Презентация на тему: Система

Реклама. Продолжение ниже
Система
Функции состояния системы
Процессы
Внутренняя энергия ( U)
Работа (А)
Первый закон термодинамики
Тепловой эффект реакции
Тепловой эффект реакции
Стандартная энтальпия образования
Термохимические уравнения
Закон Гесса
Применение закона Гесса
Следствие из закона Гесса
Термохимические расчеты
Энтропия
Изменение энтропии в химических реакциях
Третье начало термодинамики
Самопроизвольные процессы
Второй закон термодинамики
Энергия Гиббса (р, Т = const)
II закон т.д. для химических процессов
Изменение энергии Гиббса
1/22
Средняя оценка: 4.1/5 (всего оценок: 37)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (225 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации: Система

Термодинамическая система – объект исследования, выделенный из окружающей среды реально существующими или воображаемыми поверхностями (границами) СИСТЕМА Мир / "среда" Открытая система Энергия Вещества Закрытая система Энергия Вещества Изолированная система Энергия Вещества

Изображение слайда
1/1
2

Слайд 2: Функции состояния системы

функция состояния системы – такой параметр, значение которого зависит только от начального и конечного состояния системы, но не зависит от пути процесса E – полная энергия системы U – внутренняя энергия H - энтальпия S - энтропия G – свободная энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) F – свободная энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал)

Изображение слайда
1/1
3

Слайд 3: Процессы

изотермический (T = const) изобарический ( p = const) изохорный ( V = const) изобарно-изотермический ( p, T = const) изохорно-изотермический ( V, T = const) адиабатический ( отсутствует теплообмен) Процесс – переход системы из одного состояния в другое

Изображение слайда
1/1
4

Слайд 4: Внутренняя энергия ( U)

Кинетическая энергия движения частиц Потенциальная энергия взаимодействия частиц поступательное колебательное вращательное межмолекулярное взаимодействие ядер и электронов химическая связь внутриядерное взаимодействие Два способа передачи энергии: передача теплоты и совершение работы

Изображение слайда
1/1
5

Слайд 5: Работа (А)

Работа – "макрофизический" способ передачи энергии путем упорядоченного движения частиц Работа не является свойством системы Величина работы зависит от пути перехода из начального состояния в конечное:

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
6

Слайд 6: Первый закон термодинамики

Количество теплоты, полученное системой, идет на изменение внутренней энергии системы и на совершение работы над внешними телами Q > 0 A > 0  U система

Изображение слайда
1/1
7

Слайд 7: Тепловой эффект реакции

теплота, выделяющаяся или поглощающаяся при химической реакции

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8: Тепловой эффект реакции

Эндотермическая реакция Экзотермическая реакция

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
9

Слайд 9: Стандартная энтальпия образования

Теплота образования ( formation ) – тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых веществ, устойчивых в указанных условиях

Изображение слайда
1/1
10

Слайд 10: Термохимические уравнения

химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции H T – дельта аш стандартное при Т (К) Стандартные условия : устойчивая модификация вещ-ва р = 1атм. = 101325 Па Т любая, обычно 298,15 К (25  С)

Изображение слайда
1/1
11

Слайд 11: Закон Гесса

Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояний веществ и не зависит от пути реакции А + В = C + Д А + В С + Д Δ Н 1 Δ Н 2 Δ Н 3 Δ Н 4 Δ Н 5 Δ Н 6 Δ Н n Δ Н 1 = Δ Н 2 + Δ Н 3 + Δ Н 4 + Δ Н 5 = Δ Н 6 + … + Δ Н n

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
12

Слайд 12: Применение закона Гесса

(1) С(графит) + О 2 (г) = СО 2 (г); Δ Н  1 = -393,5 кДж (2) С(алмаз) + О 2 (г) = СО 2 (г); Δ Н  2 = -395,4 кДж (3) С(графит) = С (алмаз); Δ Н  3 = ? (1)–(2): С(графит) + О 2 (г) - С(алмаз) - О 2 (г) = СО 2 (г) - СО 2 (г) (1)–(2)=(3): С(графит) = С(алмаз) Δ Н  3 = Δ Н  1 - Δ Н  2 = -393,5 – ( -395,4) = 1,9 кДж Термохимические уравнения можно складывать и вычитать как алгебраические

Изображение слайда
1/1
13

Слайд 13: Следствие из закона Гесса

Изменение энтальпии (тепловой эффект) реакции Δ r H равно разности между суммой энтальпий образования конечных продуктов и суммой энтальпий образования исходных веществ исх f прод f r H H H 0 0 0 D S - D S = D

Изображение слайда
1/1
14

Слайд 14: Термохимические расчеты

Определим, какая из реакций – прямая или обратная – идет самопроизвольно с точки зрения энтальпии. Al 2 (SO 4 ) 3( т ) = Al 2 O 3( т ) + 3SO 3( г ) Δ f Н 0 298, -3442,0 -1675,8 -395,8 кДж/моль  Нр - ции =  Н обр SO 3( г )  3 +  Н обр Al 2 O 3( т ) -  Н обр Al 2 (SO 4 ) 3( т )  Нр-ции = -1675,8 - 395,8  3 + 3442,0 = +578,8 кДж  Нр-ции > 0, следовательно, реакция по энтальпийному фактору идет в обратном направлении.

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15: Энтропия

Параметры системы макро параметры системы (Т, р, V) микро параметры отдельных частиц (координаты, скорость, энергия) Термодинамическая вероятность ( W) – число микросостояний, посредством которых реализуется данное макросостояние Энтропия ( S) – мера беспорядка, является функцией состояния

Изображение слайда
1/1
16

Слайд 16: Изменение энтропии в химических реакциях

Пример Определить изменение энтропии в ходе реакции: 2С(тв.) + О 2 (г) = 2СО(г) S 0 298 (C) = 5,74 Дж/моль · К S 0 298 (O 2 ) = 205,04 Дж/моль · К S 0 298 (CO) = 197,54 Дж/моль · К

Изображение слайда
1/1
17

Слайд 17: Третье начало термодинамики

При абсолютном нуле температур энтропия любого совершенного кристалла равна нулю. Зависимость энтропии свинца от температуры:

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
18

Слайд 18: Самопроизвольные процессы

Принцип Бертло-Томсена. Самопроизвольный химический процесс должен сопровождаться выделением тепла.  H<0 Экзотермические реакции Эндотермические реакции – ? Направление самопроизвольно протекающих процессов устанавливает второй закон термодинамики

Изображение слайда
1/1
19

Слайд 19: Второй закон термодинамики

В изолированной системе самопроизвольный процесс возможен лишь при увеличении энтропии.  S > 0 – самопроизвольный процесс  S = 0 – равновесие  S < 0 – несамопроизвольный процесс

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
20

Слайд 20: Энергия Гиббса (р, Т = const)

Два фактора энергия – энтальпийный фактор Q p =  H структура – энтропийный фактор T  S Энергия Гиббса ( изобарно-изотермический потенциал: р, Т = const )  G < 0 – самопроизвольный процесс в прямом направлении  G > 0 – самопроизвольный процесс в обратном направлении  G = 0 – равновесие

Изображение слайда
1/1
21

Слайд 21: II закон т.д. для химических процессов

Δ H < 0, Δ S > 0 – самопроизвольный процесс. 2С(тв.) + О 2 (г) = 2СО(г) Δ H > 0, Δ S < 0 – не самопроизвольный процесс. 3О 2 (г) = 2О 3 (г) (эл. разряд) Δ H > 0, Δ S > 0 – процесс протекает при | Δ H| < |T Δ S| 2С u 2 O (тв.) = 4 Cu (тв) + O 2 (г) Δ H < 0, Δ S < 0 – процесс протекает при | Δ H| > |T Δ S| 2 NO 2 (г) = N 2 O 4 (г) Химическая реакция протекает самопроизвольно в том направлении, при котором происходит уменьшение энергии Гиббса:

Изображение слайда
1/1
22

Последний слайд презентации: Система: Изменение энергии Гиббса

Пример Вычислить стандартное изменение энергии Гиббса при 25  С для термического разложения CaCO 3, если Δ H 0 = +178 кДж\моль, Δ S 0 = +161 Дж\мольК. Может ли эта реакция протекать самопроизвольно при 25  С? При какой температуре становится возможным самопроизвольное протекание реакции?

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже