Вычисление термодинамических функций индивидуального вещества H2, расчет константы равновесия реакци...

Вычисление термодинамических функций индивидуального вещества H2, расчет константы равновесия реакци...

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Воронежский государственный технический университет

Физико-технический факультет

Кафедра физики, химии и технологии литейных процессов

КУРСОВАЯ РАБОТА

по дисциплине «Физическая химия»

Тема: Вычисление термодинамических функций индивидуального вещества H2, расчет константы равновесия реакции 2MgOконд+Сграф↔ 2Mgконд+СО2.

 Построение и анализ диаграммы состояния двухкомпонентной системы La—Sb.

     Выполнил студент ЛП – 061               ____X_HACKER

     группа       подпись    инициалы, фамилия

Руководитель                                                     А.Н. Корнеева

        подпись          инициалы, фамилия

Нормоконтроль                                        А.Н. Корнеева

           подпись                инициалы,  фамилия

Защищена________________Оценка______________________

2008 г

Воронежский государственный технический университет
      Кафедра физики, химии и технологии литейных процессов

ЗАДАНИЕ

На курсовую работу по дисциплине

«Физическая химия»

Специальность 150104: «Литейное производство черных и цветных металлов»

Тема работы: Вычисление термодинамических функций заданного вещества H и константы равновесия заданной реакции

2MgOконд+Сграф↔ 2Mgконд+СО2

Построение и анализ диаграммы двойной системы La—Sb.

Содержание расчетно-пояснительной записки:

1        Вычисление термодинамических функций.

1.1            Вычисление термодинамических функций H0(T)-H0(0), S0(T), Ф0(Т), G0(T)-G0(0) для заданного вещества H в интервале температур 100-500К.

1.2            Описание физических и химических свойств вещества H, его применение.

1.3             Расчет константы равновесия реакции 2MgOконд+Сграф↔ 2Mgконд+СО2 в интервале температур 1400 - 2400К, двумя способами и с помощью применения приведенной энергии Гиббса. 

2                   Построение и исследование диаграммы состояния двойной системы La—Sb.

2.1            Построение и исследование диаграммы состояния La—Sb по следующим пунктам:

2.1.1      Построить диаграмму состояния в La—Sb масс.д. и молек.д., определить тип диаграммы состояния, дать фазовый состав всех ее областей.

2.1.2      Установить формулы химических соединений, если таковые имеются на заданной диаграмме состояния La—Sb.

2.1.3      Указать температуру начала и конца кристаллизации для расплава системы, La—Sb содержащей 0,6 ат.д. Sb.

2.1.4      Определить природу и состав первых выпавших кристаллов из расплава, содержащего, 0,6 ат.д. Sb, а так же состав последних капель этого расплава.

2.1.5      По правилу рычага для системы La—Sb содержащей 0,6 ат.д. Sb, при температуре 1200oC, определить массы равновесных фаз, если было взято 50 г исходного сплава.

2.1.6      Найти число степеней свободы, в точках, соответствующих следующему составу системы и температуре:

Состав       0,4 ат.д. Sb, температура 1690oC

Состав       0,2 ат.д. Sb, температура 800 oC

Состав       0.8 ат.д. Sb, температура 1400oC

2.1.7      Нарисовать кривую охлаждения для системы, содержащей, 0,6 ат.д. Sb, и дать полное описание процесса охлаждения.

                               Руководитель работы:

 Корнеева А.Н._________________________

                               Исполнитель:        

 Щербаков А.Е.________________________

Дата выдачи задания_____________________

Дата сдачи курсовой работы_____________

Дата защиты __________________________

СОДЕРЖАНИЕ

Задание                                                               

Содержание                                                                                     

1.  Вычисление термодинамических функций                               

1.1.     Вычисление термодинамических функций H0(T) - H0(0), S0(T), Ф0(T),                   

G0(T) - G0(0) для заданного вещества Н2 в интервале температур

100-500К.                                                                                       

1.2.    Описание физических, химических свойств вещества H2 и его

 применение.                                                                                           

1.3. Расчет константы равновесия реакции

2MgOконд+Сграф↔ 2Mgконд+СО2 в интервале температур 1400-2400К двумя

способами: с помощью энтропии и приведенной энергии Гиббса.      

2.  Построение и исследование диаграммы состояния двухкомпонентной  

Системы La—Sb .                                                                   

2.1. Построение и исследование диаграммы состояния La—Sb по

следующим пунктам:                                                        

2.1.1.    Построить диаграмму состояния La—Sb в масс. д. и молек. д.,

определить тип диаграммы состояния, дать фазовый состав всех её областей.       

2.1.2.Установить формулы химических соединений, если таковые

имеются на заданной диаграмме состояния La—Sb.                  

2.1.3. Указать температуру начала и конца кристаллизации

 для расплава системы La—Sb, содержащей 0.6 ат. д. Sb.                               

2.1.4. Определить природу и состав первых выпавших кристаллов из

расплава, содержащего 0.6 ат Sb ат. д., а также состав последних

капель этого расплава.                                                                        

2.1.5. По правилу рычага для системы La—Sb, содержащей 0.6 ат. д. Sb

при температуре 12000C, определить массы равновесных фаз,

 если было взято 50 г исходного сплава.                                                              

2.1.6.                           Нахождение количества степеней свободы в точках,

соответствующих следующему составу системы и температуре:                                      

Состав       0,4 ат.д. Sb, температура 1690oC

Состав       0,2 ат.д. Sb, температура 800 oC

Состав       0.8 ат.д. Sb, температура 1400oC                                      

2.1.7. Кривая охлаждения для системы, содержащей 0.6 ат.д Sb, и полное описание  процесса охлаждения.                                           

Приложение А                                                                                             

Приложение Б                                                                                              

Приложение В                                                                                             

Приложение Г                                                                                             

Приложение Д                                                                                             

Список литературы                                                                                      

1.                ВЫЧИСЛЕНИЕ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИХ ФУНКЦИЙ.

1.1           Для вычисления термодинамических функций H°(T)-H°(0), S°(T), Ф°(Т), G°(Т)-G°(0) заданного вещества H, в интервале температур 100-500 К с шагом 25 К используем табличные значения термодинамических функций Ср(Т), S0(100) и H0(100)-H0(0), приведенные в источнике [1]. Расчет термодинамических функций при температурах 100, 200, 300, 400, 500 К производим по формулам из источника [2]:

   а) изменение энтальпии

          (1)

 б) изменение энтропии                            (2)

в) изменение энергии Гиббса (3)

г) изменение приведенной энергии Гиббса:

,                                                           (4)

где:

 — высокотемпературная составляющая стандартной энтальпии;

 — значение стандартной теплоёмкости ;

 — стандартная энтропия индивидуального вещества при указанной температуре;

 — приведённая энергия Гиббса;

  — разность стандартных энергий Гиббса при заданной температуре и при 0 К.

Для обеспечения точности вычисления термодинамических функций индивидуального вещества при указанных температурах с ошибкой не выше ~1%, стоградусный интервал, с которым приведены теплоемкости в источнике [1], разбивается на четыре равные части, и проводятся вычисления термодинамических функций  и  c шагом 25К, что достигается с помощью аппроксимации уравнений.

Выполнение расчетов термодинамических функций индивидуального вещества вышеизложенным образом осуществляется с помощью специальной компьютерной программы.

Значение термодинамических функций C0(T) и C0(T)/T для индивидуального вещества H приведены в таблице 1.    

Таблица 1

значение функций С0(Т) и С0(Т)/Т для H.

Примечание: С0(Т) – теплоёмкость вещества, рассчитывается при P=const.

Таблица 2.

Значение функций H0(T)-H0(0),S0(T),G0(T)-G0(0) для H.

Примечание:

Н0(Т)-Н0(0)—изменение энтальпии;

S0(T)—энтропия; Ф0(Т)—приведённая энергия Гиббса;

G0(T)-G0(0)—изменение энергии Гиббса.

Вывод: При вычислении термодинамических функций с помощью готовых программ мы показали, что ошибка в расчетах не превышает 1 %, в сравнении с приложением А. Из результатов вычислений видно, что, так как функция  является возрастающей функцией температуры, то ,  являются возрастающими функциями температуры, что и следует из законов термодинамики . (графики 1—3).

1.2    История открытия водорода. Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в 16 и 17 веках на заре становления химии как науки. Знаменитый английский физик и химик Г. Кавендиш в 1766 г. исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик А. Лавуазье совместно с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783 г. осуществил синтез воды, а затем и ее анализ, разложив водяной пар раскаленным железом. Таким образом, он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из нее получен. В 1787 Лавуазье пришел к выводу, что «горючий воздух» представляет собой простое вещество, и, следовательно, относится к числу химических элементов. Он дал ему название hydrogene (от греческого hydor — вода и gennao — рождаю) — «рождающий воду». Установление состава воды положило конец «теории флогистона». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году. На рубеже 18 и 19 века было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами других элементов), и вес (масса) атома водорода был принят за единицу сравнения атомных масс элементов. Массе атома водорода приписали значение, равное 1.

Физические свойства. Газообразный водород может существовать в двух формах (модификациях) — в виде орто- и пара-водорода.

В молекуле ортоводорода (т. пл. −259,20 °C, т. кип. −252,76 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны).

Разделить аллотропные формы водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону последнего. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород вплоть до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно, что даёт возможность изучить свойства отдельных аллотропных форм. Молекула водорода двухатомна — Н₂. При обычных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Водород — самый легкий газ, его плотность во много раз меньше плотности воздуха. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые легкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха. [5]

Химические свойства. Электронная формула водорода 1s1. Молекулы водорода Н₂ довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия: Н₂=2Н - 432 кДж. Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция: Ca + Н2 = СаН2 и с единственным неметаллом - фтором, образуя фтороводород: F2+H2=2HF. С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении. Он может "отнимать" кислород от некоторых оксидов, например: CuO + Н₂ = Cu + Н₂0. Записанное уравнение отражает реакцию восстановления. Реакциями восстановления называются процессы, в результате которых от соединения отнимается кислород; вещества, отнимающие кислород, называются восстановителями (при этом они сами окисляются). Реакция восстановления противоположна реакции окисления. Обе эти реакции всегда протекают одновременно как один процесс: при окислении (восстановлении) одного вещества обязательно одновременно происходит восстановление (окисление) другого.

N2 + 3H2 → 2NH3

С галогенами образует галогеноводороды:

F2 + H2 → 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

Cl2 + H2 → 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H2 → CH2  [5]

Распространенность в природе и получение. Водород широко распространён в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространённого вещества на Земле — воды (11,19% водород по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (т. е. в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и др.). В свободном состоянии водород встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного водорода (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве водород в виде потока протонов образует внутренний («протонный») радиационный пояс Земли. В космосе водород является самым распространённым элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд, основную часть газов межзвёздной среды и газовых туманностей. Водород присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного H2, метана CH4, аммиака NH3, воды H2O, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т.д. В виде потока протонов водород входит в состав корпускулярного излучения солнца и космических лучей.          Обыкновенный водород состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого водорода, или протия (1H), и тяжёлого водорода, или дейтерия (2H, или D). В природных соединениях водорода на 1 атом 2H приходится в среднем 6800 атомов 1H. Искусственно получен радиоактивный изотоп — сверхтяжёлый водород, или тритий (3H, или Т), с мягким β-излучением и периодом полураспада T1/2 = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4·10-15% от общего числа атомов водорода). Получен крайне неустойчивый изотоп 4H. Массовые числа изотопов 1H, 2H, 3H и 4H, соответственно 1,2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только 1 протон, дейтерия — 1 протон и 1 нейтрон, трития — 1 протон и 2 нейтрона, 4H — 1 протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов водорода обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.                                                        Различают лабораторные и промышленные способы получения водорода.          В лабораторных условиях в настоящее время применяется: взаимодействие активных металлов с кислотами — неокислителями:

Страницы: 1, 2