Содержание
- 2. * Лекция 2. Закономерности протекания химических процессов Основы химической термодинамики П Л А Н Основные понятия
- 3. * Предмет химической термодинамики Термодинамика (от греч. «термос» - теплота, «динамос» - сила, движение) – наука
- 4. * Химическая ТД изучает: превращения энергии при химических реакциях; энергетические эффекты, сопровождающие различные физические и химические
- 5. * Химическая ТД позволяет: Рассчитывать тепловые эффекты процессов и энергии связей на основе первого закона ТД.
- 6. * Основные понятия и определения ТД Объект исследования ТД - термодинамическая система – тело или совокупность
- 7. * Классификация систем По взаимодействию с окружающей средой: Изолированные – не обменивается с окружающей средой ни
- 8. * Классификация систем По агрегатному состоянию: Гомогенные – состоящие из одной фазы. Например, смесь идеальных газов,
- 9. * Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует ее состояние. Состояние системы характеризуется термодинамическими параметрами
- 10. * Термодинамические функции – переменные величины, которые не могут быть непосредственно измерены и зависят от параметров
- 11. * Термодинамическим процессом называется любое изменение параметров системы. В зависимости от условий протекания различают следующие виды
- 12. * В зависимости от способа проведения термодинамические процессы могут быть: Самопроизвольные (естественные) – происходят сами по
- 13. * Состояние системы, при котором ее свойства постоянны во времени и пространстве (отсутствуют потоки вещества и
- 14. * Система, совершившая равновесный процесс, может вернуться в исходное состояние, которое она прошла в прямом процессе.
- 15. * Первый закон термодинамики Это закон сохранения энергии в изолированной системе. Энергия изолированной системы есть величина
- 16. * Внутренняя энергия U Характеризует общий запас энергии в системе, включает в себя все виды энергии
- 17. * Энергия может передаваться от одной системы к другой двумя путями: В виде теплоты Q (при
- 18. * При совершении работы A против внешних сил (макроскопическая форма передачи энергии от упорядоченного поступательного движущегося
- 19. * Приложение первого закона ТД к различным процессам Изохорный процесс (V=const, dV=0, pΔV=0 ): δQv =
- 20. * Изобарный процесс (p=const, dp=0): δQр= dU + δА = dU + p·dV = dU +
- 21. * Термохимия Это применение первого начала термодинамики к химическим процессам. Термохимия – раздел физической химии, изучающий
- 22. * Основные термохимические законы Закон Лавуазье–Лапласа: Теплота разложения данного химического соединения на простые вещества численно равна
- 23. * Термохимические уравнения Химические уравнения, в которых указаны тепловые эффекты реакций и агрегатные состояния веществ, называют
- 24. * Закон Гесса (1840 г) Тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении или постоянном объеме зависит
- 25. * На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими.
- 26. * Первое следствие закона Гесса: Энтальпия реакции равна сумме энтальпий образования продуктов за вычетом суммы энтальпий
- 27. * Задача 1. При взаимодействии кристаллического оксида алюминия и газообразного оксида серы(VI) получен кристаллический сульфат алюминия.
- 28. * Задача 2. Учитывая термохимическое уравнение реакции: Н2(г) + F2(г) = 2HF(г) Δr Н° = −
- 29. * Второе следствие закона Гесса: Энтальпия реакции равна сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы
- 30. * I закон термодинамики и закон Гесса позволяют составить энергетический баланс процесса – рассчитать тепловые эффекты
- 31. * Вопрос о направленности химического процесса решается в рамках II закона термодинамики. II закона термодинамики: определяет,
- 32. * Понятие об энтропии Состояние вещества можно охарактеризовать двояко: Указать конкретные значения измеряемых свойств, например, температуру
- 33. * Число микросостояний, с помощью которых можно осуществить данное макросостояние, - термодинамическая вероятность, WТ. Она связана
- 34. *
- 35. * II Закон термодинамики В изолированной системе самопроизвольные процессы происходят в направлении увеличения энтропии. ΔS ≥
- 36. * Второй закон термодинамики Невозможен самопроизвольный переход теплоты от холодного тела к горячему. (Р. Клаузиус, 1850
- 37. * Энтропия – приведенная теплота (формулировка Клаузиуса) Если система получает некоторое количество теплоты Q обратимым путем
- 38. * Изменение энтропии при различных процессах Нагревание вещества: ΔS > 0; Охлаждение: ΔS При Т→ абсолютный
- 39. * Сложность строения молекул: а) аллотропия – чем вещество тверже, тем меньше энтропия: S0(алмаз)= 2.37 Дж/моль×К
- 40. * III Закон термодинамики (постулат Планка) При температуре абсолютного нуля (Т = 0К) энтропия идеального кристалла
- 41. * Расчет энтропии S – термодинамическая функция состояния. Единицы измерения: [Дж/моль×К]. Изменение энтропии ΔS в каком
- 42. * Зависимость ΔH° и ΔS° от температуры Теплоемкостью с называется количество теплоты, необходимое для нагревания 1
- 43. * Для расчета ΔH при заданной температуре интегрируем уравнение Кирхгофа: Зависимость теплоемкости веществ от температуры: Δср
- 44. * При использовании средних теплоемкостей (таблицы): Δср = const; Стандартная энтропия реакции при Т ≠ 298
- 45. * Критерии направленности самопроизвольного процесса Изолированная система (dU=0; dV=0): dS ≥ δQ/Т (II З-н ТД); δQр
- 46. * ■ Процессы, протекающие при постоянных давлении и температуре (р, Т = const) Для выяснения возможности
- 47. * В закрытой системе в изобарно-изотермических условиях знак изменения dG - критерий направленности самопроизвольного процесса: ΔG
- 48. * Зависимость ΔG от температуры
- 49. * Зависимость ΔG от температуры
- 50. * Расчет энергии Гиббса Изменение энергии Гиббса можно вычислить по формуле: ΔG0Т = ΔH0298 - T·ΔS0298
- 51. * Химическое равновесие Большинство химический реакций обратимо, т.е. протекает одновременно в противоположных направлениях. 2Н2(г) + О2
- 52. * Термодинамическим равновесием называется такое термодинамическое состояние системы, которое при постоянстве внешних условий не изменяется во
- 53. * Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия, которая может быть выражена через равновесные концентрации С,
- 54. * Уравнение изотермы химической реакции Устанавливает связь между ΔG0 и константой равновесия Кp В момент равновесия:
- 55. * Зависимость Кр от температуры По уравнению изотермы можно рассчитать Кр: Кр = exp(- ΔG0 /
- 56. * Дифференцируем и получаем изобару Вант-Гоффа: Экзотермические реакции: ΔH° В этом случае температурный коэффициент логарифма константы
- 58. Скачать презентацию