Самопроизвольные процессы

Сентябрь 2, 2022

Главная
Алгебра
Самопроизвольные процессы

Содержание

2. Второй закон термодинамики В изолированной системе самопроизвольный процесс возможен лишь при увеличении энтропии. ΔS > 0
3. Энергия Гиббса (р, Т = const) Два фактора энергия – энтальпийный фактор Qp = ΔH энтропия–
4. II закон т.д. для химических процессов ΔH 0 – самопроизвольный процесс. 2С(тв.) + О2(г) = 2СО(г)
5. Изменение энергии Гиббса Пример Вычислить стандартное изменение энергии Гиббса при 25 °С для термического разложения CaCO3,
6. Лекция № 4 Кинетика химических реакций
7. Термодинамика и кинетика 2NO (г) + O2(г) = 2NO2 (г); ΔG0298= -70 кДж 2H2 (г) +
8. Химическая кинетика изучает скорости химических реакций, их зависимость от различных факторов и механизмы реакций Механизм реакции
9. Реакции Простые – элементарные акты взаимодействия частиц, протекают в одну стадию Сложные – разнотипные элементарные акты,
10. Скорость реакции изменение концентрации реагентов или продуктов реакции в единицу времени Средняя скорость – конечное изменение
11. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ от температуры от концентрации от давления (для газов) от
12. Основной постулат химической кинетики 1867 г. Гульдберг, Вааге – закон действующих масс: скорость элементарной реакции пропорциональна
13. Влияние температуры на скорость Правило Вант-Гоффа – при увеличении температуры на 10 °С скорость реакции увеличивается
14. Уравнение Аррениуса Энергия активации – минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести
15. Теория активных соударений (ТАС) Три постулата протекание реакции обусловлено столкновениями между частицами к реакции приводит только
16. Стерический фактор (Р) Z – число всех соударений P – стерический фактор, доля соударений, благоприятных в
17. Теория активированного комплекса (ТАК) Превращение исходных веществ в продукты реакции идет через образование промежуточного активированного комплекса
18. Энтальпийные профили реакций
19. Сложные реакции Параллельные реакции: несколько процессов с участием одних и тех же исходных веществ Скорость определяется
20. Сложные реакции Последовательные реакции: образование конечных продуктов происходит через ряд промежуточных продуктов (cкорость определяется самой медленной
21. Цепные реакции – реакции, которые вызываются свободными радикалами, под действием которых неактивные молекулы превращаются в активные
22. Цепные реакции Разветвленные ц. р. Зарождение цепи (инициирование): Развитие цепи: Разветвление цепи: Обрыв цепи (в том
23. Полуостров воспламенения Верхний и нижний пределы самовоспламенения
24. Катализ Катализаторы – вещества, ускоряющие химическую реакцию. Ингибиторы – вещества, замедляющие химическую реакцию. Катализ – изменение
25. Катализ Без катализатора С катализатором
26. Гетерогенный катализ Реагирующая система и катализатор находятся в разных фазах Стадии гетерогенной каталитической реакции диффузия частиц
27. Химическое равновесие – для растворов – для газов Константа равновесия (К) – мера глубины протекания процесса
28. Константа равновесия и т.д. величины – изотерма Ванта-Гоффа
29. Принцип Ле-Шателье Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается внешнее воздействие, то в системе возникает
30. Влияние внешних условий на равновесие Концентрация В систему добавлено исходное вещество: равновесие смещается вправо В систему
31. Влияние внешних условий на равновесие Общее давление (для газовых реакций) Увеличение общего давления смещает равновесие в
33. Скачать презентацию

Слайд 2

Второй закон термодинамики
В изолированной системе самопроизвольный процесс возможен лишь при увеличении

энтропии.

ΔS > 0 – самопроизвольный процесс
ΔS = 0 – равновесие
ΔS < 0 – несамопроизвольный процесс

Слайд 3

Энергия Гиббса (р, Т = const)
Два фактора
энергия – энтальпийный фактор
Qp =

ΔH

энтропия– энтропийный фактор
TΔS

Энергия Гиббса
(изобарно-изотермический потенциал: р, Т = const)

ΔG < 0 – самопроизвольный процесс
ΔG = 0 – равновесие

Слайд 4

II закон т.д. для химических процессов
ΔH < 0, ΔS > 0

– самопроизвольный процесс. 2С(тв.) + О2(г) = 2СО(г)
ΔH > 0, ΔS < 0 – несамопроизвольный процесс. 3О2(г) = 2О3(г) (эл. разряд)
ΔH > 0, ΔS > 0 – процесс протекает при |ΔH| < |TΔS| 2Сu2O(тв.) = 4Cu(тв) + O2(г)
ΔH < 0, ΔS < 0 – процесс протекает при |ΔH| > |TΔS| 2NO2(г) = N2O4(г)

Химическая реакция протекает самопроизвольно в том направлении, при котором происходит уменьшение энергии Гиббса:

Слайд 5

Изменение энергии Гиббса
Пример
Вычислить стандартное изменение энергии Гиббса при 25 °С для

термического разложения CaCO3, если ΔH0 = +178 кДж\моль, ΔS0 = +161 Дж\мольК.
Может ли эта реакция протекать самопроизвольно при 25 °С?
При какой температуре становится возможным самопроизвольное протекание реакции?

Слайд 6

Лекция № 4
Кинетика химических реакций

Слайд 7

Термодинамика и кинетика
2NO (г) + O2(г) = 2NO2 (г); ΔG0298= -70

кДж
2H2 (г) + O2(г) = 2H2O(г); ΔG0298 = -447 кДж

Слайд 8

Химическая кинетика
изучает скорости химических реакций, их зависимость от различных факторов и

механизмы реакций

Механизм реакции – последовательность и характер стадий химической реакции

Слайд 9

Реакции
Простые
– элементарные акты взаимодействия частиц, протекают в одну стадию
Сложные
– разнотипные элементарные

акты, протекают в несколько стадий

параллельные
последовательные
цепные

Слайд 10

Скорость реакции
изменение концентрации реагентов или продуктов реакции в единицу времени
Средняя скорость

– конечное изменение концентрации с2-с1, относящееся к промежутку времени t2-t1

Истинная (мгновенная) скорость – первая производная концентрации по времени

Слайд 11

Скорость реакции зависит
от природы реагирующих веществ
от температуры
от концентрации
от давления (для газов)
от

катализатора
от площади соприкосновения (для гетерогенных реакций)
от среды (для реакций в растворах)
от формы сосуда (для цепных реакций)

Слайд 12

Основной постулат химической кинетики
1867 г. Гульдберг, Вааге – закон действующих масс:
скорость элементарной

реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов

aA + bB → сС + dD

Слайд 13

Влияние температуры на скорость
Правило Вант-Гоффа – при увеличении температуры на 10

°С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Слайд 14

Уравнение Аррениуса
Энергия активации – минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы

их столкновение могло привести к химическому взаимодействию

Слайд 15

Теория активных соударений (ТАС)
Три постулата
протекание реакции обусловлено столкновениями между частицами
к реакции

приводит только эффективное столкновение – между частицами, обладающими избытком энергии
столкновение приводит к реакции только, если частицы определенным образом ориентированы в пространстве

Слайд 16

Стерический фактор (Р)
Z – число всех соударений
P – стерический фактор, доля

соударений, благоприятных в пространственном отношении (для осуществления реакции д.б. определенная ориентация молекул)
exp (-Ea/RT) – доля соударений, благоприятных в энергетическом отношении

Слайд 17

Теория активированного комплекса (ТАК)
Превращение исходных веществ в продукты реакции идет через

образование промежуточного активированного комплекса (переходного состояния)

Слайд 18

Энтальпийные профили реакций

Слайд 19

Сложные реакции
Параллельные реакции: несколько процессов с участием одних и тех же

исходных веществ

Скорость определяется наиболее быстрой стадией

Слайд 20

Сложные реакции
Последовательные реакции: образование конечных продуктов происходит через ряд промежуточных продуктов

(cкорость определяется самой медленной (лимитирующей) стадией)

Слайд 21

Цепные реакции
– реакции, которые вызываются свободными радикалами, под действием которых неактивные

молекулы превращаются в активные

Неразветвленные ц. р.

Зарождение цепи (инициирование):
Развитие цепи:
Обрыв цепи:

H2 + Cl2 → 2HCl

Cl2 → 2Cl•
H2 + Сl• → HCl + H•
H• + Cl2 → HCl + Cl•
H• + H• → H2
H• + Cl• → HCl

Слайд 22

Цепные реакции
Разветвленные ц. р.
Зарождение цепи (инициирование):
Развитие цепи:
Разветвление цепи:
Обрыв цепи
(в том числе

на стенке сосуда):

H2 + O2 → 2H2O

H2 + O2 → 2HO•
H2 + HO• → H2O + H•
H• + O2 → HO• + O••
O•• + H2 → H• + HO•
H• + HO• → H2O

Нобелевская премия Н.Н. Семенов и С. Хиншельвуд

Слайд 23

Полуостров воспламенения
Верхний и нижний пределы самовоспламенения

Слайд 24

Катализ
Катализаторы – вещества, ускоряющие химическую реакцию.
Ингибиторы – вещества, замедляющие химическую реакцию.
Катализ

– изменение скорости реакции под действием катализатора.

Катализатор
ускоряет как прямую реакцию, так и обратную, не смещает равновесие, но способствует его установлению
не расходуется в реакции

Слайд 25

Катализ
Без катализатора
С катализатором

Слайд 26

Гетерогенный катализ
Реагирующая система и катализатор находятся в разных фазах
Стадии гетерогенной каталитической

реакции
диффузия частиц к катализатору
адсорбция на поверхности катализатора
химическая реакция
десорбция
диффузия продуктов от поверхности

Слайд 27

Химическое равновесие
– для растворов
– для газов
Константа равновесия (К) – мера глубины протекания

процесса (степени превращения исходных веществ в конечные)

aA +bB ⮀ cC + dD

Слайд 28

Константа равновесия и т.д. величины
– изотерма Ванта-Гоффа

Слайд 29

Принцип Ле-Шателье
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается внешнее воздействие, то

в системе возникает самопроизвольный процесс, компенсирующий данное воздействие.

(качественная оценка смещения равновесия)

Слайд 30

Влияние внешних условий на равновесие
Концентрация
В систему добавлено исходное вещество: равновесие смещается вправо
В

систему добавлен продукт реакции: равновесие смещается влево

Слайд 31

Влияние внешних условий на равновесие
Общее давление (для газовых реакций)
Увеличение общего давления смещает

равновесие в сторону процесса, идущего с уменьшением числа молей газообразных веществ

N2 + 3H2 ⮀ 2NH3 p↑ →
CH4 + 2H2O(г) ⮀ CO2 + 4H2 p↑ ←

Самопроизвольные процессы

Содержание

Второй закон термодинамикиВ изолированной системе самопроизвольный процесс возможен лишь при увеличении

Энергия Гиббса (р, Т = const)Два фактораэнергия – энтальпийный факторQp =

II закон т.д. для химических процессовΔH < 0, ΔS > 0

Изменение энергии ГиббсаПримерВычислить стандартное изменение энергии Гиббса при 25 °С для

Лекция № 4Кинетика химических реакций

Термодинамика и кинетика2NO (г) + O2(г) = 2NO2 (г); ΔG0298= -70

Химическая кинетикаизучает скорости химических реакций, их зависимость от различных факторов и

РеакцииПростые– элементарные акты взаимодействия частиц, протекают в одну стадиюСложные– разнотипные элементарные

Скорость реакцииизменение концентрации реагентов или продуктов реакции в единицу времениСредняя скорость

Скорость реакции зависитот природы реагирующих веществот температурыот концентрацииот давления (для газов)от

Основной постулат химической кинетики1867 г. Гульдберг, Вааге – закон действующих масс:скорость элементарной

Влияние температуры на скоростьПравило Вант-Гоффа – при увеличении температуры на 10

Уравнение АррениусаЭнергия активации – минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы

Теория активных соударений (ТАС)Три постулатапротекание реакции обусловлено столкновениями между частицамик реакции

Стерический фактор (Р)Z – число всех соударенийP – стерический фактор, доля

Теория активированного комплекса (ТАК)Превращение исходных веществ в продукты реакции идет через

Энтальпийные профили реакций

Сложные реакцииПараллельные реакции: несколько процессов с участием одних и тех же

Сложные реакцииПоследовательные реакции: образование конечных продуктов происходит через ряд промежуточных продуктов

Цепные реакции– реакции, которые вызываются свободными радикалами, под действием которых неактивные

Цепные реакцииРазветвленные ц. р.Зарождение цепи (инициирование):Развитие цепи:Разветвление цепи:Обрыв цепи(в том числе

Полуостров воспламененияВерхний и нижний пределы самовоспламенения

КатализКатализаторы – вещества, ускоряющие химическую реакцию.Ингибиторы – вещества, замедляющие химическую реакцию.Катализ

КатализБез катализатораС катализатором

Гетерогенный катализРеагирующая система и катализатор находятся в разных фазах Стадии гетерогенной каталитической

Химическое равновесие– для растворов– для газовКонстанта равновесия (К) – мера глубины протекания

Константа равновесия и т.д. величины– изотерма Ванта-Гоффа

Принцип Ле-ШательеЕсли на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается внешнее воздействие, то

Влияние внешних условий на равновесиеКонцентрацияВ систему добавлено исходное вещество: равновесие смещается вправоВ

Влияние внешних условий на равновесиеОбщее давление (для газовых реакций)Увеличение общего давления смещает

Похожие презентации