Что такое findslide.org?

FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.

Для правообладателей

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Яндекс.Метрика

Презентация на тему Энергия химической реакции

Содержание

Основные понятия термодинамики ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука о взаимных превращениях различных видов энергии.
Энергетика химических реакцийЮрмазова ТатьянаАлександровнаТомский политехнический университет Основные понятия термодинамики ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука о взаимных превращениях различных видов энергии. Химическая термодинамика изучает: Переходы химической энергии в другие формы- тепловую, электрическую и. Основные понятия ТДОбъектом изучения в термодинамике является система.Система - это совокупность веществ Основные понятия ТД Основные понятия ТДФаза-это часть системы, однородная во всех точках по составу и Основные понятия ТД Термодинамические параметрыТемпература – ТДавление – РПлотность – ρКонцентрация - СТеплоемкость – Изменение Параметры химической термодинамикиU - внутренняя энергияН - энтальпияS - энтропияG - энергия Гиббса Внутренняя энергия системыВнутренняя энергия системы (U) - представляет собой ее полную энергию, Единицы измеренияЕдиницы измерения внутренней энергии:[U] = Дж, кДж. Абсолютное значение внутренней энергии Внутренняя энергия системыВнутренняя энергия - это функция состояния, которая характеризует полный запас Термодинамический процесс- это изменение состояния системы, сопровождающийся изменением хотя бы одного из параметров системы во времени. Термодинамический процессВ зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое Теплота - является мерой энергии переданной от одного тела к другому, за Работа - является мерой энергии, переданной от одного тела к другому за Первый закон термодинамикиВыражает количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой: Закон сохранения энергии- энергия не исчезает и не возникает, она переходит из Изохорный процесс Первый закон ТД:Q=ΔU +A = ΔU + P×ΔV Для изохорного Изобарный процесс Для изобарного процесса Р=const.В изобарных процессах тепловой эффект химической реакции Тепловой эффект реакции- это количество теплоты, которое выделяется или поглощается системой после протекания химической реакции Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы: если H2 > H1 ΔH= H2 Энтальпия образования - количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании 1 Стандартная энтальпия образованияДля сравнения энтальпий образования различных соединений их определяют при одинаковых Единицы измеренияЕдиницы измерения энтальпии образования:Значения стандартных энтальпий образования приведены в таблицах, необходимо ПРИМЕР ПРАВИЛО!энтальпии образования простых веществ равны нулю для устойчивых простых веществ энтальпия равна Термохимические уравнения это уравнения химической реакции в котором указан тепловой эффект химической Виды агрегатного состояния веществат – твердоек – кристаллическое, ам. – аморфное, ж ПРИМЕР Особенности термохимических уравненийв термохимических уравнениях могут быть дробные стехиометрические коэффициенты. Особенности термохимических уравненийС термохимических уравнениями можно производить алгебраические действия. Их можно складывать, Закон ГессаТепловой эффект химической реакции определяется лишь начальным и конечным состояниями системы Пример. Получение СО21 путь:С + О2 = СО2 ΔН12 путь:С + 1/2О2 = Следствие из закона ГессаТеплота химической реакции равна разности между суммой энтальпий образования Тепловой эффект реакциистандартная энтальпия образования веществаколичество вещества Пример. Рассчитать ΔН0 химической реакции Пример. Рассчитать ΔН0 MgO ЗадачаВычислите ΔН0 SO3 если при сгорании 64г серы выделилось 790 кДж тепла. ЗадачаСколько тепла выделится при взаимодействии 4,48 литров N2 (н.у.) с Н2 , Возможность и направление протеканияхимическихреакций Самопроизвольность протекания реакцииПри изучении химических взаимодействий важно оценить возможность или невозможность их Второй закон термодинамикиОпределяет критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированных системах - энтропию Энтропия это параметр характеризующий хаотичность движения частиц, является мерой молекулярного, атомного и ионного беспорядка. Параметры состояния веществаПараметры макросостояния системы:Р -давление, Т – температура ,V – объем Термодинамическая вероятность состояния системы (W)это число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние Уравнение БольцманаУравнение Больцмана придало энтропии физический смысл. Основные положенияЭнтропия- это мера термодинамической вероятности состояния веществ и систем.Любая изолированная система Изменение энтропииΔS = S2 –S1если ΔS > 0, то процесс протекает в Энтропия химической реакциистандартная энтропия образования веществаколичество вещества Основные положениязначения стандартных энтропий приведены в таблице; значение энтропий зависит от агрегатного состояния веществ. Пример: Абсолютное значение энтропииВ отличие от энтальпии и внутренней энергии можно определить абсолютное ПримерСграфит тв. + СО2 = 2СОгаз ΔS=175,4 1моль 2 моль ΔS>0твердые и жидкие вещества не учитываются , в Пример2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) ΔS Факторы неизолированных систем1.Энтальпийный ΔН- отражает стремление системы к образованию связей в результате Энергия ГиббсаЭнтропийный и энтальпийный факторы обычно действуют в противоположных направлениях и общее Уравнение энергии Гиббса Величина и знак ΔG позволяют судить о принципиальной возможности и направлении процесса.ΔG0 ПримерFe2O3(тв) +3Н2 (г) =2Fe (тв) +3Н2О(г) ΔН х.р. = 96,61 кДжВозможна ли данная ПримерПри какой температуре начнется эта реакция?Решение:Найдем температуру при которой ΔG=0?ΔH =T ΔS Значение ΔG можно определить приблизительно: Энергия Гиббса химической реакциистандартная энергия Гиббса образования веществаколичество вещества Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG° это энергия Гиббса реакции образования Устойчивость соединенийвещество термодинамически устойчиво и может быть получено из простых веществ такие ПРИМЕРNO, NO2 , при стандартных условиях их получают косвенным путем:Cu + HNO3 ВАЖНО!Любая реакция при постоянных температуре и давлении протекает самопроизвольно в направлении убыли энергии Гиббса. Химическое равновесие и константа равновесия Состояние равновесия это такое состояние системы при которой ΔG = 0, а Константа равновесияхарактеризует количественное состояние равновесия Расчет константы равновесияДля расчета константы равновесия используются равновесные концентрации. Если в реакции Парциальное давление это такое давление газа, входящего в смесь, которое он оказывал ПРИМЕР Связь Кр и ΔG° Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса следующим Смещение равновесияПри изменении внешних условий меняются равновесные концентрации, происходит смещение равновесия. Направление Принцип Ле–ШательеПри внешнем воздействии равновесие смещается в сторону ослабления этого воздействия. 1. Влияние температуры на равновесие химической реакцииПовышение температуры - смещает равновесие в 2. Влияние давления на равновесие химической реакцииПовышение давления смещает равновесие в сторону 3. Влияние концентрации на равновесие химической реакцииПовышение концентрации исходных веществ смещает равновесие 4. Влияние катализатора на равновесие химической реакцииВведение катализатора не влияет на смещение
Слайды презентации

Слайд 2 Основные понятия термодинамики
ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука

Основные понятия термодинамики ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука о взаимных превращениях различных видов энергии.

о взаимных превращениях различных видов энергии.

Слайд 3 Химическая термодинамика изучает:
Переходы химической энергии в другие

Химическая термодинамика изучает: Переходы химической энергии в другие формы- тепловую, электрическую

формы- тепловую, электрическую и. т.д.,
Каковы энергетические эффекты химических

реакций,
Возможность и направление самопроизвольно протекающей реакции,
Состояние химического равновесия и условия его смещения.

Слайд 4 Основные понятия ТД
Объектом изучения в термодинамике является система.
Система

Основные понятия ТДОбъектом изучения в термодинамике является система.Система - это совокупность

- это совокупность веществ находящихся во взаимодействии, мысленно (или

фактически) обособленная от окружающей среды.

Слайд 5 Основные понятия ТД

Основные понятия ТД

Слайд 6 Основные понятия ТД
Фаза-это часть системы, однородная во всех

Основные понятия ТДФаза-это часть системы, однородная во всех точках по составу

точках по составу и свойствам и отделенная от других

частей системы поверхностью раздела.

Слайд 7 Основные понятия ТД

Основные понятия ТД

Слайд 8 Термодинамические параметры
Температура – Т
Давление – Р
Плотность – ρ
Концентрация

Термодинамические параметрыТемпература – ТДавление – РПлотность – ρКонцентрация - СТеплоемкость –

- С
Теплоемкость –
Изменение хотя бы одного параметра приводит

к изменению состояния системы в целом

Слайд 9 Параметры химической термодинамики
U - внутренняя энергия
Н - энтальпия
S

Параметры химической термодинамикиU - внутренняя энергияН - энтальпияS - энтропияG - энергия Гиббса

- энтропия
G - энергия Гиббса

Слайд 10 Внутренняя энергия системы
Внутренняя энергия системы (U) - представляет

Внутренняя энергия системыВнутренняя энергия системы (U) - представляет собой ее полную

собой ее полную энергию, которая складывается из кинетической и

потенциальной энергий молекул, атомов, атомных ядер и электронов.
Она не включает потенциальную энергию положения системы в пространстве и кинетическую энергию движения системы как целого.

Слайд 11 Единицы измерения
Единицы измерения внутренней энергии:
[U] = Дж, кДж.

Единицы измеренияЕдиницы измерения внутренней энергии:[U] = Дж, кДж. Абсолютное значение внутренней



Абсолютное значение внутренней энергии определить невозможно, однако можно измерить

ее изменение ΔU при переходе из одного состояния в другое.

Слайд 12 Внутренняя энергия системы
Внутренняя энергия - это функция состояния,

Внутренняя энергия системыВнутренняя энергия - это функция состояния, которая характеризует полный

которая характеризует полный запас энергии системы.
Изменение внутренней энергии

не зависит от пути и способа перехода системы из одного состояния в другое.
ΔU=U2 –U1
U2 и U1 - внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях соответственно.

Слайд 13 Термодинамический процесс
- это изменение состояния системы, сопровождающийся изменением

Термодинамический процесс- это изменение состояния системы, сопровождающийся изменением хотя бы одного из параметров системы во времени.

хотя бы одного из параметров системы во времени.

Слайд 14 Термодинамический процесс
В зависимости от условий перехода системы из

Термодинамический процессВ зависимости от условий перехода системы из одного состояния в

одного состояния в другое в термодинамике различают следующие процессы:


изотермические Т- const,
изобарные Р-const,
изохорные V-const.

Слайд 15 Теплота
- является мерой энергии переданной от одного

Теплота - является мерой энергии переданной от одного тела к другому,

тела к другому, за счет разницы температур этих тел.

Слайд 16 Работа
- является мерой энергии, переданной от одного

Работа - является мерой энергии, переданной от одного тела к другому

тела к другому за счет перемещения масс под действием

каких-либо сил.

Слайд 17 Первый закон термодинамики
Выражает количественное соотношение между изменением внутренней

Первый закон термодинамикиВыражает количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и

энергии, теплотой и работой:
Q=ΔU +A
Т.е. теплота Q,

подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии ΔU и на совершение системой работы А.
работа расширения A=P×ΔV

Слайд 18 Закон сохранения энергии
- энергия не исчезает и не

Закон сохранения энергии- энергия не исчезает и не возникает, она переходит

возникает, она переходит из одной формы в другую в

строго определенных, всегда в эквивалентных количествах.

Слайд 19 Изохорный процесс
Первый закон ТД:
Q=ΔU +A = ΔU

Изохорный процесс Первый закон ТД:Q=ΔU +A = ΔU + P×ΔV Для

+ P×ΔV

Для изохорного процесса
V=const , тогда ΔV=0

A=0
Запишем первый закон ТД для изохорного процесса:
Q=ΔU

Слайд 20 Изобарный процесс
Для изобарного процесса Р=const.
В изобарных процессах

Изобарный процесс Для изобарного процесса Р=const.В изобарных процессах тепловой эффект химической

тепловой эффект химической реакции равен изменению энтальпии (Н).

Первый закон

ТД:
Qр =ΔU+P×ΔV=(U2-U1) + P(V2-V1)=(U2+PV2)-(U1+PV1)
обозначим через Н =U+PV
Тогда Qр =H2-H1=ΔН.
Величина Н- характеризует теплосодержание системы.

Слайд 21 Тепловой эффект реакции
- это количество теплоты, которое выделяется

Тепловой эффект реакции- это количество теплоты, которое выделяется или поглощается системой после протекания химической реакции

или поглощается системой после протекания химической реакции

Слайд 22 Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы:
если

Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы: если H2 > H1 ΔH=

H2 > H1
ΔH= H2 – H1 > 0
реакция эндотермическая
Q = Δ

H
если H1 > H2
ΔH= H2 – H1 < 0
реакция экзотермическая
Q = – Δ H

Слайд 23 Энтальпия образования
- количество теплоты, которое выделяется или

Энтальпия образования - количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании

поглощается при образовании 1 моля сложного вещества из простых

веществ.

Слайд 24 Стандартная энтальпия образования
Для сравнения энтальпий образования различных соединений

Стандартная энтальпия образованияДля сравнения энтальпий образования различных соединений их определяют при

их определяют при одинаковых стандартных условиях:
Т=298 К
Р=101,3

КПа, 1 атм., 760 мм.рт.ст.
Энтальпия образования определенная при стандартных условиях называется стандартной энтальпией образования вещества и обозначается

Слайд 25 Единицы измерения
Единицы измерения энтальпии образования:

Значения стандартных энтальпий образования

Единицы измеренияЕдиницы измерения энтальпии образования:Значения стандартных энтальпий образования приведены в таблицах,

приведены в таблицах, необходимо обращать внимание на агрегатные состояния

веществ

Слайд 26 ПРИМЕР

ПРИМЕР

Слайд 27 ПРАВИЛО!
энтальпии образования простых веществ равны нулю
для устойчивых

ПРАВИЛО!энтальпии образования простых веществ равны нулю для устойчивых простых веществ энтальпия

простых веществ энтальпия равна нулю
Например:
Для твердого йода энтальпия образования

равна нулю, а для газообразного йода не равна нулю.

Слайд 28 Термохимические уравнения
это уравнения химической реакции в котором

Термохимические уравнения это уравнения химической реакции в котором указан тепловой эффект

указан тепловой эффект химической реакции и агрегатные состояния.

Слайд 29 Виды агрегатного состояния вещества
т – твердое
к – кристаллическое,

Виды агрегатного состояния веществат – твердоек – кристаллическое, ам. – аморфное,


ам. – аморфное,
ж – жидкое,
г – газообразное,


р – растворимое

Слайд 30 ПРИМЕР

ПРИМЕР

Слайд 31 Особенности термохимических уравнений
в термохимических уравнениях могут быть дробные

Особенности термохимических уравненийв термохимических уравнениях могут быть дробные стехиометрические коэффициенты.

стехиометрические коэффициенты.

Слайд 32 Особенности термохимических уравнений
С термохимических уравнениями можно производить алгебраические

Особенности термохимических уравненийС термохимических уравнениями можно производить алгебраические действия. Их можно

действия. Их можно складывать, вычитать, умножать на любые коэффициенты

вместе с тепловым эффектом

Слайд 33 Закон Гесса
Тепловой эффект химической реакции определяется лишь начальным

Закон ГессаТепловой эффект химической реакции определяется лишь начальным и конечным состояниями

и конечным состояниями системы реагирующих веществ и не зависит

от пути ее протекания.

Слайд 34 Пример. Получение СО2
1 путь:
С + О2 = СО2 ΔН1
2

Пример. Получение СО21 путь:С + О2 = СО2 ΔН12 путь:С + 1/2О2

путь:
С + 1/2О2 = СО ΔН2
СО + 1/2О2 = СО2 ΔН3
ΔН1

= ΔН2 + ΔН3

Слайд 35 Следствие из закона Гесса
Теплота химической реакции равна разности

Следствие из закона ГессаТеплота химической реакции равна разности между суммой энтальпий

между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий

образования исходных веществ.
Необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты.

Слайд 36 Тепловой эффект реакции
стандартная энтальпия образования вещества

количество вещества

Тепловой эффект реакциистандартная энтальпия образования веществаколичество вещества

Слайд 37 Пример. Рассчитать ΔН0 химической реакции

Пример. Рассчитать ΔН0 химической реакции

Слайд 38 Пример. Рассчитать ΔН0 MgO

Пример. Рассчитать ΔН0 MgO

Слайд 39 Задача
Вычислите ΔН0 SO3 если при сгорании 64г серы

ЗадачаВычислите ΔН0 SO3 если при сгорании 64г серы выделилось 790 кДж

выделилось 790 кДж тепла.
Решение:
S +3/2O2 =SO3

64 г S – 790 кДж
32

г S – Х кДж
Х=395 кДж тепла
ΔН0 SO3 = - 395кДж/моль

Слайд 40 Задача
Сколько тепла выделится при взаимодействии 4,48 литров N2

ЗадачаСколько тепла выделится при взаимодействии 4,48 литров N2 (н.у.) с Н2

(н.у.) с Н2 , если ΔН0 (NH3)=–46 кДж/моль.
Решение:
½N2 +3/2H2

=NH3
11,2 л N2 – – 46 кДж
4,48 л N2 – Х кДж
Х=18,4кДж тепла.

Слайд 41 Возможность и направление протекания
химических
реакций

Возможность и направление протеканияхимическихреакций

Слайд 42 Самопроизвольность протекания реакции
При изучении химических взаимодействий важно оценить

Самопроизвольность протекания реакцииПри изучении химических взаимодействий важно оценить возможность или невозможность

возможность или невозможность их самопроизвольного протекания при данных условиях.


Самопроизвольно могут протекать как экзотермические, так и эндотермические реакции.
Самопроизвольный процесс протекает без затраты энергии извне (смешение газов, передача тепла от горячего к холодному, вода стекает с крыши)

Слайд 43 Второй закон термодинамики
Определяет критерий самопроизвольного протекания процесса в

Второй закон термодинамикиОпределяет критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированных системах - энтропию

изолированных системах - энтропию

Слайд 44 Энтропия
это параметр характеризующий хаотичность движения частиц, является

Энтропия это параметр характеризующий хаотичность движения частиц, является мерой молекулярного, атомного и ионного беспорядка.

мерой молекулярного, атомного и ионного беспорядка.

Слайд 45 Параметры состояния вещества
Параметры макросостояния системы:
Р -давление, Т –

Параметры состояния веществаПараметры макросостояния системы:Р -давление, Т – температура ,V –

температура ,V – объем
Параметры микросостояния системы:
1. мгновенные координаты

каждой молекулы (Хi, Yi, Zi)
2. скорости их перемещения (Vхi, Vyi, Vzi)
Каждому макросостоянию отвечает большое число микросостояний.

Слайд 46 Термодинамическая вероятность состояния системы (W)
это число микросостояний, с

Термодинамическая вероятность состояния системы (W)это число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние

помощью которых осуществляется данное макросостояние

Слайд 47 Уравнение Больцмана
Уравнение Больцмана придало энтропии физический смысл.

Уравнение БольцманаУравнение Больцмана придало энтропии физический смысл.

Слайд 48 Основные положения
Энтропия- это мера термодинамической вероятности состояния веществ

Основные положенияЭнтропия- это мера термодинамической вероятности состояния веществ и систем.Любая изолированная

и систем.
Любая изолированная система предоставленная самой себе, изменяется в

направлении состояния обладающего максимальной вероятностью.
Все процессы в изолированной системе происходят в направлении увеличения энтропии.

Слайд 49 Изменение энтропии
ΔS = S2 –S1
если ΔS > 0,

Изменение энтропииΔS = S2 –S1если ΔS > 0, то процесс протекает

то процесс протекает в прямом направлении,
если ΔS

0, то процесс протекает в обратном направлении.

Слайд 50 Энтропия химической реакции
стандартная энтропия образования вещества

количество вещества

Энтропия химической реакциистандартная энтропия образования веществаколичество вещества

Слайд 51 Основные положения
значения стандартных энтропий приведены в таблице;
значение

Основные положениязначения стандартных энтропий приведены в таблице; значение энтропий зависит от агрегатного состояния веществ.

энтропий зависит от агрегатного состояния веществ.

Слайд 52 Пример:

Пример:

Слайд 53 Абсолютное значение энтропии
В отличие от энтальпии и внутренней

Абсолютное значение энтропииВ отличие от энтальпии и внутренней энергии можно определить

энергии можно определить абсолютное значение энтропии всех веществ, т.к.

для энтропии есть нулевая точка отсчета.
Энтропия вещества при Т=0 К равна нулю, вероятность = 1. Данное макросостояние достигается единственным микросостоянием.
При фазовых переходах (плавление, кипение) энтропия растет скачкообразно. Если в реакции участвуют газообразные вещества, то об изменении энтропии можно судить по изменению объема газообразных веществ.

Слайд 54 Пример
Сграфит тв. + СО2 = 2СОгаз ΔS=175,4
1моль 2 моль ΔS>0
твердые и жидкие вещества

ПримерСграфит тв. + СО2 = 2СОгаз ΔS=175,4 1моль 2 моль ΔS>0твердые и жидкие вещества не учитываются ,

не учитываются , в данной реакции объем увеличивается, беспорядок

системы возрастает ΔS>0.

Слайд 55 Пример
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) ΔS

Пример2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) ΔS

уменьшается, беспорядок системы уменьшается

Слайд 56 Факторы неизолированных систем
1.Энтальпийный ΔН- отражает стремление системы к

Факторы неизолированных систем1.Энтальпийный ΔН- отражает стремление системы к образованию связей в

образованию связей в результате взаимного притяжения частиц, что приводит

к их усложнению. Энергия при этом выделяется и ΔН<0. (Стремление системы перейти в состояние с минимальной Е, при этом выделяется тепло ΔН<0.)
2. Энтропийный (TΔS) – отражает стремление к усилению процессов диссоциации сложных частиц на более простые и их менее упорядоченному состоянию в результате ΔS>0. (Стремление системы перейти в состояние с большим беспорядком ΔS>0.)

Слайд 57 Энергия Гиббса
Энтропийный и энтальпийный факторы обычно действуют в

Энергия ГиббсаЭнтропийный и энтальпийный факторы обычно действуют в противоположных направлениях и

противоположных направлениях и общее направление реакции определяется влиянием преобладающего

фактора.
В неизолированных системах критерием является ΔG –энергия Гиббса, ее рассчитывают при разных температурах.

Слайд 58 Уравнение энергии Гиббса

Уравнение энергии Гиббса

Слайд 59 Величина и знак ΔG позволяют судить о принципиальной

Величина и знак ΔG позволяют судить о принципиальной возможности и направлении

возможности и направлении процесса.
ΔG

G>0 прямая реакция невозможна и протекает в обратном направлении,
Δ G=0 реакция находится в состоянии равновесия, т.е. скорость прямой реакции равна скорости обратной.

Слайд 60 Пример
Fe2O3(тв) +3Н2 (г) =2Fe (тв) +3Н2О(г)
ΔН х.р. =

ПримерFe2O3(тв) +3Н2 (г) =2Fe (тв) +3Н2О(г) ΔН х.р. = 96,61 кДжВозможна ли

96,61 кДж
Возможна ли данная реакция при стандартных условиях, если

ΔSх.р. = 138,7 Дж/град?
Решение:
Вычисляем : ΔG= ΔH – T ΔS
ΔG= 96,61 -298×138,7×10–3 =55,28 кДж,
т.к. Δ G>0 ,то реакция при стандартных условиях невозможна, в этих условиях идет обратная реакция.

Слайд 61 Пример
При какой температуре начнется эта реакция?
Решение:
Найдем температуру при

ПримерПри какой температуре начнется эта реакция?Решение:Найдем температуру при которой ΔG=0?ΔH =T

которой ΔG=0?
ΔH =T ΔS
T = ΔH/ ΔS

=96,61/0,1387=696.5 K
Следовательно при температуре >696,5K начнется реакция восстановления Fe2O3 водородом.

Слайд 62 Значение ΔG можно определить приблизительно:

Значение ΔG можно определить приблизительно:

Слайд 63 Энергия Гиббса химической реакции
стандартная энергия Гиббса образования вещества

количество

Энергия Гиббса химической реакциистандартная энергия Гиббса образования веществаколичество вещества

вещества

Слайд 64 Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG°
это

Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG° это энергия Гиббса реакции

энергия Гиббса реакции образования одного моля этого соединения находящегося

в стандартных условиях, из простых веществ

ΔG° простых веществ так же как ΔH°, ΔS° равны нулю

Единицы измерения ΔG° - кДж/моль

Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG° приведена в справочниках

Слайд 65 Устойчивость соединений
вещество термодинамически устойчиво и может быть получено

Устойчивость соединенийвещество термодинамически устойчиво и может быть получено из простых веществ

из простых веществ
такие вещества термодинамически неустойчивы, они не

могут быть получены из простых веществ

Слайд 66 ПРИМЕР
NO, NO2 , при стандартных условиях их получают

ПРИМЕРNO, NO2 , при стандартных условиях их получают косвенным путем:Cu +

косвенным путем:

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 +NO + H2O


Слайд 67 ВАЖНО!
Любая реакция при постоянных температуре и давлении протекает

ВАЖНО!Любая реакция при постоянных температуре и давлении протекает самопроизвольно в направлении убыли энергии Гиббса.

самопроизвольно в направлении убыли энергии Гиббса.

Слайд 68 Химическое равновесие и константа равновесия

Химическое равновесие и константа равновесия

Слайд 69 Состояние равновесия
это такое состояние системы при которой

Состояние равновесия это такое состояние системы при которой ΔG = 0,

ΔG = 0, а скорость прямой реакции равна скорости

обратной:

аА + вВ = сС + dD
V прямой = V обратной

Слайд 70 Константа равновесия
характеризует количественное состояние равновесия

Константа равновесияхарактеризует количественное состояние равновесия

Слайд 71 Расчет константы равновесия
Для расчета константы равновесия используются равновесные

Расчет константы равновесияДля расчета константы равновесия используются равновесные концентрации. Если в

концентрации.
Если в реакции все вещества находятся в газообразном

состоянии, то вместо равновесных концентраций можно использовать значения парциальных давлений.

Слайд 72 Парциальное давление
это такое давление газа, входящего в

Парциальное давление это такое давление газа, входящего в смесь, которое он

смесь, которое он оказывал бы, если бы занимал тот

объем, который занимает вся смесь.

Слайд 73 ПРИМЕР

ПРИМЕР

Слайд 74 Связь Кр и ΔG°
Константа равновесия связана со

Связь Кр и ΔG° Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса

стандартной энергией Гиббса следующим соотношением:
Зная значения ΔG° для

химической реакции можно рассчитать константу равновесия и равновесные концентрации.

Слайд 75 Смещение равновесия
При изменении внешних условий меняются равновесные концентрации,

Смещение равновесияПри изменении внешних условий меняются равновесные концентрации, происходит смещение равновесия.

происходит смещение равновесия. Направление смещения химического равновесия при изменении

внешних условий определяется правилом
Ле-Шателье.

Слайд 76 Принцип Ле–Шателье
При внешнем воздействии равновесие смещается в сторону

Принцип Ле–ШательеПри внешнем воздействии равновесие смещается в сторону ослабления этого воздействия.

ослабления этого воздействия.

Слайд 77 1. Влияние температуры на равновесие химической реакции
Повышение температуры

1. Влияние температуры на равновесие химической реакцииПовышение температуры - смещает равновесие

- смещает равновесие в сторону эндотермической реакции
Понижение температуры -

смещает равновесие в сторону экзотермической реакции.

Слайд 78 2. Влияние давления на равновесие химической реакции
Повышение давления

2. Влияние давления на равновесие химической реакцииПовышение давления смещает равновесие в

смещает равновесие в сторону меньшего объема.
3Н2 + N2 →

2NH3
3 1 → 2
Если равные объемы, то давление не влияет на смещение равновесия.

Слайд 79 3. Влияние концентрации на равновесие химической реакции
Повышение концентрации

3. Влияние концентрации на равновесие химической реакцииПовышение концентрации исходных веществ смещает

исходных веществ смещает равновесие в сторону продуктов реакции.
Повышение

концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону исходных веществ.
  • Имя файла: energiya-himicheskoy-reaktsii.pptx
  • Количество просмотров: 163
  • Количество скачиваний: 0
- Предыдущая Жизненный путь Андрея Болконского в романе Л.Н.Толстого Война и мир
Следующая - Нарциссы

Похожие презентации

ПО ХИМИИ ВИТАМИНЫ ПО ХИМИИ ВИТАМИНЫ 116
Природные источники углеводородов 10 класс Природные источники углеводородов 10 класс 108
Презентация по химии 10 класс на тему Нефть-природный источник углеводородов Презентация по химии 10 класс на тему Нефть-природный источник углеводородов 132
Яке явище небезпечне для життя? Яке явище небезпечне для життя? 121
Химия и проблемы экологии. Кислотные дожди Химия и проблемы экологии. Кислотные дожди 154
Пища, которую мы едим Пища, которую мы едим 123
Алюминий и его характеристика Алюминий и его характеристика 116
Коррозия металлов Коррозия металлов 112
Презентация к открытому уроку химия+электроматериаловедение Металлы - проводниковые материалы Марий Л.В. Маслова Т.Н. Презентация к открытому уроку химия+электроматериаловедение Металлы - проводниковые материалы Марий Л.В. Маслова Т.Н. 139
Урок Железо Урок Железо 151
Химическое производство Химическое производство 260
Чистые вещества и смеси Чистые вещества и смеси 120
Арены. История открытия Арены. История открытия 104
Альдегиды Альдегиды 124
Полимеры Полимеры 137
Вещество Вещество 145
Классификация органических соединений Классификация органических соединений 109
Соединения Соединения 108
Основные законы химии Основные законы химии 108
Обмен липидов-2 Обмен липидов-2 100
Моносахариды. Изомерия моносахаридов Моносахариды. Изомерия моносахаридов 141
Презентация к уроку химии в 10 классе Глюкоза, ее строение и свойства . Презентация к уроку химии в 10 классе Глюкоза, ее строение и свойства . 151
Презентация: Тестирование по теме Окислительно-восстановительные реакции Презентация: Тестирование по теме Окислительно-восстановительные реакции 132
Гидролиз. Методы его получения и применения Гидролиз. Методы его получения и применения 123
Презентация Химическая сказка о кислороде Презентация Химическая сказка о кислороде 223
Липиды: функции и обмен Липиды: функции и обмен 114
Состав мыла Состав мыла 213
Презентация по химии Окислительно-восстановительные реакции Презентация по химии Окислительно-восстановительные реакции 145
Крахмал Крахмал 122
Практическая работа №з Анализ почвы и воды Практическая работа №з Анализ почвы и воды 265