Читайте также:
|
|
Тема: | Определение константы равновесия в различных системах |
Цель работы: | овладеть навыками применения основ теории сталеплавильных процессов для их успешного управления. В результате выполнения практической работы студенты должны уметь: - применять для расчетов основные понятия и законы физической химии; должны знать: - основные понятия и законы физической химии; - физико-химические процессы, протекающие в сталеплавильных агрегатах. |
Приборы, материалы и инструмент | Калькулятор |
Порядок выполнения практической работы | 1. Усвоить теоретический материал по темам: - Классификация и особенности сталеплавильных процессов.Физико-химические процессы, протекающие в сталеплавильном агрегате. - Основные физико-химические понятия и законы. Равновесие химических процессов - Строение жидкого металла, термодинамика окисления и восстановления - Система металл-газ, источники и растворимость кислорода - Особенности и значение реакции окисления углерода 2 Ответить на контрольные вопросы для самопроверки. 3 Выполнить и записать задания практической работы в тетрадь по практическим занятиям. 4 Сдать выполненную практическую работу на проверку преподавателю |
Теоретическая часть
Под внутренней энергией U понимают полный запас энергии тела: энергию состояния и движения его атомов, молекул и т.д. Абсолютное количество внутренней энергии тела или системы тел определить нельзя, измеряют ее приращение в каком-либо процессе U=U2-U1, где U2 и U1 – внутренняя энергия тела (системы) в конечном и начальном состояниях.
В металлургической практике большинство процессов идет при постоянном давлении (изобарические процессы). В этих реакциях тепло, подведенное извне, расходуется не только на увеличение внутренней энергии, но и на совершение работы. Для таких процессов принято говорить о приращении некоторой термодинамической функции, энтальпии Н=Н2-Н1.
При этом Н= U+р* V; где р* V – работа, выражающаяся в изменении объема системы при постоянном давлении р.
Закон Гесса звучит, что тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний реагирующих веществ, но не зависит от промежуточных стадий процесса. Данный закон подтверждает первый принцип термодинамики и позволяет оперировать с термохимическими уравнениями, как с алгебраическими.
В соответствии со вторым законом термодинамики все процессы имеют строго определенную направленность. При этом в одном направлении они протекают самопроизвольно, а для их обратного хода необходимо затратить работу. Каждый из процессов, начавшись, доходит до определенного конечного состояния, из которого он сам не может вернуться ни в исходное, ни в одно из предшествующих состояний. Подобные конечные состояния называются равновесными.
К равновесию способны самостоятельно идти только те процессы, которые имеют запас «работоспособной» энергии.
Таким образом, для процессов, идущих при постоянных температуре и давлении, полный запас энергии Н=G+T*S, где G – изобарно-изотермическкий потенциал, т.е. энергия, переходящая в работу. Вторая часть общей энергии T*S, связанная энергия, ни при каких условиях не может быть превращена в работу.
Энтропия S – функция состояния, она характеризует вероятность состояния системы и пропорциональна ей.
Из формулы Н= G+T* S получаем изменение изобарно-изотермического потенциала при какой-либо реакции.
Из физической химии известно, что
G0=-R*Т*lnК, (1)
где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль*К).
Откуда lnK = - Н0/(R*T) + S0/R или переходя к десятичным логарифмам, получаем
LgК = - Н0/(19,12*Т) + S0/19,12 (2)
Как следует из уравнения (2) для экзотермических реакций ( Н<0) первый член положителен и с повышением температуры константа равновесия уменьшается.
Закон действующих масс: отношение произведения парциальных давлений (концентраций) продуктов реакции, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к соответствующему произведению парциальных давлений или концентраций исходных веществ есть величина постоянная, зависящая только от температуры. Эту величину называют константой равновесия.
Химические процессы, протекающие при той или иной реакции, характеризуются уравнением, в левой части которого находятся символы веществ, вступающих в реакцию, а в правой — символы веществ — продуктов реакции, например, при взаимодействии Р и FeO получаются Р2O5 и Fe: 2P + 5FeO = P2O5 + 5Fe. Стехиометрические коэффициенты (цифры перед символами) показывают, какое число атомов или молекул может вступать в реакцию в соответствии с их валентностью. Если перед символом не стоит цифра, это означает, что стехиометрический коэффициент равен 1.
Влияние температуры на равновесие различных процессов качественно определяет принцип Ле-Шателье. В соответствии с этим принципом при каком-либо внешнем воздействии на равновесную систему в ней развиваются процессы, обратные этому воздействию.
Величины Н0 и S0 для большинства неорганических соединений приводятся в справочных таблицах, следовательно, константы равновесия реакций (в стандартных условиях) можно определять расчетным путем.
Тепловой эффект реакции — тепло, выделяющееся или поглощающееся при реакции. Реакции, сопровождающиеся выделением тепла, называют экзотермическими, реакции, сопровождающиеся поглощением тепла,— эндотермическими. При написании химических уравнений применяют два способа записи значений тепловых эффектов реакций:
1) тепловой эффект Q записывают в правой части уравнения реакции, например С + 02 =С02 + 393800 Дж/моль, при этом плюс показывает, что тепло выделяется (реакция экзотермическая), а минус — что тепло поглощается (реакция эндотермическая);
2) рядом с уравнением реакции приводят изменение энтальпии А Я, которое численно равно тепловому эффекту, но имеет обратный знак: С + 02 = С02; А Я = —393800 Дж/моль. Между величинами Q и ΔH существует следующее соотношение:
Реакция:
с выделением тепла ………………+ Q; — ΔH
с поглощением тепла……………..—Q; + ΔH
Тепловой эффект зависит от температуры, при которой протекает реакция.
Химическое равновесие. Большая часть металлургических реакций может идти как в прямом, так и в обратном направлениях (обратимые реакции). Состояние, при котором скорости реакций в прямом и обратном направлении равны, называют равновесным. Каждая химическая реакция идет только в таком направлении, которое при данных температуре и давлении приводит ее к равновесному состоянию. Если, например, реакция удаления фосфора или серы из металла в шлак достигла равновесия, то дальнейшего удаления этих примесей в шлак не происходит.
Порядок выполнения расчета
Определение Кр по закону действующих масс
Константы равновесия гетерогенных процессов с участием газов и жидких растворов могут содержать и парциальные давления и концентрации.
Газовая фаза выражается через парциальное давление – р; вещества, растворенные в металле, выражаются через концентрацию в процентах по массе – [% ]; шлаковая фаза – через активность – а.
Если в реакции участвует железо, играющее роль растворителя, то оно не входит в константу.
Например: для реакции
(FeO) +[C] = Fe + СО
Кр=рсо*1/а(FeO)*[%C]= рсо*/а(FeO)*[%C]
Концентрации веществ можно выражать как в процентах по массе, так и в мольных долях. От этого будет зависеть только численное значение константы равновесия, но не ее сущность.
Если в реакции участвуют твердые или жидкие вещества в виде однокомпонентных фаз, то в выражение константы они не вводятся. Не входит в константу и жидкое железо, играющее роль растворителя.
Если химическая реакция сопровождается выделением только газообразного вещества, то значение его равновесного парциального давления равно значению константы равновесия. Равновесное значение парциального газа называют в этом случае упругостью диссоциации соединения.
Определение Кр по тепловым эффектам и изменениям энтропии
Используя приложение 2, выбираются промежуточные стадии (реакции) для заданной реакции. Затем промежуточные реакции уравниваются для получения суммарной реакции.
Например:
Дана реакция Si + 2FeO = SiO2 + 2Fe
Из таблицы 2 (приложения) берутся:
6. Fe + 1/2О2 = FeO Q1, S1
16. Si + О2 = SiO2 Q2, S2
Суммируем эти реакции:
2FeO = 2Fe + 2*1/2О2 -2*Q1, -2* S1
+
Si + О2 = SiO2 Q2, S2
Si + 2FeO = SiO2 + 2Fe
Q = Q2 - 2*Q1; S = S2 - 2* S1
Значения Q1, Q2, S1 и S2 берутся также из таблицы 2 приложения.
Используя формулу (2) находят константу равновесия:
LgК = -Q/(19,12*Т) + S0/19,12 =
= (Q2 - 2*Q1)/(19.12*1873) + ( S2 - 2* S1)/19.12 =
= (912582 – 2*238117)/(19.12*1873) + (-205 – 2*(-50.02))/19.12 =
= 6.7
Откуда К = 106,67 = 4674
Температура сталеплавильных процессов принимается в пределах от 16000С до 16500С (необходимо перевести в К).
Варианты индивидуальных заданий приводятся в приложении 1.
Контрольные вопросы для самопроверки
1 Какой закон термодинамики определяет константу равновесия химической реакции?
2 Что определяют основные законы термодинамики?
3 Что характеризует энтропия?
4 Напишите формулу зависимости константы равновесия от температуры
5 Что определяет меру химического сродства двух вступающих в реакцию элементов?
6 С каким тепловым эффектом могут проходить химические реакции и как они называются в зависимости от этого?
7 В чем заключается принцип Ле-Шателье?
Приложения
Приложение 1
Рассчитать константу равновесия реакции.
1 Si + 2FeO = SiO2 + 2Fe
2 Mn + FeO = MnO + Fe
3 2Al + 3FeO = 3Fe + Al2 O3
4 2Сr + FeO = Cr2O3 + 3Fe
5 Ca + FeO = CaO + Fe
6 NiO + Fe = Ni + FeO
7 Mg + FeO = MgO + Fe
8 2V + 3FeO = V2O3 + 3Fe
9 Ti + 2FeO = TiO2 + 2Fe
10 Zr + 2FeO = Zr O2 + 2Fe
11 3TiO2 + 4Al = 3Ti + 2Al2 O3
12 3SiO2 + 4Al = 3Si + 2 Al2 O3
13 3MnO + 2Al = 3Mn + Al2 O3
14 Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2 O3
15 FeO + H2 = H2O + Fe
16 FeO + CO = CO2 + Fe
17 2 Cr2O3 + 3Si = 4Cr + 3SiO2
18 2MnO + Si = SiO2 + 2Mn
19 SiO2 + 2Fe = Si + 2FeO
20 Fe + MnO = Mn + FeO
21 Cr2O3 + 3Fe = 3FeO + Cr
22 3ZrO2 + 4Al = 2 Al2 O3 + 3Zr
23 2NiO + Si = 2Ni + SiO2
24 SiO2 + 4Mn = 2MnO + Si
25 3SiO2 + 4Cr = 2Cr2O3 + 3Si
26 TiO2 + 2Fe = Ti + 2FeO
27 V2O3 + 2Al = Al2O3 + 2V
28 MnO + CO = Mn + CO2
29 FeS + Mn = MnS + Fe
30 MnO + Ni = NiO + Mn
31 3MnO + 2V = V2O3 + 3Mn
Список литературы
1. Бойченко Б.М. и др. Конвертерное производство стали. 2009.
2. Чертов А.Д. Современный кислородно-конвертерный процесс. Учебное пособие. Липецк. ОАО «НЛМК». 2010.
3. Металлургия стали. Под редакцией Явойского В.И. – М. Металлургия. 2011.
Дата добавления: 2015-07-20; просмотров: 100 | Нарушение авторских прав
<== предыдущая страница | | | следующая страница ==> |
Липецк 2013 | | | Юридическая природа конституционных (уставных) судов |