Технология плавки в печи Ванюкова

Содержание

 

Введение…………………………………………………………………….…..……..2

Часть I. Термодинамический расчет…………………………………………...4

1.описание процесса, при котором протекает металлургическая реакция….........4

2.Основные расчетные формулы………………………………….……...………....6

3.Термодинамические расчеты металлургических процессов…………….…..….8

3.1. Приближенный расчет по методу  А.Н. Крестовникова…………....…...8

3.2. Приближенный  расчет по методу Л.П. Владимирова………………....15

3.3. Расчет lgKp методом Темкина-Шварцмана………………………….....16

3.4. Расчет lgKр по методу Л.П. Владимирова……………………...…..…..17

3.5. Расчет  ошибки методов…………………………………...……..………19

3.6. Построение  и анализ графиков……………………………………….....20

Вывод………………………………………………………………………..….……26

Часть II. Технология плавки в печи Ванюкова………………………………28

1.Физико-химическая сущность процесса……………………………………….28

1.1 Процессы плавления шихты…………………………………………………....28

1.2 Процесс обеднения шлака………………………………………………………29

1.3 Разделение продуктов  плавки…………………………………………………..31

2. Технико-экономические показатели…………...…………………......................33

3. Материальные потоки………………………………………………………….....34

Список литературы………………………………………….……………..………..36

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение

 

Металлургическое производство включает длинную цепь процессов, в ходе которых происходит превращение одних веществ в другие. Эти процессы в основном представляют собой различные химические реакции. Одной из первой таких реакций является восстановление оксидов, содержащихся в рудах. При термической обработке сталей и сплавов и при горячей прокатке в объеме металлической матрицы образуются или распадаются различные химические соединения – карбиды, нитраты, оксиды, сульфиды и другие.  Эксплуатационные свойства готового металла определяют по его химическому составу, характером взаимодействия содержащихся в нем атомов.

Как правило определяют ту или иную термодинамическую величину для стандартных условий (Т = 298°К и Робщ = 1атм.), а затем проводят пересчет на интересующие условия.

Для наших расчетов понадобятся следующие термодинамические величины:

DН – энтальпия или теплосодержание, как и внутренняя энергия, характеризует энергетическое состояние вещества, но включает энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления, т.е. на работу расширения.

DS – энтропия - критерий самопроизвольности протекающего процесса. Подобно внутренней энергии и энтальпии, энтропия зависит только от состояния системы. Но, в отличие от этих двух функций, связь изменения энтропии с теплотой зависит от способа проведения процесса - от его скорости.  Энтропия  позволяет  при  помощи  измерений  термических  величин,  выяснить  направление  процессов  при  условие  равновесия.

DG – энергия Гиббса, называемая также изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией при постоянном давлении. Отражает влияние на направление протекания процесса, как тенденции к уменьшению внутренней энергии, так и тенденции к достижению наиболее вероятного состояния системы.

DСр – теплоемкость при постоянном давлении – отношение количества теплоты, сообщаемой системе в каком-либо процессе, к соответствующему изменению температуры.

Кр – отношение произведения парциальных давлений продуктов реакции к произведению парциальных давлений исходных веществ с учетом стехиометрии. Кр дает количественную оценку равновесия. Если ее численное значение велико, равновесие реакции сдвинуто в сторону образования продуктов реакции, если оно мало, то в смеси преобладают исходные вещества.

Для эндотермических реакций с возрастанием температуры Кр увеличивается, а для экзотермических – с возрастанием температуры Кр уменьшается.

Все выше перечисленные функции имеют большое значение для металлургических процессов. Они дают возможность предсказать направление процесса, т.е. позволяют выяснить, может ли быть осуществлена та или иная реакция, и какова будет полнота её протекания в отдельных условиях, образуется или нет, тот или иной продукт.

Основная цель – научиться самостоятельно производить расчеты термодинамических функций состояния системы различными методами, рассчитывать ошибку этих методов и делать выводы о влиянии температур или обратных температур на параметры.

 

1. описание процесса, при котором протекает металлургическая реакция.

СоО + Fe = FeO + Co

В большинстве видов отечественного сырья кобальт сопутствует никелю. При плавке сульфидных медно-никелевых руд его стараются сконцентрировать в медно-никелевом файнштейне, затем в флотационном никелевом концентрате, в анодах и наконец выделяют при очистке электролита в виде кека, содержащего 4-6%  Со.

Из окисленных никелевых руд кобальт стараются перевести в файнштейн, а затем в анодную массу (8-10% Со, 58-64% Ni, 20-24% S). Ее разливают в аноды и подвергают электролизу в растворе NaCI (100-120 г/л) в парах с чугунными катодами. На аноде никель и кобальт вместе с примесями железа и других металлов переходят в раствор в виде двухзарядных ионов которые гидролизуются и образуют осадок основных солей—"зеленых гидратов", сера выпадает в виде элементарных частиц, на чугунных катодах выделяется водород. Осадок зеленых гидратов растворяют в серной кислоте и, отфильтровав от серы, получают растворы для дальнейшей переработки. Этот передел сложен и дорог из-за высокого расхода электроэнергии (4000 кВт-ч/т) и реагентов, однако применяется на некоторых заводах.

Из пиритных концентратов (например, 0,5% Со и 0,5% Сu, остальное в основном FeS) кобальт извлекают сульфатно-хлорирующим обжигом с последующим выщелачиванием огарка водой. Обжиг проводят в кипящем слое с добавками сильвинита; химизм его подобен описанному выше. Огарок выщелачивают в перколяторах.

Известны и другие приемы извлечения кобальта, применяемые для переработки различных видов сырья в нашей и зарубежной практике. Всеми этими способами получают водные растворы, в которых кобальту сопутствуют часто, преобладающие количества примесей железа, никеля, марганца, меди и других элементов.

Никеля в растворах часто в 5—10 раз больше, чем кобальта, его также надо извлечь в виде никелевого купороса NiS04 * 7H20 или других соединений. Железо окисляют хлором и осаждают в виде основных солей, добавляя известь или соду. Этот осадок сорбирует примеси мышьяка, сурьмы и висмута.  Медь цементируют порошком кобальта или никеля, а иногда также осаждают содой. Марганец удаляют, продувая раствор хлором или добавляя  в него гипохлорит натрия NaOCI, по мере окисления выпадает осадок МnО2 * Н2О.

Из   очищенного  раствора,   содержащего  только   кобальт  и   никель,   кобальт осаждают хлором или гипохлоритом натрия. Попутное подобное осаждение никеля предупреждается регулированием кислотности.

Если никель все же переходит в осадок, а это наблюдается при высоком отношении Ni: Co, первичную гидроокись переосаждают тем же способом после растворения ее по реакции.

Конечную гидроокись смешивают с содой, прокаливают и промывают водой для удаления примеси серы в виде Na2SO4. После вторичного прокаливания, но уже без соды, полученная таким образом Со3O4 содержит 70-72% Со, 0,2-0,3% Ni и сотые доли процента других примесей.

 

2. Основные расчетные формулы

 

При заданной температуре:

          ;

          ;

;

Cp = a + b·T·10-3+ c'· ·105

    При  отсутствии коэффициентов теплоемкости  a, b, и с, теплоемкость              для  данной температуры считается по формуле Владимирова А. Н.:

         , где Т1 = 298˚К;

          ,

          приведя эти два уравнения  к общему, получим:

          DCр Т2 = ,

где Т2 – температура, при которой  находится теплоемкость.

         

При Т2 = 500, Ср = T2;

     

       , где R=8,314.

 

Для химической реакции:

 

DHх.р. = ∑DH прод. - ∑DH исх.в-в;

 

DSх.р. = ∑DS прод. - ∑ DS исх.в-в;

 

DGх.р. = DHт - Т×DSт;

 

DCр х.р. = ∑DС прод. - ∑ DСр исх.в-в;

 

,    где R=8,314.

 

Расчет LgКp по методу Темкина-Шварцмана:

 

= – DS298 – (DCo×Mo+DC1×M1+DC-2×M-2);

.

Расчет Lg Кр по методу Владимирова, по точному:

 

LgКр = + Df×(DSo) + DCo×Mo+DC1×M1+DC-2×M-2

 

по приближенному:    

LgКр = ,

где         М = ,      N = .

Формулы для вспомогательных расчетов:

М = ,           N = ;        

Со = ,         С1 = ,         С-2 = .

 

3. Термодинамические расчеты металлургических процессов

 

Теория металлургических процессов основана на применение к этим процессам термодинамических расчетов. Как правило определяют ту или иную термодинамическую величину для стандартных условий (Т = 298°К и Робщ = 1атм.), а затем проводят пересчет на интересующие условия.

Для многих веществ температурные зависимости теплоемкости, изменение энтальпии и энтропии при стандартных условиях приведены в справочниках.

 

СоO + Fe = FeO + Со

 

Сведем в табл. 1 стандартные термодинамические величины для данной реакции.

Таблица 1. Стандартные термодинамические величины

Вещество	DH°298, кДж/моль	DS°298, Дж/моль	Коэффициенты уравнения			T, °K
			а	b×103	c×10-5
CoO	-238,910	52,93	48,280	8,540	1,670	-
Fe	0	27,15	17,24	24,77	0	298-700
FeO	-264,850	60,75	50,8	8,61	-3,31	298-1650
Co	0	30,04	19,83	16,75	0	298-700

 

3.1. Приближенный расчет по методу А.Н. Крестовникова.

Проведем расчеты:

• DH при Т = 298 °К для химической реакции:

• DS при Т = 298 °К для химической реакции:

• DСр при Т = 298 °К для химической реакции:

• DG при Т = 298 °К для химической реакции:

 

• lgKp при Т = 298 °К для химической реакции:

,

откуда Kp = 130,317 ×10-3;

 

 

• Т = 500 °К:

;

= 19,83+16,75×10-3·500 = 28,205 Дж/моль·K;

= 48,28+8,54·10-3·500 + = 53,218 Дж/моль·K;

= 17,24+24,77·10-3·500 = 29,625 Дж/моль·K.

 

Рассчитаем теплоемкость для химической реакции:

= = 3,27,

Kp = 1,86·103.

 

• Т = 700 °К:

= 19,83+16,75×10-3·700 = 31,555 Дж/моль·K;

= 48,28+8,54·10-3·700 + = 54,599 Дж/моль·K;

= 17,24+24,77·10-3·700 = 34,579 Дж/моль·K.

 

Рассчитаем теплоемкость для химической реакции:

= = 2,478,

Kp = 300,6.

 

• Т = 900 °К:

= 19,83+16,75×10-3·900 = 34,905 Дж/моль·K;

= 48,28+8,54·10-3·900 + = 56,172 Дж/моль·K;

= 17,24+24,77·10-3·900 = 39,533 Дж/моль·K.

 

Рассчитаем теплоемкость для химической реакции:

= = 2

Kp = 100

 

• Т = 1100 °К:

= 19,83+16,75×10-3·1100 = 38,255 Дж/моль·K;

= 48,28+8,54·10-3·1100 + = 57,812 Дж/моль·K;

= 17,24+24,77·10-3·1100 = 44,487 Дж/моль·K.

 

Рассчитаем теплоемкость для химической реакции:

= = 1,672

Kp = 46,989

 

• Т = 1300 °К:

= 19,83+16,75×10-3·1300 = 41,605 Дж/моль·K;

= 48,28+8,54·10-3·1300 + = 59,481 Дж/моль·K;

= 17,24+24,77·10-3·1300 = 49,441 Дж/моль·K.

 

Рассчитаем теплоемкость для химической реакции:

= = 1,4

Kp = 25,119

 

• Т = 1500 °К:

= 19,83+16,75×10-3·1500 = 44,955 Дж/моль·K;

= 48,28+8,54·10-3·1500 + = 61,164 Дж/моль·K;

= 17,24+24,77·10-3·1500 = 54,395 Дж/моль·K.

 

Рассчитаем теплоемкость для химической реакции:

= = 1,165

Kp = 14,622

 

• Т = 1700 °К:

= 19,83+16,75×10-3·1700 = 48,305 Дж/моль·K;