Лекция № 1

7.02.05

Классификация сталей по уровню легирования :

1.Углеродистые (остальные элементы в них только как остаток от раскисления)

Ст3,Ст20

2.Низколегированные стали ∑легир. эл-тов < 5%

09Г2С, 20ХГС, 10ХГС

3.Легированные стали 5 < ∑легир. эл-тов < 10%

Х5М, 15ХНФБ

4.Высоколегированные стали ∑легир. эл-тов>10%

20Х13, 20Х17Н2, 0,8Х18Н10Т

5.Сплавы на основе никеля

ХН67МВТЮ

Характеристика металлургических процессов в зоне сваривания .

В зоне сваривания Мe нагревается до температуры 3000-3500 ˚С (стадия капли) и контактирует с компонентами атмосферы и защитных сред

О2=21% , N2=78% , H2 + CO2 + H2O пары = 1%

также нагретых до высокоактивного состояния, температура ванны 1900˚С.Это аномальное состояние для Ме , потому что при термообработке никогда температура Ме не превышает температуру гомогенизации.

Характеристика металлургических реакций в зоне сварки.

1. Окисление

[2Fe] + O2 = 2( FeO )

FeO - шлак

2. Наводораживание

3. Азотирование

Азот способен окисляться кислородом

4. ЗагрязнениеS и P

Как правило флюсы и защитные покровы электрода с повышенным содержанием S и Р

5. Загрязнение шлаками

Задача металлургической науки при сварке.

Изучить методы прогнозирования хода реакции и способы управления ими для обеспечения качества и надежности сварных соединений.

Прогнозирование хода металлургических реакций осуществляют термодинамическим методом. Термодинамика – наука о энергии и ее превращениях.

Погрешность в том, что термодинамика равновесных систем. В условиях сварки безусловно процессы не приходят в полное равновесие, но из-за высоких температур к нему близки, поэтому обусловлено применение термодинамики равновесных систем.

Термодинамическая система(ТДС) – совокупность тел, мысленно обособленных от окружающей среды. Любая химическая реакция является ТДС, если компоненты взяты в молярно стехиометрическом отношении.

ТДС бывают :

изолированные(обмен массой и обмен энергией отсутствует),

замкнутые(масса постоянна, обмен энергией возможен),

незамкнутые(масса непостоянна, энергия непостоянна).

Лекция №2

14.02.05

Основные параметры ТДС :

давление, объем, температура, энтропия, энтальпия, внутренняя энергия, концентрация, потенциал Гибса.

Эти параметры определяют состояние системы. Изменение хотя бы одного из параметров называют термодинамическим процессом. Возврат в начальную стадию называют циклом.

ТДС различают гомогенные и гетерогенные.

Гомогенные не имеют фазовых границ . Гетерогенные системы состоят из нескольких фаз, на границах которых происходит резкое изменение свойств. Системы могут быть однородные и неоднородные. Неоднородные системы, когда имеются градиенты концентрации внутри фаз.

Энергообмен ТДС со средой.

В не замкнутых ТДС возможен приход энергии извне со среды. Может быть два случая: в этой системе постоянный объем или давление.

ТДС с постоянным объемом – изохорические, с постоянным давлением – изобарические. Термообмен со средой рассматривают по первому закону термодинамики. Закон сохранения энергии: энергия не исчезает, а может переходить в другие виды энергии, во внутреннюю энергию, а частично в совершенную работу .

Q = ΔU + A

Q – переданная в систему энергия,

ΔU – приращение внутренней энергии,

A – совершенная работа.

Внутренняя энергия включает в себя энергию поступательного движения молекул, энергию колебательного и вращательного движения атомов, энергию, потраченную на возбуждение электронных оболочек атомов и ядерных структур.

А = рdV

дQ = dU + дА

Изохорический процесс V = const

(дQ/дT)V = (дU/дT)V=сV

CV-теплоемкость (количество теплоты, необходимое для нагрева вещества или системы на 1 градус.

Изобарический процесс

дQ =dU + ΔA =dU + pдV

Q 1,2 = (U2 + pV2) – (U1 + pV1)

Энтальпия – это количество теплоты, которое необходимо передать системе, чтобы привести ее в данное состояние. Энтальпия при абсолютном нуле равна нулю. Отсчет идет от этого нуля. При этом нужно учитывать переход от одного состояния в другое

ΔН = ΔТ*СV

ΔНТ = ΔНО + ∫Срα dT + ΔHα→β + ∫Cpβ dT + ΔHпл + ∫ Срж dT + ΔHисп + ∫CpгdTC

Cвязь между изобарным и изохорным процессом(закон Гей-Люсака):

При Р=соnst, V/T – const;

при V=const, p/T – const.

Для упрощения расчетов энтальпию отсчитывают не от обычного нуля, а от стандартного состояния.

Стандартные состояния:

Р = 1атм

Т = 298 К(273+25˚С)

Энтальпия стандартного состояния ΔН˚

Энтальпия абсолютного нуля Δно

ΔНт = ΔНº + ΔСрМоТ

Энтальпия веществ стабильных при стандартных состояниях также принимается за ноль.

Правило подсчета энтальпий

2FeO + SiO2 = 2FeO + Si

Энтальпии продуктов берутся со знаком " + ", а исходных со знаком " - " :

ΔНр = ΔНº2FeO + ΔHºSi - ΔHº2Fe + ΔHºSiO2

Энтропия ТДС.

Обратимые реакции – это те реакции , которые не создают изменения в окружающей среде. Необратимые - создают изменения. Энтропия – количество энергии, идущее на увеличение беспорядка в системе.

Лекция №3

Прогнозирование химической реакции термодинамическими методами.

Расчет энтропии в ТДС.

Реакции различаются на обратимые и необратимые. Обратимая реакция не создает изменение в окружающей среде.

^v

В случае, если при выделении энергии системы температура не снижается, то происходят внутренние процессы с выделением тепла, изменяющие степень беспорядка атомов в системе.

Следует различать приращение энтальпии при фазовых превращениях от приращения энтропии в том же превращении, (они различаются по кинетике).

Энтропия дает скачек в интервале температур, а энтальпия при постоянной температуре.

Например: ^{оцк гцк}

Энтропия увеличивается с повышением температуры, так как увеличивается беспорядок в расположении атомов кристаллической решетки. При образовании карбидов энтропия снижается, так как карбид это сгусток легированных элементов с определенной кристаллической решеткой, то есть с большим порядком расположения атомов.

=> реакция обратима, если не равно нулю à реакция не обратима.

Максимальная энтропия будет достигнута, когда все необратимые процессы будут

закончены.

Если

Энтропия- функция температуры, давления, объема, концентрации.

Для моля идеального газа:

Краевые условия: S=0 при Т=0 К.

Из этого уравнения следует, что энтропия при температуре пропорциональна темпе- ратуре ,объему или давлению ,а также зависит от теплоемкости ,которая определяет строение вещества.

Энтропия может возростать при нагревании в пределах первого агрегатного состояния

И изменяться в интервале фазовых и агрегатных превращений.

Прирост энтропии в условии превращении производится по формуле:

Энтропия при температуре Т:

Для энтропии также вводятся стандартные условия, теже что и для энтальпии 298К или

25 С и давление 1 атмосфера.

Сумма этих энергий объединена в термодинамический потенциал предложенный Гибсом.

DН должна учитывать нелинейность теплоемкости.

Коэффициент М0 в уравнение учитывает нелинейность теплоемкостей как составляющей энергии энтрапии и энтальпии.

реакция идет в прямом направлении.

реакция идет в обратном направлении.

реакция находится в состоянии ТД равновесия.

Термодинамическое равновесие- это состояние системы, когда небольшие отклонения от равновесия системы в одну сторону переходят в другую.

Пример:

При определении определяем для стандартных условий.

При анализе графика диаграмма делится на две части точкой Т1, где и . До температур Т1( ) реакция идет в обратном направлении или не идет.

Лекция №4

Структура методов прогнозирования химических реакций.

-Определим принципиальную возможность данной реакции.

-Температуру ее развития в желаемом направлении.

Интенсивность наростания продуктов реакции по температуре (скорость).

-Возможность протекания реакции между элементами, находящихся в расплаве другого элемента.

-Определение констант равновесия в гомогенных и гетерогенных системах.

Гомогенные системы считаются смеси газов и растворы (твердые, жидкие), а также расплавы.

Чтобы прогнозировать процессы мы должны иметь расчетные формулы термодинамического потенциала (состоящие из энтальпии, энтропии) и констант равновесия на основе этого потенциала.