Необходимых для термодинамического описания и расчета равновесного

Дисциплина

Физико-химия металлургических процессов

Введение

Дисциплина «Физико-химия металлургических процессов »,  известна с 30-х годов 20 века как «теория металлургических процессов» (ТМП).

Задача данного курса  – анализ (на основе физико-химических законов) всех важнейших реакции и фазовых переходов, протекающих при получении и разливке металлов.

    Используется 2 метода физико-химического анализа:

 – термодинамический;

 – кинетический.

Эти методы позволяют решить два основных вопроса, возникающих при рассмотрении любого металлургического процесса:

    1. Возможность осуществления, направление процесса и продукты, которые он может дать. При этом должно быть известно либо начальное состояние системы (параметры – температура, давление, концентрации реагентов, характеристики фаз), либо должно быть известно требуемое конечное состояние, исходя из которого определяются условия осуществления процесса с получением этого состояния.

    2. Скорость и путь (механизм) процесса, с которой и по которому система стремится к равновесному, конечному состоянию. При анализе кинетики процесса необходимо знание структуры реагентов, типа химической связи и их различных свойств (электрофизических, полупроводниковых, поверхностных, адсорбционных, диффузионных, вязкости, летучести и др.)

    Рассматриваемые методы – разные. Поэтому при анализе любого процесса термодинамическая и атомно-кинетическая характеристика его разделены.

     В данной дисциплине из большого многообразия металлургических процессов рассматриваются следующие частные пирометаллургические реакции:

1. Горение твердого и газообразного топлива.

2. Диссоциация оксидов и некоторых других соединений.

3. Окисление металлов.

4. Восстановление оксидов.

5. Строение и свойства жидких металлов и шлаков.

6. Взаимодействие металла со шлаком

 

Процессы горения, состав и свойства высокотемпературной газовой атмосферы металлургических агрегатов

 

Основные газообразующие реакции

 

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О;                                                  (1)

2СО + О₂ = 2СО₂;                                                 (2)

2СН₄ + О₂ = 2СО + 4Н₂;                                      (3)

1/2СН₄ + О₂= 1/2СО₂ + Н₂О;                     (4)

Н₂ + СО₂ = СО + Н₂О;                                                   (5)

СН₄ + СО₂ = 2Н₂ + 2СО;                                     (6)

СН₄ + Н₂О = СО + ЗН₂;                                       (7)

2С + О₂ = 2СО;                                                     (8)

С + О₂ = СО₂;                                                        (9)

С + СО₂ = 2СО;                                                    (10)

С + Н₂О = Н₂ + СО;                                             (11)

С + 2Н₂О = 2Н₂ + СО₂.                                         (12)

Реакции (1)-(7) являются гомогенными газовыми.

Реакции (8)-(12) – гетерогенными, с участием твердого углерода.

Реакции (1)-(4), (8), (9) – это реакции горения, протекающие с выделением тепла.  Остальные реакции - эндотермические.

 

Термодинамические характеристики газообразующих реакций

Общие положения

                                    (1)

 

              

 

                       (2)

 

                    (3)

 

 

 

 

                       (4)

 

               

        (5)

 – произведение неравновесных (фактических) давлений реагентов в степенях , соответствующих стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

                                 (6)

 атм (101325 Па) и ,

где  – активности реагентов химической реакции.

                             (7)

,                                                                                             (8)

где А и В – коэффициенты рекомендуемого справочником эмпирического уравнения

 

Термодинамический анализ реакций горения Н₂ и СО

Термодинамические характеристики реакций

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О;                                         (1)

2СО + О₂ = 2СО₂;                 (2)

Справочные температурные зависимости  реакций образования (Дж/моль):

= – 246115 + 54,12 Т                                          (400…3000 К);

 = –393260 – 2,29 Т                                             (773…2273 К);

 = –110560 – 89,875 Т                                                   (773…2273 К).

Подставляя  в выражения (1) и (2), получим

= – 492230 + 108,24 Т (Дж),

 = – 565400 + 175,17 Т (Дж)

Если учесть, что , то сопоставление первых слагаемых позволяет записать:

 = – 492230 Дж;  = – 565400 Дж

и сделать вывод, что горение СО сопровождается большим выделением тепла, чем горение Н₂ в интервале температур 773…2273 К.

    Для построения графика вычислим значения  и  при 1000 К.

 = –383,99 кДж;  = –390,23 кДж.

С учетом, что  = –492,23 кДж;  = –565,40 кДж, построим график, представляющий 2 прямые линии в соответствии с уравнением:

Рис. 1. Температурные зависимости  реакций горения Н₂ и СО

 

Температуру, соответствующую точке пересечения прямых, можно найти из равенства  или

– 492230 + 108,24 Т ¹ = – 565400 + 175,17 Т ¹

Т ¹ = 1093 К (820^оС)

 

Оценка вариантности системы и определение числа параметров,

необходимых для термодинамического описания и расчета равновесного