|
Дипломная работа: Термодинамика химической и электрохимической устойчивости сплавов системы Ni-Siоднофазные равновесия (f=2); отдельные фазы (вещества) термодинамически устойчивы в определенном интервале составов и, соответственно, парциальных давлений кислорода; двухфазные (моновариантные) равновесия (f=1); трехфазные (нонвариантные) равновесия (f=0). В условиях трехфазного равновесия система не имеет степеней свободы, т.е. данное состояние системы полностью описывается законами действующих масс гетерогенных химических реакций и условиями нормировки составов фаз. Для однозначного расчета составов фаз в условиях двухфазового равновесия необходимо задаваться одним из параметров системы. Для записи законов действующих масс (выражений для констант равновесий) химических реакций необходимо определить активности компонентов в фазах. Активность кислорода в газовой фазе при давлении 1 атм может быть принята его парциальному давлению. Для конденсированных фаз в рамках модели регулярных растворов справедливо выражение: ; (1.23) где - активность компонента в растворе; - мольная (атомная) доля компонента в растворе; - энергия смешения компонентов при образовании раствора. Формула применима к двухкомпонентным растворам. Для конденсированных фаз в рамках модели идеального (совершенного раствора) . Валовый состав тройной системы Ме1-Ме2-О можно записать как ; где - атомная доля металла ; - степень окисленности системы (.) Тогда изотермические сечения диаграммы состояния этой системы удобно представить графически на плоскости в координатах . В соответствии с теорией химического сродства Вант-Гоффа термодинамическим критерием возможности окисления элементов в сплаве служит стандартное изменение свободной энергии Гиббса для реакции: ; (1.24) или давление кислорода . Эти показатели взаимосвязаны уравнением: ; (1.25) Чем отрицательнее величина изобарно-изотермического потенциала реакции (1.24), или ниже , тем выше избирательность окисления данного металла. Итак, представление фазовых диаграмм вида Ме-О, Ме1-Ме2-О может быть различно и зависеть от выбора термодинамических параметров как координат (Р, Т составов и др.) Но в любом случае эти диаграммы могут служить термодинамической основой при изучении вопросов об устойчивости систем, в частности, при рассмотрении вопросов об окислении металлов [8]. Фазовая диаграмма состояния системы Si-O Фазовая диаграмма состояния системы Si-O представлена на рис.1.3 [7]. Как следует из диаграммы, в системе образуется одна устойчивая оксидная фаза - SiO2 (кремнезем). Таким образом, при температурах ниже 14000С в системе реализуются следующие фазовые равновесия: Рис.1.3 Диаграмма состояния системы Si-O. Фазовая диаграмма состояния Ni-O приведена на рис.1.4 [5]. Из нее следует, что при температурах ниже 200 0С в системе никель - кислород наблюдается следующая последовательность равновесий: Рис.1.4 Диаграмма состояния Ni - O. Здесь - фаза нестехиометрического состава, непрерывный ряд твердых растворов между NiO и NiO2 (1<x<2). 1.7 Диаграммы электрохимического равновесия системNi-H2O и Si-H2О. Общие положения. Применение диаграммы рН-потенциал. Электрохимическая устойчивость металлов и сплавов определяется их стойкостью к коррозии в водной среде. Лучшим способом представления термодинамической информации о химической и электрохимической устойчивости металлических систем в водных растворах являются диаграммы рН-потенциал. Впервые такие диаграммы в системе элемент-вода для чистых металлов при температуре 250С были построены Марселем Пурбе и использованы им для описания термодинамических коррозионных процессов. На диаграммах Пурбе представлены различные химические и электрохимические равновесия, играющие роль в процессе коррозии металлов. Они характеризуют прежде всего состав водного раствора и устойчивость твердых фаз в зависимости от двух переменных: электродного потенциала и рН раствора для реально устанавливающихся равновесий. Электродные потенциалы φ выражены в вольтах по водородной шкале. Диаграммы состоят из областей, разграниченных между собой кривыми равновесия. В случае жидких фаз положение границы зависит от активности не только ионов водорода, но и других ионов, участвующих в равновесии. В таких случаях, вместо одной кривой на рисунке нанесено семейство кривых, каждая из которых отвечает определенной активности соответствующих ионов (при этом для каждой кривой указано значение логарифма активности 0, - 2, - 4, - 6 и т.п.) [5]. На всех диаграммах рН-потенциал наносятся две основные линии диаграммы состояния воды (они наносятся пунктиром и обозначаются буквами а и b). Эти линии отвечают электрохимическим равновесиям воды продуктами ее восстановления - водородом (линия а) и окисления - кислородом (линия b). Область, заключенная между этими двумя линиями, является областью устойчивости воды. При потенциалах, лежащих вне этой области, т.е. выще линии b или ниже линии а, вода термодинамически неустойчива; выше линии b вода окисляется, а ниже линии а - восстанавливается. Диаграммы Пурбе служат термодинамической основой при решении вопросов об устойчивости того или иного состояния системы и о возможности протекания в ней какой-либо реакции. В частности, ими можно пользоваться при рассмотрении вопросов об окислении металлов (как самопроизвольном, так и анодном) [10]. Методика расчетов диаграмм рН-потенциал Для расчета и построения диаграмм рН-потенциал необходимо располагать сведениями об основных реакциях (окисления и восстановления, комплексообразования и осаждения), возможных в данной системе, об их количественных характеристиках (энергии Гиббса, произведение растворимости и т.д.) и передать графически в координатах рН-потенциал. Линии на диаграмме рН-потенциал рассчитываются по равновесию, записанному в общей форме: ; (1.26) для которого можно записать уравнение равновесного потенциала: ; (1.27) где - равновесный потенциал системы; - стандартный потенциал системы; - универсальная газовая постоянная; - постоянная Фарадея; - температура, К; - активность иона в растворе. Введя общепринятое обозначение , получим: ; (1.28) Для того чтобы построить диаграмму рН-потенциал по уравнению (1.28), выбирают фиксированные значения так, чтобы последний член имел постоянную величину. Затем строят прямую линию с одинаковой при рН=0 и наклоном . При 25 0С значение равно 0,0591 В, тогда наклон прямой равен . Наклонные линии ( и ) отображают равновесия, в которых участвуют ионы Н+ и ОН - совместно с электронами; горизонтальные линии (m=0) - равновесия, в которых участвуют электроны, но не принимают участия ионы Н+ и ОН-; вертикальные линии (n=0) - равновесия, в которых принимают участие ионы Н+ и ОН-, но не учавствуют электроны. Последнее равновесие является химическим, поэтому не может быть рассчитано по формуле (1.28). Вместо него применяют уравнение: ; (1.29) ; (1.30) Затем определяют значение рН для вертикальной линии по уравнению: ; (1.31) Как ранее упоминалось, на полные диаграммы рН-потенциал наносят семейства линий при активностях ионов в растворе равных 100, 10-2, 10-4, 10-6 моль, соответственно обозначаемые 0, - 2, - 4, - 6. Для характеристики коррозионных процессов можно использовать упрощенные диаграммы рН-потенциал. Для этого или объединяют отдельные кривые, соответствующие различным активностям (проводят усредненную кривую), в одну, либо строят диаграмму только для одной из активностей ионов в растворе. Диаграмма рН-потенциал системы Si-H2O и Ni-O Диаграмма электрохимического равновесия системы Si-H2O представлена на рис.1.5 [7]. Рис.1.5 Диаграмма рН-потенциал для системы Si-H2O при 25 0С, 1 атм. (воздух) и =1. Линии "а" и "b" на диаграмме ограничивают область термодинамической устойчивости воды. В области 1 кремний находится в виде оксида кремния SiO2. Основные химические и электрохимические равновесия приведены в таблице 1.6. Таблица 1.6. Основные химические и электрохимические равновесия в системе Si-H2O при 25 0С, 1 атм. (воздух) и ai=1
Линии "а" и "b" на диаграмме ограничивают область термодинамической устойчивости воды. В области 1 кремний находится в виде оксида кремния SiO2. Диаграмма рН-потенциал системы Ni-H2O приведена на рис.1.6 [10]. На диаграмме можно выделить 4 области преобладания различных фаз: I - Ni - область иммунности II - Ni2+ - область активной коррозии III - NiOx - область пассивности IV - - область транспассивности. Основные химические и электрохимические равновесия указаны в табл.1.7. Таблица 1.7. Основные химические и электрохимические равновесия в системе Ni-H2O при 25 0С, 1 атм. (воздух) и ai=1 моль/л (негидратированная форма оксидов)
Рис.1.6. Диаграмма рН-потенциал системы Ni-H2O при 25 0С, 1 атм. (воздух) и =1 моль/л (негидратированная форма оксидов). 2. Экспериментальная часть Справочные данные для расчетов системы Ni-Si-O [6]. Таблица 2.1. Стандартные энтальпии образования и энтропии некоторых веществ
Таблица 2.2. Стандартные энергии Гиббса образования некоторых соединений
Таблица 2.3. Стандартные электродные потенциалы |
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
Рефераты бесплатно, реферат бесплатно, курсовые работы, реферат, доклады, рефераты, рефераты скачать, рефераты на тему, сочинения, курсовые, дипломы, научные работы и многое другое. |
||
При использовании материалов - ссылка на сайт обязательна. |