TheSlide.ru

Энергетика химических реакций 1

Содержание

1. Энергетика химических реакций 1
2. Термодинамикасистема- открытая- закрытая- изолированная
3. Тепловая энергия Q, [Дж]Параметры состояния: P, T, V, состав системы
4. Функции состояния:Внутренняя энергия U, Энтальпия H, Энтропия S, Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G.
5. Первый закон термодинамикиQ = U + AU
6. Изохорный процесс:V=const, V = 0,
7. H = U + рV, Отсюда:Qp =
8. H2(г) + 1/2О2(г)  H2O(ж); rH
9. fH298(O2) = 0, fH298(C(графит)) = 0, Однако: fH298(O3) = 142,3 кДж/моль, fH298(C(алмаз)) = 1,828 кДж/моль
10. Закон Лавуазье-Лапласа1/2H2 (г) + 1/2Сl2(г)  HCl(г);
11. C + ½O2 = COCO + ½O2 = CO2C + O2 = CO2Закон Гесса
12. Следствие из закона Гесса:H = Для реакции
13. Пример: Вычислить тепловой эффект реакции горения бензола
14. Энтропия, S [Дж/(мольК)]Процессы, для которых S 
15. Процессы, для которых S  0:1) сжатие
16. NH4NO2(к) = N2О(г) + 2H2О(г) V1 V2V1
17. Энергия Гиббса, G, [кДж/моль] G = Н – ТS
18. G  0 – процесс термодинамически возможен
19. Возможность протекания реакцииРеакция экзотермическаяН  0,
20. Реакция эндотермическаяН > 0, S <
21. Слайд 21
22. NH3(г) + HCl(г) = NH4Сl(к)
23. Из з-на Гесса энтальпия реакции:rН = Н(NH4Сl(к))
24. Энтальпия сгорания этана fHо298 = -1560 кДж/мольВычислить
25. Скачать презентанцию

Термодинамикасистема- открытая- закрытая- изолированная

Главная
Разное
Энергетика химических реакций 1

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1
Энергетика
химических реакций

Энергетика химических реакций

Слайд 2Термодинамика
система
- открытая
- закрытая
- изолированная

Термодинамикасистема- открытая- закрытая- изолированная

Слайд 3Тепловая энергия Q, [Дж]
Параметры состояния:
P, T, V, состав системы

Тепловая энергия Q, [Дж]Параметры состояния: P, T, V, состав системы

Слайд 4Функции состояния:

Внутренняя энергия U,
Энтальпия H,
Энтропия S,
Энергия Гиббса

(изобарно-изотермический потенциал) G.

Функции состояния:Внутренняя энергия U, Энтальпия H, Энтропия S, Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G.

Слайд 5Первый закон термодинамики
Q = U + A
U = U2 –

U1,
U2 и U1 – внутренняя энергия системы в состоянии

2 и 1 соответственно.

A = p(V2–V1) = p△V

Первый закон термодинамикиQ = U + AU = U2 – U1, U2 и U1 – внутренняя энергия

Слайд 6Изохорный процесс:
V=const, V = 0, А = 0,

тогда
QV = U
Изобарный процесс:
Р=const
V = V2 – V1,
А =

рV
Qp = U + рV
Qp = (U2 + рV2) – (U1 + рV1)

Изохорный процесс:V=const, V = 0, А = 0, тогдаQV = UИзобарный процесс:Р=constV = V2 –

Слайд 7H = U + рV,
Отсюда:
Qp = Н2 – Н1

= Н
H  0 – эндотермический процесс
H  0 –

экзотермический процесс

Энтальпия, H [кДж/моль]

H = U + рV, Отсюда:Qp = Н2 – Н1 = НH  0 – эндотермический процессH

Слайд 8H2(г) + 1/2О2(г)  H2O(ж);

rH
= –285,84 кДж
при

25С и 101 кПа
Hобр или fH298 , [кДж/моль]
rН 0, реакция

экзотермическая

H2(г) + 1/2О2(г)  H2O(ж); rH = –285,84 кДж при 25С и 101 кПаHобр или fH298

Слайд 9fH298(O2) = 0,
fH298(C(графит)) = 0,

Однако:
fH298(O3) = 142,3

кДж/моль, fH298(C(алмаз)) = 1,828 кДж/моль

fH298(O2) = 0, fH298(C(графит)) = 0, Однако: fH298(O3) = 142,3 кДж/моль, fH298(C(алмаз)) = 1,828 кДж/моль

Слайд 10Закон Лавуазье-Лапласа
1/2H2 (г) + 1/2Сl2(г)  HCl(г);
rH298(HCl) = –92

кДж

HCl(г)  1/2H2 (г) + 1/2Сl2(г);
rH298 = +92 кДж

Закон Лавуазье-Лапласа1/2H2 (г) + 1/2Сl2(г)  HCl(г); rH298(HCl) = –92 кДжHCl(г)  1/2H2 (г) + 1/2Сl2(г); rH298

Слайд 11C + ½O2 = CO
CO + ½O2 = CO2
C +

O2 = CO2
Закон Гесса

C + ½O2 = COCO + ½O2 = CO2C + O2 = CO2Закон Гесса

Слайд 12Следствие из закона Гесса:
H =
Для реакции в общем виде:

аА + bB  cC + dD

H = [cHобр(C) +

dHобр(D)] –
– [aHобр(A) + bHобр(B)]

Следствие из закона Гесса:H = Для реакции в общем виде: аА + bB  cC + dDH

Слайд 13Пример: Вычислить тепловой эффект реакции горения бензола по стандартным энтальпиям

образования

С6Н6(ж) + 7/2О2(г) = 6СО2(г) + 3Н2О(ж)
fH298 40,6 0 – 394,7 – 286

Воспользуемся следствием из закона Гесса:
rH = 6H(СО2(г)) + 3H( Н2О(ж)) – H( С6Н6(ж))=
= 6(– 394,7) +3 (– 286) – (+ 40,6) = – 3186,8 кДж.

Пример: Вычислить тепловой эффект реакции горения бензола по стандартным энтальпиям образования

Слайд 14Энтропия, S [Дж/(мольК)]
Процессы, для которых S  0:
1) расширение газов;

2)

Sтв  Sжид  Sгаз
SН2О(пар) = 183 Дж/(мольК)
SН2О(жидк.) = 69

Дж/(мольК)
SН2О(лед) = 43,89 Дж/(мольК)

3) растворение кристаллических веществ.

SCo(алмаз) = 2,38 Дж/мольК
SCo(графит) = 5,74 Дж/мольК

Энтропия, S [Дж/(мольК)]Процессы, для которых S  0:1) расширение газов;2) Sтв  Sжид  SгазSН2О(пар) = 183

Слайд 15Процессы, для которых S  0:

1) сжатие газов;
2) конденсация и

кристаллизация веществ.
S
=
Рассчитывается по следствию из закона Гесса:

Процессы, для которых S  0:1) сжатие газов;2) конденсация и кристаллизация веществ.S= Рассчитывается по следствию из закона

Слайд 16NH4NO2(к) = N2О(г) + 2H2О(г)
V1 V2
V1 < V2
△S

> 0
2H2S(г) + 3O2(г)= 2H2О(к) + SО2(г)
V1

V2

V1 > V2

△S<0

NH4NO2(к) = N2О(г) + 2H2О(г) V1 V2V1 < V2 △S > 0 2H2S(г) + 3O2(г)= 2H2О(к) +

Слайд 17Энергия Гиббса, G, [кДж/моль]
G = Н – ТS

Энергия Гиббса, G, [кДж/моль] G = Н – ТS

Слайд 18G  0 – процесс термодинамически возможен (реакция идет самопроизвольно);

G

 0 – процесс термодинамически невозможен (реакция не идет);

G =

0 – система находится в состоянии химического равновесия.

G  0 – процесс термодинамически возможен (реакция идет самопроизвольно);G  0 – процесс термодинамически невозможен (реакция

Слайд 19Возможность протекания реакции
Реакция экзотермическая
Н  0, S > 0,

Н < 0, S < 0,
G = Н –

ТS

то всегда G  0, т.е. реакция протекает при всех t.

то реакция протекает при низких t (т.е. должно выполняться условие │H│>│TS│) (G  0).

Возможность протекания реакцииРеакция экзотермическаяН  0, S > 0, Н < 0, S < 0,G

Слайд 20Реакция эндотермическая
Н > 0, S < 0,
Н >

0, S > 0,
G = Н – ТS
то всегда

G > 0 , т.е. реакция не протекает.

то реакция протекает при высоких t (т.е. должно выполняться условие │H│<│TS│) (G  0).

Реакция эндотермическаяН > 0, S < 0, Н > 0, S > 0,G = Н

Слайд 21

Слайд 22NH3(г) + HCl(г) = NH4Сl(к) при 298 К
Выписываем

из справочных данных:
rН = ?
rS = ?
rG = ?

NH3(г) + HCl(г) = NH4Сl(к) при 298 КВыписываем из справочных данных:rН = ?rS = ?rG

Слайд 23Из з-на Гесса энтальпия реакции:
rН = Н(NH4Сl(к)) – Н(NH3(г)) –

Н(HCl(г))
= –315,39 – (–46,19 – 92,3) = –176,9 кДж.

Изменение

энтропии реакции:
rS = S(NH4Сl(к)) – S(NH3(г)) – S(HCl(г)) =
= 94,56 – 192,50 – 186,70 = –284,64Дж/мольК.

Используем ур-е Гиббса:
rG = rН – ТrS
rG = – 176,9 + 284,6410–3303 = –90,55 кДж.
rG 0, реакция идет

Из з-на Гесса энтальпия реакции:rН = Н(NH4Сl(к)) – Н(NH3(г)) – Н(HCl(г)) = –315,39 – (–46,19 – 92,3)

Слайд 24Энтальпия сгорания этана
fHо298 = -1560 кДж/моль
Вычислить энтальпию образования этана
C2H6(г)

+ 31/2O2(г) = 2CO2(г) + 3H2O(ж)
Х

0 -393,5 -286,2
rHо298= 2fHо298CO2 + 3fHо298H2O –
fHо298(C2H6)
-1560 = 2(-393,5) + 3(-286,2)-X
X = -85,6 кДж/моль

Энтальпия сгорания этана fHо298 = -1560 кДж/мольВычислить энтальпию образования этанаC2H6(г) + 31/2O2(г) = 2CO2(г) + 3H2O(ж)

Скачать презентацию

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