Содержание
-
Энергетика химических процессов
-
3.Определить степень превращения и условия равновесного состояния термодинамических систем. химическая термодинамика позволяет 1.Определить тепловой эффект химических и физико-химических процессов. 2.Определить возможность и критерии самопроизвольногопротекания физических и физико-химических процессов.
-
Основные понятия
Теплота – проявление кинетической энергии, связанное с движением атомов и молекул; Термодинамическая система (ТС) – отдельное тело или группа тел, состоящих из множества частиц, которые находятся во взаимодействии и обособлены от окружающей среды реальной или воображаемой оболочкой. Открытая ТС Обменивается с окружающей средой теплотой и работой Изолированная ТС Не происходит обмена с окружающей средой теплотой и работой
-
Параметры состояния: состав системы (характеризуемый одним или несколькими параметрами), температура, давление, объем. Функции состояния - функции, изменения которых зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от пути перехода. Это Uвнутренняя энергия, H энтальпия, S энтропия, G энергия Гиббса Функции процесса – функции, зависящие от промежуточных значений. Это работа A, теплота Q
-
ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ
Если к системе подводится теплота Q, то в общем случае, она расходуется на изменение внутренней энергии ∆Uи на совершение работы А Q = ∆U + А В любой изолированной системе запас энергии постоянен, т.е. внутренняя энергия является функцией состояния
-
Внутренняя энергия U химической системы
Кинетическая составляющая – энергия движения на атомно-молекулярном уровне (движение молекул, колебания атомов, вращение электронов в атомах и т.д.) Потенциальная составляющая - энергия, заключенная в ядрах, энергия химических и межмолекулярных связей, энергия взаимного расположения атомов, ионов, молекул друг относительно друга в веществе, а также элементарных частиц в ядре.
-
Применение первого закона термодинамики Q = ∆U + А к различным процессам. Изохорные процессы.V = const,∆V = 0 А = р·∆V Т.к. ∆V = 0, то и А=0. Тогда QV - изохорный тепловой эффект реакции QV= ∆U
-
Изобарные процессы.р =const, ∆р=0, QР = U2 – U1 + р(V2 – V1);QР = U2 – U1 + рV2 – рV1 QР = (U2 + р·V2) – (U1 + р·V1) Н- энтальпия Н=U + р·V; QР = Н2 – Н1 = ∆Н QР=∆U+р·∆V QР = ∆Н QР - тепловой эффект изобарного процесса (P = const). называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса
-
энтальпия (Н=U + р·V)
ЭнтальпияHявляетя энергетическим фактором и отражает изменение энергии взаимодействия между молекулами *Изменение энтальпии ΔH характеризует тепловой эффект реакции: экзотермический процесс- выделениетеплотыΔH 0 Стандартная теплота образования является характеристикой реакционной способности и устойчивости вещества: чем отрицательнее значение , тем более устойчиво вещество
-
Энтальпия образования простых веществ и катиона водорода в водном растворе принята равной нулю Стандартная энтальпия образования –тепловой эффект реакции образования одного моль вещества из простых веществ, взятых в устойчивых состояниях при стандартных условиях. стандартные условия давление P = 101,325 кПа температура T = 298 K Концентрация С=1 моль\л
-
ТЕРМОХИМИЯ- Тепловой эффект реакции -количество выделенного или поглощенного тепла при необратимом протекании хим.р-ции(Р илиV const),а единственной работой является работа расширения Стандартные условия: Р= 1атм(101,3 кПа); Т=298 К(25 оC); n=1моль, С=1 моль/л A=р·∆V
-
Термохимические (термодинамические) уравнения – уравненияхимимческих реакций с указанием агрегатных состояний реагентов и теплового эффекта реакции с термохимическими и термодинамическими уравнениями можно призводить любые алгебраические действия, т. е. складывать и вычитать их, умножать и делить на общий множитель, переписывать с соблюдением правила знаков и т.д. при условии, что термодинамические функции относятся к одинаковым условиям. Н2 (г) + ½ О2(г) →Н2О(ж); ∆Н = - 286 кДж, ∆Н – термодинамический тепловой эффект
-
Закон Гесса
Тепловой эффект процесса (при постоянном давлении или объеме) не зависит от пути от пути процесса, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы. 1 3 2 4 5
-
Законы термохимии
Закон Лавуазье-Лапласса(1780 г.) Закон Гесса (1840 г.) Следствия из закона Гесса В основе термохимических расчетов лежат Закон Лавуазье-Лапласса Энтальпия реакции образования вещества равна энтальпии реакции разложения его до исходных веществ с обратным знаком.
-
Следствия из закона Гесса
Тепловой эффект реакции равен разности сумм энтальпий образования продуктов и исходных веществ реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов. Расчет тепловых эффектов реакций электролитовнеобходимо производить для ионной формы реакции
-
Энтропия
Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы В изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0 второй закон термодинамики
-
Термодинамическая вероятность W – число микросостояний, характеризующих данное макросостояние системы Энтропия S[Дж/моль∙К]- Энтропия идеального кристалла (W = 1) при абсолютном нуле равна нулю постулат Планка W- термодинамическая вероятность; S– энтропия; R= 8,31 Дж/моль∙К;
-
энтропия зависит от
агрегатного состояния вещества. Энтропия увеличивается при переходе от твердого к жидкому и особенно к газообразному состоянию (вода, лед, пар). изотопного состава (H2O и D2O). молекулярной массы однотипных соединений (CH4, C2H6, н-C4H10). кристаллической структуры (аллотропии) – алмаз, графит.
-
Зависимость энтропии от температуры
-
Энергия Гиббса
ΔG 0 термодинамически запрещен процесс Знак ΔG определяет направление реального процесса изобарно-изотермический потенциал или свободная энергия Гиббса (G, кДж/моль):
-
обратимый процесс необратимый процесс
-
в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор) ΔH = ΔG + T ΔS Энергия Гиббса, представляющая собой убыль изобарного (P = const) потенциала, равна максимальной полезной работе. Уменьшаясь с течением химического процесса, ΔG достигает минимума в момент равновесия (ΔG = 0) энтальпия реакции включает свободную энергию Гиббса и «несвободную» энергию ΔS · T. энтропийныйфактор T ΔS представляет ту часть энергии системы, которая при данной температуре не может быть превращена в работу. Эта связанная энергия способна лишь рассеиваться в окружающую среду в виде тепла (рост хаотичности системы).
-
Реакция возможна, если она сопровождается уменьшением изобарного потенциала; При комнатной температуре, когда значение T невелико, значение TΔS также невелико, и обычно изменение энтальпии больше TΔS. Большинство реакций, протекающих при комнатной температуре самопроизвольно, экзотермичны. ΔH 0, ΔS > 0 знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS
-
Если ΔH 0, то всегда ΔG 0 и ΔS 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях В остальных случаях (ΔH 0, ΔS > 0) знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS.
-
Стандартная энергия Гиббса образования вещества ΔG0обр.,298 (кДж/моль)
- это изменение энергии Гиббса реакции образования одного моля вещества из простых веществ в их устойчивой модификации и агрегатном состоянии при стандартных условиях. Если табличные значения ΔG0обр, 298 0, то вещество неустойчиво и его нельзя получить напрямую из простых веществ, а можно получить только косвенным способом. Н2O (г)H2S(г)H2Se(г) ΔG0обр, 298- 228,45 -33,1 73,6 (устойчиво ) (не устойчиво)
-
условия некоторых возможных процессов
-
Расчет свободной энергии Гиббса (∆Gо) в химических реакциях ∆Gо298 обр. - стандартная из справочника 1) ∆Gореакции = ∑∆Gообр.продуктов - ∑∆Gообр.исх. в-в. с учетом стехиометрических коэффициентов. 2) ∆Gореакции = ∆Нореакции - T∆Sореакции ∆G0,обратная реакция. ∆G=0,равновесие.
-
фазовые переходы и реакции термического разложнения могут быть осуществлены при
Нет комментариев для данной презентации
Помогите другим пользователям — будьте первым, кто поделится своим мнением об этой презентации.