شعله عبارت از مجموعه امواج پايداري است كه  در جهت عمود بر امتداد خويش گسترش مي يابد و داراي نور است.وجود نور به دليل آزاد شدن مقدار زيادي انرژي است. شعله از دير باز توسط بشر شناخته شده و از بيش از 150 سال پيش توسط  اشخاصي نظير  ولتا ، برتهولت و دالتون به صورت علمي مورد مطالعه قرار گرفته است . تنها در يك محدوده خاص از نسبت سوخت – هوا است كه اشتعال امكانپذير است.به فقيرترين نسبت سوخت-هوايي كه امكان تشكيل شعله وجود دارد حد پايين اشتعال پذيري  و  به  غني ترين نسبت سوخت – هوايي كه طي  آن نيز  امكان تشكيل شعله وجود  دارد  حد  بالاي اشتعال پذيري مي گويند. محدوده بين دو حد فوق را نيز محدوده اشتعال پذيري گويند.

ترتيب اعمال احتراق از قرار زير است:

1- واکنش های پیش احتراق (precombustion reactions)

2- احتراق (combustion)

3-  واکنش های جلوي شعله (post flame reactions)

در طي واكنش هاي پيش احتراق مراحلي شامل ايجاد هسته هاي اوليه شعله صورت مي گيرد.اين هسته- ها مي توانند در اثر ايجاد يك جرقه يا توسط يك شعله ديگر به وجود  بيايند . در مرحله واكنش هاي جلوي شعله نيز فعل و انفعالات به صورت تركيب اجزاي  سوخت با  هوا به همراه واكنش هاي فرعي پيش مي روند . مرحله دوم (احتراق) بدنه اصلي فرآيند ها را تشكيل مي دهد. احتراق به دو صورت انجام مي گيرد:

1- احتراق با شعله پيش آميخته(همگن) ( (premixed flame

2- احتراق با شعله نفوذي( (diffusion flame

هر يك از اين نوع شعله ها مي توانند به صورت آرام يا مغشوش باشند.

شعله پیش آمیخته (همگن): در طي يك شعله پيش آميخته (همگن) سوخت و هوا ابتدا كاملاً مخلوط شده و سپس با زدن يك جرقه واكنش هاي اصلي احتراق صورت مي گيرد ، به طوري كه ابتدا از محل جرقه شعله اي ايجاد شده و شروع به حركت مي كند. با حركت شعله به سمت مخلوط نسوخته جلوي  آن محصولات  احتراق در پشت آن باقي مي مانند. سطح مشترك قسمت هاي سوخته شده و نسوخته را جبهه يا پيشاني شعله (front flame)گويند. اين جبهه با سرعت معيني به نام سرعت شعله به سمت قسمت نسوخته حركت مي كند و طي آن شدت احتراق بسيار بالا است.

شعله نفوذی: اين نوع شعله نيز از ديرباز شناخته شده است . آتش هاي طبيعي اساساً تركيبي از شعله هاي  نفوذي كنترل شده بوده و شعله شمع يا چراغ نفتي مثال هاي ديگري از اين نوع شعله هستند.شعله نفوذي شامل مناطق واكنش گرمازايي است كه در آن اكسايند(هوا) و سوخت به صورت مجزا وارد فضاي احتراق مي شوند.در شعله نفوذي واكنش هاي پيشاحتراق،قبل از اختلاط سوخت و هوا انجام مي گيرد.سپس در حين ورود سوخت و هوا به محفظه اختلاط ، احتراق به شكل همزمان با نفوذ مولكول هاي سوخت در هوا انجام مي گيرد.احتراق در موتورهاي ديزلي، توربين هاي گاز،شعله كبريت و شمع همگي از نوع نفوذي هستند.

 

در بررسي هاي كاربردي،از نظر شعله، عواملي بايد زيرنظر قرار بگيرند:

1- پايداري شعله، كه به تابش حرارت حاصل از ديواره هاي محفظه بستگي دارد.

2- رنگ شعله،كه نشانگر چگونگي احتراق بوده و اغلب به صورت چشمي توسط افراد خبره كنترل مي شود.

3- طول شعله،كه به طول فضاي احتراق بستگي داشته و بلندي يا كوتاهي آن در كاربردهاي مختلف متفاوت است .

4- شكل شعله،كه در عمل نشانگر سطح تحت تاثير شعله است.

5- دماي شعله،كه نشانگر ميزان كامل بودن يا نبودن احتراق است.

فناوری احتراق: اثرات آيروديناميك در سيستم احتراق عبارتند از:

1- استقرار يا تشكيل فوران(jet)

2- امتداد فوران

3- برگشت فوران

4- اختلاط فوران

5- جريان يكنواخت (پيستوني)( plug flow)

اگر سرعت جريان ، بالاتر از سرعت سوختن عادي يك مخلوط باشد فوراني به قطر تا شش  برابر قطر فوران اوليه شعله به صورت پايدار تشكيل مي شود. اين عمل باعث مي شود كه شعله در جهت عكس به سمت دستگاه برنگردد.  در مرحله امتداد فوران ، شرايط آيروديناميكي و مرزي به گونه اي است كه سطح پيشاني شعله با زمان افزايش مي يابد كه مي تواند منجر به پايداري شعله گردد . در حين امتداد فوران ، هواي اطراف به سمت داخل كشيده شده و  در  نتيجه  هواي ثانويه با سوخت  مخلوط شده و  اكسيژن كافي براي احتراق فراهم مي يابد .  به منظور ايجاد شعله همگن در سرعت هاي بالا معمولاً براي برگشت فوران از يك شعله فرعي يا بخشي  از محفظه  احتراق استفاده مي شود . به هر حال در منطقه برگشت، عملاً وجود هوا يا گازهاي سوخته شده مي تواند به احتراق كمك كند. در يك محفظه اختلاط همواره هواي مناسبي وجود دارد كه طي آن سوخت با هوا مخلوط شده و براي يك  احتراق موثر آماده مي شود . در نهايت ، در طي يك جريان يكنواخت ، از طريق جريان فوران ، مقدار حركت منتقل مي شود.