Презентация на тему: 4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы

Реклама. Продолжение ниже
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
Второе начало термодинамики
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы
1/29
Средняя оценка: 4.8/5 (всего оценок: 90)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (398 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации

4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой Химическая термодинамика - термодинамика химических процессов. Описывает статистически значимые процессы (большое число частиц или случаев) энергетические эффекты, сопровождающие физические и химические процессы возможность, направления и предел самопроизвольного протекания процессов.

Изображение слайда
1/1
2

Слайд 2

Термодинамическая система  m Окружающая (внешняя) среда Окружающая среда  W>0  W<0  Q>0  Q<0 Передача теплоты -  Q Совершение работы -  W Обмен энергией (  E) системы с окружающей средой в виде: изолированные  m=0;  E=0 з акрытые  m=0;  E  0 открытые  m  0;  E  0 4.1 Термодинамическая система Основные понятия

Изображение слайда
1/1
3

Слайд 3

Гетерогенная (многофазная) Гомогенная (однофазная) фаза 1 фаза 2 граница раздела фаз Фаза : совокупность частей системы с одинаковыми физико- химическими свойствами. Отделена от другой фазы поверхностью раздела (граница раздела фаз) Термодинамическая система. От свойств и состояния её образующих физических.тел:

Изображение слайда
1/1
4

Слайд 4

термодинамические параметры системы : P; T; V;  i j ; С ij ;... Термодинамическое равновесие - постулат параметры – const во времени ( механическое, термическое и химическое равновесия) Т/д функции состояния системы (определяют через т/д параметры ) Внутренняя энергия  U Энтальпия  H Энтропия  S Энергия Гиббса  G Энергия Гельмгольца  A Уравнение состояния (функциональная зависимость параметров равновесной системы, например, идеального газа) P  V =  R  T ур. Менделеева-Клапейрона Состояние системы Совокупность всех физических и химических свойств системы(состояние системы), определяется основными термодинамическими параметрами ( параметрами состояния системы – независимые свойства системы)

Изображение слайда
1/1
5

Слайд 5

Состояние равновесия 1 T 1 ; P 1 ; V 1 ;  i1 Состояние равновесия 2 T 2 ; P 2 ; V 2 ;  i2 самопроизвольный (не требуют внешних затрат энергии) -переход теплоты от нагретого тела к холодному Термодинамический процесс несамопроизвольный (вынужденный) – разделение газовой смеси 4.2 Термодинамический процесс (изменяется хотя бы один из параметров равновесной системы) Внешнее воздействие:  E,  i время - t Термодинамический процесс - (переход) из состояния равновесия 1 в 2 время - 

Изображение слайда
1/1
6

Слайд 6

Термодин.процесс по характеру перехода из состояний равновесия равновесный (обратимый); t - время воздействия, τ - время установления равновесия (релаксаци) τ τ - бесконечная последовательность отдельных состояний равновесия, ( ↔ ) t  неравновесный (необратимый) быстрое изменение к-л параметра по сравнению со временем перехода в сост.равновесия ( → ≠ ← ) t   изо термический - Т = const изо хорический - V = const изо барический - Р = const Термодинамический процесс (при постоянстве одного из т/д параметров – «изо»…)

Изображение слайда
1/1
7

Слайд 7

Равновесный (обратимый)процесс t   Работа W равн =  W 12  =  W 21  Неравновесный (необратимый ) процесс   t  W 12  < W равн  W 21  > W равн V dV T R  dV P dW            2 1 V V V dV T R  W T-const Р V (1) Р 1 V 1 (2) Р 2 V 2 Процесс изотермического расширения идеального газа ( t- время воздействия на систему, τ - время перехода системы в новое сост.равновесия) mg P 1, V 1, T P 2, V 2, T Равновесие(1-2-1) P ∙ V =  ·R·T

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8

 а A +  b B   с C +  d D исходные  продукты реакции вещества(реагенты)  количество исходных веществ уменьшается количество продуктов увеличивается - прямая реакция  количество продуктов уменьшается количество исходных веществ увеличивается- обратная реакция  с C +  d D   а A +  b B Химический процесс – совокупность химических реакций

Изображение слайда
1/1
9

Слайд 9

Теплота (  Q), сообщенная термодинамической системе, идет на увеличение внутренней энергии (  U) системы и на совершение системой работы (  W).  Q =  U +  W  Q = d U +  W  Q = d U + P  d V  U Термодинамическая система T; P; V; С i  Q  W 4.3 Первое начало термодинамики (закон сохранения энергии) - Джеймс Джоуль

Изображение слайда
1/1
10

Слайд 10

Внутренняя энергия в химическом процессе  U - изменение 2-х составл.  Химическая(Е связей)  Тепловая(кинет.Е) U функция состояния системы беск.мал. изменение – полн. дифф-л ( dU ) н к к н U U dU ΔU        0 для кругового процесса полное изменение внутренн. энегии равно нулю dU Величину U характеризует Т. Если Т 2 > Т 1, то U Т2 > U Т1 Термодинамическая шкала температур Т, К > 0 U - - это сумма всех видов энергии ТДС , за исключением кинетической и потенциальной энергии системы в целом . U [ кДж]; [ кДж  моль], [ кДж  кг] Т/Д функции состояния I. Внутренняя энергия U

Изображение слайда
1/1
11

Слайд 11

 Q = dU +  W  W = P  dV V = c ons t ( ∆ V = 0 )  Q V =  U  Q V = dU P = const  Q P =  U+ P   V  Q P = dU + P  dV  Q P = d( U + P  V ) Н = U + P  V – энтальпия  Q P = d Н [ кДж]; [ кДж  моль], [ кДж  кг] II. Энтальпия (теплосодержание системы)  Q = dU + P  dV

Изображение слайда
1/1
12

Слайд 12

 r Н  0 - экзотермические реакции ( +Q )  r Н  0 - эндотермические реакции ( -Q )  процесс необратим при P = const или V= const  только работа расширения  Т-одинакова для реагентов и продуктов реакции - Это количество теплоты при условии  Q Х им ическая р еакция  Q Изохорный т епловой эффект химической реакции -  Q V =  r U Изобарный тепловой эффект химической реакции -  Q P =  r ∆ r Н экзо термические эндо термические Тепловой эффект химической реакции

Изображение слайда
1/1
13

Слайд 13

 r Н , кДж C; O 2 CO 2  r Н 1  r Н 3 CO  r Н 2 1. C + O 2 = CO 2  r Н 1 = -393.51 кДж 2. C + 0.5O 2 = CO  r Н 2 = -110.53 кДж CO + 0.5O 2 = CO 2  r Н 3 = -282.98 кДж  r Н 1 =  r Н 2 +  r Н 3 Закон Гесса «тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути превращения одних веществ в другие (промежуточных стадий)»

Изображение слайда
1/1
14

Слайд 14

4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2 O 3 +  r Н  r Н = -3352.2 [ кДж] Превращение одного моля 2 Al + 3  2 O 2 = 1 Al 2 O 3 +  f Н  f Н = -1676,1 [ кДж  моль ]  f Н - образование одного моля в-ва 1 Al + 3  4 O 2 = 1  2 Al 2 O 3 +  c Н  c Н = -838,05 [ кДж  моль ]  c Н – сгорание одного моля в-ва Термохимические уравнения (включают тепловой эффект реакции )

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15

Стандартные условия : Р 0 = 1,013  10 5 Па Т 0 = 298,15 К С 0 = 1моль/л  r Н 0 298 стандартная энтальпия (тепловой эффект) хим.реакции  f Н 0 298 – Стандартная энтальпия образования веществ: Термохимические расчеты (расчет тепловых эффектов реакций) Стандартная (молярная) энтальпия образования 1. Газообразный водород  f Н 0 298 = 0 кДж/моль. 2. Ртуть жидкость  f Н 0 298 = 0 кДж/моль. 3.Углерод твердый графит  f Н 0 298 = 0 кДж/моль, алмаз  f Н 0 298 = 1,83кДж/моль При сгорании сложных веществ – продукты окисления СО 2, Н 2 О, H - Hal, N 2, Me x O y 1. простые в-ва  f Н 0 298 = 0 кДж/моль 2. сложные в-ва  f Н 0 298 = -  Q Р кДж/моль 1/2 А 2 + 1/2 В 2 = АВ +  f Н 0 298

Изображение слайда
1/1
16

Слайд 16

Следствие из закона Гесса:  r Н 0 298 = (   i  f Н 0 i ) продукты – (   i  f Н 0 i ) исходные вещества Пример. реакция : CH 4 (газ) + CO 2 (газ) = 2 CO (газ) + 2H 2 (газ)  f Н 0 298, кДж/моль –74,85 –393,51 –110,5 0 Расчет теплового эффекта реакции:  r Н 0 298 = [2  (–110,5) + 2  0] – [(–74,85) + (–393,51)] = 247,36 [кДж] Для реакции  а A +  b B =  с C +  d D  r Н 0 298 = (  c  f Н 0 C +  d  f Н 0 D ) – (  a  f Н 0 A +  b  f Н 0 B )

Изображение слайда
1/1
17

Слайд 17

Зависимость теплового эффекта реакции от температуры  m Н 0 [кДж/моль] – энтальпия плавления  v Н 0 [кДж/моль] – энтальпия испарения Если в интервале Т 1 - Т 2 фазовые переходы: плавление Т пл, кипение Т кип c p – молярная изобарная теплоемкость [ Дж/мольК ] č р - const  H Т 2 –  H Т1 = č р  ( T 2 – T 1 ) c p ( Т ) = а + b  Т + c  Т 2 +…

Изображение слайда
1/1
18

Слайд 18

пример - Н 2 О  f H 0 298  f H T Т, К (c p ) лед (c p ) пар (c p ) жидкость 373  v H 273  m H T 2 T 1

Изображение слайда
1/1
19

Слайд 19: Второе начало термодинамики

∆S= δ Q равн /T – энтропия (Рудольф Клаузиус 1850 г.) Под интегралом - функция состояния S 1 2 1 1 2 1 η T T T Q Q Q - = - = 0 2 2 1 1 = - T Q T Q 0 δ δ 2 2 1 1 = - T Q T Q 0 равн = ò T Q d dU =  Q +  W W неравн < W равн  Q неравн   Q равн dU равн = dU неравн dU + p  dV -T  dS  0 - 1-ое начало, dU=dV=0 → TdS≥0 → dS≥0 в изолированной системе самопроизвольно протекают процессы с увеличением энтропии ( dS > 0 ) При равновесии - S максимальна ( dS = 0 )

Изображение слайда
1/1
20

Слайд 20

III. Энтропия и т/д вероятность I II III IV V W 1 = 1 W 2 = 4 W 3 = 6 W 4 = 4 W 5 = 1 I – V варианты распределения по двум по- ловинам (макросостояния системы) W i – число способов (микросостояний) реализации макросостояний Σ W i =16 - всего способов размещения 4-х молекул по двум половинам P =6/16 математическая вероятность W 3 =6 Max W i – термодинамическая вероятность 0 ≤ P ≤ 1 1 ≤ W ≤ ∞

Изображение слайда
1/1
21

Слайд 21

S = k  ln W k = 1,38  10 -23 Дж  К – константа Больцмана ( k = R/ N А ) W – термодинамическая вероятность состояния системы число микросостояний, которым можно реализовать данное макросостояние системы W  1 Энтропия. Уравнение Больцмана Второе начало термодинамики В изолированной системе самопроизвольно идут только процессы в которых реализуется более вероятное состояние системы, т.е. процессы сопровождающиеся увеличением термодинамической вероятности W и следовательно энтропии S. Т.о. в изолированной системе для самопроизвольного процесса Δ S>0

Изображение слайда
1/1
22

Слайд 22

В изолированной системе самопроизвольно будут протекать процессы с увеличением термодинамической вероятности, а состояние равновесия соответствует состоянию с максимальной вероятностью. *Энтропия идеального кристалла при 0 К равна нулю - 3- е начало термодинамики (Постулат Планка), поэтому энтропия любого в e щества абсолютна и положительна 2-е начало т/д описывает системы: число частиц должно быть велико, статистически значимо ( > 10 12 -10 14 ) число частиц – конечно не распространяется на неограниченную( бесконечную ) систему [ W становится неопределенной(бесконечное число состояний) ] Второе начало термодинамики

Изображение слайда
1/1
23

Слайд 23

S [Дж  К] стандартная - S 0 298 [Дж  моль  К] Факторы влияющие на величину энтропии Фазовый переход: Фаза лед жидкая вода водяной пар S 0 298, Дж  моль  К 39,33 69,95 188,72 Состав, структура: O, O 2, O 3 - рост энтропии Химическая реакция:  r S 0 = (  i  S 0 i ) продукты – (  i  S 0 i ) исх. вещества Температура: dS= δ Q/T δ Q=cdT dS=c dT/T

Изображение слайда
1/1
24

Слайд 24

IV. Энергия Гиббса. Направление химического процесса T  dS  dU + p  dV dU + p  dV -T  dS  0 dU + p  dV - T  dS < 0 dU + p  dV - T  dS =0 - самопр. процесс - равновесие Изобарно-изотермический процесс (p–const, Т–const). dU + p  dV - T  dS  0 dH – T  dS = d ( H – T  S ) = d G  0 G  H – T  S - энергия Гиббса [кДж; кДж  моль ] Изохорно-изотермический процесс (V–const, Т–const). dU - T  dS = d ( U – T  S ) = dА  0 A  U – T  S - энергия Гельмгольца [кДж; кДж  моль ]

Изображение слайда
1/1
25

Слайд 25

Энергия Гиббса реакции Стандартная энергия Гиббса (образования) вещества Δ G 0 298  r G 0 298 = (   i  f G 0 i ) продукты – (   i  f G 0 i ) исходные вещества  а A +  b B =  с C +  d D  r G 0 = (  c  f G 0 C +  d  f G 0 D ) – (  a  f G 0 A +  b  f G 0 B )  r G 0 298 = [   i  (  f H 0 i – 298  S 0 i ] продукты –[   i (  f H 0 i – 298  S 0 i ] исходные вещества =  r G 0 298 =  f H 0 i – 298   r S 0 = [(   i  f Н 0 i ) прод. –(   i  f Н 0 i ) исх. в. ]– 298  [(  i  S 0 i ) прод. – (  i  S 0 i ) исх. в. ] =  r G 0 298 =  r H 0 – 298   r S 0

Изображение слайда
1/1
26

Слайд 26

Температурная зависимость  r G  r G(T) =  r H(T) – T  r S(T)  r G(T)   r H 0 – T  r S 0  r G  0 - самопроизвольный процесс  r G(T)   r H 0 – T  r S 0  0 энтальпийный и энтро- пийный факторы Направление протекания химической реакции  r H 0  0  r S 0  0  r S 0  0  r G  0 при любой Т  r G  0 при  r H 0  0  r S 0  0  r S 0  0  r G  0 при  r G  0 при любой Т

Изображение слайда
1/1
27

Слайд 27

Энергия Гиббса реакции в нестандартных условиях реакция  а A +  b B =  с C +  d D  r G 0 = (  c  f G 0 C +  d  f G 0 D ) – (  a  f G 0 A +  b  f G 0 B ) С 0 =1 моль/л С  С 0  r G i =  r G 0 i + R  T  lnC i – безразмерная концентрация – мольная доля; – относительное парциальное давление [атм], p 0 =1,013.10 5 Па С i – [ моль/л ]  r G = (  c  f G 0 C +  d  f G 0 D ) – (  a  f G 0 A +  b  f G 0 B ) + R  T  (  c  lnС C +  d  lnC D –  a  lnC A –  b  lnC B )

Изображение слайда
1/1
28

Слайд 28

4.7 Равновесие Стандартная(термодинамическая) константа равновесия хим.реакции Концентрации - равновесные  r G 0 T + R  T  lnK 0 = 0  r G 0 T =  r Н 0 T – Т  r S 0 T

Изображение слайда
1/1
29

Последний слайд презентации: 4. Термодинамика наука, изучающая превращения (переходы) энергии из одной формы

Сдвиг равновесия Изобара реакции Р -const  r Н 0  0 (экзотермич.реакция) – ln K 0 - убывающая функция  r Н 0  0 (эндотермич.реакция) – ln K 0 - возрастающая функция Изотерма реакции T -const  r G 0 T = – R  T  lnK 0  r G<0  r G>0  r G=0

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже