Лекции 1-17 (Электронные лекции)

Учебная дисциплина

ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ
И МЕТАЛЛУРГИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ СВАРОЧНЫХ ПРОЦЕССОВ

конспект лекций

Лекция 1

Введение. Состав дисциплины. Литература. Отчётность. Роль физико-химических реакций, составляющих основу металлургических процессов сварки в формировании качества сварных соединений.

При всех способах сварки металл подвергается высокотемпературному нагреву (до температур, близких к температуре кипения). Это резко увеличивает его химическую активность при взаимодействии с окружающей средой. Металл окисляется, насыщается азотом, водородом, что приводит к ухудшению его механических свойств.

Прочность сварных конструкций зависит от того, в какой мере сохранено высокое качество металла, достигнутое при плавке, прокатке, термообработке сталей и сплавов. В современных сварочных процессах используют методы и средства, позволяющие не только сохранить, но и повысить качество металла в зоне сварного соединения.

Цель раздела: изучить методы прогнозирования хода физико-химических реакций, описать их влияние на свойства металла и дать обоснование способов управления металлургическими процессами, способствующего их развитию в благоприятном направлении.

Лекция 2

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА И ПРОГНОЗИРОВАНИЯ
ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ И МЕТАЛЛУРГИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Для прогнозирования хода физико-химических реакций используют метод термодинамического анализа равновесных процессов, допуская при этом, что несмотря на кратковременность процесса сварки высокие температуры нагрева металла и большая удельная поверхность его контакта со средой практически обеспечивают достижение термодинамического равновесия.

Понятие о термодинамической системе

Физическая химия изучает химические процессы физическими методами. Одним из ее разделов является химическая термодинамика, которая рассматривает законы развития химических и физических процессов с позиций термодинамики – общей науки об изменениях и переходах энергии. В ее основе лежат главным образом два закона, известные из курса физики: первый закон термодинамики, представляющий собой закон сохранения материи и энергии, сформулированный М.В. Ломоносовым в 1756 г., и второй закон термодинамики, позволяющий судить о возможности самопроизвольного развития процессов в данных физических условиях. Не ограничиваясь общими феноменологическими уравнениями термодинамики, химическая термодинамика дополняет их квантово-механическим учением о строении вещества, привлекает статистический метод и этим значительно расширяет возможности исследования сложных материальных систем.

Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система, т. е. комплекс физических тел, находящихся во взаимодействии между собой и с окружающей средой, мысленно обособленный от окружающей среды. В частности химические реакции, представляющие собой превращения одних веществ в другие, отличные от исходных по химическому составу и строению, можно рассматривать как процессы, в которых участвуют исходные вещества и продукты реакций, составляющие термодинамическую систему.

По характеру взаимодействия с окружающей средой, т. е. обмена с ней массой и энергией, различают несколько видов термодинамических систем. Изолированной системой называется термодинамическая система, у которой запрещен обмен энергией и массой с окружающей средой: У замкнутой системы разрешен обмен энергией с окружающей средой, но массообмен запрещен: Незамкнутые системы обмениваются со средой энергией и массой: Их изучают в термодинамике неравновесных процессов. Зона сваривания является примером незамкнутой системы.

По своему строению термодинамические системы могут быть гомогенными, если нет границ раздела между отдельными их частями (газовые смеси, растворы), или гетерогенными, если существуют границы раздела между отдельными частями системы (фазами), которые отличаются друг от друга химическим составом или физическими свойствами, обусловленными их строением (твердое тело, жидкость, пар).

Фазой называется часть гетерогенной системы, отделенная
физической границей раздела, т. е. границей резкого изменения свойств. Так как всякая граница раздела обладает запасом свободной энергии, то в высоко дисперсных системах свойства поверхностей раздела будут влиять на состояние системы и даже доминировать над объемными свойствами. Так, при высокой степени дробления твердых или жидких фаз изменяются их температуры плавления, температуры кипения. Высокодисперсные системы могут создавать метастабильные системы – коллоидные растворы и аэрозоли. К таким системам общие термодинамические закономерности уже не применимы.

Совокупность всех свойств термодинамической системы определяет ее состояние. Термодинамические свойства системы описываются характеристическими функциями или их производными. К ним относятся внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и термодинамические потенциалы. Любая физическая величина, влияющая на состояние системы – объем V, давление p, температура T, – носит название термодинамического параметра или параметра состояния. Для наиболее простой системы – идеального газа – можно ограничиться двумя параметрами состояния: Т и р, так как молярный объем V определяется из уравнения состояния газа, т. е. зависит от Т и р.

Изменение хотя бы одного параметра состояния приводит к изменению всей системы, называемому термодинамическим процессом. Последовательное изменение состояния системы, приводящее ее вновь в исходное состояние, называется круговым процессом или циклом.

Термодинамические процессы следует разделять на обратимые и необратимые. Обратимым процессом называется такой процесс, который будучи проведенным под внешним воздействием в прямом и обратном направлениях, не оставляет никаких изменений в окружающей среде. Обратимый процесс можно рассматривать как сумму бесконечно близких равновесий, когда бесконечно малое изменение параметров (внешних условий) может изменить направление процесса. Поэтому истинно обратимый процесс может совершаться только с бесконечно малой скоростью, с тем чтобы соблюдалось условие равновесия или обратимости.

Обратимый процесс можно отождествить с термодинамическим равновесием, т. е. с таким состоянием системы, при котором взаимно компенсированные процессы не приводят к изменению состава и параметров системы. Однако практически все процессы (в разной степени) лишь приближенно можно считать обратимыми.

Обратимые процессы являются наиболее экономичными – они имеют максимально достижимый термический КПД, так как при изменении направления процесса энергия не расходуется на изменения, остающиеся в окружающей среде.

К необратимым относят процессы, протекающие самопроизвольно, без внешних воздействий, например: газ перетекает из области высокого давления в низкое, теплота передается от более нагретого тела к менее нагретому и т. п. Всякий необратимый, т. е. самопроизвольный процесс можно использовать для получения полезной работы. Самопроизвольные процессы необратимы в том смысле, что не могут протекать в обратном направлении сами по себе. Несамопроизвольные процессы могут происходить только при введении энергии извне.

В термодинамике различают также однородные и неоднородные системы, подразумевая под этим равномерное или неравномерное распределение свойств (концентрации, плотности, температуры, давления) по объему фазы.

Неоднородные системы – неравновесные, и в них всегда возможно возникновение необратимых процессов: теплопередачи, диффузии и т. д. Такие системы рассматриваются в термодинамике неравновесных процессов c использованием уравнений математической физики (уравнения Фурье, Фика и др.). Эта область термодинамики в настоящее время активно развивается благодаря широкому применению компьютерного моделирования.

Лекция 3

Энергообмен системы со средой

Зависимость теплоёмкости от температуры и строения веществ

Первое начало термодинамики, окончательно сформулированное Д. Джоулем в середине XIX в. (первый закон термодинамики), представляет собой закон сохранения энергии в применении к термодинамическим процессам. Для замкнутых систем, способных обмениваться энергией с окружающей средой, уравнение, выражающее первый закон термодинамики, имеет вид

Q = ∆U + A, (8.1)

где Q – теплота, полученная системой из окружающей среды; ∆U – приращение внутренней энергии системы; А – работа, совершенная системой против внешних сил (А = рV ).

Внутренняя энергия системы U, приращение которой ∆U считается положительным при Q > A, представляет собой весьма сложную термодинамическую функцию. Она включает в себя все виды энергии в веществах, составляющих систему, кроме энергии, созданной гравитационными, электрическими или магнитными полями, а также кинетической энергии системы в целом (для движущейся системы). Внутренняя энергия U представляет собой термодинамическую функцию, полностью определяемую состоянием системы и конкретным сочетанием параметров р, V, Т.

Теплота Q (поглощенная энергия), как и работа А, совершаемая системой, характеризуют процесс изменения системы, и от начального и конечного состояния системы величины Q и А зависят неоднозначно, так как из начального состояния системы в конечное можно перейти разными путями при различных изменениях энергии или работы. Поэтому уравнение (8.1) записано не в дифференциальной форме, а в конечных разностях. В дифференциальной форме его можно записать только в том случае, когда известен закон изменения параметров состояния и их соотношения.

В общем виде для бесконечно малых изменений состояния системы уравнение первого закона термодинамики можно представить в следующей форме:

Q = dU + A, (8.2)

где Q – бесконечно малое количество теплоты (положительное при поглощении теплоты системой); dU – полный дифференциал внутренней энергии системы; δA – бесконечно малая рабoтa (полoжитeльнaя, если она совершается системой).

Запишем бесконечно малое количество теплоты для 1 моль вещества в виде Q = CdT, где C – молярная теплоемкость вещества. Она равна количеству теплоты, необходимой для нагрева
1 моль вещества на 1 К, и в СИ выражается в джоулях на моль-кельвин (Дж/(моль  К)).

Принято различать два вида процессов обмена энергией системы со средой: изохорный (при постоянном объеме) и изобарный (при постоянном давлении).

В изохорном процессе (V = const) изменения давления и температуры взаимозависимы и определяются для идеальных газов законом Гей-Люссака (р/Т = const; V = const). Работа такого процесса равна нулю: δA = pdV = 0, и уравнение (8.2) для 1 моль газа принимает вид

CdT = dU. (8.3)

Следовательно, вся полученная системой теплота идет на увеличение запаса внутренней энергии. Из выражения (8.3) получаем формулу для молярной теплоемкости при постоянном объеме

(8.4)