» » » Энергетика химических процессов

Презентация на тему Энергетика химических процессов

Презентацию на тему Энергетика химических процессов можно скачать абсолютно бесплатно на нашем сайте. Предмет презентации : Разные. Красочные слайды и илюстрации помогут вам заинтересовать своих одноклассников или аудиторию. Для просмотра содержимого презентации воспользуйтесь плеером, или если вы хотите скачать презентацию - нажмите на соответствующий текст под плеером. Презентация содержит 28 слайдов.

скачать презентацию

Слайды презентации

Слайд 1: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 1

Энергетика химических процессов

Слайд 2: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 2

3. Определить степень превращения и условия равновесного состояния термодинамических систем.

химическая термодинамика позволяет

1. Определить тепловой эффект химических и физико-химических процессов.

2. Определить возможность и критерии самопроизвольного протекания физических и физико-химических процессов.

Слайд 3: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 3
Основные понятия

Теплота – проявление кинетической энергии, связанное с движением атомов и молекул; Термодинамическая система (ТС) – отдельное тело или группа тел, состоящих из множества частиц, которые находятся во взаимодействии и обособлены от окружающей среды реальной или воображаемой оболочкой.

Открытая ТС Обменивается с окружающей средой теплотой и работой

Изолированная ТС Не происходит обмена с окружающей средой теплотой и работой

Слайд 4: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 4

Параметры состояния: состав системы (характеризуемый одним или несколькими параметрами), температура, давление, объем. Функции состояния - функции, изменения которых зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от пути перехода. Это U внутренняя энергия, H энтальпия, S энтропия, G энергия Гиббса Функции процесса – функции, зависящие от промежуточных значений. Это работа A, теплота Q

Слайд 5: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 5

Если к системе подводится теплота Q, то в общем случае, она расходуется на изменение внутренней энергии ∆U и на совершение работы А

Q = ∆U + А

В любой изолированной системе запас энергии постоянен, т.е. внутренняя энергия является функцией состояния

ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

Слайд 6: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 6

Внутренняя энергия U химической системы

Кинетическая составляющая – энергия движения на атомно-молекулярном уровне (движение молекул, колебания атомов, вращение электронов в атомах и т.д.) Потенциальная составляющая - энергия, заключенная в ядрах, энергия химических и межмолекулярных связей, энергия взаимного расположения атомов, ионов, молекул друг относительно друга в веществе, а также элементарных частиц в ядре.

Слайд 7: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 7

Применение первого закона термодинамики Q = ∆U + А к различным процессам.

Изохорные процессы. V = const, ∆V = 0

А = р · ∆V

Т.к. ∆V = 0, то и А = 0. Тогда

QV - изохорный тепловой эффект реакции

QV = ∆U
Слайд 8: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 8

Изобарные процессы. р =const, ∆р=0,

QР = U2 – U1 + р(V2 – V1); QР = U2 – U1 + рV2 – рV1

QР = (U2 + р·V2) – (U1 + р·V1)

Н- энтальпия

Н= U + р·V; QР = Н2 – Н1 = ∆Н

QР=∆U+р·∆V QР = ∆Н

QР - тепловой эффект изобарного процесса (P = const). называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса

Слайд 9: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 9

Энтальпия H являетя энергетическим фактором и отражает изменение энергии взаимодействия между молекулами

*Изменение энтальпии ΔH характеризует тепловой эффект реакции: экзотермический процесс- выделение теплотыΔH < 0 эндотермический процесс-поглощение теплотыΔH > 0

Стандартная теплота образования является характеристикой реакционной способности и устойчивости вещества: чем отрицательнее значение , тем более устойчиво вещество

энтальпия (Н= U + р·V)

Слайд 10: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 10

Энтальпия образования простых веществ и катиона водорода в водном растворе принята равной нулю

Стандартная энтальпия образования

– тепловой эффект реакции образования одного моль вещества из простых веществ, взятых в устойчивых состояниях при стандартных условиях.

стандартные условия давление P = 101,325 кПа температура T = 298 K Концентрация С=1 мольл

Слайд 11: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 11
ТЕРМОХИМИЯ -

Тепловой эффект реакции -количество выделенного или поглощенного тепла при необратимом протекании хим.р-ции(Р илиV const),а единственной работой является работа расширения

Стандартные условия:

Р = 1атм( 101,3 кПа); Т=298 К (25 оC); n=1моль, С=1 моль/л

A= р·∆V
Слайд 12: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 12

Термохимические (термодинамические) уравнения – уравнения химимческих реакций с указанием агрегатных состояний реагентов и теплового эффекта реакции

с термохимическими и термодинамическими уравнениями можно призводить любые алгебраические действия, т. е. складывать и вычитать их, умножать и делить на общий множитель, переписывать с соблюдением правила знаков и т.д. при условии, что термодинамические функции относятся к одинаковым условиям.

Н2 (г) + ½ О2(г) → Н2О (ж); ∆Н = - 286 кДж, ∆Н – термодинамический тепловой эффект

Слайд 13: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 13

Тепловой эффект процесса (при постоянном давлении или объеме) не зависит от пути от пути процесса, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.

Закон Гесса 1 3 2 4 5
Слайд 14: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 14

Законы термохимии

Закон Лавуазье-Лапласса(1780 г.) Закон Гесса (1840 г.) Следствия из закона Гесса

В основе термохимических расчетов лежат

Закон Лавуазье-Лапласса

Энтальпия реакции образования вещества равна энтальпии реакции разложения его до исходных веществ с обратным знаком.

Слайд 15: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 15

Тепловой эффект реакции равен разности сумм энтальпий образования продуктов и исходных веществ реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Следствия из закона Гесса

Расчет тепловых эффектов реакций электролитов необходимо производить для ионной формы реакции

Слайд 16: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 16
Энтропия

Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы

В изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0

второй закон термодинамики

Слайд 17: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 17

Термодинамическая вероятность W – число микросостояний, характеризующих данное макросостояние системы

Энтропия S [Дж/моль∙К] -

Энтропия идеального кристалла (W = 1) при абсолютном нуле равна нулю

постулат Планка

W- термодинамическая вероятность; S – энтропия; R = 8,31 Дж/моль∙К;

Слайд 18: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 18

агрегатного состояния вещества. Энтропия увеличивается при переходе от твердого к жидкому и особенно к газообразному состоянию (вода, лед, пар). изотопного состава (H2O и D2O). молекулярной массы однотипных соединений (CH4, C2H6, н-C4H10). кристаллической структуры (аллотропии) – алмаз, графит.

энтропия зависит от

Слайд 19: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 19

Зависимость энтропии от температуры

Слайд 20: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 20
Энергия Гиббса ΔG < 0

реакция термодинамически разрешена

ΔG = 0

равновесное состояние

ΔG > 0

термодинамически запрещен

процесс

Знак ΔG определяет направление реального процесса

изобарно-изотермический потенциал или свободная энергия Гиббса (G, кДж/моль):

Слайд 21: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 21

обратимый процесс

необратимый процесс

Слайд 22: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 22

в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор)

ΔH = ΔG + T ΔS

Энергия Гиббса, представляющая собой убыль изобарного (P = const) потенциала, равна максимальной полезной работе.

Уменьшаясь с течением химического процесса, ΔG достигает минимума в момент равновесия (ΔG = 0)

энтальпия реакции включает свободную энергию Гиббса и «несвободную» энергию ΔS · T.

энтропийный фактор T ΔS представляет ту часть энергии системы, которая при данной температуре не может быть превращена в работу. Эта связанная энергия способна лишь рассеиваться в окружающую среду в виде тепла (рост хаотичности системы).

Слайд 23: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 23

Реакция возможна, если она сопровождается уменьшением изобарного потенциала; При комнатной температуре, когда значение T невелико, значение TΔS также невелико, и обычно изменение энтальпии больше TΔS.

Большинство реакций, протекающих при комнатной температуре самопроизвольно, экзотермичны.

ΔH < 0

Чем выше температура, тем больше TΔS, и даже эндотермические реакции становятся осуществимыми

В случаях , когда ΔH < 0, ΔS < 0 или ΔH > 0, ΔS > 0 знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS

Слайд 24: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 24

Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре. Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях В остальных случаях (ΔH < 0, ΔS < 0 и ΔH > 0, ΔS > 0) знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS.

Слайд 25: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 25

Стандартная энергия Гиббса образования вещества ΔG0обр.,298 (кДж/моль)

- это изменение энергии Гиббса реакции образования одного моля вещества из простых веществ в их устойчивой модификации и агрегатном состоянии при стандартных условиях. Если табличные значения ΔG0 обр, 298 < 0, то вещество устойчиво и его можно получить напрямую из простых веществ. Если табличные значения ΔG0 обр, 298 > 0, то вещество неустойчиво и его нельзя получить напрямую из простых веществ, а можно получить только косвенным способом. Н2O (г) H2S(г) H2Se(г) ΔG0 обр, 298 - 228,45 -33,1 73,6 (устойчиво ) (не устойчиво)

Слайд 26: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 26

условия некоторых возможных процессов

Слайд 27: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 27

Расчет свободной энергии Гиббса (∆Gо) в химических реакциях

∆Gо298 обр. - стандартная из справочника

1) ∆Gореакции = ∑∆Gообр.продуктов - ∑∆Gообр.исх. в-в. с учетом стехиометрических коэффициентов.

2) ∆Gореакции = ∆Нореакции - T∆Sореакции

∆G<0, самопроизвольные реакции

∆G>0, обратная реакция.

∆G=0, равновесие.
Слайд 28: Презентация Энергетика химических процессов
Слайд 28

фазовые переходы и реакции термического разложнения

могут быть осуществлены

при
  • Яндекс.Метрика
  • Рейтинг@Mail.ru