Xreferat.com » Рефераты по химии » Вычисление 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

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

2MgOкондграф↔ 2Mgконд+СО2

Построение и анализ диаграммы двойной системы La—Sb.


Содержание расчетно-пояснительной записки:

1 Вычисление термодинамических функций.

    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.

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

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

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

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

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

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

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

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

      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.

      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

      1. 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

2MgOкондграф↔ 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.

      1. 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. 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 — 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]


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 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:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

взаимодействие алюминия (или цинка) с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

В промышленности: электролиз воды и водных растворов щелочей и солей:

2H2O = 2H2+ O2

2NaCl + 2H2O = H2+ Cl+ 2NaOH

пропускание паров воды над раскалённым углём при 1000 0C:

C + H2O = CO + H2

конверсия метана при 900 0C:

CH4 + H2O = CO + 3H2 [6]

Применение. Широкое применение водород нашел в химической промышленности — при синтезе аммиака, изготовления соляной и метиловой кислот, получения метилового спирта. В пищевой промышленности его используют для превращения жидких жиров в твердые (их гидрогенизации). Учитывая «невесомость» водорода, им заполняли и заполняют оболочки летательных аппаратов легче воздуха. Сначала это были воздушные шары, позднее — аэростаты и дирижабли, сегодня (вместе с гелием) — метеорологические зонды. Высокая температура горения, а в сочетании с электрической дугой она достигает 4000 0С, обеспечивает расплав даже самых тугоплавких металлов. Поэтому кислородно-водородные горелки используют для сварки и резки металлов. В цветной металлургии восстановлением водородом получают особо чистые металлы из оксидов. В космической технике отечественная ракета-носитель «Энергия» с успехом использует водород в качестве топлива. Водород используют при синтезе хлороводорода HCl, метанола СН3ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием природных растительных масел получают твердый жир — маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент.

Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды — довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500-600°C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются, по меньшей мере, до середины 21-го века.

Особенности обращения: водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий). [6]


1.3 Расчёт константы равновесия реакции 2MgOкондграф 2Mgконд+СО2 в интервале температур 1400 - 2400K, двумя способами, с помощью энтропии и приведенной энергии Гиббса.


Используя справочные данные по температурной зависимости изменения энтальпии реагентов, их энтропии, приведённой энергии Гиббса рассчитываем логарифм константы равновесия lnKp реакции 2MgOкондграф 2Mgконд+СО2, в интервале температур 1400 - 2400K [1].

Расчёт производится двумя способами.

  1. С использованием абсолютных значений энтропии:

(5)

где ni – соответствующие стехиометрические коэффициенты, S°i(T) – стандартная абсолютная энтропия индивидуального вещества при данной температуре, H0i(T) – H0i(0) – высокотемпературные составляющие энтальпии индивидуального вещества, ∆fH0(0) – стандартная энтальпия образования индивидуального вещества при Т = 0 К [2].

Расчет при температуре 2000 К:

Σ ni Sio (T) = 2*S0Mg(2000)+ S0CO2(2000)- 2*S0MgO конд(2000)- S0C граф(2000)= 2*99,802+309,193-2*119,027-40,892=229,851 Дж/мольК


Σ ni [Hi0(T)- Hi0(0)+∆f Hi0(0)]=2*[HMg0(2000)- HMg0(0)+ ∆f HMg0(0)]+ [HCO20(2000)- HCO20(0)+ ∆f HCO20(0)]- 2*[HMgO0(2000)- HMgO0(0)+ ∆f HMgO0(0)]- [HC0(2000)- HC0(0)+ ∆f HC0(0)]= 2*68,200+100,825-393,142-2*(91,426-597,319)-36,703=819,166 кДж/моль

lnKp==27.65-49.29=-21.63

2) С помощью приведенной энергии Гиббса:

, где (6)

- приведенная энергия Гиббса; - стандартная теплота образования индивидуального вещества при Т=0 К.

Σ ni Фi0 (T)= 2*ФMg0(2000)+ ФCO20(2000)- 2*ФMgO0(2000)- ФC0(2000)= 2*65.703+258.781-2*73.314-22.540=221.019 Дж/мольК


Σ nif Hi0(0)= 2*∆f HMg0(0)+ ∆f HCO20(0)- 2*∆f HMgO0(0)- ∆f HC0(0)=

0-393.142+2*597.319-0=801,496 кДж/моль

lnKp==26.6-48.3=-21.63

Аналогично рассчитывается константа равновесия химической реакции и для всех остальных температур из интервала 1400 -2400K; все необходимые данные находятся в таблицах приложений. Полученные результаты для всего интервала температур приведены в таблице 3.


Таблица 3.

Расчет ln Kp двумя способами в интервале температур 1400-2400K


T,K

1/T, К*106

I способ,lnKP

I способ,lnKP

Kp

1400

714

-42,85 -42,85

2.45*10-19

1500

666

-38,09 -38,09

2.86*10-17

1600

625

-33,97 -33,97

1.76*10-15

1700

588

-30,34 -30,34

6.66*10-14

1800

556

-27,11 -27,11

1.68*10-12

1900

526

-24,22 -24,22

3.03*10-11

2000

500

-24,63 -21,63

4.04*10-10

2100

476

-19,28 -19,28

4*10-9

2200 455 -17,15 -17,15

3.5*10-8

2300

435

-15,24 -15,24

2.4*10-7

2400

417

-13,34 -13,34

1.61*10-6


Используя полученный график (рисунок 4) и формулу:

(7)

рассчитаем среднее значение теплового эффекта реакции:

Вывод: Данная реакция является эндотермической, так как с ростом температуры увеличивается константа равновесия и равновесие смещается в сторону прямой реакции.

Вывод основан на принципе Ле – Шателье, который гласит: если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне и

Если Вам нужна помощь с академической работой (курсовая, контрольная, диплом, реферат и т.д.), обратитесь к нашим специалистам. Более 90000 специалистов готовы Вам помочь.
Бесплатные корректировки и доработки. Бесплатная оценка стоимости работы.

Поможем написать работу на аналогичную тему

Получить выполненную работу или консультацию специалиста по вашему учебному проекту

Похожие рефераты: