Презентация Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса онлайн

Содержание слайда:

Содержание слайда: Содержание Энтропия Второе начало термодинамики Энергия Гиббса. Термодинамическая возможность прохождения химической реакции Влияние температуры на направление химической реакции Расчет стандартной энергии Гиббса химической реакции

Содержание слайда: Энтропия (S) Предложена Клаузиусом как функция, изменение которой равно отношению теплоты, поглощенной системой, к абсолютной температуре: Q – количество теплоты, получаемое системой при температуре T Подведенная к системе при постоянной температуре теплота расходуется на увеличение энтропии

Содержание слайда: Термодинамическая вероятность состояния Состояние системы можно характеризовать значениями параметров (температура, давление, объем), которые определяют макросостояние системы совокупностью микросостояний системы, которые определяются распределением частиц по доступным уровням энергии Число микросостояний, соответствующее данному макросостоянию системы при заданных объеме и внутренней энергии, называют термодинамической вероятностью состояния (W)

Содержание слайда: Варианты распределения частиц по уровням энергии E∑ = 7 усл. ед. 2 частицы (W=2) 3 частицы (W=4)

Содержание слайда: Энтропия - мера термодинамической вероятности состояния системы Формула Больцмана: k – постоянная Больцмана R – универсальная газовая постоянная NA – число Авогадро Размерность энтропии Дж/(моль∙К)

Содержание слайда: Закономерности изменения энтропии Уменьшением энтропии сопровождаются процессы, связанные с увеличением упорядоченности: охлаждение, кристаллизация, конденсация веществ; реакции с уменьшением объема системы и др.

Содержание слайда: Второе начало термодинамики: самопроизвольные процессы в изолированных системах сопровождаются увеличением энтропии Пример. Теплообмен в изолированной системе между соприкасающимися телами A и B TA>TB S>0, энтропия увеличивается Условие самопроизвольного прохождения процесса в закрытых системах:

Содержание слайда: Расчет изменения энтропии химической реакции в стандартных условиях Энтропия реакции равна разности сумм энтропий продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов: S0исх, S0прод - стандартные энтропии исходных веществ и продуктов реакции (справочные данные) nисх, nпрод - стехиометрические коэффициенты

Содержание слайда: Энергия Гиббса Самопроизвольное прохождение химической реакции в закрытой системе (р, Т = const) возможно при условии TS > Qp Qp = H TS > H или H - TS<0 При переходе системы из состояния 1 в состояние 2: H = H2 – H1 S = S2 – S1 (H2 – H1) – T(S2 – S1) < 0 (H2 – TS2) – (H1 – TS1) < 0 Mатематическое определение энергии Гиббса: G = H – TS при p, T = const ∆G = ∆H – T∆S при р, Т = const Значение G<0 - условие возможности самопроизвольного прохождения реакции в закрытой системе при р,Т = const

Содержание слайда: Энергия Гиббса – критерий возможности самопроизвольного прохождения химических реакций Процессы, для которых G<0 – термодинамически возможные G>0 – термодинамически невозможные Для обратимых химических процессов: G<0 возможна самопроизвольная прямая реакция G>0 возможна самопроизвольная обратная реакция G=0 состояние химического равновесия (прямая и обратная реакции равновероятны)

Содержание слайда: Влияние температуры на направление химической реакции 1. H<0, S<0 реакции термодинамически возможны (G<0) при низких температурах, при высоких температурах возможны обратные реакции Пример: N2 + 3H2 = 2NH3 2. H>0, S>0 реакции термодинамически возможны (G<0) при высоких температурах, при низких температурах возможны обратные реакции Пример: CaCO3 = CaO + CO2 3. H>0, S<0 G>0, реакции при любых температурах термодинамически невозможны Пример: N2 + 2O2 = 2NO2 4. H<0, S>0 G<0, реакции при любых температурах термодинамически возможны. Пример: 2C + O2 = 2CO

Содержание слайда:

Содержание слайда: Расчет стандартной энергии Гиббса химической реакции В справочниках – значения стандартных энергий Гиббса образования веществ (G0обр, кДж/моль). Стандартной энергией Гиббса образования называют энергию Гиббса реакции образования одного моля данного вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях. Способ 1 (G0обр G0) G0 = Σ nпродG0обр.прод ‑ Σ nисхG0обр.исх nисх, nпрод ‑ стехиометрические коэффициенты Способ 2 (H0обр H0; S0 S0) H0 = Σ nпродH0обр.прод ‑ Σ nисхH0обр.исх G0 = H0 ‑ TS0 S0 = Σ nпродS0прод ‑ Σ nисхS0исх

Содержание слайда: Оценка термодинамической возможности прохождения реакции CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к) в стандартных условиях Способ 1 (G0обр G0) Стандартная энергия Гиббса химической реакции:

Содержание слайда: Оценка термодинамической возможности прохождения реакции CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к) в стандартных условиях Способ 2 (H0обр H0; S0 S0) ∆G0 < 0, в стандартных условиях реакция термодинамически возможна При Т = Тх реакция меняет направление

Содержание слайда: Заключение Согласно II началу термодинамики самопроизвольные процессы в изолированных системах сопровождаются увеличением энтропии Энтропия по своему физическому смыслу является мерой неупорядоченности системы В закрытых системах осуществление химических реакций определяется стремлением системы перейти в состояние с большей неупорядоченностью (S>0) и наименьшей внутренней энергией, с выделением ее части в форме теплоты (H<0) или работы. Самопроизвольно протекают процессы, в которых G < 0 Энергия Гиббса ‑ термодинамическая функция состояния, определяется соотношением: G = H ‑ TS при р, Т = const Критерием возможности самопроизвольного прохождения химических реакций в закрытых системах является уменьшение энергии Гиббса G<0

Содержание слайда: Рекомендуемая литература Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. - СПб: Химиздат, 2001 Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1994 Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 2000 Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 2007 Неорганическая химия. В 3 т. Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии. Под ред. Ю. Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004 Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях. - СПб.: Лань, 2000