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 2MgO_конд+С_граф↔ 2Mg_конд+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

2MgO_конд+С_граф↔ 2Mg_конд+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 2MgO_конд+С_граф↔ 2Mg_конд+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 1200^oC, 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 1690^oC

Состав 0,2 ат.д. Sb, температура 800 ^oC

Состав 0.8 ат.д. Sb, температура 1400^oC

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

2MgO_конд+С_граф↔ 2Mg_конд+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.

6. Нахождение количества степеней свободы в точках,

соответствующих следующему составу системы и температуре:

Состав 0,4 ат.д. Sb, температура 1690^oC

Состав 0,2 ат.д. Sb, температура 800 ^oC

Состав 0.8 ат.д. Sb, температура 1400^oC

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 С_р(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 T_1/2 = 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 2MgO_конд+С_граф↔ 2Mg_конд+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 lnK_p реакции 2MgO_конд+С_граф↔ 2Mg_конд+СО₂, в интервале температур 1400 - 2400K [1].

Расчёт производится двумя способами.

1. С использованием абсолютных значений энтропии:

(5)

где n_i – соответствующие стехиометрические коэффициенты, S°_i(T) – стандартная абсолютная энтропия индивидуального вещества при данной температуре, H⁰_i(T) – H⁰_i(0) – высокотемпературные составляющие энтальпии индивидуального вещества, ∆_fH₀(0) – стандартная энтальпия образования индивидуального вещества при Т = 0 К [2].

Расчет при температуре 2000 К:

Σ n_i S_i^o (T) = 2*S⁰_Mg(2000)+ S⁰_CO2(2000)- 2*S⁰_{MgO конд}(2000)- S⁰_{C граф}(2000)= 2*99,802+309,193-2*119,027-40,892=229,851 Дж/мольК

Σ n_i [H_i⁰(T)- H_i⁰(0)+∆_f H_i⁰(0)]=2*[H_Mg⁰(2000)- H_Mg⁰(0)+ ∆_f H_Mg⁰(0)]+ [H_CO2⁰(2000)- H_CO2⁰(0)+ ∆_f H_CO2⁰(0)]- 2*[H_MgO⁰(2000)- H_MgO⁰(0)+ ∆_f H_MgO⁰(0)]- [H_C⁰(2000)- H_C⁰(0)+ ∆_f H_C⁰(0)]= 2*68,200+100,825-393,142-2*(91,426-597,319)-36,703=819,166 кДж/моль

lnK_p==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 n_i Ф_i⁰ (T)= 2*Ф_Mg⁰(2000)+ Ф_CO2⁰(2000)- 2*Ф_MgO⁰(2000)- Ф_C⁰(2000)= 2*65.703+258.781-2*73.314-22.540=221.019 Дж/мольК

Σ n_i∆_f H_i⁰(0)= 2*∆_f H_Mg⁰(0)+ ∆_f H_CO2⁰(0)- 2*∆_f H_MgO⁰(0)- ∆_f H_C⁰(0)=

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

lnK_p==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 K_p 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 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 + S_La): жидкий расплав + кристаллы твердого р-ра на основе компонента La;

III (L + S_La2Sb): жидкий расплав + кристаллы твердого р-ра на основе компонента La₂Sb;

IV (S_La + S_La2Sb): кристаллы твердого р-ра на основе компонента La + неустойчивое химическое соединение La₂Sb ;

V (L+S_La3Sb2): жидкий расплав + устойчивое химическое соединение La₃Sb₂;

VI (L+S_La2Sb3): жидкий расплав + устойчивое химическое соединение La₃Sb₂;

VII (S_La2Sb + S_La3Sb2): неустойчивое химическое соединение LaSb₃+ устойчивое химическое соединение La₂Sb₃;

VIII (S_La3Sb2 + S_LaSb): неустойчивое химическое соединение LaSb+ устойчивое химическое соединение La₃Sb₂;

IX (L+ S_LaSb): жидкий расплав + неустойчивое химическое соединение LaSb;

X (S_LaSb + S_LaSb2): неустойчивое химическое соединение LaSb+ неустойчивое химическое соединение LaSb₂;

XI (L+ S_LaSb2): жидкий расплав + неустойчивое химическое соединение LaSb₂;

XII (S_LaSb2 + S_Sb): кристаллы твердого р-ра на основе компонента Sb + неустойчивое химическое соединение LaSb₂.

Точкa эвтектики:

E₁: L_E1 ↔ S_La + S_La2Sb 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: La_xSb_{y ,} La_zSb_{w ,} La_aSb_{b ,} La_cSb_{d .} 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).

La_xSb_y

x:y=0.33:0.67

x:y=1:2

Отсюда следует, что химическая формула данного химического соединения LaSb_2.

Аналогично, находим индексы для химического соединения La_zSb_w:

z:w=0.6:0.4

z:w=3:2

Следовательно, химическая формула данного соединения – La₃Sb₂.

Для химического соединение La_aSb_b

a:b=0.5:0.5

a:b=1:1

Данная формула выглядит следующим образом: LaSb

Химическое соединение La_cSb_d

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_, LaSb_2.

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:

m_S=m_L

m_S=m_L m_S=29,2г

m_S+m_L =50г m_L =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 P_3, 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 Б

Значение 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 В

Значение 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 Г

Значение 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	61.278

Приложение 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	25.379

Список 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;