Реакции
<<  КОНЕЧНЫЕ ПРОДУКТЫ АЗОТИСТОГО ОБМЕНА Уравнения химических реакций  >>
Калориметрический метод определения
Калориметрический метод определения
Картинки из презентации «Химическая термодинамика» к уроку химии на тему «Реакции»

Автор: Alexandre Katalov. Чтобы познакомиться с картинкой полного размера, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все картинки для урока химии, скачайте бесплатно презентацию «Химическая термодинамика.ppt» со всеми картинками в zip-архиве размером 2162 КБ.

Химическая термодинамика

содержание презентации «Химическая термодинамика.ppt»
Сл Текст Сл Текст
1Химическая термодинамика. Лектор 33Следствия из закона Гесса.
Мирошниченко Ю.Ю. 341-е следствие Изменение энтальпии
2План лекции. 1. Основные понятия 2. (тепловой эффект) химического процесса
Классификация химических процессов 3. 1-й равно сумме энтальпий образования
закон термодинамики 4. Термохимия 5. 2-й продуктов реакции минус сумма энтальпий
закон термодинамики . образования реагентов с учетом их стехиом.
3Основные понятия. коэффициентов.
4Термодинамика - это наука о переходах 35?Н =?nпрод •?H -?nисх • ?Н aA + bB =
энергии, превращениях энергии из одного cC + dD Для изобарного процесса: ?H
вида в другой и возможности этих =[c?HC+d?HD]-[a?HA+b?HB]. 0 прод. 0 исх. 0
превращений. хр. 0 хр. О f. О f. О f. О f.
5Хим. термодинамика - изучает 36Энтальпия разложения хим. соединения
энергетические эффекты хим. реакций, равна, но противоположна по знаку
возможности их самопроизвольного энтальпии его образ-ия при одинаковых
протекания и направления этих процессов, а условиях ?Нобр = –?Нразл. Закон
также состояние равновесия. Лавуазье-Лапласа.
6Особенность хим. термодинамики как 372-е следствие (для органических
науки: рассмотрение хим. реакций в веществ). Тепловой эффект орг-й реакции
состоянии равновесия, когда реакция либо равен сумме теплот сгорания реагентов за
еще не началась, либо уже закончилась и вычетом теплот сгорания продуктов
изменения во внешней среде отсутствуют. ?Нхр=?nисх•?H - ?nпрод • ?Н. Сг прод. Сг
7Система - это вещество или исх.
совокупность веществ, мысленно или реально 38Теплотворная способность топлива -
отграниченных от внешней среды Пример: теплота, которая выделяется при сгорании
колба с реакционной смесью. 1кг сухого или жидкого топлива или 1 м3
8Разновидности систем. Открытые системы газа теплотворная способность разных видов
имеют массообмен и теплообмен с окружающей топлива: антрацит < древесный уголь
средой Закрытые системы обмениваются < сыраянефть < бензин < природный
энергией, но не обмениваются веществом газ < водород.
Изолированная системы - тепло- и 39Энтропия.
массообмена нет. 40Т/д рассматривает системы, состоящие
9Фаза. Это часть системы с одинаковыми из множества микрочастиц Микрочастицы
физ.и хим. св-вами и отделенная от других находятся в постоянном движении Эти
частей системы поверхностью раздела. движения определяют все функции и
10Гомогенные (однофазные) системы - все параметры систем и называются т/д
в-ва системы в одном агрегатном состоянии вероятностью системы (W) Т/д-я вероятность
H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г) Гетерогенные является мерой беспорядка в системе.
(многофазные) системы - вещества в разных 41Больцманом введено понятие энтропии S
агрегатных состояниях Fe(к)+2H2O(г) = = R lnW Энтропия - мера беспорядка S
H2(г)+Fe2O3(к). растет с ростом Т и при переходах Тв Ж Г S
11Параметры состояния - свойства ум-ся при понижении Т, превращаясь в 0 при
системы, изменение которых ведет к Т = 0 К для идеального кристалла (третий
изменению состояния системы (P, T, V, n, закон термодинамики). Дж моль•К.
C) Функции состояния: внутренняя энергия 42Энтропия образования вещества.
(U) энтальпия (Н) энтропия (S) свободная Стандартная энтропия образования вещества
энергия (G) это т/д величины, которые (S ) это энтропия при P = 101,3кПа, T =
характеризуют энергетические изменения 298 К, конц-ции 1моль/л В отличие от
системы. других т/д функций энтропия может быть
12Классификация хим. процессов. 1) по определена по абсолютной величине. O f.
знаку эндотермический процесс - система 43Вычисление изменения энтропии реакции.
получает тепло (+) экзотермический процесс Cграф + co2(г) = 2co(г) S 6 214 198 ?sр =
- система отдает тепло (–). ?nпрод • S - ?nисх • S ?sр = 2·198 - 6 -
132) по условиям протекания. Параметры 214 = 176. Дж моль•К. Дж моль•К. O прод. O
Процесс Т - const изотермический Р - const исх. O f.
изобарный V - const изохорный. 44Закономерности изменения энтропии. Sг
143) по принципу самопроизвольности. > sж > sтв S растет при раств-ии
Изобарно-изотермический потенциал (?G) - твердого или жидкого вещества и ум-ся при
критерий направления процессов ?G < 0 - растворении газа S растет с увеличением
самопроизвольный процесс ?G > 0 - массы.
несамопроизвольный процесс ?G = 0 - 45S тем меньше, чем прочнее хим. Связи,
состояние равновесия. чем больше твердость в-ва S растет с
151-й закон термодинамики. Кол-во усложнением состава структурных единиц
энергии, выделяющейся или поглощающейся в вещества S простых веществ и однотипных
процессе, равно изменению ее внутренней соединений является периодическим
энергии Если энергия (?U) выделяется свойством.
(поглощается) в виде тепловой (Q) и 462-й закон термодинамики. В
нетепловой энергии (A), то: ?U = Q - A ?U изолированной системе самопроизвольно идут
= U2 - U1 - изменение внутренней энергии только те процессы, в которых энтропия
cистемы. ув-ся или Во Вселенной любые процессы
16Тепловой эффект (Q) р-ции может быть сопровождаются ростом беспорядка в ней.
измерен при пост. объеме (QV) или пост. 47?H T. Самопроизвольные процессы,
давлении (Qp) и обычно измеряется в происходящие на макроуровне идут с потерей
изотерм-х условиях В хим. реакциях части энергии на бесполезное нагревание
нетепловая энергия (работа) получается за системы, т.е. на беспорядочное движение
счет изменения объема: A = p?V, где ?V= V2 микрочастиц: ?S >
- V1. Тепловой эффект и работа. 48Термодинамическое равновесие. В
17Полная энергия системы. Кинетическая обратимом процессе в бесполезное тепло
энергия движения системы в целом переходит наименьшее количество эн-ии ?Н =
Потенциальная энергия, обусловленная Т?S ? Н - энтальпийный фактор (разрыв и
положением системы во внешнем поле обр-ние хим. связей) Т?S - энтропийный
Внутренняя энергия. фактор (потеря энергии, связанная с
18Для хим. реакций изменение полной хаотическим движением частиц в равновесных
энергии хим. системы опред-ся только условиях) ?Н -Т?S = 0.
изменением ее внутренней энергии 49Изменение энергии Гиббса - критерий
Внутренняя энергия включает направленности процесса ?Н - Т?S = ?G или
поступательную, вращательную, G = H - TS ?G - это max полезная работа,
колебательную энергию атомов молекул, а которая может быть произведена системой в
также энергию движения электронов в самопроизвольном процессе и хар-ет
атомах, внутриядерную энергию. отклонение системы от равновесия. Энергия
19Количество внутренней энергии (U) в-ва Гиббса Свободная энергия
опред-ся количеством вещества, его Изобарно-изотермический потенциал. кДж
составом и состоянием Устойчивость системы моль.
определяется количеством внутренней 50Критерий направленности процессов
энергии: чем больше внутренняя энергия, Равновесие ?G = 0; ?Н = Т?S
тем менее устойчива система. Самопроизвольный процесс ?G < 0; ?Н -
20В изохорном процессе (?V = 0): ?U = Qv Т?S < 0 Несамопроизвольный процесс ?G
изменение внутр. энергии в виде теплового > 0; ?Н - Т?S > 0.
эффекта, т. к.: A = p?V = 0 В изобарном 51? Н ? S ? G Направление <0 >0
процессе (P-const) ?U = Qp - p?V тепловой <0 Возможна при любой to > 0 <0
эффект за вычетом работы (p?V) расширения >0 Невозможна при любой to <0 <0
или сжатия. Изменение внутренней энергии. <0 и >0 Возможна при низкой to >0
21Ед. измер. Qp=?U+p?V= (U2-U1) + >0 >0 и <0 Возможна при высоких
p(V2-V1) Qp = (U2 + pV2) - (U1 + pV1) U + to. Влияние отдельных факторов на
pV = Н H - энтальпия процесса: Qp = H2 - изменение энергии Гиббса.
H1 = ?H ?H - это изменение внутренней 52u. Взаимосвязь между т/д функциями. Н.
энергии с учетом работы на которую pV. G. TS.
способна система кДж моль. 53Зависимость ?G от концентрации
22Абсолютное значение энергии (U, H) (уравнение Вант-Гоффа). [С], [D]- конц-ии
образования вещества не может быть продуктов [А], [В]- конц-ии реагентов а,
измерено !!! b, с, d -стех-е коэфф-ты.
23Энтальпия образования простого 54?G = 0, ?G0Т= - RTlnK K – константа
вещества. Изменение энтальпии образования равновесия [A], [B], [C], [D] –
простых веществ в их стандартном состоянии равновесные концентрации.
принимаются = 0: ?H (N2,газ) = 0; ?H 55?G0 = ?Н0 - Т?S0 ?G0Т= – rtlnk.
(Сграфит) = 0 Стандартное состояние: Р = Взаимосвязь К с ?Н0 и ?S0.
101,3кПа n = 1 моль для р-ров конц-я - 1 56Определение ?G. Зная равновесные
моль/л Т- любая, при которой в-во может концентрации реагентов и продуктов (т. е.
существовать. O f. O f. К) при различных t0-рах, можно определить
24Энтальпия образования сложного в-ва ?G по уравнению:
(?H )- это тепловой эффект, который 57Обратимые и необратимые реакции.
сопровождает образование 1 моль в-ва из обратимые реакции Na2SO4 + KCl = K2SO4 +
простых в-в в их устойчивых агрегатных NaCl практически необратимые Н2+1/2О2=Н2О
состояниях (даже если в-во не может быть совершенно необратимые Pb(N3)2 = Pb+3N2.
получено таким путем) Например: 58Равновесие. Система находится в
K(тв)+1/2Cl2+3/2O2=KClO3(тв) ?H = - состоянии равновесия, если скорости прямой
39,1кДж/моль. O f. и обратной реакции одинаковы Например,
25Для унификации измерений и возможности эквимолярная (одинаковые концентрации)
сравнения ?H их определение проводят в смесь СО, Н2О, СО2 и Н2 находится в
стандартных условиях: Р = 101,3кПа (760 мм состоянии равновесия при 810оС СО + Н2О
Hg, 1 атм) T = 298,15К (25оC) n = 1 моль <=> СО2 + Н2.
для р-ров конц-я - 1 моль/л. O f. 59Истинное равновесие. Характеризуется:
26Калориметрический метод определения 1) неизменностью во времени при отсутствии
?Нf°. внешних воздействий 2) его характеристики
27Термохимия. меняются при внешних воздействиях, сколь
28Термохимия – раздел термодинамики, малыми они не были бы 3) равновесие
изучающий выделение и поглощение тепла в одинаково независимо от того, с какой
химических реакциях. стороны подходить к нему.
29Термохимические уравнения реакций - 60
уравнения, в которых указан тепловой 61Стационарное и кажущееся равновесие.
эффект, условия реакций и агрегатные Стационарное равновесие поддерживается за
состояния веществ C(кр)+O2(г)=CO2(г), счет внешнего воздействия Кажущееся
?Hо=-396кДж указывают: Qp = ?Hо (при Р и T равновесие отличается тем, что оно
const), или Qv = ?Uо (при P и V const). неизменно во времени Например, смесь Н2 и
30Закон Гесса. Тепловой эффект реакции О2 практически бесконечно может находиться
является функцией состояния веществ и не в неизменном, состоянии, т.к. это
зависит от пути протекания процесса Он равновесие не истинное, раз начавшись
определяется только начальным и конечным процесс идет быстро и до конца.
состояниями системы. Г. И. Гесс в 1841г. 62Константа равновесия. аА + bВ = сС +
31Графическое и алгебраическое dD Константа равновесия (К) не зависит от
представление закона Гесса. Образование концентрации в-в К зависит от темп-ры,
CO2 из C и O2 можно представить так: ув-ся для эндотермических и ум-ся для
1.C(граф)+O2(газ)= CO2(г);?Н1= -396 кДж экзотермических реакций.
2.C(граф)+1/2O2(г) = CO(г); ?Н2 = Х кДж 63Принцип подвижного равновесия (принцип
3.CO(г)+1/2O2(г)=CO2(г);?Н3= -285,5кДж С Ле-Шателье). Если на систему, находящуюся
?Н1 CO2 ?Н2 ?Н3 СО. в состоянии равновесия производится
32Из закона Гесса следует, что р(2)+р(3) внешнее воздействие, то изменения,
= р(1) ?H + ?H = ?H Следовательно, ?H - ?H происходящие в системе, ослабляют это
= ?H - 396 - (-285,5) =-110,5 кДж/моль. О воздействие.
2. О 3. О 1. О 3. О 2. О 1.
Химическая термодинамика.ppt
http://900igr.net/kartinka/khimija/khimicheskaja-termodinamika-61081.html
cсылка на страницу

Химическая термодинамика

другие презентации на тему «Химическая термодинамика»

«Химические явления» - Задачи проекта: Химические явления… Что происходит с веществом? Какое явление изображено? Дать представление о химических явлениях. Что наблюдаете? Какие химические явления происходят вокруг нас? Какие химические явления человек использует в быту? Расширить знания о строении вещества. Признаки химических реакций.

«Химическое равновесие» - «Бегство от насилия». Обратимые. Окончание реакции. Установление равновесия. Задание 1: Написать факторы, влияющие на скорость химических реакций. Задание 2 : Написать кинетические уравнения для химических реакций. Химические реакции. Изменение прямой и обратной скорости реакции в процессе установления химического равновесия.

«Периодическая система химических элементов» - А. 4 Б. 29 В. 63 Г. 64. 6-7 верных ответов – «4» балла. Программированная работа по перфокартам. Стихи Степана Щипачева. А. 2 Б. 7 В. 9 Г. 19 7. Сколько электронов находится на внешнем энергетическом уровне бора. А. 3 Б. 6 В.16 Г. 32 5. Сколько протонов в атоме хлора? Станция узнавай-ка "Мои соседи".

«Химическая связь» - Распределение электронов по МО в Н2. Основные положения метода МО. Другие типы гибридизации. Донорно-акцепторный механизм образования связи. Характеристики ионной связи. Слабые стороны метода ВС. Поляризуемость иона. Влияние поляризации на свойства соединений: Схема образования ? и ?. Типы химических связей.

«Работа в термодинамике» - Если газ расширяется при постоянном давлении р, то сила, действующая со стороны газа на поршень: F = рS, гдеS - площадь поршня. При медленном сжимании газа работа, совершаемая внешними телами над газом, будет отличаться только знаком: Работа в термодинамике. При подъеме поршня на высоту газ совершает положительную работу где ?V - изменение объема газа.

«Химические свойства» - Классификация химических реакций. Каждый период начинается щелочными металлами и заканчивается инертными элементами. Окислительно - восстановительные. Виды элементарных частиц: протоны (р), нейтроны (n), электроны (е). Химические свойства щелочей. Генетическая связь между классами неорганических соединений.

Реакции

28 презентаций о реакциях
Урок

Химия

65 тем
Картинки
900igr.net > Презентации по химии > Реакции > Химическая термодинамика