Презентация: Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ

Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ 1. Основні поняття хімічної термодинаміки Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ 2. Енергія та її види. Перший закон термодинаміки Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ 3. Термохімія, закони термохімії Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Наслідки з закону Гесса Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ 4. Другий закон термодинаміки Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ 5. Ентропія. Енергія Гіббса і енергія Гельмгольца. Напрямок перебігу хімічних реакцій. Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ
1/27
Средняя оценка: 4.6/5 (всего оценок: 7)
Скачать (139 Кб)
Код скопирован в буфер обмена
1

Первый слайд презентации

Лекція № 5 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА І ТЕРМОХІМІЯ

2

Слайд 2

План Основні поняття хімічної термодинаміки. Енергія та її види. Перший закон термодинаміки. Термохімія, закони термохімії. Другий закон термодинаміки. Ентропія. Енергія Гіббса і енергія Гельмгольца. Напрямок перебігу хімічних реакцій.

3

Слайд 3: 1. Основні поняття хімічної термодинаміки

1) Хімічна термодинаміка – розділ фізичної хімії, який вивчає взаємне перетворення енергії в ході хімічних реакцій, енергетичні ефекти хімічних реакцій, а також визначає принципову можливість, глибину та напрямок довільного перебігу хімічних процесів у конкретних умовах. Тісний взаємозв ’ язок між перетворенням одних видів матерії в інші та енергетичними ефектами, що їх супроводжують, характерний для всіх процесів у природі, в т.ч. в живих організмах.

4

Слайд 4

Переваги термодинамічного методу: можливість розглядати процеси без урахування механізму взаємодії між частинками; можливість передбачити напрямок довільного перебігу процесу в конкретних умовах; можливість підібрати умови проведення реакції з метою одержання максимального виходу. Недоліки термодинамічного методу: метод не дає інформації про швидкість процесу; метод не дає уявлення про механізм реакції; термодинамічний метод може бути застосований тільки для макросистем (з великою кількістю частинок).

5

Слайд 5

2) Термодинамічна система і оточуюче середовище Термодинамічна система - досліджуваний об ’ єкт (або сукупність вибраних взаємодіючих об ’ єктів), відокремлений від інших об ’ єктів реальною або уявною границею (оболонкою). Об ’ єкти, від яких відокремлена система (ті, що знаходяться поза оболонкою) називають оточуючим або зовнішнім середовищем.

6

Слайд 6

Класифікація термодинамічних систем а) за складом Фаза – частина системи, що має певні фізичні і хімічні властивості й відокремлена від інших частин системи реальною границею, при переході через яку властивості змінюються. Термодинамічна система Гомогенна (однофазна) Гетерогенна (багатофазна)

7

Слайд 7

б) за обміном із зовнішнім середовищем Термодинамічна система Відкрита Закрита Замкнена (ізольована) )

8

Слайд 8

Відкриті системи – обмінюються з оточуючим середовищем і речовиною, і енергією. Закриті – обмінюються з оточуючим середовищем енергією і не обмінюються речовиною. Замкнені (ізольовані) – не обмінюються з оточуючим середовищем ані речовиною, ані енергією.

9

Слайд 9

3) Параметри стану системи Величини, які характеризують фізичні і хімічні властивості системи і визначають її стан, називають параметрами стану системи (тиск, об ’ єм, маса, температура, внутрішня енергія, ентропія тощо). Параметри стану Екстенсивні Інтенсивні

10

Слайд 10

Екстенсивні параметри – ті, що залежать від розмірів системи. Для них характерна адитивність (об ’ єм, маса, внутрішня енергія тощо). Інтенсивні параметри – ті, що не залежать від розмірів системи. Для них характерне вирівнювання (усереднення) (тиск, температура, ентропія тощо).

11

Слайд 11: 2. Енергія та її види. Перший закон термодинаміки

Енергія – загальна якісна міра руху і взаємодії всіх видів матерії. Її можна визначити як механічний еквівалент всієї тієї роботи, яку може здійснити система. Енергія системи Кінетична (енергія руху) Потенціальна (енергія положення та взаємодій)

12

Слайд 12

Повна енергія системи = (кінетична + потенціальна) енергія системи як одного цілого + внутрішня енергія : Е сист. = (Е кін. +Е пот. ) сист. + U Внутрішня енергія системи – це сукупність усіх видів енергії, присутніх у самій системі, яка складається з кінетичної енергії руху всіх частинок, що входять до складу системи, та потенціальної енергії всіх їх взаємодій. Внутрішня енергія системи залежить від маси системи, її об ’ єму, температури, природи тощо. Виміряти можна тільки зміну внутрішньої енергії Δ U.

13

Слайд 13

Формулювання І закону термодинаміки: В ізольованій системі сума всіх видів енергії залишається незмінною незалежно від того, які процеси в цій системі відбуваються. Різні форми енергії переходять одна в одну в строго еквівалентних співвідношеннях, при цьому енергія додатково не виникає і не зникає. Вічний двигун першого роду, тобто періодично діюча машина, що дає роботу, не витрачаючи енергію, неможливий. Тепло, надане системі, йде на зміну її внутрішньої енергії і на виконання системою роботи:

14

Слайд 14

Робота розширення – робота, яку виконує система проти сил зовнішнього тиску по зміні свого об ’ єму. Робота розширення – найважливіша і така, що зустрічається найчастіше серед різних видів роботи, які можливі під час хімічної реакції. Роботу розширення обчислюють за формулами:

15

Слайд 15

Н – ентальпія, Ентальпія – функція стану системи, яку можна розглядати як внутрішню енергію такої системи, що здійснює роботу розширення при сталому тиску. Н = U + р ·V

16

Слайд 16: 3. Термохімія, закони термохімії

Термохімія – розділ хімічної термодинаміки, який вивчає теплові ефекти хімічних реакцій. Кількість тепла, яка поглинається або виділяється в ході хімічної реакції, називається тепловим ефектом хімічної реакції. (Тепловий ефект реакції визначають в умовах, коли в системі відсутні всі інші види роботи, крім роботи розширення, а продукти реакції приведені до тієї ж температури і того ж тиску, що і початкові (вихідні) речовини).

17

Слайд 17

Реакції, що відбуваються з поглинанням тепла, називають ендотермічними (для них q<0), а реакції, що відбуваються з виділенням тепла – екзотермічними (q>0). Тепловий ефект реакції, визначений в ізохорному процесі, дорівнює зміні внутрішньої енергії системи, а тепловий ефект реакції, визначений в ізобарному процесі, – зміні ентальпії системи, взятим з протилежним знаком: Для ендотермічних реакцій Для екзотермічних -

18

Слайд 18

Реакції, в яких зазначений тепловий ефект, називають термохімічними. Їх можна записувати у різний спосіб, наприклад: аА + bB = cC + dD +q, або ж aA + bB = cC + dD; Δ H<0. З термохімічними рівняннями реакцій можна здійснювати звичайні математичні дії.

19

Слайд 19

Закон Гесса (основний закон термохімії): Тепловий ефект хімічної реакції не залежить від шляху її перебігу і проміжних стадій, а визначається лише станом кінцевих і вихідних речовин. ПрР 3 ПрР 2 ВР ПР ПрР 1 1 2 3 4 5 6

20

Слайд 20: Наслідки з закону Гесса

Тепловий ефект реакції розкладу складної речовини на більш прості дорівнює тепловому ефекту реакції утворення цієї складної речовини з даних більш простих, взятому з протилежним знаком. Якщо дві реакції відбуваються з одного і того самого початкового стану у різні кінцеві, то різниця їх теплових ефектів є тепловий ефект переходу від одного кінцевого стану до іншого. Якщо дві реакції відбуваються з різних початкових станів в один і той самий кінцевий, то різниця їх теплових ефектів є тепловий ефект переходу від одного початкового стану до іншого.

21

Слайд 21

4. Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум стандартних ентальпій утворення продуктів реакції і вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів. 5. Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум стандартних ентальпій згорання вихідних речовин і продуктів реакції з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів.

22

Слайд 22: 4. Другий закон термодинаміки

Процес Довільний Недовільний Довільні (самочинні) процеси – такі процеси, що відбуваються в системі самі по собі, без підведення до системи енергії ззовні. В ході довільного процесу за рахунок частини своєї внутрішньої енергії система може здійснювати роботу. Недовільні (несамочинні) процеси – такі, що для свого перебігу вимагають постійного підведення енергії.

23

Слайд 23

Формулювання: Тепло не може довільно переходити від менш нагрітого тіла до більш нагрітого. Неможливо створити вічний двигун ІІ роду, тобто таку машину, яка б постійно виконувала роботу за рахунок охолодження. Всі види енергії можуть переходити в теплову енергію, але теплова енергія в інші види енергії ніколи повністю не переходить. Процеси в природі спрямовані таким чином, що система довільно переходить із стану менш імовірного у стан більш імовірний.

24

Слайд 24: 5. Ентропія. Енергія Гіббса і енергія Гельмгольца. Напрямок перебігу хімічних реакцій.

Ентропія - це міра переходу енергії в таку форму, з якої вона не може перетворюватися в інші форми (міра “знеціненого тепла”) (енергетична суть ентропії). Ентропія – міра невпорядкованості системи (чим більша невпорядкованість системи, тим більша її ентропія) (статистична суть ентропії). або

25

Слайд 25

Енергія Гельмгольца (вільна енергія Гельмгольца, ізохорно-ізотермічний потенціал) – частина внутрішньої енергії системи, що за певних умов може бути перетворена у роботу:

26

Слайд 26

Енергія Гіббса (вільна енергія Гіббса, ізобарно-ізотермічний потенціал) – частина ентальпії системи, що за певних умов може бути перетворена у роботу: Взаємозв ’ язок між G i F:

27

Последний слайд презентации

Ентропія, енергія Гельмгольца та енергія Гіббса – термодинамічні функції, що дозволяють оцінювати напрям і межу довільного перебігу процесу. Критерій довільності процесів: Для ізольованої системи довільно відбуваються процеси, для яких Процес йде до досягнення ентропією максимального значення. Для неізольованих систем довільно відбуваються процеси, для яких або

Похожие презентации

Ничего не найдено