Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Содержание

2. Содержание Основные понятия химической термодинамики Внутренняя энергия. Первое начало термодинамики Тепловые эффекты химических реакций. Энтальпия Основы
3. Химическая термодинамика изучает переходы энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой
4. Основные понятия химической термодинамики Система – вещество или совокупность веществ, находящихся во взаимодействии, реально или мысленно
5. Типы систем по характеру взаимодействия с внешней средой Открытая – система, для которой возможен обмен веществом
11. Взаимосвязь между параметрами системы – уравнение состояния Пример: уравнение состояния идеального газа (уравнение Клапейрона-Менделеева) Параметры состояния
12. Функции состояния внутренняя энергия U энтальпия H энтропия S энергия Гиббса G Свойства функций состояния: численные
13. Внутренняя энергия (U) - сумма кинетической энергии движения и потенциальной энергии взаимодействия структурных единиц (молекул, атомов,
20. ► Изохорический процесс – процесс, происходящий в физической системе при постоянном объеме (V = const). -
21. ► Изобарический процесс – процесс, происходящий в физической системе при постоянном давлении (P = const). -
22. ► Изобарический процесс – процесс, происходящий в физической системе при постоянном давлении (P = const). -
23. Стандартные условия Все вещества, участвующие в реакции, чистые Температура 298 К Парциальные давления газов или атмосферное
24. Термохимические уравнения - уравнения химических реакций, записанные с указанием значения энтальпии ΔH (кДж) и агрегатного состояния
25. Энтальпия образования - энтальпия реакции образования одного моля данного вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных
26. Закон Гесса энтальпии реакций, протекающих при постоянном давлении или при постоянном объеме, не зависят от пути
28. 2Fe(к) + 3/2 O2(г) = Fe2O3(к), 2Fe(к) + O2(г) = 2FeO(к), 2FeO(к) + 1/2O2(г) = Fe2O3(к),
29. Расчет стандартной энтальпии реакции FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г) (1) по известным термохимическим уравнениям
30. Закон Гесса. Следствие 1 Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ
36. Заключение Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических реакций Объектами изучения химической термодинамики являются разнообразные системы, для
38. Скачать презентацию

Слайд 2

Содержание
Основные понятия химической термодинамики
Внутренняя энергия. Первое начало термодинамики
Тепловые эффекты химических реакций.

Энтальпия
Основы термохимии. Термохимические уравнения
Термохимические расчёты. Закон Гесса

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 3

Химическая термодинамика изучает
переходы энергии из одной формы в другую, от одной

части системы к другой
энергетические эффекты, сопровождающие различные химические и физические процессы
возможность и направление самопроизвольного протекания процессов

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 4

Основные понятия химической термодинамики
Система – вещество или совокупность веществ, находящихся во

взаимодействии, реально или мысленно обособленных от окружающей среды
Фаза – совокупность всех однородных по составу и свойствам частей системы, отделенная от остальных частей системы поверхностью раздела
Гомогенная система – однофазная,
гетерогенная система – многофазная

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 5

Типы систем по характеру взаимодействия с внешней средой
Открытая – система, для

которой возможен обмен веществом и энергией с внешней средой
Закрытая – система, для которой исключен обмен веществом и возможен обмен энергией с внешней средой
Изолированная – система, для которой исключен обмен веществом и энергией с внешней средой

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 6

Слайд 7

Слайд 8

Слайд 9

Слайд 10

Слайд 11

Взаимосвязь между параметрами системы –
уравнение состояния
Пример: уравнение состояния идеального газа

(уравнение Клапейрона-Менделеева)

Параметры состояния

температура
Т

давление
р

объем
V

концентрация
С

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 12

Функции состояния
внутренняя
энергия
U
энтальпия
H
энтропия
S
энергия
Гиббса
G
Свойства функций состояния:
численные значения однозначно определяются
составом системы

и ее параметрами
изменение при переходе системы из одного
состояния в другое не зависит от пути перехода и
может быть найдено как разность конечного и
начального значений функций

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 13

Внутренняя энергия (U) -
сумма кинетической энергии движения и потенциальной энергии взаимодействия

структурных единиц (молекул, атомов, ядер, электронов и др.) в системе
Зависит от природы системы, агрегатного состояния и массы образующих систему веществ, температуры
Единицы измерения – кДж.

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 14

Слайд 15

Слайд 16

Слайд 17

Слайд 18

Слайд 19

Слайд 20

► Изохорический процесс – процесс, происходящий в физической системе при постоянном

объеме (V = const).

- закон Шарля

При изохорическом процессе механическая работа газом не совершается.

Слайд 21

► Изобарический процесс – процесс, происходящий в физической системе при постоянном

давлении (P = const).

- закон Гей-Люссака

Слайд 22

► Изобарический процесс – процесс, происходящий в физической системе при постоянном

давлении (P = const).

- закон Гей-Люссака

Слайд 23

Стандартные условия
Все вещества, участвующие в реакции, чистые
Температура 298 К
Парциальные давления газов или

атмосферное давление, если газы не участвуют в реакции, равно 1,013∙105 Па
Концентрации частиц в растворах равны 1 моль/л
Примеры обозначения стандартных величин:
или ; или

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 24

Термохимические уравнения -
уравнения химических реакций, записанные с указанием значения энтальпии

ΔH (кДж) и агрегатного состояния участвующих в реакции веществ
ΔH < 0 ‑ экзотермическая реакция
(выделение теплоты)
N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), ΔH0 = ‑ 92 кДж
ΔH > 0 ‑ эндотермическая реакция
(поглощение теплоты)
CaCO3(т) = CaO(т) + CO2(г), ΔH0 = 178 кДж

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 25

Энтальпия образования -
энтальпия реакции образования одного моля данного вещества из

простых веществ, устойчивых в стандартных условиях
Энтальпии образования простых веществ равны нулю
Пример:
1/2N2(г) + 3/2H2(г) = NH3(г), ΔH0 = ‑ 46 кДж/моль = ΔH0NH3(г)
Энтальпия сгорания -
энтальпия реакции сгорания в кислороде одного моля данного вещества с образованием высших оксидов составляющих его элементов
Пример:
С2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3H2O(г) , ΔH0 = ‑ 1235 кДж =

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 26

Закон Гесса
энтальпии реакций, протекающих при постоянном давлении или при постоянном объеме,

не зависят от пути протекания процесса, а определяются лишь начальным и конечным состояниями системы
Пример: Fe(к) Fe2O3(к)
FeO(к)
I путь: 2Fe(к) + 3/2 O2(г) = Fe2O3(к),
II путь: 2Fe(к) + O2(г) = 2FeO(к),
2FeO(к) + 1/2O2(г) = Fe2O3(к),

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 27

Слайд 28

2Fe(к) + 3/2 O2(г) = Fe2O3(к),
2Fe(к) + O2(г) = 2FeO(к),
2FeO(к)

+ 1/2O2(г) = Fe2O3(к),

2FeO(к) + 1/2O2(г)

Энтальпийные диаграммы реакций

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 29

Расчет стандартной энтальпии реакции
FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г)

(1)
по известным термохимическим уравнениям
FeO(к) + СO(г) = Fe(к) + CO2(г), (2)
2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г), (3)
2CO(г) + O2(г) = 2CO2(г), (4)
Согласно закону Гесса (1) = (2) + 1/2 (3) - 1/2(4)
FeO(к) + СO(г) = Fe(к) + CO2(г)
H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г)
CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г)
FeO(к)+ СO(г)+ H2(г) + 1/2O2(г) ‑ CO(г) ‑1/2O2(г) =Fe(к)+ CO2(г)+ H2O(г)‑ CO2(г)
FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г)

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Слайд 30

Закон Гесса. Следствие 1
Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов

реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов
Пример.
Стандартная энтальпия реакции
С2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3H2O(г)

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических реакций. Основы термохимии

Слайд 31

Слайд 32

Слайд 33

Слайд 34

Слайд 35

Слайд 36

Заключение
Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических реакций
Объектами изучения химической термодинамики являются

разнообразные системы, для описания которых введены функции состояния: U – внутренняя энергия, H – энтальпия,
S – энтропия, G – энергия Гиббса
В соответствии с I началом термодинамики изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством переданной теплоты и совершенной работы
Изменение энтальпии – тепловой эффект реакции при p=const:
Энтальпии реакций, протекающих при p=const или при V=const объеме, не зависят от пути протекания процесса, а определяются лишь начальным и конечным состояниями системы

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических реакций. Основы термохимии

Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Содержание

СодержаниеОсновные понятия химической термодинамикиВнутренняя энергия. Первое начало термодинамикиТепловые эффекты химических реакций.

Химическая термодинамика изучаетпереходы энергии из одной формы в другую, от одной

Основные понятия химической термодинамикиСистема – вещество или совокупность веществ, находящихся во

Типы систем по характеру взаимодействия с внешней средойОткрытая – система, для

Взаимосвязь между параметрами системы – уравнение состояния Пример: уравнение состояния идеального газа

Функции состояния внутренняяэнергия UэнтальпияHэнтропияSэнергия ГиббсаGСвойства функций состояния:численные значения однозначно определяютсясоставом системы

Внутренняя энергия (U) - сумма кинетической энергии движения и потенциальной энергии взаимодействия

► Изохорический процесс – процесс, происходящий в физической системе при постоянном

► Изобарический процесс – процесс, происходящий в физической системе при постоянном

► Изобарический процесс – процесс, происходящий в физической системе при постоянном

Стандартные условияВсе вещества, участвующие в реакции, чистыеТемпература 298 КПарциальные давления газов или

Термохимические уравнения - уравнения химических реакций, записанные с указанием значения энтальпии

Энтальпия образования - энтальпия реакции образования одного моля данного вещества из

Закон Гесса энтальпии реакций, протекающих при постоянном давлении или при постоянном объеме,

2Fe(к) + 3/2 O2(г) = Fe2O3(к),2Fe(к) + O2(г) = 2FeO(к), 2FeO(к)

Расчет стандартной энтальпии реакции FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г)

Закон Гесса. Следствие 1 Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов

ЗаключениеХимическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических реакцийОбъектами изучения химической термодинамики являются

Похожие презентации

Содержание
Основные понятия химической термодинамики
Внутренняя энергия. Первое начало термодинамики
Тепловые эффекты химических реакций.

Химическая термодинамика изучает
переходы энергии из одной формы в другую, от одной

Основные понятия химической термодинамики
Система – вещество или совокупность веществ, находящихся во

Типы систем по характеру взаимодействия с внешней средой
Открытая – система, для

Взаимосвязь между параметрами системы –
уравнение состояния
Пример: уравнение состояния идеального газа

Внутренняя энергия (U) -
сумма кинетической энергии движения и потенциальной энергии взаимодействия

Стандартные условия
Все вещества, участвующие в реакции, чистые
Температура 298 К
Парциальные давления газов или

Термохимические уравнения -
уравнения химических реакций, записанные с указанием значения энтальпии

Энтальпия образования -
энтальпия реакции образования одного моля данного вещества из

Закон Гесса
энтальпии реакций, протекающих при постоянном давлении или при постоянном объеме,

2Fe(к) + 3/2 O2(г) = Fe2O3(к),
2Fe(к) + O2(г) = 2FeO(к),
2FeO(к)

Расчет стандартной энтальпии реакции
FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г)

Закон Гесса. Следствие 1
Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов

Заключение
Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических реакций
Объектами изучения химической термодинамики являются