Разделы презентаций


ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

1807г. Томас Юнг: «энергия ≡ внутренняя работа», Юлиус Майер и Джеймс Прескот Джоуль: теплота работа1840г. Герман Иванович Гесс: энергетические эффекты химических реакцийXIX ВЕК, ТЕРМОДИНАМИКА сформировалась

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ПЛАН

1. Введение. Основные понятия.
2. 1 закон термодинамики. Внутренняя энергия.

Энтальпия.
3. Второй закон термодинамики. Энтропия.
4. Изобарно-изотермический потенциал, его связь

с константой химического равновесия.
5. Применение термодинамических функций в термохимических расчетах.

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКАПЛАН1. Введение. Основные понятия.2. 1 закон термодинамики. Внутренняя энергия. Энтальпия. 3. Второй закон термодинамики. Энтропия.4. Изобарно-изотермический

Слайд 21807г. Томас Юнг: «энергия ≡ внутренняя работа»,
Юлиус Майер

и Джеймс Прескот Джоуль: теплота

работа
1840г. Герман Иванович Гесс: энергетические эффекты химических реакций

XIX ВЕК, ТЕРМОДИНАМИКА сформировалась как фундаментальная наука, изучающая законы превращения энергии, которым сопровождаются
ВСЕ ВСЕ ВСЕ!!!! Физические и химические процессы.

Математическая оценка возможности самопроизвольного протекания процесса и изменения термодинамических параметров системы

1807г. Томас Юнг:  «энергия ≡ внутренняя работа», Юлиус Майер и Джеймс Прескот Джоуль: теплота

Слайд 3СИСТЕМА – совокупность материальных объектов, отделенных от окружающей среды границей:
изолированные

закрытые открытые
СИСТЕМА – совокупность материальных объектов, отделенных от окружающей среды границей:изолированные

Слайд 4ФАЗА – часть системы с одинаковыми химическими и термодинамическими свойствами,

отделенная от окружающей среды границей.
КОМПОНЕНТ – часть системы, которая может

быть удалена из нее и существовать отдельно от системы

Н2О

Система гетерогенная – насыщенный раствор NaCl в воде

ж

тв

ФАЗА – часть системы с одинаковыми химическими и термодинамическими свойствами, отделенная от окружающей среды границей.КОМПОНЕНТ – часть

Слайд 5Состояние системы – совокупность всех физических и химических свойств системы;

может быть описано количественно с помощью параметров состояния.
Пример: уравнение состояния

идеального газа (Менделеева-Клапейрона)
pV = RT

СОСТОЯНИЕ РАВНОВЕСИЯ – состояние, которое остается неизменным во времени при отсутствии каких-либо измене-ний окружающей среды; параметры состояния одинаковы во всех точках системы.

СТАЦИОНАРНОЕ СОСТОЯНИЕ – состояние, которое остается неизменным во времени только за счет некоторых изменений в окружающей среде.

УСТОЙЧИВОЕ РАВНОВЕСИЕ

НЕУСТОЙЧИВОЕ РАВНОВЕСИЕ

БЕЗРАЗЛИЧНОЕ РАВНОВЕСИЕ

Состояние системы – совокупность всех физических и химических свойств системы; может быть описано количественно с помощью параметров

Слайд 6I закон термодинамики Q = ΔU + А:
в общем

случае поступившая в систему извне тепловая энергия (Q) может быть

частично израсходована на изменение внутренней энергии системы (ΔU), а частично – на выполнение работы (A).

Работа – направленное упорядоченное движение молекул и ионов (движение молекул расширяющегося газа, движение ионов в батарейке) .
Теплота (теплопередача, теплоперенос) – хаотическое движение молекул и ионов.

Работу выполняет система А > 0
Работа осуществляется над системой А < 0

Q не может самопроизвольно переходить в А

А может самопроизвольно переходить в Q

I закон термодинамики  Q = ΔU + А:в общем случае поступившая в систему извне тепловая энергия

Слайд 7Внутренняя энергия – энергия химических связей внутри молекул, энергия межмолекулярного

взаимодействия, кинетическая энергия поступательного, колебательного и вращательного движения молекул.
Пример:

в закрытом сосуде
Н2О (ж) → Н2О (пар) при 100оС Q=540 кал
1 г
499 кал – на U :

На преодоление водородных связей и сил межмолекулярного притяжения

Только 41 кал – на совершение А против атмосферного давления
Внутренняя энергия – энергия химических связей внутри молекул, энергия межмолекулярного взаимодействия, кинетическая энергия поступательного, колебательного и вращательного

Слайд 8Для Р = const (изобарный процесс) : ΔU = U2

-U1 = QP - А = QР - Р(V2 –

V1)

QP = (U2 + РV2) - ( U1 + РV1), QP – тепло, поступившее в систему при постоянном давлении,
U + РV ≡ Н – энтальпия системы.
Таким образом, при изменении состояния системы в изобарном процессе происходит изменение энтальпии системы: QP = Н2 – Н1 , причем
если Н2 < Н1, то Δ Н<0, т.е. тепло выделяется, реакция экзотермическая
если Н2 > Н1, то Δ Н>0, тепло поглощается, реакция эндотермическая.

Изменение энтальпии системы в процессе образования 1 моля сложного вещества из простых веществ - энтальпия образования данного вещества (кДж/моль, Δf Н). Для простых веществ Δf Н принята равной 0. Например, выражение «энтальпия образования жидкой воды равна -285,8 кДж/моль» означает, что при образовании 1 моля жидкой воды (18 г) по уравнению
Н2 +1/2 О2 = Н2О
из 2 г Н2 и 8 г О2 выделяется 285,8 кДж тепловой энергии.
Стандартное состояние: 298К и 101325Па стандартная энтальпия образования
Δf Н0 . Так энтальпия образования водяного пара из водорода и кислорода равна -241,8 кДж/моль. Разность между значениями энтальпий образования жидкой и парообразной воды представляет собой энтальпию процесса испарения жидкой воды.

Для Р = const (изобарный процесс) : ΔU = U2 -U1 = QP - А = QР

Слайд 9II закон термодинамики (аксиома):
Самопроизвольно могут протекать только те процессы,

в которых система переходит из менее вероятного состояния (с большей

внутренней энергией) в более вероятное (с меньшей внутренней энергией)

Процесс самопроизвольный, если он осуществляется без каких-либо воздействий со стороны окружающей среды. Например, газ может самопроизвольно расширяться, но не может самопроизвольно сжиматься в локальном объеме пространства. Направленное и упорядоченное движение молекул может самопроизвольно перейти в хаотическое движение, но обратный процесс не может происходить самопроизвольно, а только при воздействии на систему извне.

Количественная мера термодинамической вероятности состояния (w) – число микросостояний, которыми можно реализовать данное макросостояние.

1 микросостояние

2 микросостояние

Одно макросостояние – твердый сплав

Для N молекул в системе
w = XN
Х – количество микросостояний

II закон термодинамики (аксиома): Самопроизвольно могут протекать только те процессы, в которых система переходит из менее вероятного

Слайд 10Л. Больцман
(1844 – 1906)
ln (w) = ln (XN)

Х≡S = k • ln w, S

- энтропия

Р.Д.Э. Клаузиус (1822 – 1888)

1850г., Клаузиус, энтропия – для характеристики потерянной тепловой энергии при работе теплового двигателя.
ΔS=ΔQ/Т –для равновесного обратимого изотермического процесса (ΔQ/Т – приведенная теплота, кДж\(моль•К))

Для неравновесного и необратимого процесса: ΔS > ΔQ/Т

Энтропия как мера связанной энергии характеризует ту часть энергии, которая не превращается в работу. Чем выше энтропия, тем выше теплота Q=ST и тем больше хаотическое движение молекул и рассеивание энергии и ниже работоспособность системы.

Для индивидуального кристаллического вещества при абсолютном нуле (0 К) S=0.

В изолированных системах самопроизвольно могут протекать только такие процессы, в результате которых энтропия увеличивается и ΔS ˃ 0.

Л. Больцман (1844 – 1906)ln (w) = ln (XN)     Х≡S = k •

Слайд 11Энтропия как мера неупорядоченности в системе. Увеличение энтропии связано с

усилением хаотического движения молекул, атомов и ионов. Это и понятно,

ведь чтобы молекулы двигались быстрее и дальше, они должны обладать большим запасом энергии, а энтропия – это тоже энергия! Следовательно, рост энтропии связан с увеличением неупорядоченности (хаотичности) в системе. Например, в кристалле льда молекулы более упорядочены, чем в жидкой воде; две жидкости, отделенные одна от другой (т.е. несмешивающиеся), более упорядочены, чем их гомогенная смесь.

S тв < Sж < Sг
ЭНТРОПИЯ УВЕЛИЧИВАЕТСЯ!!! И Δ S > 0!!!

Энтропия как мера неупорядоченности в системе. Увеличение энтропии связано с усилением хаотического движения молекул, атомов и ионов.

Слайд 12Д.У. Гиббс (1839 – 1903)
ОТКРЫТЫЕ СИСТЕМЫ (биологические, живые организмы):

Δ S < 0!!!


ПРОТИВОРЕЧИЕ II закону?

Свободная энергия, энергия Гиббса, изобарно-изотермический потенциал:
G =Н-ТS или ΔG = ΔН - ТΔS - только для состояний при P=const и T=const

ЕСЛИ В ПРОЦЕССЕ:
ΔG =0, СИСТЕМА НАХОДИТСЯ В РАВНОВЕСИИ
ΔG<0 (ЭНЕРГИЯ УМЕНЬШАЕТСЯ), ПРОЦЕСС МОЖЕТ ПРОТЕКАТЬ САМОПРОИЗВОЛЬНО
ΔG>0 (ЭНЕРГИЯ УВЕЛИЧИВАЕТСЯ), ПРОЦЕСС НЕ МОЖЕТ ПРОТЕКАТЬ САМОПРОИЗВОЛЬНО

Δf G0 – энергия Гиббса образования 1 моль вещества из простых веществ в стандартных условиях, кДж\моль

Д.У. Гиббс (1839 – 1903) ОТКРЫТЫЕ СИСТЕМЫ (биологические, живые организмы):      Δ S

Слайд 13СВЯЗЬ ЭНЕРГИИ ГИББСА С КОНСТАНТОЙ РАВНОВЕСИЯ РЕАКЦИИ
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ДЛЯ

ХИМИЧЕСКОЙ РЕАГИРУЮЩЕЙ СИСТЕМЫ ХАРАКТЕРИЗУЕТСЯ ОТСУТСТВИЕМ ВЫДЕЛЕНИЯ ИЛИ ПОГЛОЩЕНИЯ ЭНЕРГИИ (ΔG=0)

И ПОСТОЯННЫМ СОСТАВОМ СИСТЕМЫ ПРИ ДАННЫХ T=const И P=const; количественно характеризуется константой равновесия К0:

ΔG0 = -2,3 RT lg K0

R – универсальная газовая постоянная, T – абсолютная температура, K0 – константа равновесия, р – давление.

ΔG0 < 0, когда lg K0 >0, К0 > 1, равновесие смещено в строну продуктов реакции
ΔG0 > 0, когда lg K0 < 0, К0 < 1, равновесие смещено в сторону исходных реагентов

Для реакции aA + bB cC + dD

ΔG0 = -2,3 RT lg K0 = -2,3 RT lg [pcC pdD/paA pbB ]

СВЯЗЬ ЭНЕРГИИ ГИББСА С КОНСТАНТОЙ РАВНОВЕСИЯ РЕАКЦИИ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ДЛЯ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАГИРУЮЩЕЙ СИСТЕМЫ ХАРАКТЕРИЗУЕТСЯ ОТСУТСТВИЕМ ВЫДЕЛЕНИЯ ИЛИ

Слайд 14ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ ОСНОВАНЫ НА ЗАКОНЕ ГЕССА:
Тепловой эффект химической реакции (изменение

энтальпии и внутренней энергии системы) зависит только от начального и

конечного состояния участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий.

Из состояния Н1 в состояние Н2 можно перейти разными путями:
Н2 – Н1 = (Н4 – Н1) + (Н2 – Н4) = (Н3 – Н1) + (Н2 – Н3). При этом результирующее изменение энтальпии системы все равно будет равно Н2 – Н1.

ΔH0 = ∑ΔfH0прод - ∑ΔfH0исх

ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ ОСНОВАНЫ НА ЗАКОНЕ ГЕССА:Тепловой эффект химической реакции (изменение энтальпии и внутренней энергии системы) зависит только

Слайд 15 С + О2 = СO2 + Q1 = -Δ

Н1



С+ 1/2О2=СО+Q2 = -ΔН2

СО+ 1/2 О2 =СO2 +Qз = -ΔНЗ

С

СО

СО2

Δ Н2

Δ Н3

Δ Н1

Δ Н1 = Δ Н2 + Δ Н3

С + О2 = СO2 + Q1 = -Δ Н1

Слайд 16Термохимические уравнения сгорания:
(1) С (графит) + О2 (г)

→ СО2 (г) Н0 = - 394,1 кДж
(2)

С (алмаз) + О2 (г) → СО2 (г) Н0 = - 396,0 кДж

Вычтем (2) из (1) и получим:

С (графит) – С(алмаз) = 0, Н0 = +1,9 кДж С(графит) → С(алмаз), Н0 = +1,9кДж

С(алмаз) → С(графит), Н0 = - 1,9кДж

самопроизвольно

Термохимические уравнения сгорания:(1)   С (графит) + О2 (г) → СО2 (г) Н0 = - 394,1

Слайд 17ВЫВОД:
1. ЛЮБАЯ СИСТЕМА ПРИ ИЗМЕНЕНИИ УСЛОВИЙ ЕЕ СУЩЕСТВОВАНИЯ (ВОЗДЕЙСТВИЕ ИЗ-ВНЕ)

ПЕРЕСТРАИВАЕТСЯ (ИЗМЕНЯЕТСЯ) ТАКИМ ОБРАЗОМ, ЧТО УМЕНЬШАЕТСЯ ЕЕ СВОБОДНАЯ ЭНЕРГИЯ G

(ΔG< 0)!!!!

2. ПРИ ДАННОЙ ТЕМПЕРАТУРЕ СВОБОДНАЯ ЭНЕРГИЯ СИСТЕМЫ МОЖЕТ БЫТЬ УМЕНЬШЕНА:
ЛИБО ЗА СЧЕТ УМЕНЬШЕНИЯ ЭНТАЛЬПИИ (ВНУТРЕННЕЙ ЭНЕРГИИ) СИСТЕМЫ
ЛИБО ЗА СЧЕТ УВЕЛИЧЕНИЯ ЭНТРОПИИ СИСТЕМЫ.

ΔG = ΔН - ТΔS

ВЫВОД:1. ЛЮБАЯ СИСТЕМА ПРИ ИЗМЕНЕНИИ УСЛОВИЙ ЕЕ СУЩЕСТВОВАНИЯ (ВОЗДЕЙСТВИЕ ИЗ-ВНЕ) ПЕРЕСТРАИВАЕТСЯ (ИЗМЕНЯЕТСЯ) ТАКИМ ОБРАЗОМ, ЧТО УМЕНЬШАЕТСЯ ЕЕ

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика