Презентация Химическая термодинамика и кинетика онлайн

Содержание слайда: Лекция. Основы химической термодинамики и кинетики

Содержание слайда: Термодинамика — наука, изучающая взаимные превращения различных видов энергии, связанные с переходом энергии в форме теплоты и работы. Термодинамика позволяет: 1) рассчитать тепловые эффекты различных процессов; 2) предсказывать, возможен ли процесс; 3) указывать, в каких условиях он будет протекать; 4) рассматривать условия химических и фазовых равновесий.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Свойства  

Содержание слайда: I закон термодинамики

Содержание слайда: Выражения первого закона термодинамики для изохорного и изобарного процессов.

Содержание слайда: Значение стандартных теплот образования и сгорания для некоторых веществ в газовом состоянии.

Содержание слайда: Закон Гесса

Содержание слайда: II закон термодинамики

Содержание слайда: Энтропия Энтропия S - термодиамическая функция показывающая изменение рассеивания энергии при переходе системы из одного состояния в другое . S  Q/T Дж/(моль.К) знак (>) неравенства (>) относится к необратимым процессам знак (=) равенства – к обратимым процессам Физический смысл: Энтропия – мера хаоса, неупорядоченности системы Энтропия зависит : 1. от температуры: Постулат Планка (1912) (III закон термодинамики): При абсолютном нуле энтропия идеального, индивидуального кристаллического вещества равна нулю. SТ = 0 2. от массы: Если массу системы увеличить в n раз при данной температуре, элементарное количество теплоты, подводимое к системе, увеличится в n раз. 3. От природы . Для изолированных систем может являться критерием самопроизвольного протекания процесса (S>0) Sх.р.,298 =  n . S 298 прод -  n . S298 исх.

Содержание слайда: Свободная энергия Гиббса  

Содержание слайда: Реакции, для которых Реакции, для которых ∆G<0 называются экзергонические, ∆G>0 – эндергонические. В организме человека протекают и эндергонические реакции, но обязательным условием этого является их сопряжение с экзергоническими реакциями. Это возможно если обе реакции имеют какое-либо общее промежуточное соединение.

Содержание слайда: Спасибо за Внимание!

Содержание слайда: Основы химической кинетики Химическая кинетика изучает скорость реакции. Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступившего в реакции. Или образовавшегося в результате реакции за единицу времени в единице объема Скорость гомогенной химической реакции можно определить как изменение молярной концентрации реагента или продукта за единицу времени

Содержание слайда:

Содержание слайда: Скорость химической реакции зависит от: Скорость химической реакции зависит от: Концентрации реагирующих веществ Температуры Природы (энергии активации) реагирующих веществ Давления (реакции с участием газов) Степени измельчения (реакции, протекающие с участием твердых веществ) Различного рода излучений (видимый свет, ультрафиолетовое и инфракрасное излучения, рентгеновские лучи) Наличия катализатора (или ингибитора). Скорость химической реакции тем больше, чем меньше энергия активации и чем больше концентрация, давление, температура и степень измельчения реагирующих веществ, а также, когда реакция протекает в присутствии катализатора или под действием какого – либо излучения. 

Содержание слайда: ЗДМ - ЗАКОН ДЕЙСТВИЯ МАСС (1867):

Содержание слайда: Молекулярность — это минимальное число различных частиц, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия. СН4 → С + 2Н2 -мономолекулярная Н2 + I2 → 2HI - би 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 10CO2 три Порядок реакции — это сумма показателей степеней в математическом выражении закона действия масс: aA + bB = dD v = K • CАa • CВb, n = a + b … — общий порядок реакции. Показатель степени при какой-либо одной концентрации определяет порядок реакции по данному компоненту. Например, а — показывает порядок реакции по компоненту А и т.д. Различают реакции I порядка: С + О2 = СО2 v = K[O2] В реакциях II порядка скорость : H2 + I2 = 2HI v = K[H2][I2] уравнение II порядка: 1 + 1 = 2 Реакция III порядка в газовой фазе — окисление оксида азота [II]: 2NO + O2 → 2NO2 !Д/з: Уравнения кинетики для р-й 0,1,2 порядка. Период полупревращения.

Содержание слайда: ПРАВИЛО ВАНТ - ГОФФА (1884):

Содержание слайда: Зависимость скорости реакции от температуры: а) нормальная; б) аномальная; в)ферментативная

Содержание слайда: УРАВНЕНИЕ АРРЕНИУСА (1889):

Содержание слайда: ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ - минимальная энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы преодолеть потенциальный барьер, разделяющий исходное и конечное состояние системы.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Химическое равновесие Состояние равновесия характерно для обратимых химических реакций. Обратимая реакция - химическая реакция, которая при одних и тех же условиях может идти в прямом и в обратном направлениях. Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Смещение химического равновесия Принцип Ле-Шателье Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое – либо воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия или противодействия ему.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Спасибо за Внимание!