Презентация Элементы термодинамики. Кинетика химических реакций онлайн

Содержание слайда: Химия Элементы термодинамики. Кинетика химических реакций.

Содержание слайда: Основные понятия термодинамики Химическая термодинамика, - раздел химии, который изучает взаимные превращения различных видов энергии в зависимости от условий протекания процесса, а также направление и пределы самопроизвольного протекания химических реакций при заданных условиях.

Содержание слайда: Основные понятия термодинамики Объект изучения термодинамики(т/д) – система. Система это мысленно или фактически отделенное от окружающей среды тело или группа тел, состоящее из множества частиц. Выделяют следующие типы систем: Изолированная – такая система не может обмениваться ни веществом, ни энергией с окружающей средой. Закрытая – такая система может обмениваться с окружающей средой энергией, но не веществом. Открытая – такая система может обмениваться с окружающей средой и энергией и веществом.

Содержание слайда: Основные понятия термодинамики Фаза – часть т/д системы, однородная по свойствам и составу во всех точках, отделенная от остальной системы поверхностью раздела. По количеству фаз т/д системы делятся на гомогенные (состоящие из одной фазы, и, следовательно, свойства такой системы одинаковы во всех её точках) и гетерогенные (состоящие из нескольких фаз). Переход системы из одного состояния в другое называется процессом.

Содержание слайда: Основные понятия термодинамики Для описания состояния системы достаточно знать минимум т/д свойств, которые связаны уравнением состояния, например PV = nRT В общем случае описание состояния системы сводится к некоторой функции. В случае с нашим примером f(P,V,T,n). Переменные такого уравнения называются функциями состояния.

Содержание слайда: Основные понятия термодинамики Функции состояния – это такие характеристики системы, которые зависят только от конечного и исходного состояний системы, на их значение не влияет путь т/д процесса. Математически это можно записать следующим образом: Δf = fкон. – fнач. = f 2 – f 1. В химии используются следующие функции состояния: внутренняя энергия, U; энтальпия, Н; энтропия, S; свободная энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), G; свободная энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал), F.

Содержание слайда: Внутренняя энергия системы Внутренняя энергия системы (U) – это сумма всех видов энергии в системе. Сюда включаются дефект масс, энергия колебания и вращения химических связей, энергия теплового движения частиц, потенциальная энергия системы. Измеряется U в Дж, Дж/моль. Из определения очевидно, что абсолютное значение U системы измерить невозможно. Но можно измерить изменение (ΔU) в результате т/д процесса. Если в результате т/д процесса U увеличивается, то ΔU считается положительной, если наоборот – отрицательной.

Содержание слайда: Изменение внутренней энергии системы Внутренняя энергия системы может измениться в результате совершения работы (A) или теплообмена (Q). Обе величины имеют размерность Дж, Дж/моль. Работа - мера энергии, переданной от одного тела к другому за счет перемещения масс под действием каких-либо сил. Теплота – мера энергии, переданная от одного тела к другому за счет разницы температур этих тел. Работа, совершаемая над системой и подводимая теплота считаются положительными величинами, а работа совершаемая системой и отдаваемая ей теплота – отрицательными. В отличие от внутренней энергии Q и А не являются функциями состояния. Их значение зависит от пути процесса.

Содержание слайда: Первый закон термодинамики Первый закон т/д устанавливает связь между теплотой(Q) изменением внутренней энергии (U) и работой: Q = U + A Первый закон термодинамики: подводимая к системе теплота тратится на увеличение внутренней энергии системы и на совершение этой системой работы над внешней средой.

Содержание слайда: Частные случаи первого закона термодинамики Работу можно представить как сумму полезной работы и работу сил расширения. Полезная работа для химических процессов зачастую равна 0. Работа сил расширения определяется по формуле Aр = PV. Чаще всего химические процессы протекают при изобарных (P = cost) и изохорных условиях (V = const).

Содержание слайда: Первый закон т/д при изобарных условиях. Выражение первого закона т/д для изобарных условий выглядит так: Qр = U + PV Поскольку U = U2-U1 и V = V2-V1, то уравнение можно переписать следующим образом: Qр = U2 - U1 + PV2- PV1 Несложно видеть, что функции состояния можно попарно объединить: (U2+PV2) – (U1+PV1) Сумма U и PV называется энтальпией системы (H). Таким образом можно сделать два важных вывода: При изобарном процессе теплота приобретает свойства функции состояния. При изобарном процессе подводимая к системе теплота расходуется на увеличение энтальпии (теплосодержания системы). Qр = H

Содержание слайда: Первый закон термодинамики при изохорных условиях При изохорных условиях V = 0. Следовательно, и совершаемая системой работа расширения тоже равна 0. Таким образом: QV = U Аналогично, для изохорного процесса теплота приобретает свойства функции состояния. Первое математическое следствие из первого закона термодинамики: при изобарных и изохорных процессах теплота становится функцией состояния. Поскольку большинство реакций протекают при изобарных условиях, то энергетический эффект реакции оценивается изменением энтальпии H.

Содержание слайда: Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса. Тепловой эффект химической реакции – количество теплоты, выделившейся или поглотившейся системой в результате превращения исходных веществ в соответствии с их количеством по уравнению реакции. При этом единственная работа, совершаемая системой – это работа расширения, а исходные вещества и продукты имеют одинаковую температуру. Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Содержание слайда: Термохимия Термохимия – раздел т/д, изучающий тепловой эффект химических реакций и фазовых переходов, процессов растворения и т.д. Основой термохимии является закон Гесса. В термохимии все расчеты ведутся при стандартных условиях: 298 К, 1 атм. Соответственно, функции состояния при таких условиях называются стандартными: Н0298 – стандартная энтальпия.

Содержание слайда: Термохимические уравнения В термохимии уравнение химической реакции записывается с указанием теплового эффекта реакции (энтальпии) и агрегатного состояния веществ. Эти уравнения называют термохимическими уравнениями: N2(г) + 3Н2(г) = 3NН3(г) Н0298 = - 94,4 кДж; Н2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г) Н0298 = - 184,6 кДж. Термохимические уравнения – единственные химические уравнения, в которых допустимо использовать знак «=» вместо стрелок. В термохимии выделяют два вида процессов – экзотермический (значение энтальпии и внутренней энергии падает, H и U отрицательны, тепловой эффект реакции положителен) и эндотермический (значение энтальпии и внутренней энергии растет, H и U положительны, тепловой эффект реакции отрицателен).

Содержание слайда: Следствия из закона Гесса Первое следствие: тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком: Нпр= - Нобр Второе следствие: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот (энтальпий) сгорания исходных веществ и суммой теплот (энтальпий) сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов веществ, участвующих в процессе: Нр.= i . Нсг iисх.  i . Нсг i прод. где i – стехиометрический коэффициент для i-того вещества в уравнении реакции, ∆Нсг i – теплота (энтальпия) сгорания i-того вещества. Теплота (энтальпия) сгорания – количество теплоты, которое выделяется при полном сгорании одного моля вещества до высших оксидов при данных условиях (р, Т). Численные значения теплот сгорания определяются по справочным изданиям.

Содержание слайда: Следствия из закона Гесса Третье следствие: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот (энтальпий) образования продуктов реакции и суммой теплот (энтальпий) образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов веществ, участвующих в процессе: Нр.= i . Нобр. iпрод.  i . Нобр. i исх. где i – стехиометрический коэффициент для i-того вещества в уравнении реакции, ∆Нобр. i – теплота (энтальпия) образования i-того вещества. Под теплотой (энтальпией) образования понимается тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ (измеряется в кДж/моль). Стандартные энтальпии простых веществ, устойчивых в стандартных условиях принимаются равными нулю. Численные значения теплот (энтальпий) образования определяются по справочникам.

Содержание слайда: Энтропия Количественной мерой беспорядка системы является термодинамическая функция состояния - энтропия (S). Ее численное значение можно определить следующим образом: S = R . T . lnW При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное энтропия системы возрастает, т.е. S = S2 – S1 > 0. Такой процесс будет протекать самопроизвольно. Переход из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное без воздействия извне невозможен. Такой процесс называется несамопроизвольным.

Содержание слайда: Второй закон термодинамики В изолированной системе самопроизвольно процессы протекают в сторону увеличения энтропии. S > 0 Энтропия измеряется в Дж*К/моль. В отличие от энтальпии(H) абсолютное значение энтропии(S) можно вычислить для любого вещества. Обычно используются стандартные значения энтальпии (298 К, 1 атм.).Энтальпия реакции вычисляется по формуле: Sр.= i . Sсг iпрод.  i . Sсг i исх.

Содержание слайда: Свободная энергия Гиббса В процессе реакций меняется как энтальпия, так и энтропия. Для связи этих двух функций состояния используется энергия Гиббса: G = H – TS Поскольку измерить или вычислить абсолютное значение энергии Гиббса невозможно, то значение имеет её изменение в процессе реакции: G = H – TS. Энергия Гиббса – это часть энергии системы, которая может быть превращена в работу. Поскольку энергия Гиббса это тоже функция состояния, то: G0298 = i.Gi0298)пр.  i. Gi0298)исх.

Содержание слайда: Определение направления реакции через расчет энергии Гиббса. если в химическом процессе происходит снижение свободной энергии Гиббса, т.е. G < 0, процесс может протекать самопроизвольно, или говорят: процесс термодинамически возможен; если продукты реакции имеют больший термодинамический потенциал, чем исходные вещества, т.е. G > 0, процесс протекать самопроизвольно не может, или говорят: процесс термодинамически невозможен; если G = 0, то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, т.е. реакция обратима.

Содержание слайда: Кинетика химических реакций Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических реакций. Различают гомогенные и гетерогенные химические реакции: гомогенные реакции протекают в однородной среде во всем объеме системы (это реакции в растворах, в газовой фазе) гетерогенные реакции протекают в неоднородной среде, на границе раздела фаз (горение твердого или жидкого вещества) Скорость химической реакции - это число элементарных актов взаимодействия в единицу времени в единице объема (если реакция гомогенная) или число элементарных актов взаимодействия в единицу времени на единицу поверхности раздела фаз (если реакция гетерогенная). Скорость химической реакции измеряется изменением концентрации исходного вещества или продукта в единицу времени – моль/л*сек или моль/см2*сек.

Содержание слайда: Истинная и средняя скорость реакции

Содержание слайда: Истинная и средняя скорость реакции Средняя скорость реакции – это изменение концентрации исходного вещества за определенный промежуток времени(от t1 до t2): Uср = С/t. Мгновенная(истинная) скорость реакции – это скорость реакции в определенный момент времени t: U = dС/dt = tg α

Содержание слайда: Скорость реакции Факторы, влияющие на скорость реакции: природа реагирующих веществ их концентрация температура протекания процесса; присутствие катализатора

Содержание слайда: Влияние природы веществ на скорость химической реакции В качестве примера возьмем реакцию окисления различных веществ: 2H2 + O2  2H2O S+O2  SO2 4Fe + 3O2  2Fe2O3 В первом случае реакция протекает со взрывом, во втором сера горит, в третьем железо медленно окисляется на воздухе.

Содержание слайда: Влияние концентраций Закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Например, для реакции аА + bВ  сС + dD, U = k · CAa · CBb k – константа скорости реакции, С – концентрации, a b – стехиометрические коэффициенты.

Содержание слайда: Константа скорости химической реакции. Константа скорости реакции – это скорость реакции при С = 1 моль/л, она зависит от: природы реагирующих веществ, температуры, присутствия катализатора Константа скорости реакции не зависит от концентрации реагирующих веществ.

Содержание слайда: Закон действующих масс для газов Поскольку есть прямая связь между значением парциального давления концентрацией вещества: то в законе действующих масс для газов можно заменить концентрации веществ на их парциальные давления: U = k·PAa·PBb

Содержание слайда: Закон действующих масс для гетерогенных реакций Если реакция протекает на границе раздела фаз, то концентрация вещества, находящегося в конденсированном состоянии (жидкость или твердое тело) выносится в константу. Например: С(тв.) + О2(г) = СО2(г) V = k·Cc·CО2 = k'·CО2, где k‘= k·Cc

Содержание слайда: Зависимость скорости химической реакции от температуры Зависимость скорости химической реакции от температуры описывается двумя уравнениями – уравнением Вант-Гоффа и уравнением Аррениуса. Правило Вант-Гоффа: при увеличении температуры на каждые 100 скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза. U2 = U1 *γ(T2-T1)/10, где U2 – скорость реакции при температуре T2, U1 – скорость реакции при температуре T1, γ – температурный коэффициент скорости реакции, его значение колеблется от 2 до 4, для каждой реакции значение γ свое. Недостатки уравнения Вант-Гоффа очевидны: γ подбирается эмпирически для каждой реакции, и не имеет физического смысла уравнение Вант-Гоффа работает в ограниченном интервале температур (100-1000С)

Содержание слайда: Зависимость скорости химической реакции от температуры Уравнение Аррениуса: k = A e-Ea/RT где: А – предэкспоненциальный множитель; ЕА – энергия активации химической реакции. A = p*z p – стерический (вероятностный) фактор, отражающий влияние пространственной ориентации молекул на скорость реакции. p принимает значения от 10-9 до 1. z – число соударений молекул, реагирующих в единице объема в единицу времени.

Содержание слайда: Энергия активации Для того, что бы столкновение молекул привело к формированию активированного комплекса (частица, у которой старые связи еще не полностью разрушились, а новые не полностью сформировались) исходные молекулы должны обладать повышенным уровнем энергии. Разница между средним при данной температуре уровнем энергии и энергией активированного комплекса называется энергией активации.

Содержание слайда: Энергетическая диаграмма реакции

Содержание слайда: Влияние катализатора Катализатор – вещество, присутствие которого ускоряет реакцию, при этом катализатор не расходуется в процессе реакции и в состав продуктов не входит. Явление ускорения химической реакции под воздействием катализатора называется катализом. Реакция, которая протекает в присутствии катализатора называется каталитической. Явление, обратное катализу называется ингибированием, а вещества, вызывающее ингибирование называются ингибиторами.

Содержание слайда: Механизм действия катализатора

Содержание слайда: Задание на дом Изучить понятие химического равновесия: обратимые и необратимые реакции, константа равновесия, смещение равновесия, принцип Ле Шателье-Брауна.