Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
Тип файла:
ppt / pptx (powerpoint)
Всего слайдов:
19 слайдов
Для класса:
1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
Размер файла:
1.53 MB
Просмотров:
64
Скачиваний:
0
Автор:
неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№1 слайд![Тема . Элементы химической](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img0.jpg)
Содержание слайда: Тема 5. Элементы химической термодинамики
5.1. Предмет химической термодинамики
№2 слайд![Термодинамика это наука о](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img1.jpg)
Содержание слайда: Термодинамика – это наука о превращениях одних видов энергии в другие. Химическая термодинамика рассматривает превращения энергии и работы при химических реакциях.
Химической системой называется часть пространства, включающая вещества, принимающие участие в рассматриваемой химической реакции. Все, что не входит в систему принято считать ее окружением (окружающей средой).
Открытой называется система, которая может обмениваться со своим окружением и энергией, и массой.
Закрытой (замкнутой) называется система, которая может обмениваться со своим окружением только энергией.
Изолированной называется система, которая не может обмениваться со своим окружением ни энергией, ни массой.
№3 слайд![Функция состояния это такая](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img2.jpg)
Содержание слайда: Функция состояния – это такая характеристика системы, изменение которой при переходе системы из исходного в конечное состояние не зависит от того, каким образом произошло это изменение, а зависит только от исходного и конечного состояния системы.
№4 слайд![. . Энтальпия и внутренняя](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img3.jpg)
Содержание слайда: 6.2. Энтальпия и внутренняя энергия
1-ый закон термодинамики: теплота и работа являются различными формами энергии. В любом процессе энергия может переходить из одной формы в другую, но она не создается из ничего и не исчезает бесследно
№5 слайд![](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img4.jpg)
№6 слайд![. . Энергетика химических](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img5.jpg)
Содержание слайда: 6.3. Энергетика химических реакций
Все химические реакции протекают либо с выделением, либо с поглощением теплоты. Количество выделенной или поглощенной теплоты называют тепловым эффектом процесса (химической реакции).
№7 слайд![](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img6.jpg)
№8 слайд![Закон Гесса Г.И.Гесс,](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img7.jpg)
Содержание слайда: Закон Гесса
(Г.И.Гесс, 1840)
№9 слайд![Стандартная энтальпия](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img8.jpg)
Содержание слайда: Стандартная энтальпия образования вещества ΔНo298 – тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях, при стандартных условиях.[ ΔНo298] – кДж/моль
№10 слайд![Следствие из закона Гесса](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img9.jpg)
Содержание слайда: Следствие из закона Гесса
Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов.
№11 слайд![Пример. Определить тепловой](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img10.jpg)
Содержание слайда: Пример.
Определить тепловой эффект реакции сгорания метана при стандартных условиях.
Записываем термохимической уравнение реакции, лежащей в основе процесса:
СН4(г) + О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж); ΔН -?
ΔH0298, -74,9 0 -1207,0 -285,8 (из справочника)
кДж/моль
ΔH0298 = (ΔH0298со2 + 2ΔH0298Н2О)-(ΔH0298СН4+ ΔH0298О2) =
= [(-1207)+2(-285,5)]-[(-74,9)+0] = -1703,7 (кДж)
Ответ: при сгорании 1 моля метана выделяется 1703,7 кДж теплоты; реакция экзотермическая
По изменению энтальпии системы при протекании химической реакции можно судить только о тепловом эффекте реакции .
№12 слайд![](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img11.jpg)
№13 слайд![. . Порядок и беспорядок в](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img12.jpg)
Содержание слайда: 6.4. Порядок и беспорядок в природе. Принцип возрастания энтропии.
Число микросостояний, которое соответствует данному макросостоянию, называется термодинамической вероятностью системы (W).
R- универсальная газовая постоянная, R=8,3 Дж/моль К
W – термодинамическая вероятность
S – энтропия, Дж/К
Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы.
Стандартная энтропия вещества S0298- энтропия 1 моля вещества при стандартных условиях [Дж/моль К]
Энтропия равна нулю только у идеального кристалла при температуре 0К
№14 слайд![](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img13.jpg)
№15 слайд![S Sконечн Sисх H O ж H O г N](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img14.jpg)
Содержание слайда: ΔS = ΣSконечн – ΣSисх
H2O(ж) → H2O(г)
N2(г) + 3H2(г) → 2NH3(г)
В изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0. Энтропия равна нулю только у идеального кристалла при абсолютном нуле (третий закон термодинамики).
№16 слайд![. . Движущая сила природных](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img15.jpg)
Содержание слайда: 6.5. Движущая сила природных процессов. Энергия Гиббса. Представление о равновесии
Самопроизвольное протекание изобарно-изотер-мического процесса определяется двумя факто-рами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным TΔS, обусловленным увеличением беспорядка в систе-ме вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изо-термическим потенциалом или свободной энер-гией Гиббса (G, кДж):
ΔG – функция состояния системы;
№17 слайд![G H TS При равенстве](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img16.jpg)
Содержание слайда: ΔG = ΔH – TΔS
При равенстве энтальпийного и энтропийного факторов (ΔH = TΔS) система достигает равновесия ΔG = 0
Любая реакция может протекать самопроизвольно только в направлении, приближающем систему к состоянию равновесия, то есть в самопроизвольно протекающем процессе энергия Гиббса уменьшается
(ΔG < 0).
Чем более отрицательна величина ΔG системы, тем больше система удалена от равновесия и тем более она реакционоспособна.
ΔG является мерой приближения системы к равновесию.
№18 слайд![Температура, при которой](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img17.jpg)
Содержание слайда: Температура, при которой наступает равновесие является равновесной температурой:
ΔG = 0, ΔH = TpΔS;
№19 слайд![Fe кр H S г FeS кр H г Fe кр](/documents_6/8721d55c78cf969189e9cf0d6f2dd742/img18.jpg)
Содержание слайда: Fe(кр) + H2S(г) → FeS(кр) + H2(г)
Fe(кр) + H2S(г) → FeS(кр) + H2(г)
ΔH0298, 0 -20,1 -94,9 0
кДж/моль
S0298, 27,1 205,7 67,3 130,4
Дж/моль К
ΔH0298= (-94,9+0) – [0+(-20,1)]=-74,8 (кДЖ)
ΔS0298= (67,3+130,4)-(27,1+205,7) = -35,1 (Дж/К)
Принимаем, что ΔH ≈ ΔH0298 и ΔS ≈ ΔS0298.
ΔH<0 и ΔS <0, следовательно реакция возможна при температурах ниже равновесной температуры.