Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Воронежский государственный технический университет
Физико-технический факультет
Кафедра физики, химии и технологии литейных процессов КУРСОВАЯ РАБОТАпо 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, фамилияРуководитель А.Н. Корнеева
подпись инициалы, фамилияНормоконтроль А.Н. Корнеева
подпись инициалы, фамилияЗащищена________________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.
Т,КС0(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 0.0591Примечание: 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,КН0(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 -58.71912Примечание:
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 объём14,4 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 2MgOконд+Сграф↔ 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 2MgOконд+Сграф↔ 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 ni∆f 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
1400714
-42,85 -42,852.45*10-19
1500666
-38,09 -38,092.86*10-17
1600625
-33,97 -33,971.76*10-15
1700588
-30,34 -30,346.66*10-14
1800556
-27,11 -27,111.68*10-12
1900526
-24,22 -24,223.03*10-11
2000500
-24,63 -21,634.04*10-10
2100476
-19,28 -19,284*10-9
2200 455 -17,15 -17,153.5*10-8
2300435
-15,24 -15,242.4*10-7
2400417
-13,34 -13,341.61*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 тем изменить условия, определяющие положение равновесия, то в системе усиливается то из направлений процесса, течение которого ослабляет влияние этого воздействия, в результате чего положение равновесия сместится в этом же направлении. [4]
2.ПОСТРОЕНИЕ И ИССЛЕДОВАНИЕ ДИАГРАММЫ СОСТОЯНИЯ ДВУХКОМПОНЕНТНОЙ СИСТЕМЫ La—Sb
2.1 Построение и исследование диаграммы состояния La—Sb в атомных и массовых долях.
2.1.1 Данная диаграмма, изображённая на рисунке 5, является двухкомпонентной системой с полной растворимостью в жидком состоянии, с отсутствием растворимости в твердом состоянии, с образованием одного устойчивого химического соединения конгруэнтного плавления и образованием трех неустойчивых химических соединении инконгруэнтного плавления, с вырожденной эвтектикой.
Фазовый состав:
I (L): жидкий расплав;
II (L + SLa): жидкий расплав + кристаллы твердого р-ра на основе компонента La;
III (L + SLa2Sb): жидкий расплав + кристаллы твердого р-ра на основе компонента La2Sb;
IV (SLa + SLa2Sb): кристаллы твердого р-ра на основе компонента La + неустойчивое химическое соединение La2Sb ;
V (L+SLa3Sb2): жидкий расплав + устойчивое химическое соединение La3Sb2;
VI (L+SLa2Sb3): жидкий расплав + устойчивое химическое соединение La3Sb2;
VII (SLa2Sb + SLa3Sb2): неустойчивое химическое соединение LaSb3+ устойчивое химическое соединение La2Sb3;
VIII (SLa3Sb2 + SLaSb): неустойчивое химическое соединение LaSb+ устойчивое химическое соединение La3Sb2;
IX (L+ SLaSb): жидкий расплав + неустойчивое химическое соединение LaSb;
X (SLaSb + SLaSb2): неустойчивое химическое соединение LaSb+ неустойчивое химическое соединение LaSb2;
XI (L+ SLaSb2): жидкий расплав + неустойчивое химическое соединение LaSb2;
XII (SLaSb2 + SSb): кристаллы твердого р-ра на основе компонента Sb + неустойчивое химическое соединение LaSb2.
Точкa эвтектики:
E1: LE1 ↔ SLa + SLa2Sb С=0 Ф=3
Переведём в массовые доли точки, соответствующие следующим атомным долям cурьмы: A=0,5 ат.д.; B=0,6 ат.д; C=0,74. Для этого воспользуемся следующеё формулой:
Проведём пересчёт для каждой из точек:
A:
B:
C:
2.1.2 На данной диаграмме имеется четыре химических соединения, которые условно обозначили следующим образом: LaxSby , LazSbw , LaaSbb , LacSbd . Индексы при химических элементах соответствуют количеству атомов. А количество атомов, в свою очередь, находится из отношения атомных долей этих элементов. Ниже приведены расчёты этих индексов:
x:y=атомная доля(La):атомная доля(Sb).
LaxSby
x:y=0.33:0.67
x:y=1:2
Отсюда следует, что химическая формула данного химического соединения LaSb2.
Аналогично, находим индексы для химического соединения LazSbw:
z:w=0.6:0.4
z:w=3:2
Следовательно, химическая формула данного соединения – La3Sb2.
Для химического соединение LaaSbb
a:b=0.5:0.5
a:b=1:1
Данная формула выглядит следующим образом: LaSb
Химическое соединение LacSbd
c:d=0.33:0.67
c:d=1:2
Получили химическое соединение, в котором содержание меди и лантана находится в равных пропорциях – LaSb2.
Скомпонуем полученные результаты: La2Sb, La3Sb2, LaSb, LaSb2.
2.1.3 Температура начала кристаллизации расплава системы La—Sb, содержащей 0,6 ат.д. Sb, равна »1475°С, температура конца кристаллизации равна 1110°С.
2.1.4 Первые выпавшие кристаллы из расплава, содержащего 0,6 ат. д. Sb находятся в виде неустойчивого химического соединения LaSb. Составу последней капли этого расплава соответствует точка перитектики Р3, содержащая 0,74 ат.д. Sb.
2.1.5 Воспользовавшись данными, полученными в пункте 2.1.1, определим по правилу рычага для системы La - Sb, содержащей 0,6 ат.д. Sb при температуре 12000C и при массе сплава 50г массы равновесных фаз:
mS=mL
mS=mL mS=29,2г
mS+mL =50г mL =20,8г
2.1.6 Число степеней свободы находится по правилу фаз Гиббса: С=К-Ф+1, где С - степень свободы, которая характеризует число независимых параметров, которые можно свободно изменять; Ф - число фаз системы; К - число компонентов системы.
Отсюда следует, что система, у которой:
состав 40 ат. д. Sb, температура 16900С, имеет: К=2, Ф=3, С=2-3+1=0;
состав 20 ат. д.Sb, температура 8000С, имеет: К=2, Ф=2, С=2-2+1=1;
состав 80 ат. д. Sb, температура 14000C, имеет: К=2, Ф=1, С=2-1+1=2.
2.1.7. При температуре, выше 14750C, состав системы La-Sb находится в виде расплава, Ф=1, С=2. При охлаждении до температуры 14750C расплав становится насыщенным неустойчивым химическим соединением LaSb, и начинается его кристаллизация. Система становится двухфазной, С=1. При дальнейшем охлаждении до температуры 11100C растет масса кристаллов химического соединения LaSb, состав расплава изменяется по кривой MP3, в нем увеличивается содержание сурьмы. Температуре 11100C соответствует точка перитектики P3, отвечающая составу его последних капель, здесь происходит перитектическое превращение:. Кристаллизация расплава заканчивается при температуре 11100C. При температуре ниже 11100C происходит охлаждение механической смеси твердых химических соединений LaSb и LaSb2, Ф=1, С=2.
Приложение А
Зависимость теплоемкости Н2 от температуры
T.К
100 2,999 100,616 70,624 28,155 200 5,693 119,301 90,836 27,477 300 8,468 130,747 102,169 28,849 400 11,426 139,104 110,538 29,181 500 14,349 145,626 116,527 29,260 Приложение БЗначение термодинамических функций для Mg.
T,К
1400 47.620 87.569 55.554 34.300 1500 51.050 89.935 55.902 34.300 1600 54.480 92.149 58.099 34.300 1700 57.910 94.228 60.163 34.300 1800 61.340 96.189 62.111 34.300 1900 64.770 98.043 63.954 34.300 2000 68.200 99.802 65.703 34.300 2100 71.630 101.476 67.367 34.300 2200 75.060 103.072 68.954 34.300 2300 78.490 104.596 70.470 34.300 2400 81.920 106.056 71.923 34.300 Приложение ВЗначение термодинамических функций для MgO.
T.К
1400 58.856 99.696 57.656 52.890 1500 64.168 103.361 60.582 53.341 1600 69.524 106.818 63.365 53.793 1700 74.927 110.093 66.018 54.255 1800 80.376 113.207 68.554 54.736 1900 85.875 116.180 70.983 55.243 2000 91.426 119.027 73.314 55.783 2100 97.033 121.763 75.557 56.363 2200 102.700 124.399 77.717 56.991 2300 108.433 126.947 79.803 57.674 2400 114.237 129.417 81.819 58.416 Приложение ГЗначение термодинамических функций для CO2
T.К
1400 65.273 288.086 241.462 57.818 1500 71.085 292.095 244.705 58.397 1600 76.950 295.880 247.787 58.898 1700 82.862 299.464 250.722 59.334 1800 88.815 302.867 253.525 59.717 1900 94.804 306.105 256.208 60.054 2000 100.825 309.193 258.781 60.354 2100 106.874 312.144 261.252 60.622 2200 112.948 314.970 263.630 60.862 2300 119.045 317.680 265.922 61.080 2400 125.163 320.284 268.133 61.278Приложение Д
Значение термодинамических функций для C.
T.К
1400 21.960 32.138 16.453 23.919 1500 24.367 33.799 17.554 24.225 1600 26.802 35.271 18.619 24.464 1700 29.258 26.859 19.649 24.543 1800 31.729 38.272 20.645 24.775 1900 34.212 39.614 21.608 24.875 2000 36.703 40.892 22.540 24.957 2100 39.203 42.112 23.444 25.034 2200 41.710 43.278 24.319 25.121 2300 44.228 44.397 25.168 25.231 2400 46.758 45.474 25.991 25.379Список литературы.
1. Термодинамические свойства индивидуальных веществ. Т.1-4 книга вторая. Таблицы термодинамических свойств: Справочное издание / Под ред. В.П. Глушкова. – М.: Наука 1979.
2. Методические указания для выполнения курсовой работы по дисциплинам «Физическая химия» и «Химия». /ВГТУ; Сост. В.В. Корнеева, А.А Щетинин, Ю.П. Хухрянский, А.Н. Корнеева, 2002. 24 с.
3. Реми Г.Курс неорганической химии. 11-е издание, выполненное кандидатом химических наук А.И.Григорьевым .Т.1-4-М.:Мир,1972.
4. Коровин Н.В., Общая химия. – М.: Высшая школа, 2007.
5. Интернет. Сайт http://him.1september.ru.
6. Некрасов Б. Водород, Курс общей химии, 14 изд., М., 1962;