Реакции
<<  КОНЕЧНЫЕ ПРОДУКТЫ АЗОТИСТОГО ОБМЕНА Уравнения химических реакций  >>
Химическая термодинамика
Химическая термодинамика
План лекции
План лекции
Основные понятия
Основные понятия
Термодинамика
Термодинамика
Энергетические эффекты
Энергетические эффекты
Особенность
Особенность
Система
Система
Разновидности систем
Разновидности систем
Фаза
Фаза
Гомогенные (однофазные) системы
Гомогенные (однофазные) системы
Параметры состояния
Параметры состояния
Классификация
Классификация
Параметры
Параметры
Изобарно-изотермический потенциал
Изобарно-изотермический потенциал
Закон термодинамики
Закон термодинамики
Тепловой эффект
Тепловой эффект
Полная энергия системы
Полная энергия системы
Внутренняя энергия
Внутренняя энергия
Количество внутренней энергии
Количество внутренней энергии
Изменение внутренней энергии
Изменение внутренней энергии
Энтальпия процесса
Энтальпия процесса
Абсолютное значение энергии
Абсолютное значение энергии
Энтальпия образования простого вещества
Энтальпия образования простого вещества
Образование
Образование
Возможности сравнения
Возможности сравнения
Калориметрический метод определения
Калориметрический метод определения
Термохимия
Термохимия
Раздел термодинамики
Раздел термодинамики
Термохимические уравнения реакций
Термохимические уравнения реакций
Закон Гесса
Закон Гесса
Представление закона Гесса
Представление закона Гесса
Из закона Гесса следует
Из закона Гесса следует
Следствия из закона Гесса
Следствия из закона Гесса
Изменение энтальпии
Изменение энтальпии
Для изобарного процесса
Для изобарного процесса
Закон Лавуазье-Лапласа
Закон Лавуазье-Лапласа
Эффект
Эффект
Теплотворная способность топлива
Теплотворная способность топлива
Энтропия
Энтропия
Микрочастицы
Микрочастицы
Понятие энтропии
Понятие энтропии
Энтропия образования вещества
Энтропия образования вещества
Вычисление изменения энтропии реакции
Вычисление изменения энтропии реакции
Закономерности изменения энтропии
Закономерности изменения энтропии
Твердость
Твердость
Процессы
Процессы
Самопроизвольные процессы
Самопроизвольные процессы
Термодинамическое равновесие
Термодинамическое равновесие
Изменение энергии Гиббса
Изменение энергии Гиббса
Критерий направленности
Критерий направленности
Направление
Направление
Взаимосвязь
Взаимосвязь
Зависимость
Зависимость
Константа
Константа
?G0 =
?G0 =
Определение
Определение
Обратимые и необратимые реакции
Обратимые и необратимые реакции
Равновесие
Равновесие
Истинное равновесие
Истинное равновесие
Химическая термодинамика
Химическая термодинамика
Стационарное и кажущееся равновесие
Стационарное и кажущееся равновесие
Константа равновесия
Константа равновесия
Принцип подвижного равновесия
Принцип подвижного равновесия

Презентация на тему: «Химическая термодинамика». Автор: Alexandre Katalov. Файл: «Химическая термодинамика.ppt». Размер zip-архива: 2162 КБ.

Химическая термодинамика

содержание презентации «Химическая термодинамика.ppt»
СлайдТекст
1 Химическая термодинамика

Химическая термодинамика

Лектор Мирошниченко Ю.Ю.

2 План лекции

План лекции

1. Основные понятия 2. Классификация химических процессов 3. 1-й закон термодинамики 4. Термохимия 5. 2-й закон термодинамики .

3 Основные понятия

Основные понятия

4 Термодинамика

Термодинамика

Термодинамика - это наука о переходах энергии, превращениях энергии из одного вида в другой и возможности этих превращений

5 Энергетические эффекты

Энергетические эффекты

Хим. термодинамика - изучает энергетические эффекты хим. реакций, возможности их самопроизвольного протекания и направления этих процессов, а также состояние равновесия

6 Особенность

Особенность

Особенность хим. термодинамики как науки: рассмотрение хим. реакций в состоянии равновесия, когда реакция либо еще не началась, либо уже закончилась и изменения во внешней среде отсутствуют

7 Система

Система

Система - это вещество или совокупность веществ, мысленно или реально отграниченных от внешней среды Пример: колба с реакционной смесью

8 Разновидности систем

Разновидности систем

Открытые системы имеют массообмен и теплообмен с окружающей средой Закрытые системы обмениваются энергией, но не обмениваются веществом Изолированная системы - тепло- и массообмена нет

9 Фаза

Фаза

Это часть системы с одинаковыми физ.и хим. св-вами и отделенная от других частей системы поверхностью раздела

10 Гомогенные (однофазные) системы

Гомогенные (однофазные) системы

Гомогенные (однофазные) системы - все в-ва системы в одном агрегатном состоянии H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г) Гетерогенные (многофазные) системы - вещества в разных агрегатных состояниях Fe(к)+2H2O(г) = H2(г)+Fe2O3(к)

11 Параметры состояния

Параметры состояния

Параметры состояния - свойства системы, изменение которых ведет к изменению состояния системы (P, T, V, n, C) Функции состояния: внутренняя энергия (U) энтальпия (Н) энтропия (S) свободная энергия (G) это т/д величины, которые характеризуют энергетические изменения системы

12 Классификация

Классификация

Классификация хим. процессов

1) по знаку эндотермический процесс - система получает тепло (+) экзотермический процесс - система отдает тепло (–)

13 Параметры

Параметры

2) по условиям протекания

Параметры Процесс Т - const изотермический Р - const изобарный V - const изохорный

14 Изобарно-изотермический потенциал

Изобарно-изотермический потенциал

3) по принципу самопроизвольности

Изобарно-изотермический потенциал (?G) - критерий направления процессов ?G < 0 - самопроизвольный процесс ?G > 0 - несамопроизвольный процесс ?G = 0 - состояние равновесия

15 Закон термодинамики

Закон термодинамики

1-й закон термодинамики

Кол-во энергии, выделяющейся или поглощающейся в процессе, равно изменению ее внутренней энергии Если энергия (?U) выделяется (поглощается) в виде тепловой (Q) и нетепловой энергии (A), то: ?U = Q - A ?U = U2 - U1 - изменение внутренней энергии cистемы

16 Тепловой эффект

Тепловой эффект

Тепловой эффект (Q) р-ции может быть измерен при пост. объеме (QV) или пост. давлении (Qp) и обычно измеряется в изотерм-х условиях В хим. реакциях нетепловая энергия (работа) получается за счет изменения объема: A = p?V, где ?V= V2 - V1

Тепловой эффект и работа

17 Полная энергия системы

Полная энергия системы

Кинетическая энергия движения системы в целом Потенциальная энергия, обусловленная положением системы во внешнем поле Внутренняя энергия

18 Внутренняя энергия

Внутренняя энергия

Для хим. реакций изменение полной энергии хим. системы опред-ся только изменением ее внутренней энергии Внутренняя энергия включает поступательную, вращательную, колебательную энергию атомов молекул, а также энергию движения электронов в атомах, внутриядерную энергию

19 Количество внутренней энергии

Количество внутренней энергии

Количество внутренней энергии (U) в-ва опред-ся количеством вещества, его составом и состоянием Устойчивость системы определяется количеством внутренней энергии: чем больше внутренняя энергия, тем менее устойчива система

20 Изменение внутренней энергии

Изменение внутренней энергии

В изохорном процессе (?V = 0): ?U = Qv изменение внутр. энергии в виде теплового эффекта, т. к.: A = p?V = 0 В изобарном процессе (P-const) ?U = Qp - p?V тепловой эффект за вычетом работы (p?V) расширения или сжатия

Изменение внутренней энергии

21 Энтальпия процесса

Энтальпия процесса

Ед. измер.

Qp=?U+p?V= (U2-U1) + p(V2-V1) Qp = (U2 + pV2) - (U1 + pV1) U + pV = Н H - энтальпия процесса: Qp = H2 - H1 = ?H ?H - это изменение внутренней энергии с учетом работы на которую способна система кДж моль

22 Абсолютное значение энергии

Абсолютное значение энергии

Абсолютное значение энергии (U, H) образования вещества не может быть измерено !!!

23 Энтальпия образования простого вещества

Энтальпия образования простого вещества

Изменение энтальпии образования простых веществ в их стандартном состоянии принимаются = 0: ?H (N2,газ) = 0; ?H (Сграфит) = 0 Стандартное состояние: Р = 101,3кПа n = 1 моль для р-ров конц-я - 1 моль/л Т- любая, при которой в-во может существовать

O f

O f

24 Образование

Образование

Энтальпия образования сложного в-ва (?H )- это тепловой эффект, который сопровождает образование 1 моль в-ва из простых в-в в их устойчивых агрегатных состояниях (даже если в-во не может быть получено таким путем) Например: K(тв)+1/2Cl2+3/2O2=KClO3(тв) ?H = - 39,1кДж/моль

O f

25 Возможности сравнения

Возможности сравнения

Для унификации измерений и возможности сравнения ?H их определение проводят в стандартных условиях: Р = 101,3кПа (760 мм Hg, 1 атм) T = 298,15К (25оC) n = 1 моль для р-ров конц-я - 1 моль/л

O f

26 Калориметрический метод определения

Калориметрический метод определения

Нf°

27 Термохимия

Термохимия

28 Раздел термодинамики

Раздел термодинамики

Термохимия – раздел термодинамики, изучающий выделение и поглощение тепла в химических реакциях

29 Термохимические уравнения реакций

Термохимические уравнения реакций

Термохимические уравнения реакций - уравнения, в которых указан тепловой эффект, условия реакций и агрегатные состояния веществ C(кр)+O2(г)=CO2(г), ?Hо=-396кДж указывают: Qp = ?Hо (при Р и T const), или Qv = ?Uо (при P и V const)

30 Закон Гесса

Закон Гесса

Тепловой эффект реакции является функцией состояния веществ и не зависит от пути протекания процесса Он определяется только начальным и конечным состояниями системы

Г. И. Гесс в 1841г.

31 Представление закона Гесса

Представление закона Гесса

Графическое и алгебраическое представление закона Гесса

Образование CO2 из C и O2 можно представить так: 1.C(граф)+O2(газ)= CO2(г);?Н1= -396 кДж 2.C(граф)+1/2O2(г) = CO(г); ?Н2 = Х кДж 3.CO(г)+1/2O2(г)=CO2(г);?Н3= -285,5кДж С ?Н1 CO2 ?Н2 ?Н3 СО

32 Из закона Гесса следует

Из закона Гесса следует

Из закона Гесса следует, что р(2)+р(3) = р(1) ?H + ?H = ?H Следовательно, ?H - ?H = ?H - 396 - (-285,5) =-110,5 кДж/моль

О 2

О 3

О 1

О 3

О 2

О 1

33 Следствия из закона Гесса

Следствия из закона Гесса

34 Изменение энтальпии

Изменение энтальпии

1-е следствие Изменение энтальпии (тепловой эффект) химического процесса равно сумме энтальпий образования продуктов реакции минус сумма энтальпий образования реагентов с учетом их стехиом. коэффициентов

35 Для изобарного процесса

Для изобарного процесса

?Н =?nпрод •?H -?nисх • ?Н aA + bB = cC + dD Для изобарного процесса: ?H =[c?HC+d?HD]-[a?HA+b?HB]

0 прод

0 исх

0 хр

0 хр

О f

О f

О f

О f

36 Закон Лавуазье-Лапласа

Закон Лавуазье-Лапласа

Энтальпия разложения хим. соединения равна, но противоположна по знаку энтальпии его образ-ия при одинаковых условиях ?Нобр = –?Нразл

Закон Лавуазье-Лапласа

37 Эффект

Эффект

2-е следствие (для органических веществ)

Тепловой эффект орг-й реакции равен сумме теплот сгорания реагентов за вычетом теплот сгорания продуктов ?Нхр=?nисх•?H - ?nпрод • ?Н

Сг прод

Сг исх

38 Теплотворная способность топлива

Теплотворная способность топлива

Теплотворная способность топлива - теплота, которая выделяется при сгорании 1кг сухого или жидкого топлива или 1 м3 газа теплотворная способность разных видов топлива: антрацит < древесный уголь < сыраянефть < бензин < природный газ < водород

39 Энтропия

Энтропия

40 Микрочастицы

Микрочастицы

Т/д рассматривает системы, состоящие из множества микрочастиц Микрочастицы находятся в постоянном движении Эти движения определяют все функции и параметры систем и называются т/д вероятностью системы (W) Т/д-я вероятность является мерой беспорядка в системе

41 Понятие энтропии

Понятие энтропии

Больцманом введено понятие энтропии S = R lnW Энтропия - мера беспорядка S растет с ростом Т и при переходах Тв Ж Г S ум-ся при понижении Т, превращаясь в 0 при Т = 0 К для идеального кристалла (третий закон термодинамики)

Дж моль•К

42 Энтропия образования вещества

Энтропия образования вещества

Стандартная энтропия образования вещества (S ) это энтропия при P = 101,3кПа, T = 298 К, конц-ции 1моль/л В отличие от других т/д функций энтропия может быть определена по абсолютной величине

O f

43 Вычисление изменения энтропии реакции

Вычисление изменения энтропии реакции

Cграф + co2(г) = 2co(г) S 6 214 198 ?sр = ?nпрод • S - ?nисх • S ?sр = 2·198 - 6 - 214 = 176

Дж моль•К

Дж моль•К

O прод

O исх

O f

44 Закономерности изменения энтропии

Закономерности изменения энтропии

Sг > sж > sтв S растет при раств-ии твердого или жидкого вещества и ум-ся при растворении газа S растет с увеличением массы

45 Твердость

Твердость

S тем меньше, чем прочнее хим. Связи, чем больше твердость в-ва S растет с усложнением состава структурных единиц вещества S простых веществ и однотипных соединений является периодическим свойством

46 Процессы

Процессы

2-й закон термодинамики

В изолированной системе самопроизвольно идут только те процессы, в которых энтропия ув-ся или Во Вселенной любые процессы сопровождаются ростом беспорядка в ней

47 Самопроизвольные процессы

Самопроизвольные процессы

?H T

Самопроизвольные процессы, происходящие на макроуровне идут с потерей части энергии на бесполезное нагревание системы, т.е. на беспорядочное движение микрочастиц: ?S >

48 Термодинамическое равновесие

Термодинамическое равновесие

В обратимом процессе в бесполезное тепло переходит наименьшее количество эн-ии ?Н = Т?S ? Н - энтальпийный фактор (разрыв и обр-ние хим. связей) Т?S - энтропийный фактор (потеря энергии, связанная с хаотическим движением частиц в равновесных условиях) ?Н -Т?S = 0

49 Изменение энергии Гиббса

Изменение энергии Гиббса

Изменение энергии Гиббса - критерий направленности процесса ?Н - Т?S = ?G или G = H - TS ?G - это max полезная работа, которая может быть произведена системой в самопроизвольном процессе и хар-ет отклонение системы от равновесия

Энергия Гиббса Свободная энергия Изобарно-изотермический потенциал

кДж моль

50 Критерий направленности

Критерий направленности

Критерий направленности процессов Равновесие ?G = 0; ?Н = Т?S Самопроизвольный процесс ?G < 0; ?Н - Т?S < 0 Несамопроизвольный процесс ?G > 0; ?Н - Т?S > 0

51 Направление

Направление

? Н ? S ? G Направление <0 >0 <0 Возможна при любой to > 0 <0 >0 Невозможна при любой to <0 <0 <0 и >0 Возможна при низкой to >0 >0 >0 и <0 Возможна при высоких to

Влияние отдельных факторов на изменение энергии Гиббса

52 Взаимосвязь

Взаимосвязь

u

Взаимосвязь между т/д функциями

Н

pV

G

TS

53 Зависимость

Зависимость

G от концентрации (уравнение Вант-Гоффа)

[С], [D]- конц-ии продуктов [А], [В]- конц-ии реагентов а, b, с, d -стех-е коэфф-ты

54 Константа

Константа

?G = 0, ?G0Т= - RTlnK K – константа равновесия [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации

55 ?G0 =

?G0 =

Н0 - Т?S0 ?G0Т= – rtlnk

Взаимосвязь К с ?Н0 и ?S0

56 Определение

Определение

Зная равновесные концентрации реагентов и продуктов (т. е. К) при различных t0-рах, можно определить ?G по уравнению:

57 Обратимые и необратимые реакции

Обратимые и необратимые реакции

обратимые реакции Na2SO4 + KCl = K2SO4 + NaCl практически необратимые Н2+1/2О2=Н2О совершенно необратимые Pb(N3)2 = Pb+3N2

58 Равновесие

Равновесие

Система находится в состоянии равновесия, если скорости прямой и обратной реакции одинаковы Например, эквимолярная (одинаковые концентрации) смесь СО, Н2О, СО2 и Н2 находится в состоянии равновесия при 810оС СО + Н2О <=> СО2 + Н2

59 Истинное равновесие

Истинное равновесие

Характеризуется: 1) неизменностью во времени при отсутствии внешних воздействий 2) его характеристики меняются при внешних воздействиях, сколь малыми они не были бы 3) равновесие одинаково независимо от того, с какой стороны подходить к нему

60 Химическая термодинамика
61 Стационарное и кажущееся равновесие

Стационарное и кажущееся равновесие

Стационарное равновесие поддерживается за счет внешнего воздействия Кажущееся равновесие отличается тем, что оно неизменно во времени Например, смесь Н2 и О2 практически бесконечно может находиться в неизменном, состоянии, т.к. это равновесие не истинное, раз начавшись процесс идет быстро и до конца

62 Константа равновесия

Константа равновесия

аА + bВ = сС + dD Константа равновесия (К) не зависит от концентрации в-в К зависит от темп-ры, ув-ся для эндотермических и ум-ся для экзотермических реакций

63 Принцип подвижного равновесия

Принцип подвижного равновесия

Принцип подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье)

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия производится внешнее воздействие, то изменения, происходящие в системе, ослабляют это воздействие

«Химическая термодинамика»
http://900igr.net/prezentacija/khimija/khimicheskaja-termodinamika-61081.html
cсылка на страницу
Урок

Химия

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