Презентация на тему: ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
1/49
Средняя оценка: 4.2/5 (всего оценок: 30)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (372 Кб)
1

Первый слайд презентации

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Изображение слайда
2

Слайд 2

Вишняков А.В. Физическая химия для бакалавров / А. В. Вишняков, Н. Ф. Кизим. - Тула: Аквариус, 2014. - 659 с. Курс физической химии В 2 т. / Под ред. Я.И. Герасимова. - 2-е изд., испр. - М.: Химия, 1973. - 623c. Мушкамбаров Н.Н. Физическая и коллоидная химия /М.: ГЕОТАР-МЕД, 2002. – 384 c. Стромберг, А.Г. Физическая химия /А.Г. Стромберг, Д.П. Семченко; под ред. А.Г. Стромберга. - 5-е изд., испр. - М.: Высш. шк., 2003 (1999, 2001). - 527c. Кудряшов И.В. Сборник примеров и задач по физической химии / И.В. Кудряшов, Г.С. Каретников. - 6-е изд., стер. - Москва: АльянС, 2015 (1991). – 526 с. Практикум по физической химии / В.В. Буданов [и др.]; под ред. В.В. Буданова, Н.К. Воробьева. - 5-е изд., испр. - М.: Химия, 1986. - 352c. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред. А.А. Равделя, А.А. Пономаревой. Изд. 8. Л.: Химия. 2003 (1983). ЛИТЕРАТУРА

Изображение слайда
3

Слайд 3

Требования к отчету В отчете необходимо отразить: - название работы; - цель исследования с указанием изучаемых объектов; - схему установки; - характеристику используемых приборов (название, марка, цена деления); - условия эксперимента; - таблицы экспериментальных данных; - примеры расчетов; - графическое изображение экспериментального материала; - окончательные результаты и расчет погрешностей; - математическую обработку полученных результатов; - ответы на унифицированные вопросы к защите отчета.

Изображение слайда
4

Слайд 4

Требования к графическому материалу - графики должны быть представлены только на миллиметровой бумаге; - масштаб необходимо выбирать рационально, так, чтобы было использовано не менее ¾ поля графика; - на графике должны быть нанесены все экспериментально полученные точки; - вид полученной кривой (прямой) должен соответствовать теоретическому уравнению; - линейные зависимости обрабатываются методом наименьших квадратов.

Изображение слайда
5

Слайд 5

1) К какому разделу курса физической химии относится данная работа? 2) Какова цель работы? 3) Какой закон лежит в основе работы? Его математическое выражение. 4) Почему данная система является объектом исследования? 5) Какова сущность метода исследования? 6) На каком приборе проводятся исследования? 7) Какие свойства системы определяются экспериментально? 8 ) По какой формуле производится расчет? 9) Можно ли данную задачу решить другим методом? Каким? 10) Можно ли данным методом решить другую задачу? Какую? 11) Какими справочными данными Вы пользовались? Укажите источник. 12) Какова точность измерения? 13) Какова погрешность результата (относительная ошибка)? Унифицированные вопросы

Изображение слайда
6

Слайд 6

ТЕРМОДИНАМИКА И ТЕРМОХИМИЯ

Изображение слайда
7

Слайд 7

Различают: общую, техническую, химическую термодинамику. Общая термодинамика рассматривает фундаментальные основы науки и их приложение преимущественно к физическим явлениям. В технической термодинамике излагаются основные законы применительно к взаимному превращению теплоты и работы.

Изображение слайда
8

Слайд 8

Химическая термодинамика позволяет : рассчитать тепловой эффект процесса, на базе которого можно определить тепловой баланс технологического цикла, а затем и всего производства; определить возможность, направление и полноту протекания самопроизвольных процессов и условия равновесия; рассмотреть оптимальные условия проведения процесса и его изменения в зависимости от внешний условий, главным образом от температуры и давления.

Изображение слайда
9

Слайд 9

Основные понятия и определения Термодинамической системой называется тело или группа тел, находящихся во взаимодействии между собой и обособленных от окружающей среды реальной или воображаемой оболочкой (границей). Классификация систем: открытые, в которых существует обмен энергией и веществом с окружающей средой; закрытые, в которых существует обмен энергией с окружением, но нет обмена веществом; изолированные, в которых нет обмена с окружением ни энергией, ни веществом.

Изображение слайда
10

Слайд 10

Классификация систем : гомогенная – каждый параметр системы имеет во всех ее точках одно и тоже значение или непрерывно меняется от точки к точки, т.е. свойства во всех частях системы одинаковые или непрерывно изменяющиеся; гетерогенная – состоит из нескольких гомогенных систем между которыми есть граница раздела фаз. При этом некоторые свойства системы меняются скачком.

Изображение слайда
11

Слайд 11

Экстенсивные параметры зависят от общего количества вещества в системе. К ним относятся: объем, масса, число молей n компонентов системы и др. Интенсивные параметры не зависят от количества вещества в системе; к ним относятся температура, давление, мольная доля i- го компонента системы и др. Значения интенсивных параметров определяются в каждой точке системы: они могут быть одинаковыми во всей системе или изменяться от точки к точке в пределах одной системы.

Изображение слайда
12

Слайд 12

Параметры, которые выбираются в качестве независимых переменных и которые определяют состояние системы, называют параметрами состояния системы. Функция, зависящая от параметров состояния системы называется функцией состояния. Уравнение состояния: К функциям состояния относятся: внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S, изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса) G изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия Гельмгольца) F.

Изображение слайда
13

Слайд 13

Свойства функции состояния: бесконечно малое изменение функции f является полным дифференциалом (обозначается df ) изменение функции состояния не зависит от пути протекания процесса, а зависит от начального и конечного состояний в результате любого циклического процесса функция состояния не изменяется

Изображение слайда
14

Слайд 14

Функции процесса, значение которых зависит от пути, по которому происходит изменение системы. К ним относятся: т еплота работа Теплота – передача энергии за счет хаотического движения молекул от одной системы к другой. Работа – передача энергии за счет направленного движения молекул от системы к системе.

Изображение слайда
15

Слайд 15

бесконечно малое изменение функции процесса описывается бесконечно малым приращением (обозначается δ); Свойства функции процесса: бесконечно малое изменение функции процесса зависит от пути протекания процесса: в результате любого циклического процесса происходит изменение функция процесса

Изображение слайда
16

Слайд 16

О братимые, необратимые. Равновесные, неравновесные процессы. Равновесным называется такое состояние системы, когда свойство системы не может самопроизвольно меняться во времени и остается постоянным в любой точке фазового объема. P - V диаграмма состояния идеального газа

Изображение слайда
17

Слайд 17

Процессы, при протекании которых происходят только бесконечно малые отклонения свойств системы от состояния равновесия, называются равновесными. Равновесные процессы могут быть: Обратимыми, Необратимыми. Обратимые, когда переход системы из одного состояния в другое может происходить по одному и тому же пути, и после возвращения в исходное состояние в окружающей среде не остается макроскопических изменений; Н еобратимые, или неравновесные, когда параметры изменяются с конечной скоростью, нарушающей условия для обратимых процессов.

Изображение слайда
18

Слайд 18

Теплота и работа , ,

Изображение слайда
19

Слайд 19

Теплоемкость Теплота может переходить в систему при нагревании. Различают истинную и среднюю мольные теплоемкости. Истинная теплоемкость: Средняя мольная теплоемкость численно равна количеству теплоты, которое надо сообщить одному молю вещества, чтобы нагреть его на 1 К:

Изображение слайда
20

Слайд 20

Истинная и средняя теплоемкости связаны между собой:

Изображение слайда
21

Слайд 21

Теплоемкость можно связать с изменением внутренней энергии и энтальпии следующими уравнениями: Теплоемкость зависит от температур по степенному ряду:

Изображение слайда
22

Слайд 22

Первый закон термодинамики Первый закон (первое начало) термодинамики – есть выражение закона сохранения энергии. разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных соотношениях; в любой изолированной системе запас внутренней энергии остается постоянным; невозможно получить работу без затраты энергии; теплота, сообщаемая системе, идет на приращение внутренней энергии и на работу, совершаемую системой.

Изображение слайда
23

Слайд 23

δq = dU + δ A q = ΔU + A dU = δq - δ A Изменение внутренней энергии системы является следствием передачи теплоты и совершения работы.

Изображение слайда
24

Слайд 24

Теплота и работа в различных условиях протекания процесса Изохорный процесс ( V = const ), тогда dV = 0 и уравнение I начала термодинамики принимает вид: δQ = dU

Изображение слайда
25

Слайд 25

Изобарный процесс (Р = const ), тогда: = Между изобарным и изохорным тепловыми эффектами существует связь, выраженная уравнением:

Изображение слайда
26

Слайд 26

Между изобарной и изохорной теплоемкостями существует взаимосвязь, выраженная уравнением: Изотермический процесс (Т = const ): dU =0, так как в случае идеального газа внутренняя энергия зависит только от температуры, тогда:

Изображение слайда
27

Слайд 27

Адиабатный процесс ( Q= const ): Если С V = const : Если С V ≠ const :

Изображение слайда
28

Слайд 28

1 – изохора 2 – изотерма 3- изобара 4 - адиабата

Изображение слайда
29

Слайд 29

Тепловые эффекты Любая химическая реакция сопровождается поглощением или выделением теплоты – тепловым эффектом. Тепловой эффект – это теплота процесса, совершенного либо при постоянном давлении (Δ H ), при условии, что единственной возможной работой является работа против сил внешнего давления, либо при постоянном объеме (Δ U ). Определить тепловой эффект реакции можно по закону Гесса : при постоянном давлении или объеме тепловой эффект химической реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути протекания процесса.

Изображение слайда
30

Слайд 30

Из закона Гесса вытекают следствия: Следствие 1. Стандартная энтальпия химической реакции равна разности стандартных энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов: Стандартной энтальпией (теплотой) образования вещества при заданной температуре называют энтальпию реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ, находящихся в термодинамически устойчивом состоянии.

Изображение слайда
31

Слайд 31

Следствие 2. Стандартная энтальпия химической реакции равна разности энтальпий сгорания реагентов и продуктов реакции с учетом их стехиометрических коэффициентов: Стандартной энтальпией сгорания вещества называют энтальпию реакции полного окисления одного моля вещества до образования высших оксидов элементов или соединений этих элементов.

Изображение слайда
32

Слайд 32

Зависимость тепловых эффектов от температуры ( закон Кирхгофа) Для вычисления теплового эффекта реакции при заданной температуре Т необходимо проинтегрировать уравнение Кирхгофа:

Изображение слайда
33

Слайд 33

В результате интегрирования получают: При условии, если

Изображение слайда
34

Слайд 34

Если в интервале температур (Т – 298) или (298 – Т) происходят фазовые превращения то - теплота фазового перехода (кристаллизации, плавления, испарения, аллотропного превращения). При отсутствии экспериментальных данных для оценки теплоемкости можно использовать правило Дюлонга- Пти, согласно которому теплоемкость твердых соединений С V приблизительно равна сумме атомных теплоемкостей; при этом принимают, что для простых веществ они одинаковы и равны

Изображение слайда
35

Слайд 35

Для многих соединений выполняется приблизительное правило Неймана- Коппа (правило аддитивности ) – теплоемкость С р сложного вещества равна сумме теплоемкостей образующих соединение простых веществ. Мольные теплоемкости органических жидкостей рассчитывают суммированием атомно-групповых составляющих (инкрементов) теплоемкостей.

Изображение слайда
36

Слайд 36

Второй закон термодинамики. Второй закон термодинамики устанавливает критерий направленности термодинамических процессов. Существует много формулировок II начала термодинамики: в ечный двигатель 2-го рода не существует. энергия Вселенной постоянна, а её энтропия возрастает. теплота наиболее холодного из участвующих в процессе тел не может служить источником работы (постулат Томсона). теплота сама собой не может переходить от холодного тела к горячему (постулат Клаузиуса ). за счет любого самопроизвольного процесса можно получить работу; любой самопроизвольный процесс протекает в направлении, при котором система переходит из менее вероятного состояния в более вероятное.

Изображение слайда
37

Слайд 37

Существует функция состояния – энтропия S, изменение которой связано с поглощаемой системой теплотой и температурой в соответствии с уравнением: знак «равно» относится к равновесным ( термодинамически обратимым процессам), а знак «больше» - к неравновесным (необратимым) процессам. Для изолированных систем второй закон утверждает: т.е. энтропия изолированных систем в необратимых процессах может только возрастать, а в состоянии термодинамического равновесия она достигает максимума.

Изображение слайда
38

Слайд 38

1) Изолированная система: δ Q =0 → dS > 0 - процесс протекает самопроизвольно и необратимо dS < 0 - процесс и в изолированной системе не возможен dS = 0 - состояние термодинамического равновесия, энтропия достигает максимальной величины и постоянна

Изображение слайда
39

Слайд 39

2) Неизолированная система: - система поглощает тепло из окр. среды, энтропия системы возрастает - система отдает тепло в окр. среду, энтропия системы уменьшается Энтропия неизолированной системы может возрастать за счет уменьшения энтропии окружающей среды, поэтому знак изменения энтропии самой системы не является критерием самопроизвольности процесса. - можно говорить только о знаке изменения суммарной энтропии ТДС и окр. среды, которые не равны по величине и противоположны по знаку.

Изображение слайда
40

Слайд 40

Второй закон термодинамики носит статистический характер. Не абсолютный закон природы, применим только к макроскопическим системам, т.е. к системам, подчиняющимся законам статистики. Для ТДС с малым числом частиц теряют смысл такие параметры состояния как Р и Т, исчезает различие между теплотой и работой. Энтропия – мера беспорядка. Для ТДС с малым числом частиц понятие «беспорядок» не имеет смысла.

Изображение слайда
41

Слайд 41

Второй закон термодинамики - вероятностный закон. Рост энтропии = рост беспорядка! В результате необратимого самопроизвольного процесса система переходит от порядка к беспорядку, из менее вероятного состояния в более вероятное, что сопровождается ростом энтропии ТДС. Энтропия характеризует вероятность реализации данного состояния системы. S = KlnW - формула Больцмана

Изображение слайда
42

Слайд 42

S = KlnW W – термодинамическая вероятность (число способов, которыми можно осуществить данное состояние системы) ; K = R/N A – постоянная Больцмана. W = W 1 • W 2 • W 3 • … • W i - мультипликативная и безразмерная ( W ≥ 1 ) S = Σ KlnW i = Σ S i - величина аддитивная, Дж/(моль • К)

Изображение слайда
43

Слайд 43

Термодинамические расчеты изменения энтропии основаны на свойствах частных производных энтропии по термодинамическим параметрам: Изменение энтропии при нагревании (охлаждении) от Т 1 до Т 2 при постоянном давлении или объеме определяют по уравнениям: Расчет изменения энтропии в различных процессах

Изображение слайда
44

Слайд 44

Изображение слайда
45

Слайд 45

2) V= const 3) P= const а) С V = const а) С Р = const

Изображение слайда
46

Слайд 46

б) С V, С Р = f (T), C = a + bT + cT 2 + c  T -2 то есть теплоемкость зависит от температуры, то в уравнении для расчета энтропии вместо С Р необходимо подставить степенной ряд зависимости теплоемкости от температуры:

Изображение слайда
47

Слайд 47

Если вещество испытывает фазовое превращение, то изменение энтропии при фазовом переходе вычисляется по уравнению: Если при нагревании или охлаждении вещество испытывает несколько фазовых превращений, то расчет изменения энтропии проводят по уравнению:

Изображение слайда
48

Слайд 48

Расчет изменения энтропии в химической реакции

Изображение слайда
49

Последний слайд презентации: ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Объединенное уравнение I и II начал термодинамики:

Изображение слайда