ТЕРМОДИНАМИКА

Содержание

1. ТЕРМОДИНАМИКА
2. Передачатеплоты - δQ Совершениеработы - δWизолированные δm=0;
3. Фаза:совокупность частей системы с одинаковыми физическими и
4. Функции состояния(определяют через параметры)Внутренняя энергия −
5. 4.2 Термодинамический процесс (изменяется хотя бы один из параметров системы)
6. Термодинамический процесс
7. T-constТермодинамический процесс (t-время воздействия, τ-время перехода системы в новое сост.равновесия)равновесие - P∙V =ν·R·T
8. Химическая реакция
9. Теплота (Δ Q), сообщенная термодинамической системе,
10. Величину U характеризует Т. Если Т2 >
11. Энтальпия
12. 4.4 Тепловой эффект химической реакции
13. Закон Гесса«тепловой эффект реакции зависит только от
14. Термохимические уравнения (включают тепловой эффект реакции)
15. Стандартные условия: Р0 = 1,013⋅105 Па
16. Следствие из закона Гесса:ΔrН0298 = (∑ νiΔfН0i)продукты
17. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры
18. пример - Н2ОT2T1
19. 4.5 Второе начало термодинамикиdU + p⋅dV -T⋅dS
20. ЭнтропияW1= 1W2= 4W3= 6W4= 4W5= 1I –
21. S = k⋅lnW k = 1,38⋅10-23Дж/К –
22. В изолированной системе самопроизвольно будут протекать процессы
23. S [Дж/К] S0298 [Дж/моль⋅К] Факторы влияющие на величину энтропии
24. 4.6 Энергия Гиббса. Направление химического процесса
25. Энергия Гиббса реакцииЭнергии Гиббса образования в-ва ΔG0298ΔrG0298 = (∑ νi⋅ΔfG0i)продукты – (∑ νi⋅ΔfG0i)исходные вещества
26. Температурная зависимость ΔrGНаправление протекания химической реакции
27. Энергия Гиббса реакцииС ≠С0 ΔfGi =ΔfG0i
28. 4.7 Равновесие
29. Сдвиг равновесияИзобара реакции Р-constΔrН00 – K(T) возрастающая функцияИзотерма реакции T-const
30. Скачать презентанцию

Передачатеплоты - δQ Совершениеработы - δWизолированные δm=0; δE=0закрытые δm=0; δE≠0открытые δm ≠0; δE≠04.1 Термодинамическая системаОсновные понятия

Слайды и текст этой презентации

Слайд 14. Термодинамика
наука, изучающая
превращения (переходы) энергии из одной формы в

другую, от одной части системы к другой
Химическая термодинамика -
термодинамика

химических процессов.
Описывает статистически значимые процессы (большое число частиц)

энергетические эффекты, сопровождающие физические и химические процессы

возможность, направления и предел самопроизвольного протекания процессов.

4. Термодинамиканаука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другойХимическая

Слайд 2Передача
теплоты - δQ

Совершение
работы - δW
изолированные δm=0; δE=0
закрытые δm=0;

δE≠0
открытые δm ≠0; δE≠0

4.1 Термодинамическая система
Основные понятия

Передачатеплоты - δQ Совершениеработы - δWизолированные δm=0; δE=0закрытые δm=0; δE≠0открытые δm ≠0; δE≠04.1 Термодинамическая системаОсновные

Слайд 3

Фаза:
совокупность частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами. Отделена

от другой фазы поверхностью раздела(граница раздела фаз)
Термодинамическая система от свойств

и состояния её образующих физических.тел

Фаза:совокупность частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами. Отделена от другой фазы поверхностью раздела(граница раздела фаз)

Слайд 4Функции состояния
(определяют через параметры)
Внутренняя энергия − U
Энтальпия

− H
Энтропия

− S
Энергия Гиббса − G
Энергия Гельмгольца −A

Состояние системы

Совокупность всех физических и химических свойств системы, определяется
термодинамическими параметрами (параметрами состояния системы)

Функции состояния(определяют через параметры)Внутренняя энергия − U Энтальпия − H Энтропия

Слайд 54.2 Термодинамический процесс (изменяется хотя бы один из параметров системы)

Слайд 6Термодинамический процесс

Слайд 7

T-const

Термодинамический процесс (t-время воздействия, τ-время перехода системы в новое сост.равновесия)
равновесие -

P∙V =ν·R·T

Слайд 8
Химическая реакция

Слайд 9

Теплота (Δ Q), сообщенная термодинамической системе, идет на увеличение

внутренней энергии (Δ U) системы и на совершение системой работы(Δ

W).

4.3 Первое начало термодинамики (закон сохранения энергии)-Джеймс Джоуль

Теплота (Δ Q), сообщенная термодинамической системе, идет на увеличение внутренней энергии (Δ U) системы и на

Слайд 10
Величину U характеризует Т. Если Т2 > Т1, то UТ2

>UТ1
Термодинамическая шкала температур Т, К > 0

Внутренняя энергия U

Величину U характеризует Т. Если Т2 > Т1, то UТ2 >UТ1Термодинамическая шкала температур Т, К > 0Внутренняя

Слайд 11
Энтальпия

Слайд 12

4.4 Тепловой эффект химической реакции

Слайд 13

Закон Гесса
«тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния

исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути

превращения одних веществ в другие (промежуточных стадий)»

Закон Гесса«тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не

Слайд 14

Термохимические уравнения (включают тепловой эффект реакции)

Слайд 15Стандартные условия:
Р0 = 1,013⋅105 Па
Т0 = 298,15

К
С0 = 1моль/л

ΔfН0298 стандартная энтальпия(теплота) образования

ΔfН0298 –Стандартная энтальпия образования веществ:

Термохимические расчеты

2. сложные в-ва
ΔfН0298= -ΔQР кДж/моль
1/2 А2 + 1/2 В2 = АВ + ΔfН0298

Стандартные условия: Р0 = 1,013⋅105 Па Т0 = 298,15 К С0 = 1моль/л

Слайд 16Следствие из закона Гесса:
ΔrН0298 = (∑ νiΔfН0i)продукты – (∑ νiΔfН0i)исходные

вещества
Пример.
реакция : CH4 (газ) + CO2 (газ) = 2 CO (газ) +

2H2 (газ)
ΔfН0298, кДж/моль –74,85 –393,51 –110,5 0

Расчет теплового эффекта реакции:
ΔrН0298 = [2⋅(–110,5) + 2⋅0] – [(–74,85) + (–393,51)] = 247,36 [кДж]

Следствие из закона Гесса:ΔrН0298 = (∑ νiΔfН0i)продукты – (∑ νiΔfН0i)исходные веществаПример.реакция : CH4 (газ) + CO2 (газ) = 2

Слайд 17Зависимость теплового эффекта реакции от температуры

Слайд 18пример - Н2О
T2
T1

Слайд 194.5 Второе начало термодинамики

dU + p⋅dV -T⋅dS ≤ 0, dU=dV=0

→ TdS≥0 → dS≥0
в изолированной системе
самопроизвольно протекают процессы с

увеличением энтропии (dS > 0) равновесие - S максимальна (dS = 0)

4.5 Второе начало термодинамикиdU + p⋅dV -T⋅dS ≤ 0, dU=dV=0 → TdS≥0 → dS≥0 в изолированной системесамопроизвольно

Слайд 20Энтропия

W1= 1
W2= 4
W3= 6

W4= 4
W5= 1
I – V варианты распределения

по двум по-

ловинам (макросостояния системы)

Wi – число способов (микросостояний)
реализации макросостояний

ΣWi=16 - всего способов размещения 4-х
молекул по двум половинам

W – термодинамическая вероятность

ЭнтропияW1= 1W2= 4W3= 6W4= 4W5= 1I – V варианты распределения по двум по-

Слайд 21S = k⋅lnW
k = 1,38⋅10-23Дж/К – константа Больцмана (k

= R/NА)
W – термодинамическая вероятность состояния системы
Энтропия. Уравнение Больцмана

Второе

начало термодинамики

В изолированной системе самопроизвольно идут только процессы в которых реализуется более вероятное состояние системы, т.е. процессы сопровождающиеся увеличением термодинамической вероятности W и следовательно энтропии S.
Т.о. в изолированной системе для самопроизвольного процесса ΔS>0

S = k⋅lnW k = 1,38⋅10-23Дж/К – константа Больцмана (k = R/NА)W – термодинамическая вероятность состояния системы

Слайд 22В изолированной системе самопроизвольно будут протекать процессы с увеличением термодинамической

вероятности, а состояние равновесия соответствует состоянию с максимальной вероятностью.
*Энтропия идеального

кристалла при 0 К равна нулю -3-е начало термодинамики (Постулат Планка), поэтому энтропия любого вeщества абсолютна и положительна

число частиц должно быть велико, статистически значимо(>1012-1014)
число частиц – конечно
не распространяется на неограниченную(бесконечную) систему (W становится неопределенной(бесконечное число состояний)

Второе начало термодинамики

В изолированной системе самопроизвольно будут протекать процессы с увеличением термодинамической вероятности, а состояние равновесия соответствует состоянию с

Слайд 23S [Дж/К] S0298 [Дж/моль⋅К]
Факторы влияющие на величину энтропии

Слайд 244.6 Энергия Гиббса. Направление химического процесса

Слайд 25Энергия Гиббса реакции
Энергии Гиббса образования в-ва ΔG0298
ΔrG0298 = (∑ νi⋅ΔfG0i)продукты

– (∑ νi⋅ΔfG0i)исходные вещества

Слайд 26Температурная зависимость ΔrG
Направление протекания химической реакции

Слайд 27Энергия Гиббса реакции
С ≠С0 ΔfGi =ΔfG0i + R⋅T⋅lnCi
ΔrG =

(νc⋅ΔfG0C+ νd⋅ΔfG0D ) – (νa⋅ΔfG0A+νb⋅ΔfG0B) + R⋅T⋅(νc⋅lnСC+νd⋅lnCD–νa⋅lnCA–νb⋅lnCB)

Слайд 284.7 Равновесие

Слайд 29Сдвиг равновесия
Изобара реакции Р-const
ΔrН00 – K(T) возрастающая функция
Изотерма

реакции T-const

Скачать презентацию

Разделы презентаций

ТЕРМОДИНАМИКА

Содержание

Слайды и текст этой презентации

Слайд 14. Термодинамиканаука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы в

другую, от одной части системы к другойХимическая термодинамика - термодинамика

Слайд 2Передачатеплоты - δQ Совершениеработы - δWизолированные δm=0; δE=0закрытые δm=0;

δE≠0открытые δm ≠0; δE≠04.1 Термодинамическая системаОсновные понятия

Слайд 3Фаза:совокупность частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами. Отделена

от другой фазы поверхностью раздела(граница раздела фаз) Термодинамическая система от свойств

Слайд 4Функции состояния(определяют через параметры)Внутренняя энергия − U Энтальпия

− H Энтропия

Слайд 54.2 Термодинамический процесс (изменяется хотя бы один из параметров системы)

Слайд 6Термодинамический процесс

Слайд 7T-constТермодинамический процесс (t-время воздействия, τ-время перехода системы в новое сост.равновесия)равновесие -

P∙V =ν·R·T

Слайд 8Химическая реакция

Слайд 9 Теплота (Δ Q), сообщенная термодинамической системе, идет на увеличение

внутренней энергии (Δ U) системы и на совершение системой работы(Δ

Слайд 10Величину U характеризует Т. Если Т2 > Т1, то UТ2

>UТ1Термодинамическая шкала температур Т, К > 0Внутренняя энергия U

Слайд 11Энтальпия

Слайд 124.4 Тепловой эффект химической реакции

Слайд 13Закон Гесса«тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния

исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути

Слайд 14Термохимические уравнения (включают тепловой эффект реакции)

Слайд 15Стандартные условия: Р0 = 1,013⋅105 Па Т0 = 298,15

К С0 = 1моль/л

Слайд 16Следствие из закона Гесса:ΔrН0298 = (∑ νiΔfН0i)продукты – (∑ νiΔfН0i)исходные

веществаПример.реакция : CH4 (газ) + CO2 (газ) = 2 CO (газ) +