Реакции Скачать
презентацию
<<  Типы химических реакций Химические уравнения  >>
Фотографий нет
Фото из презентации «Энергия химической реакции» к уроку химии на тему «Реакции»

Автор: Сквирская. Чтобы познакомиться с фотографией в полном размере, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все фотографии на уроке химии, скачайте бесплатно презентацию «Энергия химической реакции» со всеми фотографиями в zip-архиве размером 126 КБ.

Скачать презентацию

Энергия химической реакции

содержание презентации «Энергия химической реакции»
Сл Текст Эф Сл Текст Эф
1Энергетика химических реакций. Юрмазова Татьяна0 44Энтропия. Это параметр характеризующий хаотичность0
Александровна. Томский политехнический университет. движения частиц, является мерой молекулярного, атомного
2ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука о взаимных0 и ионного беспорядка.
превращениях различных видов энергии. Основные понятия 45Параметры состояния вещества. Параметры0
термодинамики. макросостояния системы: Р -давление, Т – температура ,V
3Химическая термодинамика изучает: Переходы0 – объем Параметры микросостояния системы: 1. мгновенные
химической энергии в другие формы- тепловую, координаты каждой молекулы (Хi, Yi, Zi) 2. скорости их
электрическую и. т.д., Каковы энергетические эффекты перемещения (Vхi, Vyi, Vzi) Каждому макросостоянию
химических реакций, Возможность и направление отвечает большое число микросостояний.
самопроизвольно протекающей реакции, Состояние 46Это число микросостояний, с помощью которых0
химического равновесия и условия его смещения. осуществляется данное макросостояние. Термодинамическая
4Основные понятия ТД. Объектом изучения в0 вероятность состояния системы (W).
термодинамике является система. Система - это 47Уравнение Больцмана. Уравнение Больцмана придало0
совокупность веществ находящихся во взаимодействии, энтропии физический смысл.
мысленно (или фактически) обособленная от окружающей 48Основные положения. Энтропия- это мера0
среды. термодинамической вероятности состояния веществ и
5Основные понятия ТД.0 систем. Любая изолированная система предоставленная
6Фаза-это часть системы, однородная во всех точках0 самой себе, изменяется в направлении состояния
по составу и свойствам и отделенная от других частей обладающего максимальной вероятностью. Все процессы в
системы поверхностью раздела. Основные понятия ТД. изолированной системе происходят в направлении
7Основные понятия ТД.0 увеличения энтропии.
8Термодинамические параметры. Температура – Т0 49?S = S2 –S1 если ?S > 0, то процесс протекает в0
Давление – Р Плотность – ? Концентрация - С прямом направлении, если ?S < 0, то процесс
Теплоемкость – Изменение хотя бы одного параметра протекает в обратном направлении. Изменение энтропии.
приводит к изменению состояния системы в целом. 50Энтропия химической реакции. Стандартная энтропия0
9U - внутренняя энергия Н - энтальпия S - энтропия G0 образования вещества количество вещества.
- энергия Гиббса. Параметры химической термодинамики. 51Значения стандартных энтропий приведены в таблице;0
10Внутренняя энергия системы. Внутренняя энергия0 значение энтропий зависит от агрегатного состояния
системы (U) - представляет собой ее полную энергию, веществ. Основные положения.
которая складывается из кинетической и потенциальной 52Пример:0
энергий молекул, атомов, атомных ядер и электронов. Она 53Абсолютное значение энтропии. В отличие от0
не включает потенциальную энергию положения системы в энтальпии и внутренней энергии можно определить
пространстве и кинетическую энергию движения системы абсолютное значение энтропии всех веществ, т.к. для
как целого. энтропии есть нулевая точка отсчета. Энтропия вещества
11Единицы измерения. Единицы измерения внутренней0 при Т=0 К равна нулю, вероятность = 1. Данное
энергии: [U] = Дж, кДж. Абсолютное значение внутренней макросостояние достигается единственным
энергии определить невозможно, однако можно измерить ее микросостоянием. При фазовых переходах (плавление,
изменение ?U при переходе из одного состояния в другое. кипение) энтропия растет скачкообразно. Если в реакции
12Внутренняя энергия системы. Внутренняя энергия -0 участвуют газообразные вещества, то об изменении
это функция состояния, которая характеризует полный энтропии можно судить по изменению объема газообразных
запас энергии системы. Изменение внутренней энергии не веществ.
зависит от пути и способа перехода системы из одного 54Пример. Сграфит тв. + СО2 = 2СОгаз ?S=175,4 1моль 20
состояния в другое. ?U=U2 –U1 U2 и U1 - внутренняя моль ?S>0 твердые и жидкие вещества не учитываются ,
энергия системы в конечном и начальном состояниях в данной реакции объем увеличивается, беспорядок
соответственно. системы возрастает ?S>0.
13Термодинамический процесс. - Это изменение0 55Пример. 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) ?S<0 2 1 2 в0
состояния системы, сопровождающийся изменением хотя бы данной реакции объем уменьшается, беспорядок системы
одного из параметров системы во времени. уменьшается.
14Термодинамический процесс. В зависимости от условий0 56Факторы неизолированных систем. 1.Энтальпийный ?Н-0
перехода системы из одного состояния в другое в отражает стремление системы к образованию связей в
термодинамике различают следующие процессы: результате взаимного притяжения частиц, что приводит к
изотермические Т- const, изобарные Р-const, изохорные их усложнению. Энергия при этом выделяется и ?Н<0.
V-const. (Стремление системы перейти в состояние с минимальной
15Теплота. - Является мерой энергии переданной от0 Е, при этом выделяется тепло ?Н<0.) 2. Энтропийный
одного тела к другому, за счет разницы температур этих (T?S) – отражает стремление к усилению процессов
тел. диссоциации сложных частиц на более простые и их менее
16Работа. - Является мерой энергии, переданной от0 упорядоченному состоянию в результате ?S>0.
одного тела к другому за счет перемещения масс под (Стремление системы перейти в состояние с большим
действием каких-либо сил. беспорядком ?S>0.).
17Первый закон термодинамики. Выражает количественное0 57Энергия Гиббса. Энтропийный и энтальпийный факторы0
соотношение между изменением внутренней энергии, обычно действуют в противоположных направлениях и общее
теплотой и работой: Q=?U +A Т.е. теплота Q, подведенная направление реакции определяется влиянием
к системе, расходуется на увеличение ее внутренней преобладающего фактора. В неизолированных системах
энергии ?U и на совершение системой работы А. работа критерием является ?G –энергия Гиббса, ее рассчитывают
расширения A=P??V. при разных температурах.
18- Энергия не исчезает и не возникает, она переходит0 58Уравнение энергии Гиббса.0
из одной формы в другую в строго определенных, всегда в 59?G<0 самопроизвольно протекает в прямом0
эквивалентных количествах. Закон сохранения энергии. направлении, ? G>0 прямая реакция невозможна и
19Изохорный процесс. Первый закон ТД: Q=?U +A = ?U +0 протекает в обратном направлении, ? G=0 реакция
P??V Для изохорного процесса V=const , тогда ?V=0 A=0 находится в состоянии равновесия, т.Е. Скорость прямой
Запишем первый закон ТД для изохорного процесса: Q=?U. реакции равна скорости обратной. Величина и знак ?G
20Изобарный процесс. Для изобарного процесса Р=const.0 позволяют судить о принципиальной возможности и
В изобарных процессах тепловой эффект химической направлении процесса.
реакции равен изменению энтальпии (Н). Первый закон ТД: 60Пример. Fe2O3(тв) +3Н2 (г) =2Fe (тв) +3Н2О(г) ?Н0
Qр =?U+P??V=(U2-U1) + P(V2-V1)=(U2+PV2)-(U1+PV1) х.р. = 96,61 кДж Возможна ли данная реакция при
обозначим через Н =U+PV Тогда Qр =H2-H1=?Н. Величина Н- стандартных условиях, если ?Sх.р. = 138,7 Дж/град?
характеризует теплосодержание системы. Решение: Вычисляем : ?G= ?H – T ?S ?G= 96,61
21- Это количество теплоты, которое выделяется или0 -298?138,7?10–3 =55,28 кДж, т.к. ? G>0 ,то реакция
поглощается системой после протекания химической при стандартных условиях невозможна, в этих условиях
реакции. Тепловой эффект реакции. идет обратная реакция.
22Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии0 61Пример. При какой температуре начнется эта реакция?0
системы: Если H2 > H1 ?H= H2 – H1 > 0 реакция Решение: Найдем температуру при которой ?G=0? ?H =T ?S
эндотермическая Q = ? H если H1 > H2 ?H= H2 – H1 T = ?H/ ?S =96,61/0,1387=696.5 K Следовательно при
< 0 реакция экзотермическая Q = – ? H. температуре >696,5K начнется реакция восстановления
23Энтальпия образования. - Количество теплоты,0 Fe2O3 водородом.
которое выделяется или поглощается при образовании 1 62?G<0. ?G<0. ?G<0. ?G>0. ?H<0.0
моля сложного вещества из простых веществ. ?H<0. ?H>0. ?H>0. ?S>0. ?S<0. ?S>0.
24Стандартная энтальпия образования. Для сравнения0 ?S<0. при любых Т. Т низкое. Т высокое. при любых Т.
энтальпий образования различных соединений их Значение ?G можно определить приблизительно:
определяют при одинаковых стандартных условиях: Т=298 К 63Энергия Гиббса химической реакции. стандартная0
Р=101,3 КПа, 1 атм., 760 мм.рт.ст. Энтальпия энергия Гиббса образования вещества количество
образования определенная при стандартных условиях вещества.
называется стандартной энтальпией образования вещества 64Стандартная энергия Гиббса образования химического0
и обозначается. соединения ?G°. это энергия Гиббса реакции образования
25Единицы измерения. Единицы измерения энтальпии0 одного моля этого соединения находящегося в стандартных
образования: Значения стандартных энтальпий образования условиях, из простых веществ ?G° простых веществ так же
приведены в таблицах, необходимо обращать внимание на как ?H°, ?S° равны нулю Единицы измерения ?G° -
агрегатные состояния веществ. кДж/моль Стандартная энергия Гиббса образования
26Пример.0 химического соединения ?G° приведена в справочниках.
27Правило! энтальпии образования простых веществ0 65Устойчивость соединений. Такие вещества0
равны нулю для устойчивых простых веществ энтальпия термодинамически неустойчивы, они не могут быть
равна нулю Например: Для твердого йода энтальпия получены из простых веществ. Вещество термодинамически
образования равна нулю, а для газообразного йода не устойчиво и может быть получено из простых веществ.
равна нулю. 66Пример. NO, NO2 , при стандартных условиях их0
28Это уравнения химической реакции в котором указан0 получают косвенным путем: cu + HNO3 ? cu(no3)2 +NO +
тепловой эффект химической реакции и агрегатные H2O.
состояния. Термохимические уравнения. 67Любая реакция при постоянных температуре и давлении0
29Т – твердое к – кристаллическое, ам. – Аморфное, ж0 протекает самопроизвольно в направлении убыли энергии
– жидкое, г – газообразное, р – растворимое. Виды Гиббса. Важно!
агрегатного состояния вещества. 68Химическое равновесие и константа равновесия.0
30Пример.0 69Состояние равновесия. это такое состояние системы0
31Особенности термохимических уравнений. В0 при которой ?G = 0, а скорость прямой реакции равна
термохимических уравнениях могут быть дробные скорости обратной: аА + вВ = сС + dD V прямой = V
стехиометрические коэффициенты. обратной.
32Особенности термохимических уравнений. С0 70Константа равновесия. Характеризует количественное0
термохимических уравнениями можно производить состояние равновесия.
алгебраические действия. Их можно складывать, вычитать, 71Расчет константы равновесия. Для расчета константы0
умножать на любые коэффициенты вместе с тепловым равновесия используются равновесные концентрации. Если
эффектом. в реакции все вещества находятся в газообразном
33Закон Гесса. Тепловой эффект химической реакции0 состоянии, то вместо равновесных концентраций можно
определяется лишь начальным и конечным состояниями использовать значения парциальных давлений.
системы реагирующих веществ и не зависит от пути ее 72Парциальное давление. Это такое давление газа,0
протекания. входящего в смесь, которое он оказывал бы, если бы
34Пример. Получение СО2. 1 путь: С + О2 = СО2 ?Н1 20 занимал тот объем, который занимает вся смесь.
путь: С + 1/2О2 = СО ?Н2 СО + 1/2О2 = СО2 ?Н3 ?Н1 = ?Н2 73Пример.0
+ ?Н3. 74Связь Кр и ?G°. Константа равновесия связана со0
35Следствие из закона Гесса. Теплота химической0 стандартной энергией Гиббса следующим соотношением:
реакции равна разности между суммой энтальпий Зная значения ?G° для химической реакции можно
образования продуктов реакции и суммой энтальпий рассчитать константу равновесия и равновесные
образования исходных веществ. Необходимо учитывать концентрации.
стехиометрические коэффициенты. 75Смещение равновесия. При изменении внешних условий0
36Тепловой эффект реакции. Стандартная энтальпия0 меняются равновесные концентрации, происходит смещение
образования вещества количество вещества. равновесия. Направление смещения химического равновесия
37Пример. Рассчитать ?Н0 химической реакции.0 при изменении внешних условий определяется правилом
38Пример. Рассчитать ?Н0 MgO.0 Ле-Шателье.
39Задача. Вычислите ?Н0 SO3 если при сгорании 64г0 76При внешнем воздействии равновесие смещается в0
серы выделилось 790 кДж тепла. Решение: S +3/2O2 =SO3 сторону ослабления этого воздействия. Принцип
64 г S – 790 кДж 32 г S – Х кДж Х=395 кДж тепла ?Н0 SO3 Ле–Шателье.
= - 395кДж/моль. 77Повышение температуры - смещает равновесие в0
40Задача. Сколько тепла выделится при взаимодействии0 сторону эндотермической реакции Понижение температуры -
4,48 литров N2 (н.у.) с Н2 , если ?Н0 (NH3)=–46 смещает равновесие в сторону экзотермической реакции.
кДж/моль. Решение: ?N2 +3/2H2 =NH3 11,2 л N2 – – 46 кДж 1. Влияние температуры на равновесие химической
4,48 л N2 – Х кДж Х=18,4кДж тепла. реакции.
41Возможность и направление протекания химических0 78Повышение давления смещает равновесие в сторону0
реакций. меньшего объема. 3Н2 + N2 ? 2NH3 3 1 ? 2 Если равные
42Самопроизвольность протекания реакции. При изучении0 объемы, то давление не влияет на смещение равновесия.
химических взаимодействий важно оценить возможность или 2. Влияние давления на равновесие химической реакции.
невозможность их самопроизвольного протекания при 79Повышение концентрации исходных веществ смещает0
данных условиях. Самопроизвольно могут протекать как равновесие в сторону продуктов реакции. Повышение
экзотермические, так и эндотермические реакции. концентрации продуктов реакции смещает равновесие в
Самопроизвольный процесс протекает без затраты энергии сторону исходных веществ. 3. Влияние концентрации на
извне (смешение газов, передача тепла от горячего к равновесие химической реакции.
холодному, вода стекает с крыши). 80Введение катализатора не влияет на смещение0
43Определяет критерий самопроизвольного протекания0 равновесия, но ускоряет процесс достижения равновесия.
процесса в изолированных системах - энтропию. Второй 4. Влияние катализатора на равновесие химической
закон термодинамики. реакции.
80 «Энергия химической реакции» | Энергия химической реакции 0
http://900igr.net/fotografii/khimija/Energija-khimicheskoj-reaktsii/Energija-khimicheskoj-reaktsii.html
cсылка на страницу
Урок

Химия

64 темы
Фото
Презентация: Энергия химической реакции | Тема: Реакции | Урок: Химия | Вид: Фото
900igr.net > Презентации по химии > Реакции > Энергия химической реакции