Презентация на тему "Энергия химической реакции"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Энергетика химических реакций

  Юрмазова Татьяна Александровна Томский политехнический университет pptcloud.ru

• 
  Слайд 2

  Основные понятия термодинамики

  ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука о взаимных превращениях различных видов энергии.

• 
  Слайд 3

  Химическая термодинамика изучает:

  Переходы химической энергии в другие формы- тепловую, электрическую и. т.д., Каковы энергетические эффекты химических реакций, Возможность и направление самопроизвольно протекающей реакции, Состояние химического равновесия и условия его смещения.

• 
  Слайд 4

  Основные понятия ТД

  Объектом изучения в термодинамике является система. Система - это совокупность веществ находящихся во взаимодействии, мысленно (или фактически) обособленная от окружающей среды.

• 
  Слайд 5
  
• 
  Слайд 6
  

  Фаза-это часть системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

• 
  Слайд 7
  
• 
  Слайд 8

  Термодинамические параметры

  Температура – Т Давление – Р Плотность – ρ Концентрация - С Теплоемкость – Изменение хотя бы одного параметра приводит к изменению состояния системы в целом

• 
  Слайд 9

  Параметры химической термодинамики

  U - внутренняя энергия Н - энтальпия S - энтропия G - энергия Гиббса

• 
  Слайд 10

  Внутренняя энергия системы

  Внутренняя энергия системы(U) - представляет собой ее полную энергию, которая складывается из кинетической и потенциальной энергий молекул, атомов, атомных ядер и электронов. Она не включает потенциальную энергию положения системы в пространстве и кинетическую энергию движения системы как целого.

• 
  Слайд 11

  Единицы измерения

  Единицы измерения внутренней энергии: [U] = Дж, кДж. Абсолютное значение внутренней энергии определить невозможно, однако можно измерить ее изменение ΔU при переходе из одного состояния в другое.

• 
  Слайд 12

  Внутренняя энергия системы

  Внутренняя энергия - это функция состояния, которая характеризует полный запас энергии системы. Изменение внутренней энергии не зависит от пути и способа перехода системы из одного состояния в другое. ΔU=U2 –U1 U2 и U1 - внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях соответственно.

• 
  Слайд 13

  Термодинамический процесс

  - это изменение состояния системы, сопровождающийся изменением хотя бы одного из параметров системы во времени.

• 
  Слайд 14
  

  В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое в термодинамике различают следующие процессы: изотермические Т- const, изобарные Р-const, изохорные V-const.

• 
  Слайд 15

  Теплота

  - является мерой энергии переданной от одного тела к другому, за счет разницы температур этих тел.

• 
  Слайд 16

  Работа

  - является мерой энергии, переданной от одного тела к другому за счет перемещения масс под действием каких-либо сил.

• 
  Слайд 17

  Первый закон термодинамики

  Выражает количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой: Q=ΔU +A Т.е. теплота Q, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии ΔU и на совершение системой работы А. работа расширения A=P×ΔV

• 
  Слайд 18

  Закон сохранения энергии

  - энергия не исчезает и не возникает, она переходит из одной формы в другую в строго определенных, всегда в эквивалентных количествах.

• 
  Слайд 19

  Изохорный процесс

  Первый закон ТД: Q=ΔU +A = ΔU + P×ΔV Для изохорного процесса V=const , тогда ΔV=0 A=0 Запишем первый закон ТД для изохорного процесса: Q=ΔU

• 
  Слайд 20

  Изобарный процесс

  Для изобарного процесса Р=const. В изобарных процессах тепловой эффект химической реакции равен изменению энтальпии (Н). Первый закон ТД: Qр =ΔU+P×ΔV=(U2-U1) + P(V2-V1)=(U2+PV2)-(U1+PV1) обозначим через Н =U+PV ТогдаQр =H2-H1=ΔН. Величина Н- характеризует теплосодержание системы.

• 
  Слайд 21

  Тепловой эффект реакции

  -это количество теплоты, которое выделяется или поглощается системой после протекания химической реакции

• 
  Слайд 22

  Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы:

  если H2 > H1 ΔH= H2 – H1 > 0 реакция эндотермическая Q = ΔH если H1 > H2 ΔH= H2 – H1

• 
  Слайд 23

  Энтальпия образования

  - количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моля сложного вещества из простых веществ.

• 
  Слайд 24

  Стандартная энтальпия образования

  Для сравнения энтальпий образования различных соединений их определяют при одинаковых стандартных условиях: Т=298 К Р=101,3 КПа, 1 атм., 760 мм.рт.ст. Энтальпия образования определенная при стандартных условиях называется стандартной энтальпией образования вещества и обозначается

• 
  Слайд 25

  Единицы измерения

  Единицы измерения энтальпии образования: Значения стандартных энтальпийобразования приведены в таблицах, необходимо обращать внимание на агрегатные состояния веществ

• 
  Слайд 26

  ПРИМЕР

• 
  Слайд 27

  ПРАВИЛО!

  энтальпии образования простых веществ равны нулю для устойчивых простых веществ энтальпия равна нулю Например: Для твердого йода энтальпия образования равна нулю, а для газообразного йода не равна нулю.

• 
  Слайд 28

  Термохимические уравнения

  это уравнения химической реакции в котором указан тепловой эффект химической реакции и агрегатные состояния.

• 
  Слайд 29

  Виды агрегатного состояния вещества

  т –твердое к –кристаллическое, ам. – аморфное, ж – жидкое, г – газообразное, р – растворимое

• 
  Слайд 30

  ПРИМЕР

• 
  Слайд 31

  Особенности термохимических уравнений

  в термохимических уравнениях могут быть дробные стехиометрические коэффициенты.

• 
  Слайд 32
  

  С термохимических уравнениями можно производить алгебраические действия. Их можно складывать, вычитать, умножать на любые коэффициенты вместе с тепловым эффектом

• 
  Слайд 33

  Закон Гесса

  Тепловой эффект химической реакции определяется лишь начальным и конечным состояниями системы реагирующих веществ и не зависит от пути ее протекания.

• 
  Слайд 34

  Пример. Получение СО2

  1 путь: С + О2 = СО2ΔН1 2 путь: С + 1/2О2 = СОΔН2 СО + 1/2О2 = СО2ΔН3 ΔН1=ΔН2 +ΔН3

• 
  Слайд 35

  Следствие из закона Гесса

  Теплота химической реакции равна разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ. Необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты.

• 
  Слайд 36

  Тепловой эффект реакции

  стандартная энтальпия образования вещества количество вещества

• 
  Слайд 37

  Пример.Рассчитать ΔН0 химической реакции

• 
  Слайд 38

  Пример.Рассчитать ΔН0MgO

• 
  Слайд 39

  Задача

  Вычислите ΔН0SO3 если при сгорании 64г серы выделилось 790 кДж тепла. Решение: S +3/2O2 =SO3 64 г S – 790 кДж 32 г S – Х кДж Х=395 кДж тепла ΔН0SO3= - 395кДж/моль

• 
  Слайд 40
  

  Сколько тепла выделится при взаимодействии 4,48 литров N2 (н.у.) с Н2 , если ΔН0 (NH3)=–46 кДж/моль. Решение: ½N2 +3/2H2 =NH3 11,2 л N2 – – 46 кДж 4,48 л N2 – Х кДж Х=18,4кДж тепла.

• 
  Слайд 41
  

  Возможность и направление протекания химических реакций

• 
  Слайд 42

  Самопроизвольность протекания реакции

  При изучении химических взаимодействий важно оценить возможность или невозможность их самопроизвольного протекания при данных условиях. Самопроизвольно могут протекать как экзотермические, так и эндотермические реакции. Самопроизвольный процесс протекает без затраты энергии извне (смешение газов, передача тепла от горячего к холодному, вода стекает с крыши)

• 
  Слайд 43

  Второй закон термодинамики

  Определяет критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированных системах - энтропию

• 
  Слайд 44

  Энтропия

  это параметр характеризующий хаотичность движения частиц, является мерой молекулярного, атомного и ионного беспорядка.

• 
  Слайд 45

  Параметры состояния вещества

  Параметры макросостояния системы: Р -давление, Т – температура ,V – объем Параметры микросостояния системы: 1.мгновенные координаты каждой молекулы(Хi, Yi, Zi) 2. скорости их перемещения (Vхi, Vyi, Vzi) Каждому макросостоянию отвечает большое число микросостояний.

• 
  Слайд 46

  Термодинамическая вероятность состояния системы (W)

  это число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние

• 
  Слайд 47

  Уравнение Больцмана

  Уравнение Больцмана придало энтропии физический смысл.

• 
  Слайд 48

  Основные положения

  Энтропия- это мера термодинамической вероятности состояния веществ и систем. Любая изолированная система предоставленная самой себе, изменяется в направлении состояния обладающего максимальной вероятностью. Все процессы в изолированной системе происходят в направлении увеличения энтропии.

• 
  Слайд 49

  Изменение энтропии

  ΔS = S2 –S1 если ΔS > 0, то процесс протекает в прямом направлении, если ΔS

• 
  Слайд 50

  Энтропия химической реакции

  стандартная энтропия образования вещества количество вещества

• 
  Слайд 51

  Основные положения

  значения стандартных энтропий приведены в таблице; значение энтропий зависит от агрегатного состояния веществ.

• 
  Слайд 52

  Пример:

• 
  Слайд 53

  Абсолютное значение энтропии

  В отличие от энтальпии и внутренней энергии можно определить абсолютное значение энтропии всех веществ, т.к. для энтропии есть нулевая точка отсчета. Энтропия вещества при Т=0 К равна нулю, вероятность = 1. Данное макросостояние достигается единственным микросостоянием. При фазовых переходах (плавление, кипение) энтропия растет скачкообразно. Если в реакции участвуют газообразные вещества, то об изменении энтропии можно судить по изменению объема газообразных веществ.

• 
  Слайд 54

  Пример

  Сграфит тв. + СО2 = 2СОгазΔS=175,4 1моль 2 моль ΔS>0 твердые и жидкие вещества не учитываются , в данной реакции объем увеличивается, беспорядок системы возрастает ΔS>0.

• 
  Слайд 55
  

  2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) ΔS

• 
  Слайд 56

  Факторы неизолированных систем

  1.Энтальпийный ΔН- отражает стремление системы к образованию связей в результате взаимного притяжения частиц, что приводит к их усложнению. Энергия при этом выделяется и ΔН0. (Стремление системы перейти в состояние с большим беспорядком ΔS>0.)

• 
  Слайд 57

  Энергия Гиббса

  Энтропийный и энтальпийный факторы обычно действуют в противоположных направлениях и общее направление реакции определяется влиянием преобладающего фактора. В неизолированных системах критерием является ΔG –энергия Гиббса, ее рассчитывают при разных температурах.

• 
  Слайд 58

  Уравнение энергии Гиббса

• 
  Слайд 59
  

  Величина и знак ΔG позволяют судить о принципиальной возможности и направлении процесса.

  ΔG0 прямая реакция невозможна и протекает в обратном направлении, ΔG=0 реакция находится в состоянии равновесия, т.е. скорость прямой реакции равна скорости обратной.

• 
  Слайд 60

  Пример

  Fe2O3(тв) +3Н2 (г) =2Fe (тв) +3Н2О(г) ΔНх.р. = 96,61 кДж Возможна ли данная реакция при стандартных условиях, если ΔSх.р. = 138,7Дж/град? Решение: Вычисляем : ΔG= ΔH – T ΔS ΔG= 96,61-298×138,7×10–3 =55,28 кДж, т.к. ΔG>0 ,то реакция при стандартных условиях невозможна, в этих условиях идет обратная реакция.

• 
  Слайд 61
  

  При какой температуре начнется эта реакция? Решение: Найдем температуру при которой ΔG=0? ΔH =T ΔS T = ΔH/ ΔS =96,61/0,1387=696.5K Следовательно при температуре >696,5K начнется реакция восстановления Fe2O3 водородом.

• 
  Слайд 62

  Значение ΔG можно определить приблизительно:

• 
  Слайд 63

  Энергия Гиббса химической реакции

  стандартная энергия Гиббса образования вещества количество вещества

• 
  Слайд 64

  Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG°

  это энергия Гиббса реакции образования одного моля этого соединения находящегося в стандартных условиях, из простых веществ ΔG° простых веществ так же как ΔH°, ΔS°равны нулю Единицы измерения ΔG° - кДж/моль Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG° приведена в справочниках

• 
  Слайд 65

  Устойчивость соединений

  вещество термодинамически устойчиво и может быть получено из простых веществ такие вещества термодинамически неустойчивы, они не могут быть получены из простых веществ

• 
  Слайд 66

  ПРИМЕР

  NO, NO2 , при стандартных условиях их получают косвенным путем: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 +NO + H2O

• 
  Слайд 67

  ВАЖНО!

  Любая реакция при постоянных температуре и давлении протекает самопроизвольно в направлении убыли энергии Гиббса.

• 
  Слайд 68

  Химическое равновесие и константа равновесия

• 
  Слайд 69

  Состояние равновесия

  это такое состояние системы при которой ΔG = 0, а скорость прямой реакции равна скорости обратной: аА + вВ = сС + dD V прямой = V обратной

• 
  Слайд 70

  Константа равновесия

  характеризует количественное состояние равновесия

• 
  Слайд 71

  Расчет константы равновесия

  Для расчета константы равновесия используются равновесные концентрации. Если в реакции все вещества находятся в газообразном состоянии, то вместо равновесных концентраций можно использовать значения парциальных давлений.

• 
  Слайд 72

  Парциальное давление

  это такое давление газа, входящего в смесь, которое он оказывал бы, если бы занимал тот объем, который занимает вся смесь.

• 
  Слайд 73

  ПРИМЕР

• 
  Слайд 74

  Связь Кр и ΔG°

  Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса следующим соотношением: Зная значения ΔG° для химической реакции можно рассчитать константу равновесия и равновесные концентрации.

• 
  Слайд 75

  Смещение равновесия

  При изменении внешних условий меняются равновесные концентрации, происходит смещение равновесия. Направление смещения химического равновесия при изменении внешних условий определяется правилом Ле-Шателье.

• 
  Слайд 76

  Принцип Ле–Шателье

  При внешнем воздействии равновесие смещается в сторону ослабления этого воздействия.

• 
  Слайд 77

  1. Влияние температуры на равновесие химической реакции

  Повышение температуры - смещает равновесие в сторону эндотермической реакции Понижение температуры - смещает равновесие в сторону экзотермической реакции.

• 
  Слайд 78

  2. Влияние давления на равновесие химической реакции

  Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего объема. 3Н2 + N2 → 2NH3 3 1→ 2 Если равные объемы, то давление не влияет на смещение равновесия.

• 
  Слайд 79

  3. Влияние концентрации на равновесие химической реакции

  Повышение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону продуктов реакции. Повышение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону исходных веществ.

• 
  Слайд 80

  4. Влияние катализатора на равновесие химической реакции

  Введение катализатора не влияет на смещение равновесия, но ускоряет процесс достижения равновесия.