бесплатно рефераты скачать
  RSS    

Меню

Быстрый поиск

бесплатно рефераты скачать

бесплатно рефераты скачатьВычисление термодинамических функций индивидуального вещества H2, расчет константы равновесия реакции 2MgOконд+Сграф - 2Mgконд+СО2. Построение и анализ диаграммы состояния двухкомпонентной системы La—Sb

Вычисление термодинамических функций индивидуального вещества H2, расчет константы равновесия реакции 2MgOконд+Сграф - 2Mgконд+СО2. Построение и анализ диаграммы состояния двухкомпонентной системы La—Sb

2

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 2MgOкондграф- 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 2MgOкондграф- 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.

Т,К

С0(Т), Дж/моль*К

С0(Т)/Т

100

28.1550

0.2816

125

27.3679

0.2281

150

27.0895

0.1880

175

27.1611

0.1585

200

27.4470

0.1372

225

27.8350

0.1220

250

28.2358

0.1111

275

28.5837

0.1028

300

28.8360

0.0961

325

28.9732

0.0901

350

28.9993

0.0842

375

28.9411

0.0782

400

28.8490

0.0721

425

28.7965

0.0664

450

28.8803

0.0617

475

29.2204

0.0599

500

29.9600

0.0591

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.

Т,К

Н0(Т)-Н0(0), кДж/моль

S0(T), Дж/моль*К

Ф0(Т), Дж/моль*К

G0(T)-G0(0), кДж/моль

100

2.9990

100.6160

70.6260

-7.06260

200

5.7315

120.1235

91.4662

-18.29323

300

8.5517

131.4133

102.9076

-30.87229

400

11.4462

139.8283

111.2128

-44.48514

500

14.3515

146.1412

117.4382

-58.71912

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 -- Н?. 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]

Атомный номер

1

Атомная масса

1,00797 а.е.м.

Атомный объём

14,4 см3/моль

Электроотрицательность

2,2

Атомный радиус

0,79 А

Ковалентный радиус

0,32 А

Степень окисления

+1, иногда -1

Плотность

8,988Е-5 г/см3

Теплота распада

0,05868 кДж/моль

Температура кипения

-252,87 0С

Удельная теплоёмкость

14,304 Дж/г*К

Температура плавления

-255,34 0С

Температура перехода в сверхпроводящее состояние

0 К

Теплопроводность

0,1717 Вт/(моль*К) при 273 К

Теплота парообразования

0,44936 кДж/моль

Химические свойства. Электронная формула водорода 1s1. Молекулы водорода Н? довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия: Н?=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 + Н? = Cu + Н?0. 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.

Страницы: 1, 2


Новости

Быстрый поиск

Группа вКонтакте: новости

Пока нет

Новости в Twitter и Facebook

  бесплатно рефераты скачать              бесплатно рефераты скачать

Новости

бесплатно рефераты скачать

© 2010.