Hallo Experten!
Habe eine Aufgabe zum Thema Explosionsgrenze zu loesen und weiss nicht so recht die Loesung. Die untere Explosionsgrenze von Ethanol in einer Luftatmosphaere liegt bei ca. 3 Vol%.
Jetzt meine Frage: Wieviel fluessiges Ethanol benoetigt man in einem geschlossenen Behaelter (Volumen V), um die Explosionsgrenze zu erreichen. Temperatur soll bei T = 20 C liegen und der Dampfdruck von Ethanol bei dieser Temperatur 58,7 hPa. Bin fuer jede Hilfe dankbar.
Viel Spass beim Rechnen
owT
Kipp einfach den Behälter zur Hälfte voll, das dürfte reichen und die Explosion auch noch etwas verstärken.
Kipp einfach den Behälter zur Hälfte voll, das dürfte reichen
und die Explosion auch noch etwas verstärken.
Naja, das ist ja schoen und gut. Ich will die Explosion aber VERHINDERN, so dass ich schon einen BERECHNETEN wert brauche, wieviel Ethanol maximal in einen Behaelter darf, um eine Explosion auszuschliessen.
Naja, das ist ja schoen und gut. Ich will die Explosion aber
VERHINDERN, so dass ich schon einen BERECHNETEN wert brauche,
wieviel Ethanol maximal in einen Behaelter darf, um eine
Explosion auszuschliessen.
Ganz sicher gehst du, wenn du einfach KEIN Ethanol in den Behälter gibst oder aber den Behälter RANDVOLL machst.
Ist der Behälter zum Transport von Ethanol gedacht, ist der zweite Ansatz wohl der ideale… 
LG
Jochen
Man könnte ihn auch mit CO2 oder so fluten.
Wenn man nämlich nur immer einen kleinen Schluck in nem riesen Behälter transportiert, dann ist das nicht besondern effizient.
Man könnte auch ne unter 50%ige Lösung mit Wasser herstellen und es am Auslieferungsort destillieren.
Mir sieht das nämlich nach einer langweiligen Schulaufgabe aus. Schreib irgendwas kreatives 
Wow, auf die Idee mit KEINEM ETHANOL bin ich ja noch gar nicht gekommen. Ich dachte wirklich, ich wuerde hier Hilfe von Experten bekommen… Leider ist das keine langweilige Schulaufgabe:
Ich bitte wirklich um ernste Beitraege… Danke
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Wow, auf die Idee mit KEINEM ETHANOL bin ich ja noch gar nicht
gekommen.
Danke für die Blumen!
Ich dachte wirklich, ich wuerde hier Hilfe von
Experten bekommen…
Experten sind manchmal „Stallblind“ und kommen manchmal nicht auf ganz andere Lösungsansätze, die manchmal auch wirklich helfen - das Problem zu lösen oder auch nur, die Ursachen des Problems oder den Lösungsspielraumnochmal zu überdenken…
Ich kann dir die rechnerische Lösung nicht nennen. Dazu habe ich zu wenig Ahnung. Sorry. Aus dem Bauch heraus halte ich die genaue Berechnung für kompliziert, weil:
im geschlossenen Behälter steigt der Druck, wenn EtOH verdunstet, außerdem steigt der Partialdruck in der Gasphase darüber. Eigentlich bewirkt die Verdunstung auch noch ein Veränderung der Temperatur, aber die kann man wohl außer Acht lassen, denke ich, wenn der Behälter nicht gut thermisch isoliert ist.
Vielleicht ist das wenigstens ein Ansatz:
Im Gleichgewicht sollten der Dampfdruck und der Partialdruck von EtOH gleich sein. Als Nebenbedingung gilt, dass die Gesamtmenge an EtOH konstant ist, und die Volumenänderung der flüssigen Phase könnte vernachlässigt werden.
Wenn es einfach um die Bestimmung einer Mindestmenge an EtOH geht und der Druck im Behälter mit EtOH-Dampf etwa normal ist, reicht es, das Volumen des Behälters zu kennen und zu wissen, dass unter Standardbedingungen 1 mol einer Substanz ein Volumen von etwa 22 Liter einnimmt.
LG
Jochen
Hallo,
Ich versuchs mal, aber bitte die echten Experten, das nochmal zu überprüfen:
* maximal 3 Vol%.
* T = 20°C
* Geschlossener Behälter, Volumen V
* Dampfdruck 58,7 hPa.
Damit ein Gleichgewicht erreicht wird, wenn noch flüssiges Ethanol vorhanden ist, muss der Partialdruck p(Ethanol) = 5870 Pa sein. Als Ausgangsdruck der Luft nehme ich 10000 Pa an. Also ist der Enddruck p(ges) = 15870 Pa.
Wenn sich Luft und Ethanol annähernd wie ideale Gase verhalten, heißt das also, dass das Verhältnis der Drücke p(Ethanol)/p(ges) gleich dem Verhältnis der Stoffmengen n(Ethanol)/n(ges) gleich dem Verhältnis der Volumina V(Ethanol)/V ist.
Also V(Ethanol)/V = 5870/15870 = 0,37 = 37 Vol% >> 3 Vol%
Daraus folgt, solang überhaupt noch flüssiges Ethanol im Behälter ist und sich ein Gleichgewicht einstellen kann (braucht Zeit und Ethanoloberfläche), ist man ordentlich über der Explosionsgrenze.
Wenn man also ausschließlich gasförmiges Ethanol hat, vereinfacht das die Rechnung etwas:
Bei 3 Vol% enthält der Behälter 0,03*VBehälter gasförmiges Ethanol. Es stammen auch 3% des Druckes vom Ethanol, der Gesamtdruck beträgt somit p(ges) = 10309,3 Pa.
Ideales Gasgesetz: p*V = n*R*T
Also n(Ethanol) = p*VBehälter /(R*T) = 309,3Pa*VBehälter(in m³) / (8,314J/(K*mol) * 293,15K) = 0,1269 mol * VBehälter/m³
m(Ethanol) = n(Ethanol)*M(Ethanol) = 0,1269 mol * VBehälter/m³ * 46,07 g/mol = 5,846 g * VBehälter/m³
Dichte d = 0,7894 g·cm−3
V(FlüssigEthanol) = m(Ethanol)/d = 5,846 g * VBehälter/m³ / 0,7894 g·cm−3 = 7,41 ml * VBehälter/m²
Es dürfen also höchstens 7,41 ml flüssiges Ethanol, die dann vollständig verdampfen, pro m³ Behältervolumen in den Behälter kommen.
Ich gebe weder für An- noch Abwesenheit von Rechenhelfern Garantie!
Liebe Grüße, moin, Giogio
Hallo kalomel: Eine detailliertere Beschreibung deines Falles (unter welchen Umständen hat es geknallt?) wäre hilfreich. Ich nehme an, dass ihr Ethanol (? %, H2O-Gehalt und Temperatur beeinflussen den Flammpunkt und somit die Ex-Gefahr) so transportiert oder abgefüllt habt (bei ? °C), dass Ethanol-Dämpfe entweichen konnten und gleichzeitig noch eine Zündquelle vorhanden war. Also Ethanol abfüllen soll man(n)im Betrieb unbedingt in einem Ex-geschützten Raum. Beim umfüllen von Ethanol sollen die Behälter geschlossen (Sole-gekühlter Kühler auf dem zu füllenden Behälter) sein und mit Stickstoff N2 (= kein Luft-O2 im Kessel oder Umfüll-Behälter!) geflutet/inertisiert sein. Eine Möglichkeit besteht darin den abzufüllenden konz. Ethanol vor dem umfüllen auf unter 12°C (konz. Ethanol) ab zu kühlen, d.h. unter den Flammpunkt (Flammpunkt in Abhängigkeit des H2O-Gehaltes beachten!). Der Flammpunkt ist ungefähr identisch mit der unteren Ex-Grenze (3,5 Vol.%). Per E-Mail sende ich Dir noch eine Schilderung + Berechnungen zu einem Fall einer Ethanol-Explosion in einem Privat-Haushalt. Also nicht berechnen sollst Du ab wann es knallt, sondern Bedingungen schaffen unter denen keine Explosion statt finden kann! Explosionsverhindernde Grüsse. Paul
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Jetzt meine Frage: Wieviel fluessiges Ethanol benoetigt man in
einem geschlossenen Behaelter (Volumen V), um die
Explosionsgrenze zu erreichen.
Hallo,
zur Lösung musst du dir folgendes klarmachen:
Der Dampfdruck gibt, wenn ansonsten keine Gase im Spiel sind (Vakuum), den echten Druck an. E. von 20°Cwürde also einen Druck von 58,7 hPa erzeugen. Ist Luft im Spiel, verteilt sich die gleiche Menge eben in der Luft. 58,7 hPa „Partialdruck“ bei 1.013,25 hPa Luftdruck entspricht einem Molekülanteil von ca. 5,7 %
P.S. Standardbedingungen sind Atmosphärendruck und 0°C. Zur Umrechnung siehe: http://de.wikipedia.org/wiki/Gasgleichung
Gruß, Zoelomat
Moin,
ich denke nicht, daß die Berechnung Dir wirklich was bringt. Da Du die Ide mit „kein Ethanol“ abgewiesen hast, gehe ich davon aus, daß Ethanolspuren im Behälter nicht vermeidbar sind.
Dann ist die einzig vernünftige Vorgehensweise, die Luft im Behälter mit einem Ex-Meter, also einem Gerät zur Messung von explosiblen Atmosphären, zu überprüfen, um sicherzustellen, daß die Grenzwerte nicht erreicht werden.
Gruß
Kubi
ich denke nicht, daß die Berechnung Dir wirklich was bringt.
Da Du die Ide mit „kein Ethanol“ abgewiesen hast, gehe ich
davon aus, daß Ethanolspuren im Behälter nicht vermeidbar
sind.
Ich stimme dir da zu!
Dann ist die einzig vernünftige Vorgehensweise, die Luft im
Behälter mit einem Ex-Meter, also einem Gerät zur Messung von
explosiblen Atmosphären, zu überprüfen, um sicherzustellen,
daß die Grenzwerte nicht erreicht werden.
Eine weitere Idee ist noch, den Behälter mit Stickstoff zu fluten, falls das im Rahmen des technisch machbaren ist (es muss ja nicht aller Sauerstoff raus, aber wenn man den meisten rausbekommt, ist es schonmal deutlich sicherer.
LG
Jochen