Обучение химии
<<  Применение ИКТ в процессе обучения химии Растворы и другие дисперсные системы  >>
Энергетика химических реакций
Энергетика химических реакций
Энергетика химических реакций
Энергетика химических реакций
Картинки из презентации «Закономерности химических процессов» к уроку химии на тему «Обучение химии»

Автор: Alex. Чтобы познакомиться с картинкой полного размера, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все картинки для урока химии, скачайте бесплатно презентацию «Закономерности химических процессов.ppt» со всеми картинками в zip-архиве размером 1142 КБ.

Закономерности химических процессов

содержание презентации «Закономерности химических процессов.ppt»
Сл Текст Сл Текст
1Общая химия Лектор – Голушкова Евгения 16исходных веществ. ?Hоr = ??Hоf (прод.) -
Борисовна. Лекция 3 – Закономерности ??Hоf (исх. веществ) 2. Энтальпия
химических процессов. образования вещества равна, но
2Энергетика химических реакций. противоположна по знаку энтальпии его
3Основные понятия и определения. разложения.
Химическая термодинамика – это раздел 17Самопроизвольные процессы. Существует
химии, изучающий взаимные превращения две движущие силы самопроизвольного
различных форм энергии при протекании протекания процесса: Стремление уменьшить
химических процессов. Термодинамическая энергосодержание системы и выделить
система (ТД система) – это совокупность теплоту (?H < 0). Стремление частиц к
веществ, находящихся во взаимодействии, хаотичному движению, а системы – к
мысленно или фактически обособленных от переходу в менее упорядоченное состояние.
окружающей среды. 18Термодинамическая вероятность.
4Основные понятия и определения. Беспорядок системы – количество различных
Открытая ТД система – это система, которая возможных перемещений (конфигураций,
обменивается с окружающей средой и микросостояний) ее частей, не изменяющих
веществом, и энергией. Закрытая ТД система состояние системы в целом.
– это система, которая обменивается с Термодинамическая вероятность W – число
окружающей средой только энергией. микросостояний системы Энтропия S –
Изолированная ТД система – это система, термодинамическая функция, мера беспорядка
которая не обменивается с окружающей системы.
средой ни веществом, ни энергией. 19S = R?lnW R – универсальная газовая
5Основные понятия и определения. постоянная (8,314 Дж/моль?К). Уравнение
Химический компонент – это химически Больцмана.
индивидуальная часть ТД системы (например: 20Энтропия. Стандартная энтропия S0298 –
Fe, O2, C …). Различают: одно-, двух, энтропия вещества в стандартном состоянии
многокомпонентные системы. (абсолютное значение) ?S - изменение
6Основные понятия и определения. Фаза – энтропии при протекании химической реакции
это часть (совокупность частей) ТД (рассчитывается также как изменение
системы, обладающая одинаковыми энтальпии) ?S = ?Sопродуктов - ?Sо
физическими и химическими свойствами. исходных веществ.
Гомогенная система – система, состоящая из 21Закономерности изменения энтропии.
одной фазы (например: 2СО+О2=2СО2). Энтропия возрастает при переходе вещества
Гетерогенная система – система, состоящая из твёрдого состояния в жидкое и далее в
из нескольких фаз (например: С+О2=СО2). газообразное. Энтропия тем больше, чем
7Основные понятия и определения. сложнее химический состав вещества.
Параметры состояния ТД системы – это Энтропия уменьшается с увеличением
характеристики ТД системы, которые можно твердости вещества. Вещество. Н2О (к). Н2О
измерить (V, T, P, m …). Термодинамические (ж). Н2О (г). So, Дж/К·моль. 39,0. 70,8.
функции – это характеристики состояния ТД 188,7. Вещество. WCl2. WCl4. WCl6. So,
системы: U – внутренняя энергия; Н – Дж/К·моль. 130. 207. 254. Вещество. С
энтальпия; S – энтропия; G – энергия (алмаз). С (графит). So, Дж/К·моль. 2,44.
Гиббса. ?U, ?Н, ?S, ?G – функции 5,7.
состояния, их изменение не зависит от пути 22Второй закон термодинамики. первая
протекания процесса. формулировка: В изолированных системах
8Основные понятия и определения. самопроизвольно протекают только такие
Изотермические процессы: Т = constant процессы, которые сопровождаются
Изобарные процессы: Р = constant Изохорные возрастанием энтропии: ?S>0. Для
процессы: V = constant. Внутренняя энергия изолированной системы: ?H=0 движущая сила
(U) - это общий запас энергии процесса- рост энтропии: ?S > 0 процесс
колебательного, вращательного, протекает самопроизвольно; ?S < 0
поступательного и т.д. движения частиц процесс не протекает самопроизвольно ?S =
системы, кроме потенциальной и 0 – самопроизвольное протекание процесса
кинетической энергии системы в целом. ?U= возможно только при убыли энтальпии
U2–U1 изменение внутренней энергии. ?H<0.
9Теплота (Q) - количественная мера 23Направление протекания химических
хаотического движения частиц данной процессов. При самопроизвольном протекании
системы. Работа (A или W) – энергия, химического процесса одновременно
передаваемая от одной системы к другой под действуют две движущие силы: стремление
действием различных сил. Теплота и работа частиц системы к объединению, к
являются функциями пути системы ( зависят образованию более прочных частиц, к
от способа проведения процесса). переходу в состояние с наименьшей
10Первый закон термодинамики. Теплота энергией, то есть, к уменьшению энтальпии.
(Q), полученная ТД системой, расходуется стремление частиц к увеличению беспорядка,
на изменение её внутренней энергии (?U) и разъединению, то есть, к увеличению
совершение работы (А). Q = ?U + А А – энтропии. Первая движущая сила
суммарная работа, совершаемая системой. В характеризуется энтальпийным фактором
термодинамике различают механическую (?Н), а вторая – энтропийным (T·?S).
работу (работа расширения) и полезную, при Суммарный эффект двух движущих сил при
совершении которой протекают химические стандартных условиях отражает энергия
реакции (например, работа тока при Гиббса.
электролизе). 24Энергия Гиббса. ?G = ?H - Т?S ?G –
11Энтальпия - – функция состояния ТД энергия Гиббса - функция состояния ТД
системы, характеризующая её системы, характеризующая возможность
теплосодержание. Qp = H2 – H1 = ?H самопроизвольного протекания химического
(р=соnst) Тепловой эффект химической процесса. В закрытых системах при
реакции при постоянном давлении равен постоянных температуре и давлении могут
изменению энтальпии. Изменение энтальпии протекать только те процессы, которые
равно изменению внутренней энергии ТД сопровождаются уменьшением энергии Гиббса.
системы и совершению работы расширения. Qp ?G < 0 - самопроизвольный процесс
= |?H| Экзотермические реакции: Q > 0, возможен ?G > 0 реакция не протекает в
?H < 0 Эндотермические реакции: Q < прямом направлении. ?G = 0 система
0, ?H > 0. находится в состоянии равновесия.
12Стандартная энтальпия химической 25Физический смысл энергии Гиббса. ?G =
реакции (?Hо) – изменение энтальпии ?H - Т?S ?G - энергия Гиббса – это
реакции в стандартных условиях. максимальная полезная работа, которая
Стандартные условия Давление 1,013·105 Па может быть совершена ТД системой.
Температура 298 К Концентрация 1 моль/л. Уравнение Гиббса связывает возможность
13Стандартная энтальпия образования протекания химической реакции в системе с
вещества ?Hоf – количество теплоты, происходящими при этом изменениями.
которое поглощается или выделяется при 26?Gоf – стандартная энергия Гиббса
образовании одного моля сложного вещества образования вещества – изменение энергии
из простых веществ при стандартных Гиббса системы при образовании 1 моль
условиях. [?Hоf] = кДж/моль ?Hоf – сложного вещества из простых веществ,
справочная величина. Энтальпии образования устойчивых при 298 К и 100кПа. ?Gоf
простых веществ в термодинамически простых веществ =0.
устойчивом состоянии равны нулю. ?Hоf (О2, 27Если ?Gоf < 0 , то индивидуальное
Cграфит, Sромбическая, Snбелое …) = 0 вещество термодинамически устойчиво, кроме
кДж/моль. того, такое соединение можно получить из
14Термохимические уравнения. Химическое простых веществ (прямым синтезом).
уравнение реакции: 2Н2 + О2 = 2Н2О Например: ?Gоf (H2S) = -33,8 кДж/моль H2S
Термохимическое уравнение реакции: Н2(г) + - термодинамически устойчиво. Возможен
1/2О2(г) = Н2О(г); ?Ноf(Н2О) = - 241,8 синтез: H2(г) + S(к) = H2S(г) Если ?Gоf
кДж/моль Особенности термохимических > 0 , то вещество термодинамически
уравнений: указывается агрегатное неустойчиво, его можно получить только
состояние веществ (г, ж, к); указывается косвенным путём. Например: ?Gоf (H2Sе) =
знак и значение ?Но или Q; Н2(г) + 19,7 кДж/моль H2Sе - термодинамически
1/2О2(г) = Н2О(ж); ?Ноf(Н2О) = - 285,3 неустойчиво. Прямой синтез невозможен.
кДж/моль возможны дробные коэффициенты. 28Стандартная энергия Гиббса. ?Gот –
15Закон Гесса. 1840 г. Г.И. Гесс стандартная энергия Гиббса реакции. При
Тепловой эффект химической реакции любых температурах определяется по
(энтальпия реакции) не зависит от пути её уравнению Гиббса:?G = ?H - Т?S При
протекания, а определяется только стандартной температуре (298 К)
начальным и конечным состоянием исходных определяется как сумма энергий Гиббса
веществ и продуктов реакции. образования продуктов реакции за вычетом
16Следствия из закона Гесса. 1. суммы энергий Гиббса исходных веществ с
Энтальпия химической реакции равна сумме учетом стехеометрических коэффициентов.
энтальпий образования продуктов реакции за ?Gо298 = ??Gоf (прод.) - ??Gоf (исх.
вычетом суммы энтальпий образования веществ).
Закономерности химических процессов.ppt
http://900igr.net/kartinka/khimija/zakonomernosti-khimicheskikh-protsessov-219126.html
cсылка на страницу

Закономерности химических процессов

другие презентации на тему «Закономерности химических процессов»

«Органическая химия» - Метод полуреакций. Ион MnO4 полностью потерял 4 атома кислорода. ОВР в органической химии. Степень окисления в органической химии. Ион MnO4- является окислителем. Рассмотрим, что произошло с ионом MnO4-. Ион MnO4 превратился в Mn2+. Электроны принял ион MnO4-. Метод электронного баланса. Преимущества метода полуреакций.

«Конкурс по химии» - Химия в литературе. Подберите противоположные по смыслу слова. В учебнике химии записано, что серная кислота – бесцветная жидкость. И какой же любитель химии не умеет решать задачи! Как называется вещество с формулой KHS? Почему же серная кислота, поступающая в продажу, часто окрашена в бурый цвет? Какие вещества С. Смит взял для получения азотной кислоты?

«Проект по химии» - Во всём мне хочется дойти До самой сути. Этапы и сроки проведения проекта. В работе, в поисках пути, В сердечной смуте. Аннотация к проекту. В рамках проекта были выполнены исследования учащимися по темам: Д. Стародубцев « Органическая химия», из-во « Высшая школа»,1998г. 14. Методические задачи проекта.

«Учебники химии» - 11 класс – профильный уровень (2-4 часа в неделю). Химические кружки. Чем можно заменить? Особенности учебника 11 класса. Метапредметные результаты изучения химии. Приоритет – прикладным аспектам химии (отвечаем на вопрос: Зачем нужна химия?). Цели основного общего образования. Апробация и покупка учебников.

«Курс химии» - Углубленное изучение отдельных тем предмета. Создание условий для построения индивидуальных образовательных программ. Создание в представлении учащихся целостной картины мира с его единством и многообразием свойств. Совершенствование общеучебных, специальных умений и навыков в ходе выполнения программы курса.

«Химия вокруг нас» - И здесь химия -. Что мы изучаем в школе? Гель. Математика. Физика. Солярка. Дом, в котором мы живем... И, конечно, транспорт... Мазут. Жиры. Тело надо одевать. И т.Д... Биология. Неживые. Косметика. Сплавы. Железобетон, Тело надо умывать! Чем лечиться - лучше не болеть! А медицина? Белки. Бензин. Олифа, вар, огнеупорная пропитка, гвозди, инструменты...

Обучение химии

10 презентаций об обучении химии
Урок

Химия

65 тем
Картинки
900igr.net > Презентации по химии > Обучение химии > Закономерности химических процессов