Презентация на тему Закономерности протекания химических реакций. Основы химической термодинамики. Лекция 6

чем с объектами внешней среды.
Типы систем:
Открытые – способны обмениваться

с окружающими телами веществом и энергией
Закрытые – обмениваются с внешней средой только энергией (движение вещества невозможно)
Изолированные – не обмениваются с внешней средой ни веществом, ни энергией

– Т, Р, С, V и т.д.
V = const

: изохорический процесс
Р = const : изобарический процесс
Т = const : изотермический процесс
Q = o : адиабатный
U - внутренняя энергия, Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса

видами движений и взаимодействий составляющих ее молекул, атомов, ионов,

элементарных частиц.
Кинетическая энергия – это энергия колебательного, вращательного, поступательного движения частиц.
Потенциальная энергия – обусловлена силами притяжения и отталкивания.
Абсолютная величина энергии не может быть определена. Поэтому вычисляют разность между U в начальном и конечном состояниях.

Uреаг.> Uпрод. (экзо) Uреаг.< Uпрод. (эндо)

+ A
Энергия в изолированной системе

не возникает и не исчезает, а лишь переходит из одной формы в другую.

Следствие:
Тепловой эффект прямой реакции равен по абсолютному значению и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции.

– это тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества

из простых веществ (абсолютное значение определить невозможно)

ΔН = ΔU + PΔV

При постоянном давлении и при условии, что в ходе процесса совершается только работа расширения (А = PΔV)

ΔН = Q

Закон Гесса (1840):
Тепловой эффект химической реакции не зависит от

пути ее протекания и определяется только начальным и конечным состоянием системы.
Следствие:
Тепловой эффект реакции
Qр = Qпр – Qреаг.

функция состояния, которая служит мерой неупорядоченности системы.

В изолированных

системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается (ΔS>0)