Одинцова - ТЭМП-1. Курсовая работа по дисциплине Теория электрометаллургических процессов Студент мцб121 Одинцова К. А

• Название: Курсовая работа по дисциплине Теория электрометаллургических процессов Студент мцб121 Одинцова К. А
• Дата: 26.03.2022
• Размер: 143.25 Kb.
• Имя файла: Одинцова - ТЭМП-1.docx
• Тип: Курсовая; #417487

Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования
ИРКУТСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
Кафедра металлургии цветных металлов

ДОПУСКАЮ Руководитель

_______ Кузьмина М.Ю.

подпись инициалы, фамилия

Построение диаграммы Пурбе для системы свинец-вода

КУРСОВАЯ РАБОТА

по дисциплине
«Теория электрометаллургических процессов»
Студент МЦб-12-1 _____________ Одинцова К.А.

_{группа подпись инициалы, фамилия}


Курсовая работа защищена с оценкой ____________________________

Иркутск 2015 г.

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования
ИРКУТСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
ЗАДАНИЕ

НА КУРСОВУЮ РАБОТУ
По дисциплине «Теория электрометаллургических процессов»

Студенту Одинцова К.А.

Тема ___Построение диаграммы Пурбе для системы свинец-вода___
Исходные данные Расчет и постоение диаграммы Пурбе для системы свинец-вода при наличии фаз:
Рекомендуемая литература

1. Жучков И.А. Основы теории электрометаллургических процессов: учеб. пособие / И.А. Жучков. – Иркутск: Изд-во ИрГТУ, 2000. – 107 стр.

2. Антропов Л.И. Теоретическая электрохимия: Учеб. для хим.-технолог. спец. вузов. – 4-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. шк., 1984. – 519 с.
Дата выдачи задания “____” _______________20__ г.
Дата представления работы руководителю “____” _________20__ г.
Руководитель курсовой работы ___________________________________

(подпись, ФИО)

Содержание

Задание на курсовую работу 2

Введение 4

Методика построения диаграмм Пурбе 7

Диаграмма Пурбе для системы свинец-вода 10

Заключение 11

Список использованных источников 12

Введение
Все химические процессы, как правило, обратимы. При протекании обратимой химической реакции пА + тВ↔ rG + qD по закону действую­щих масс скорость процесса в прямом направлении (слева направо) опре­деляется как W₁ = К₁ · · , а в обратном направлении (справа налево) – как W₂ = К₂ · · .. В этих выражениях, - активности соот­ветствующих компонентов (А, В, G, D). Показатели степени п, т, r,q (стехиометрические коэффициенты при соответствующих членах реакции) на­зываютсяпорядком реакции по данному компоненту. Коэффициенты пропорциональностиK₁ и К₂ имеют названиеконстант скорости реак­ции в соответственно в прямом и в обратном направлениях. Константа скорости реакции численно равна скорости реакции при единичных кон­центрациях реагирующих компонентов. Отношение К₁/К₂ - К_р называет­ся "константой равновесия" химического процесса.

В момент равновесия скорости реакции в прямом и в обратном на­правлениях уравниваются: W₁ = К₁ · · = W₂ = К₂ · · . Отсюда можно определить значение константы равновесия химического процесса: К_р = К₁/К₂ = · / · ), которое может быть найдено и расчет­ным путем по известным выражениям термодинамических функций ве­ществ, участвующих в реакции: по изменению энергии ГиббсаΔG°, теп­лосодержания (энтальпии)ΔН° и энтропииΔS⁰. Изменение энергии Гиб­бса рассчитывается с учетом схемы процесса и табличных значений изобарно-изотермического потенциала участников реакции. Например, при электролизе сернокислого цинка на катоде протекает процесс восстанов­ления ионов цинка:Zn²⁺ + 2е = Zn°, а на аноде - окисление кислорода во­ды: Н₂О – 2е = 2Н⁺ +¹/₂О₂. Поэтому суммарный окислительно - восстано­вительный процесс выражается следующей реакцией:Zn²⁺ + Н₂О = Zn° + + 2Н⁺+¹/₂О₂.

Изменение энергии Гиббса этого процесса при стандартной темпера­туре составляет

= – – = – ( –147) – (– 237) = 384 кДж/моль.

Изменение энергии Гиббса с изменением энтальпии и энтропии свя­зано уравнением Гиббса - Гельмгольца:ΔG_T = ΔН_Т – T^.ΔS_T . ЗначениеΔG_Tможет быть рассчитано, если известны стандартные величины и и зависимости изменения теплоемкостей реагирующих веществ от температуры. Отметим, что теплоемкость при постоянном объеме системы (C_v) или постоянном давлении (С_р) – это количество теплаdQ, которое на­до передать единице вещества (грамму, грамм-молю), чтобы его темпера­тура поднялась на один градус: С_{(v, p)} =dQ/dT. Изменение энтальпии и эн­тропии с изменением температуры имеет вид:

= + ^. dT и = + ^. dT. Поэтому

= – T^. ΔS₂₉₈ – ^. dT) ^. . Последний член этого уравнения представляет собой поправку на отклонение и от стандартных значений. Рассчитанные величины этих поправок можно взять из специальных таблиц, предложенных М. М. Темкиным и Л. А. Шварцманом. Эти таблицы есть во многих изданиях по физической химии.

Связь между константой равновесия К_р и энергией Гиббса при температуре Т выражается соотношением = –2,3RT^. lg(K_p). Отсюда для рассматриваемого процесса значение логарифма константы равновесия при температуре 20 °С (293К) составляетlg(K_p)= /(2,3RT ) = – 384000/(2,3 ^. 8,314 ^. 293) = – 68,5. Следовательно, К_р = 10^–68,5. При больших отрицательных значениях (< – 40 кДж/моль) константа рав­новесия процесса К_р очень велика, и реакция почти необратима. Большое положительное значение (> + 40 кДж/моль) указывает на то, что без удаления одного из продуктов реакции процесс в обычных условиях не идет (К_р очень мала). Например, при температуре 298 К и = + 40 кДж/мольlg(K_p) = - 40000/(2,3 ^. 8,314 ^. 298) = –7 и К_р = 10^–7. В рассмотренном выше примере К_р = 10^–68,5, что свидетельствует о том, что осуществить процесс против термодинамической направленности можно только при использовании внешней электрической энергии.

Если в системе протекает окислительно-восстановительный процесс, то основной характеристикой равновесия в этом процессе является элек­трохимический потенциал реакции. Потенциал каждого из участников ре­акции относительно стандартного водородного электрода определяется выражением (В): ε = ε⁰ + RT/(nF) – ln(a_окисл./a_восст.), которое при 25 °С при­нимает вид

ε = ε⁰ + + 0,059 ^. п ^. lп(а_окисл./а_восст.).

Предположим, рассматриваем процесс А_восст.+ В_окисл. = В_восст.+ А_окисл.. Здесь протекают две реакции: А_восст. - пе = А_окисл. и В_окисл. + пе = В_восст.. Для всего этого процесса потенциал определяется какЭДС элемента (опреде­ляемая как разность потенциалов участников процесса):





Ho, как отмечено выше, отношение =K_P, а разность( – )= E˚ – стандартная величинаЭДС . Поэтому в момент равновесия реакции E˚ = 2,3RT/(n · F) · lg(К_р). Но, как показано ранее, 2,3RT·lg(K_p) = –ΔG˚. Следовательно, Е˚ = –ΔG°/(nF), то есть потенциал про­цесса можно определить во величине его энергии Гиббса и числу электро­нов, участвующих в реакции. Поэтому для рассмотренного выше окисли­тельно-восстановительного процесса электролитического разложения сернокислого цинкаЕ°=-[-384000/(2·96500)]=1,99B

Для графического изображения равновесия электрохимических про­цессов, протекающих в водной среде, удобны диаграммы зависимости ε =f(pH), называемые диаграммами Пурбе, получившие широкое применение главным образом благодаря работам Пурбе и его школы. При построении этих диаграмм поле диаграммы прежде всего разбивают на три области, нанося на него линии восстановления водорода и окисления кислорода при электролити­ческом разложении воды, а уже затем рассчитывают области существова­ния различных фаз рассматриваемого процесса. Устойчивость тех или иных фаз будет определяться их месторасположением в поле диаграммы: фазы, находящиеся ниже линии восстановления водорода, способствуют разложению воды с выделением газообразного Н₂, а фазы, находящиеся выше линии окисления кислорода, способствуют разложению воды с вы­делением газообразного О₂.

Диаграммы Пурбе дают обоснование некоторых возможных мето­дов защиты металлов от коррозии. Из диаграммы также следует, что при повышении рН до известных пределов начинается образование новых твердых неметаллических фаз, которые, возникая на поверхности металла, могут защищать его от коррозии и переводить в состояние пассивности.

При использовании диаграмм Пурбе необходимо иметь в виду, что основан­ные на них выводы являются лишь термодинамически наиболее вероятными; они указывают на термодинамическую возможность или невозможность того или иного процесса. В реальных условиях не исключены отклонения от сделанных выводов и протекающие процессы могут быть из-за кинетических ограничений иными, чем те, которые следуют из общих термодинамических соотношений.

Методика построения диаграмм Пурбе
В данной курсовой работе рассматривается методика построения диаграммы Пурбе на примере свинец металлический – вода. При построении диаграммы необходимо рассмотреть условия термодинамического равновесия между ионами в растворе, ионами и твердыми фазами и между самими твердыми фазами в присутствии воды. И для этого необходимо знать энергию Гиббса всех участников системы.

Таблица 1

Энергия Гиббса компонентов системы Pb - H₂O

Соединения, ионов	Pbмет	Pb2+	[Pb(OH)]+	Pb(OH)2	H2O
G0, кДж/моль	0	-24,4	-226	-452	-237,19

1. 
   Равновесие между катионом Pb²⁺ и Pb_мет по химической реакции:
   

Потенциал данного перехода является линейной функцией активности катионов Pb²⁺, то есть каждому значению активности ионов свинца в растворе, находящихся в равновесии с металлом, соответствует свое значение потенциала окислительного процесса. При

этом потенциал данной реакции не зависит от pH среды.

Если

Если

В

2. 
   Равновесие между катионом Pb²⁺ и гидроксидом Pb(OH)₂ по химической реакции:
   

Если

-8,21+2pH=0

pH=4,1

При рН< 4,1 в растворе в основном присутствуют катионы Pb²⁺, а при рН> 4,1 гидроксид Pb(OH)₂

3. 
   Равновесие между катионом Pb²⁺ и гидроксидами [Pb(OH)]⁺ по химической реакции:
   

Если

Тогда,

pH=6,24

С повышением активности ионов свинца в растворе рН гидрообразования сдвигается в более кислую область и наоборот.

4. 
   Равновесие между гидроксидами по химической реакции:
   

Пусть , то

pH=1,96

При этом расчете у нас получается, что фаза Pb(OH)₂ смещается в область ионов Pb²⁺, а это не возможно, то есть этой фазы не будет.

5. 
   Равновесие между твердой фазой и гидроксидом по химической реакции:
   

При pH=0



При pH=14

6. 
   Равновесие между твердой фазой и гидроксидом по химической реакции:
   

0,058 B







Угловой коэффициент:

Если то



pH=0

B

pH=14



Таблица 2

Составляем таблицу с учетом возрастания pH

Pb(OH)2	[Pb(OH)]+
4,1	6,24

Диаграмма Пурбе для системы свинец-вода




1,2



1



0,8





0,6









0,4



0,2





0





-0,2



-0,4







-0,6



-0,8





-1



-1,2


рН

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Заключение

На сводной диаграмме системы границы полей устойчивости конкретных фаз определяются точками пересечения равных изолиний (то есть линий, отвечающих одинаковым значениям активностей ионов). Так, при активности всех присутствующих ионов, равных единице (а_i = 1), в левой части диаграммы при , находится область устойчивого состояния катионов свинца Pb²⁺ в растворе. В правой части диаграммы при и , при и , находится область стабильности гидроксид . Между этими областями расположены область стабильного существования гидроксида cвинца . Металлический свинец нестабилен в контакте с водными растворами, поэтому он будет переходить в зависимости от рН среды в ионы

Из приведенной диаграммы видно, что линии, параллельные оси абсцисс (горизонтальные), соответствуют равновесию реакций, в которых не участвуют ионы Н⁺ и ОН^-. Линии, параллельные оси ординат (вертикальные), изображают равновесие реакций, в которых не происходит передача электронов. В тех же случаях, когда протекают окислительно-восстановительные процессы с участием ионов Н⁺ и ОН^-, линии на диаграмме имеют определенные углы наклона. В совокупности эти линии определяют границы существования конкретных фаз.

Список использованных источников
1. Жучков И.А. Основы теории электрометаллургических процессов: учеб. пособие / И.А. Жучков. – Иркутск: Изд-во ИрГТУ, 2000. – 107 стр.

2. Антропов Л.И. Теоретическая электрохимия: Учеб. для хим.-технолог. спец. вузов. – 4-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. шк., 1984. – 519 с.