🗊Презентация Основы химической термодинамики

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Основы химической термодинамики, слайд №1Основы химической термодинамики, слайд №2Основы химической термодинамики, слайд №3Основы химической термодинамики, слайд №4Основы химической термодинамики, слайд №5Основы химической термодинамики, слайд №6Основы химической термодинамики, слайд №7Основы химической термодинамики, слайд №8Основы химической термодинамики, слайд №9Основы химической термодинамики, слайд №10Основы химической термодинамики, слайд №11Основы химической термодинамики, слайд №12Основы химической термодинамики, слайд №13Основы химической термодинамики, слайд №14Основы химической термодинамики, слайд №15Основы химической термодинамики, слайд №16Основы химической термодинамики, слайд №17Основы химической термодинамики, слайд №18Основы химической термодинамики, слайд №19Основы химической термодинамики, слайд №20Основы химической термодинамики, слайд №21Основы химической термодинамики, слайд №22Основы химической термодинамики, слайд №23Основы химической термодинамики, слайд №24Основы химической термодинамики, слайд №25Основы химической термодинамики, слайд №26Основы химической термодинамики, слайд №27Основы химической термодинамики, слайд №28Основы химической термодинамики, слайд №29Основы химической термодинамики, слайд №30Основы химической термодинамики, слайд №31Основы химической термодинамики, слайд №32Основы химической термодинамики, слайд №33Основы химической термодинамики, слайд №34Основы химической термодинамики, слайд №35Основы химической термодинамики, слайд №36Основы химической термодинамики, слайд №37Основы химической термодинамики, слайд №38Основы химической термодинамики, слайд №39Основы химической термодинамики, слайд №40Основы химической термодинамики, слайд №41Основы химической термодинамики, слайд №42Основы химической термодинамики, слайд №43Основы химической термодинамики, слайд №44Основы химической термодинамики, слайд №45Основы химической термодинамики, слайд №46Основы химической термодинамики, слайд №47Основы химической термодинамики, слайд №48Основы химической термодинамики, слайд №49Основы химической термодинамики, слайд №50Основы химической термодинамики, слайд №51Основы химической термодинамики, слайд №52Основы химической термодинамики, слайд №53Основы химической термодинамики, слайд №54Основы химической термодинамики, слайд №55Основы химической термодинамики, слайд №56Основы химической термодинамики, слайд №57Основы химической термодинамики, слайд №58Основы химической термодинамики, слайд №59Основы химической термодинамики, слайд №60Основы химической термодинамики, слайд №61Основы химической термодинамики, слайд №62Основы химической термодинамики, слайд №63Основы химической термодинамики, слайд №64Основы химической термодинамики, слайд №65Основы химической термодинамики, слайд №66Основы химической термодинамики, слайд №67Основы химической термодинамики, слайд №68Основы химической термодинамики, слайд №69Основы химической термодинамики, слайд №70Основы химической термодинамики, слайд №71Основы химической термодинамики, слайд №72Основы химической термодинамики, слайд №73Основы химической термодинамики, слайд №74Основы химической термодинамики, слайд №75Основы химической термодинамики, слайд №76Основы химической термодинамики, слайд №77Основы химической термодинамики, слайд №78Основы химической термодинамики, слайд №79Основы химической термодинамики, слайд №80Основы химической термодинамики, слайд №81Основы химической термодинамики, слайд №82Основы химической термодинамики, слайд №83Основы химической термодинамики, слайд №84Основы химической термодинамики, слайд №85Основы химической термодинамики, слайд №86Основы химической термодинамики, слайд №87Основы химической термодинамики, слайд №88Основы химической термодинамики, слайд №89Основы химической термодинамики, слайд №90Основы химической термодинамики, слайд №91Основы химической термодинамики, слайд №92Основы химической термодинамики, слайд №93Основы химической термодинамики, слайд №94Основы химической термодинамики, слайд №95Основы химической термодинамики, слайд №96Основы химической термодинамики, слайд №97Основы химической термодинамики, слайд №98Основы химической термодинамики, слайд №99Основы химической термодинамики, слайд №100Основы химической термодинамики, слайд №101Основы химической термодинамики, слайд №102Основы химической термодинамики, слайд №103Основы химической термодинамики, слайд №104Основы химической термодинамики, слайд №105Основы химической термодинамики, слайд №106Основы химической термодинамики, слайд №107Основы химической термодинамики, слайд №108Основы химической термодинамики, слайд №109Основы химической термодинамики, слайд №110Основы химической термодинамики, слайд №111Основы химической термодинамики, слайд №112Основы химической термодинамики, слайд №113Основы химической термодинамики, слайд №114Основы химической термодинамики, слайд №115Основы химической термодинамики, слайд №116Основы химической термодинамики, слайд №117Основы химической термодинамики, слайд №118Основы химической термодинамики, слайд №119Основы химической термодинамики, слайд №120Основы химической термодинамики, слайд №121Основы химической термодинамики, слайд №122Основы химической термодинамики, слайд №123Основы химической термодинамики, слайд №124Основы химической термодинамики, слайд №125Основы химической термодинамики, слайд №126Основы химической термодинамики, слайд №127Основы химической термодинамики, слайд №128Основы химической термодинамики, слайд №129Основы химической термодинамики, слайд №130Основы химической термодинамики, слайд №131Основы химической термодинамики, слайд №132Основы химической термодинамики, слайд №133Основы химической термодинамики, слайд №134Основы химической термодинамики, слайд №135Основы химической термодинамики, слайд №136Основы химической термодинамики, слайд №137Основы химической термодинамики, слайд №138Основы химической термодинамики, слайд №139Основы химической термодинамики, слайд №140Основы химической термодинамики, слайд №141Основы химической термодинамики, слайд №142Основы химической термодинамики, слайд №143Основы химической термодинамики, слайд №144Основы химической термодинамики, слайд №145Основы химической термодинамики, слайд №146Основы химической термодинамики, слайд №147Основы химической термодинамики, слайд №148Основы химической термодинамики, слайд №149Основы химической термодинамики, слайд №150Основы химической термодинамики, слайд №151Основы химической термодинамики, слайд №152Основы химической термодинамики, слайд №153Основы химической термодинамики, слайд №154Основы химической термодинамики, слайд №155Основы химической термодинамики, слайд №156Основы химической термодинамики, слайд №157Основы химической термодинамики, слайд №158Основы химической термодинамики, слайд №159Основы химической термодинамики, слайд №160Основы химической термодинамики, слайд №161Основы химической термодинамики, слайд №162
Скачать

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Основы химической термодинамики. Доклад-сообщение содержит 162 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1


ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция 1 Основы химической термодинамики Основные понятия химической термодинамики. Функции состояния системы. Первый закон термодинамики.
Описание слайда:
ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция 1 Основы химической термодинамики Основные понятия химической термодинамики. Функции состояния системы. Первый закон термодинамики.

Слайд 2


ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ОБУЧАЮЩАЯ: сформировать знания об основах химической термодинамики, первом законе термодинамики и законе Гесса. РАЗВИВАЮЩАЯ: расширить кругозор обучающихся на основе интеграции знаний, развить логическое мышление. ВОСПИТАТЕЛЬНАЯ: содействовать формированию у обучающихся устойчивого интереса к изучению дисциплины.
Описание слайда:
ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ОБУЧАЮЩАЯ: сформировать знания об основах химической термодинамики, первом законе термодинамики и законе Гесса. РАЗВИВАЮЩАЯ: расширить кругозор обучающихся на основе интеграции знаний, развить логическое мышление. ВОСПИТАТЕЛЬНАЯ: содействовать формированию у обучающихся устойчивого интереса к изучению дисциплины.

Слайд 3


Основные понятия химической термодинамики
Описание слайда:
Основные понятия химической термодинамики

Слайд 4


Основы химической термодинамики, слайд №4
Описание слайда:

Слайд 5


Основы химической термодинамики, слайд №5
Описание слайда:

Слайд 6


Медико-биологическое значение темы Термодинамический метод исследования является одним из наиболее надежных способов изучения обмена веществ и энергии в живых организмах.
Описание слайда:
Медико-биологическое значение темы Термодинамический метод исследования является одним из наиболее надежных способов изучения обмена веществ и энергии в живых организмах.

Слайд 7


Основы химической термодинамики, слайд №7
Описание слайда:

Слайд 8


Основные понятия химической термодинамики
Описание слайда:
Основные понятия химической термодинамики

Слайд 9


Основы химической термодинамики, слайд №9
Описание слайда:

Слайд 10


Основные понятия химической термодинамики
Описание слайда:
Основные понятия химической термодинамики

Слайд 11


Основные понятия химической термодинамики В зависимости от фазового состояния различают: 1. Гомогенные системы. Это системы, в которых все компоненты находятся в одной фазе, и в них отсутствуют границы раздела. Пример: растворы глюкозы, солей, кислот. 2. Гетерогенные системы. Они состоят из нескольких фаз, отделенных границей раздела. Пример: эритроциты - плазма крови, живой организм.
Описание слайда:
Основные понятия химической термодинамики В зависимости от фазового состояния различают: 1. Гомогенные системы. Это системы, в которых все компоненты находятся в одной фазе, и в них отсутствуют границы раздела. Пример: растворы глюкозы, солей, кислот. 2. Гетерогенные системы. Они состоят из нескольких фаз, отделенных границей раздела. Пример: эритроциты - плазма крови, живой организм.

Слайд 12


Основные понятия химической термодинамики Термодинамическое состояние системы - совокупность всех физических и химических свойств системы. Качественно характеризуется числом фаз и химическим составом, количественно - термодинамическими параметрами. Для термодинамики особое значение имеет равновесное состояние системы - постоянство всех свойств в любой точке системы и отсутствие потоков массы и энергии в системе.
Описание слайда:
Основные понятия химической термодинамики Термодинамическое состояние системы - совокупность всех физических и химических свойств системы. Качественно характеризуется числом фаз и химическим составом, количественно - термодинамическими параметрами. Для термодинамики особое значение имеет равновесное состояние системы - постоянство всех свойств в любой точке системы и отсутствие потоков массы и энергии в системе.

Слайд 13


Основные понятия химической термодинамики Термодинамические параметры - это совокупность физических величин, определяющих состояние системы: температура (t), давление (р), объем (V). концентрация (с). Функциональная зависимость термодинамических параметров выражается уравнением состояния. Для газообразных систем эти параметры связаны между собой уравнением Менделеева – Клапейрона: p·V= n(х)·R·Т, n(x) =m(x)/M(x) [моль] R= 8,3 14 Дж · моль-1·К-1 p·V=·R·T
Описание слайда:
Основные понятия химической термодинамики Термодинамические параметры - это совокупность физических величин, определяющих состояние системы: температура (t), давление (р), объем (V). концентрация (с). Функциональная зависимость термодинамических параметров выражается уравнением состояния. Для газообразных систем эти параметры связаны между собой уравнением Менделеева – Клапейрона: p·V= n(х)·R·Т, n(x) =m(x)/M(x) [моль] R= 8,3 14 Дж · моль-1·К-1 p·V=·R·T

Слайд 14


Основные понятия химической термодинамики Термодинамические параметры называются стандартными, если они определяются при стандартных условиях. К стандартным условиям относят: t=250С или Т= (t0С +273) = 298 К р= 101,3 кПа = 1 атм С(х) = 1 моль · дм-3
Описание слайда:
Основные понятия химической термодинамики Термодинамические параметры называются стандартными, если они определяются при стандартных условиях. К стандартным условиям относят: t=250С или Т= (t0С +273) = 298 К р= 101,3 кПа = 1 атм С(х) = 1 моль · дм-3

Слайд 15


Основные понятия химической термодинамики Термодинамический процесс - переход системы из одного равновесного состояния в другое, сопровождающийся изменением хотя бы одного термодинамического параметра.
Описание слайда:
Основные понятия химической термодинамики Термодинамический процесс - переход системы из одного равновесного состояния в другое, сопровождающийся изменением хотя бы одного термодинамического параметра.

Слайд 16


Основные понятия химической термодинамики В зависимости от того, какой из параметров состояния при протекании термодинамического процесса остается постоянным, различают следующие термодинамические процессы: изотермический (Т = const), изобарный (р = const), изохорный (V = const), адиабатический (Q= const).
Описание слайда:
Основные понятия химической термодинамики В зависимости от того, какой из параметров состояния при протекании термодинамического процесса остается постоянным, различают следующие термодинамические процессы: изотермический (Т = const), изобарный (р = const), изохорный (V = const), адиабатический (Q= const).

Слайд 17


Функции состояния системы
Описание слайда:
Функции состояния системы

Слайд 18


Функции состояния системы К термодинамическим функциям системы относятся: 1. Внутренняя энергия (U). 2. Энтальпия (Н). 3. Энтропия (S). 4. Энергия Гельмгольца (F). 5. Энергия Гиббса (свободная энергия) (G). 6. Химический потенциал (μ).
Описание слайда:
Функции состояния системы К термодинамическим функциям системы относятся: 1. Внутренняя энергия (U). 2. Энтальпия (Н). 3. Энтропия (S). 4. Энергия Гельмгольца (F). 5. Энергия Гиббса (свободная энергия) (G). 6. Химический потенциал (μ).

Слайд 19


Функции состояния системы 1. Внутренняя энергия (U) Внутренняя энергия системы складывается из кинетической энергии движения молекул или атомов, образующих систему, потенциальной энергии их взаимодействия и внутримолекулярной энергии.
Описание слайда:
Функции состояния системы 1. Внутренняя энергия (U) Внутренняя энергия системы складывается из кинетической энергии движения молекул или атомов, образующих систему, потенциальной энергии их взаимодействия и внутримолекулярной энергии.

Слайд 20


Основы химической термодинамики, слайд №20
Описание слайда:

Слайд 21


Основы химической термодинамики, слайд №21
Описание слайда:

Слайд 22


Основы химической термодинамики, слайд №22
Описание слайда:

Слайд 23


Функции состояния системы ΔU=Q V , где Q V - теплота изохорного процесса. ΔU - кДж/моль или кДж· моль-1
Описание слайда:
Функции состояния системы ΔU=Q V , где Q V - теплота изохорного процесса. ΔU - кДж/моль или кДж· моль-1

Слайд 24


Основы химической термодинамики, слайд №24
Описание слайда:

Слайд 25


Основы химической термодинамики, слайд №25
Описание слайда:

Слайд 26


Основы химической термодинамики, слайд №26
Описание слайда:

Слайд 27


Основы химической термодинамики, слайд №27
Описание слайда:

Слайд 28


Основы химической термодинамики, слайд №28
Описание слайда:

Слайд 29


Основы химической термодинамики, слайд №29
Описание слайда:

Слайд 30


Основы химической термодинамики, слайд №30
Описание слайда:

Слайд 31


Основы химической термодинамики, слайд №31
Описание слайда:

Слайд 32


Основы химической термодинамики, слайд №32
Описание слайда:

Слайд 33


Основы химической термодинамики, слайд №33
Описание слайда:

Слайд 34


Первый закон термодинамики
Описание слайда:
Первый закон термодинамики

Слайд 35


Первый закон термодинамики
Описание слайда:
Первый закон термодинамики

Слайд 36


Первый закон термодинамики
Описание слайда:
Первый закон термодинамики

Слайд 37


Первый закон термодинамики
Описание слайда:
Первый закон термодинамики

Слайд 38


Первый закон термодинамики
Описание слайда:
Первый закон термодинамики

Слайд 39


Первый закон термодинамики
Описание слайда:
Первый закон термодинамики

Слайд 40


Первый закон термодинамики
Описание слайда:
Первый закон термодинамики

Слайд 41


Первый закон термодинамики
Описание слайда:
Первый закон термодинамики

Слайд 42


Основы химической термодинамики, слайд №42
Описание слайда:

Слайд 43


Основы химической термодинамики, слайд №43
Описание слайда:

Слайд 44


Основы химической термодинамики, слайд №44
Описание слайда:

Слайд 45


Первый закон термодинамики Теплота (Q) - форма передачи энергии, посредством хаотического столкновения частиц соприкасающихся систем, системы и среды. Q = С·ΔT [Дж], где С - молярная теплоемкость [Дж моль/К].
Описание слайда:
Первый закон термодинамики Теплота (Q) - форма передачи энергии, посредством хаотического столкновения частиц соприкасающихся систем, системы и среды. Q = С·ΔT [Дж], где С - молярная теплоемкость [Дж моль/К].

Слайд 46


Первый закон термодинамики Работа (W) - форма передачи энергии от системы в окружающую среду или другой системе, посредством упорядоченного взаимодействия частиц, вызванная преодолением сопротивления. Простейшей работой является работа расширения идеального газа в цилиндре с поршнем (открытая система): W = р ΔV.
Описание слайда:
Первый закон термодинамики Работа (W) - форма передачи энергии от системы в окружающую среду или другой системе, посредством упорядоченного взаимодействия частиц, вызванная преодолением сопротивления. Простейшей работой является работа расширения идеального газа в цилиндре с поршнем (открытая система): W = р ΔV.

Слайд 47


Основы химической термодинамики, слайд №47
Описание слайда:

Слайд 48


Основы химической термодинамики, слайд №48
Описание слайда:

Слайд 49


Основы химической термодинамики, слайд №49
Описание слайда:

Слайд 50


Основы химической термодинамики, слайд №50
Описание слайда:

Слайд 51


Функции состояния системы Из первого закона ТД: Q = ΔU + W Qр = ΔU + р·Δ V =(U2+р·V2) - (U1+ p·V1), где: Qр - теплота изобарного процесса при р=const; U + р·V = Н, т. е. энтальпия, => Qр=Н2-Н1=ΔН, т.е. ΔН=Qр
Описание слайда:
Функции состояния системы Из первого закона ТД: Q = ΔU + W Qр = ΔU + р·Δ V =(U2+р·V2) - (U1+ p·V1), где: Qр - теплота изобарного процесса при р=const; U + р·V = Н, т. е. энтальпия, => Qр=Н2-Н1=ΔН, т.е. ΔН=Qр

Слайд 52


Функции состояния системы Т.к. ΔН=Qр, => ΔН = ΔU + р·ΔV [кДж·моль-1] Энтальпию часто называют «тепловой функцией» или «теплосодержанием» системы.
Описание слайда:
Функции состояния системы Т.к. ΔН=Qр, => ΔН = ΔU + р·ΔV [кДж·моль-1] Энтальпию часто называют «тепловой функцией» или «теплосодержанием» системы.

Слайд 53


Основы химической термодинамики, слайд №53
Описание слайда:

Слайд 54


Основы химической термодинамики, слайд №54
Описание слайда:

Слайд 55


Энтропия (S) характеризует связанную энергию. В реальных необратимых системах только часть энергии превращается в работу, другая часть энергии является как бы связанной. Мера неупорядоченности системы. Энтропия (S) характеризует связанную энергию. В реальных необратимых системах только часть энергии превращается в работу, другая часть энергии является как бы связанной. Мера неупорядоченности системы.
Описание слайда:
Энтропия (S) характеризует связанную энергию. В реальных необратимых системах только часть энергии превращается в работу, другая часть энергии является как бы связанной. Мера неупорядоченности системы. Энтропия (S) характеризует связанную энергию. В реальных необратимых системах только часть энергии превращается в работу, другая часть энергии является как бы связанной. Мера неупорядоченности системы.

Слайд 56


Функции состояния системы ΔS=Qmin/T, [Дж · моль-1 · К-1].
Описание слайда:
Функции состояния системы ΔS=Qmin/T, [Дж · моль-1 · К-1].

Слайд 57


Функции состояния системы Энтропия связана с вероятностью состояния системы уравнением Больцмана: S=КБ · InW, где KБ-постоянная Больцмана, KБ = R/Nа= 1,38· 10-23 Дж· К-1; W-вероятность состояния системы, т.е. число микросостояний, которым может быть реализовано данное макросостояние.
Описание слайда:
Функции состояния системы Энтропия связана с вероятностью состояния системы уравнением Больцмана: S=КБ · InW, где KБ-постоянная Больцмана, KБ = R/Nа= 1,38· 10-23 Дж· К-1; W-вероятность состояния системы, т.е. число микросостояний, которым может быть реализовано данное макросостояние.

Слайд 58


Основы химической термодинамики, слайд №58
Описание слайда:

Слайд 59


Основы химической термодинамики, слайд №59
Описание слайда:

Слайд 60


Энтропия
Описание слайда:
Энтропия

Слайд 61


Функции состояния системы Ростом энтропии ΔS0 сопровождаются такие самопроизвольные процессы, как испарение жидкости, таяние льда, растворение веществ в растворителях, т.е. процессы, которые приводят к увеличению беспорядка в системе. Снижением энтропии ΔS0 сопровождаются процессы кристаллизации веществ, реакции полимеризации, поликонденсации, т.е. процессы, которые приводят к увеличению упорядоченности в системе.
Описание слайда:
Функции состояния системы Ростом энтропии ΔS0 сопровождаются такие самопроизвольные процессы, как испарение жидкости, таяние льда, растворение веществ в растворителях, т.е. процессы, которые приводят к увеличению беспорядка в системе. Снижением энтропии ΔS0 сопровождаются процессы кристаллизации веществ, реакции полимеризации, поликонденсации, т.е. процессы, которые приводят к увеличению упорядоченности в системе.

Слайд 62


Основы химической термодинамики, слайд №62
Описание слайда:

Слайд 63


Основы химической термодинамики, слайд №63
Описание слайда:

Слайд 64


Основы химической термодинамики, слайд №64
Описание слайда:

Слайд 65


Основы химической термодинамики, слайд №65
Описание слайда:

Слайд 66


Основы химической термодинамики, слайд №66
Описание слайда:

Слайд 67


Функции состояния системы При протекании изобарно-изотермических процессов:
Описание слайда:
Функции состояния системы При протекании изобарно-изотермических процессов:

Слайд 68


Функции состояния системы Анализ уравнения: 1 Энтальпийный фактор ΔH. Определяет стремление системы снизить свою энергию за счет образования сложных частиц из более простых, при этом совершается полезная работа. 2 Энтропийный фактор TΔS. Определяет стремление системы к хаотичному неупорядоченному состоянию за счет распада сложных частиц на более простые и распределению их по всему объему системы.
Описание слайда:
Функции состояния системы Анализ уравнения: 1 Энтальпийный фактор ΔH. Определяет стремление системы снизить свою энергию за счет образования сложных частиц из более простых, при этом совершается полезная работа. 2 Энтропийный фактор TΔS. Определяет стремление системы к хаотичному неупорядоченному состоянию за счет распада сложных частиц на более простые и распределению их по всему объему системы.

Слайд 69


Функции состояния системы Величина ΔG служит критерием возможности самопроизвольного протекания процессов. Процесс протекает самопроизвольно, если ΔG<0. При ΔG>0, процесс самопроизвольно не протекает. Если ΔG=0, то в системе установилось состояние равновесия.
Описание слайда:
Функции состояния системы Величина ΔG служит критерием возможности самопроизвольного протекания процессов. Процесс протекает самопроизвольно, если ΔG<0. При ΔG>0, процесс самопроизвольно не протекает. Если ΔG=0, то в системе установилось состояние равновесия.

Слайд 70


Влияние температуры на величину ΔG: 1. При ΔН>0 , ΔS>0 , процесс протекает самопроизвольно только при высоких температурах. 2. При ΔН>0, ΔS<0 , процесс самопроизвольно не протекает ни при каких температурах. 3. При ΔН<0, ΔS>0, процесс самопроизвольно протекает при любых температурах. 4. При ΔН<0, ΔS<0, процесс самопроизвольно протекает только при низких температурах.
Описание слайда:
Влияние температуры на величину ΔG: 1. При ΔН>0 , ΔS>0 , процесс протекает самопроизвольно только при высоких температурах. 2. При ΔН>0, ΔS<0 , процесс самопроизвольно не протекает ни при каких температурах. 3. При ΔН<0, ΔS>0, процесс самопроизвольно протекает при любых температурах. 4. При ΔН<0, ΔS<0, процесс самопроизвольно протекает только при низких температурах.

Слайд 71


Функции состояния системы μ=G(x)/n(x), отсюда G(х)=n(х)·μ(х). Если система состоит из нескольких веществ x1, x2, x3…, то: G=n(x1) ·μ(x1)+n(x2) ·μ(x2)+n(x3) ·μ(x3) + …
Описание слайда:
Функции состояния системы μ=G(x)/n(x), отсюда G(х)=n(х)·μ(х). Если система состоит из нескольких веществ x1, x2, x3…, то: G=n(x1) ·μ(x1)+n(x2) ·μ(x2)+n(x3) ·μ(x3) + …

Слайд 72


Функции состояния системы Для вещества, находящегося в растворе, μ зависит от концентрации раствора, и природы растворителя. Уравнением изотермы: μ(x) = μ0(x) + R·T ·In C(x), где μ(x)- химический потенциал [Дж · моль-1]; μ0(x)- стандартный химический потенциал; С(x) - молярная концентрация вещества x [моль · дм-3]. С увеличением концентрации вещества в системе μ увеличивается, т.е. ∆ μ(х)0, а с уменьшением -снижается, т.е. ∆ μ(х)0.
Описание слайда:
Функции состояния системы Для вещества, находящегося в растворе, μ зависит от концентрации раствора, и природы растворителя. Уравнением изотермы: μ(x) = μ0(x) + R·T ·In C(x), где μ(x)- химический потенциал [Дж · моль-1]; μ0(x)- стандартный химический потенциал; С(x) - молярная концентрация вещества x [моль · дм-3]. С увеличением концентрации вещества в системе μ увеличивается, т.е. ∆ μ(х)0, а с уменьшением -снижается, т.е. ∆ μ(х)0.

Слайд 73


Вопросы для самоконтроля
Описание слайда:
Вопросы для самоконтроля

Слайд 74


СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ! СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ!
Описание слайда:
СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ! СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ!

Слайд 75


ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция 2 Термохимия. Второй закон термодинамики. Химическое равновесие Основные понятия. Закон Гесса и его следствия. Второй закон термодинамики.  Химическое равновесие.
Описание слайда:
ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция 2 Термохимия. Второй закон термодинамики. Химическое равновесие Основные понятия. Закон Гесса и его следствия. Второй закон термодинамики.  Химическое равновесие.

Слайд 76


ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ОБУЧАЮЩАЯ: сформировать знания об основах химической термодинамики, втором законе термодинамики и химическом равновесии. РАЗВИВАЮЩАЯ: расширить кругозор обучающихся на основе интеграции знаний, развить логическое мышление. ВОСПИТАТЕЛЬНАЯ: содействовать формированию у обучающихся устойчивого интереса к изучению дисциплины.
Описание слайда:
ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ОБУЧАЮЩАЯ: сформировать знания об основах химической термодинамики, втором законе термодинамики и химическом равновесии. РАЗВИВАЮЩАЯ: расширить кругозор обучающихся на основе интеграции знаний, развить логическое мышление. ВОСПИТАТЕЛЬНАЯ: содействовать формированию у обучающихся устойчивого интереса к изучению дисциплины.

Слайд 77


Основы химической термодинамики, слайд №77
Описание слайда:

Слайд 78


Основные понятия термохимии Химическая реакция как термодинамический процесс, заключается в превращении одних веществ в другие за счет изменения состава и (или) строения. Для физико-химических процессов действует закон сохранения массы, установленный М.В. Ломоносовым (m1 = m2).
Описание слайда:
Основные понятия термохимии Химическая реакция как термодинамический процесс, заключается в превращении одних веществ в другие за счет изменения состава и (или) строения. Для физико-химических процессов действует закон сохранения массы, установленный М.В. Ломоносовым (m1 = m2).

Слайд 79


Основные понятия термохимии
Описание слайда:
Основные понятия термохимии

Слайд 80


Особенности термохимических уравнений: 1. Уравнения записываются с учетом ТД функций состояния системы (ΔH, Δ S). 2. Учитывается 1 моль вещества, поэтому возможны дробные коэффициенты. 3. Указываются агрегатные состояния веществ. 4. С ТХ уравнениями могут производиться обычные алгебраические действия. Пример: ½ N2(г)+ ½ O2(г)= NO(г),ΔH>0.
Описание слайда:
Особенности термохимических уравнений: 1. Уравнения записываются с учетом ТД функций состояния системы (ΔH, Δ S). 2. Учитывается 1 моль вещества, поэтому возможны дробные коэффициенты. 3. Указываются агрегатные состояния веществ. 4. С ТХ уравнениями могут производиться обычные алгебраические действия. Пример: ½ N2(г)+ ½ O2(г)= NO(г),ΔH>0.

Слайд 81


1. Основные понятия термохимии Тепловой эффект (Q, кДж·моль-1 ) - энергия, которая выделяется или поглощается в форме теплоты, при необратимом протекании физико-химического процесса при условии: Т, р = const или р, V = const, система совершает только работу расширения (А' = 0 ). Если процесс проводится в автоклаве (V=const) тепловой эффект равен приращению внутренней энергии: Qv = ΔU. Eсли процесс проводится в открытой системе (р = const) тепловой эффект равен приращению энтальпии: Qp = ΔН.
Описание слайда:
1. Основные понятия термохимии Тепловой эффект (Q, кДж·моль-1 ) - энергия, которая выделяется или поглощается в форме теплоты, при необратимом протекании физико-химического процесса при условии: Т, р = const или р, V = const, система совершает только работу расширения (А' = 0 ). Если процесс проводится в автоклаве (V=const) тепловой эффект равен приращению внутренней энергии: Qv = ΔU. Eсли процесс проводится в открытой системе (р = const) тепловой эффект равен приращению энтальпии: Qp = ΔН.

Слайд 82


Основные понятия термохимии Стандартный тепловой эффект - теплота физико-химического процесса, протекающего в стандартных условиях: Т=298К, р=101,3 кПа. При этом твердые и жидкие вещества находятся в устойчивой модификации, газы близки к состоянию идеального газа. Стандартные тепловые эффекты экспериментально определены и приводятся в специальных справочниках.
Описание слайда:
Основные понятия термохимии Стандартный тепловой эффект - теплота физико-химического процесса, протекающего в стандартных условиях: Т=298К, р=101,3 кПа. При этом твердые и жидкие вещества находятся в устойчивой модификации, газы близки к состоянию идеального газа. Стандартные тепловые эффекты экспериментально определены и приводятся в специальных справочниках.

Слайд 83


Частным выражением 1-го начала термодинамики применительно к химическим процессам является закон Гесса (1840 г): Частным выражением 1-го начала термодинамики применительно к химическим процессам является закон Гесса (1840 г):
Описание слайда:
Частным выражением 1-го начала термодинамики применительно к химическим процессам является закон Гесса (1840 г): Частным выражением 1-го начала термодинамики применительно к химическим процессам является закон Гесса (1840 г):

Слайд 84


Основы химической термодинамики, слайд №84
Описание слайда:

Слайд 85


Закон Гесса Например: Если С (т) + О2 (г) = СО2 (г), ΔН1; или провести процесс по этапам: С (т) + 1/2О2 (г) = СО (г), ΔН2; СО (г) + 1/2О2 (г) = СО2 (г), ΔН3, то ΔН1 = ΔН2 + ΔН3.
Описание слайда:
Закон Гесса Например: Если С (т) + О2 (г) = СО2 (г), ΔН1; или провести процесс по этапам: С (т) + 1/2О2 (г) = СО (г), ΔН2; СО (г) + 1/2О2 (г) = СО2 (г), ΔН3, то ΔН1 = ΔН2 + ΔН3.

Слайд 86


Основы химической термодинамики, слайд №86
Описание слайда:

Слайд 87


Основы химической термодинамики, слайд №87
Описание слайда:

Слайд 88


Основы химической термодинамики, слайд №88
Описание слайда:

Слайд 89


Основы химической термодинамики, слайд №89
Описание слайда:

Слайд 90


Основы химической термодинамики, слайд №90
Описание слайда:

Слайд 91


Основы химической термодинамики, слайд №91
Описание слайда:

Слайд 92


Закон Гесса Расчеты тепловых эффектов реакций (ΔН0х.р.) по термохимическим уравнениям производят либо по теплотам образования веществ, либо по теплота их сгорания, которые определены экспериментально и являются табличными величинами.
Описание слайда:
Закон Гесса Расчеты тепловых эффектов реакций (ΔН0х.р.) по термохимическим уравнениям производят либо по теплотам образования веществ, либо по теплота их сгорания, которые определены экспериментально и являются табличными величинами.

Слайд 93


Основы химической термодинамики, слайд №93
Описание слайда:

Слайд 94


Закон Гесса
Описание слайда:
Закон Гесса

Слайд 95


Закон Гесса
Описание слайда:
Закон Гесса

Слайд 96


Первое следствие закона Гесса ΔН0проц. = ∑nΔН0обр(прод) - ∑nΔН0обр(реагент), ΔН0проц.[кДж ·моль-1].
Описание слайда:
Первое следствие закона Гесса ΔН0проц. = ∑nΔН0обр(прод) - ∑nΔН0обр(реагент), ΔН0проц.[кДж ·моль-1].

Слайд 97


Основы химической термодинамики, слайд №97
Описание слайда:

Слайд 98


Основы химической термодинамики, слайд №98
Описание слайда:

Слайд 99


Закон Гесса Для многих органических соединений невозможно одновременно синтезировать сложное вещество из простых и при этом определить тепловой эффект химической реакции, поэтому для них основой расчетов является энтальпия сгорания.
Описание слайда:
Закон Гесса Для многих органических соединений невозможно одновременно синтезировать сложное вещество из простых и при этом определить тепловой эффект химической реакции, поэтому для них основой расчетов является энтальпия сгорания.

Слайд 100


Закон Гесса
Описание слайда:
Закон Гесса

Слайд 101


Закон Гесса
Описание слайда:
Закон Гесса

Слайд 102


ΔН0проц. = ∑nΔН0сгор(реаг.) -∑nΔН0сгор(прод.), [кДж · моль-1]
Описание слайда:
ΔН0проц. = ∑nΔН0сгор(реаг.) -∑nΔН0сгор(прод.), [кДж · моль-1]

Слайд 103


Закон Гесса Задача 2. Рассчитать тепловой эффект реакции спиртового брожения глюкозы, исходя из стандартных энтальпий сгорания: С6Н12О6 (к) = 2С2Н5ОН(ж) + 2СО2 (г). ΔН0сгор(С6Н12О6 (к)) = - 2815,78 кДж · моль-1 ΔН0сгор(С2Н5ОН(ж)) = - 1366,9 кДж · моль-1 Решение: по второму следствию закона Гесса: ΔН0х.р. = ΔН0сгор(С6Н12О6 (к)) - 2ΔН0сгор(С2Н5ОН(ж)) = - 82 кДж · моль-1. Реакция экзотермическая.
Описание слайда:
Закон Гесса Задача 2. Рассчитать тепловой эффект реакции спиртового брожения глюкозы, исходя из стандартных энтальпий сгорания: С6Н12О6 (к) = 2С2Н5ОН(ж) + 2СО2 (г). ΔН0сгор(С6Н12О6 (к)) = - 2815,78 кДж · моль-1 ΔН0сгор(С2Н5ОН(ж)) = - 1366,9 кДж · моль-1 Решение: по второму следствию закона Гесса: ΔН0х.р. = ΔН0сгор(С6Н12О6 (к)) - 2ΔН0сгор(С2Н5ОН(ж)) = - 82 кДж · моль-1. Реакция экзотермическая.

Слайд 104


Закон Гесса Закон Гесса и его следствия применяют в научной диетологии. С его помощью оценивают калорийность пищевых продуктов.
Описание слайда:
Закон Гесса Закон Гесса и его следствия применяют в научной диетологии. С его помощью оценивают калорийность пищевых продуктов.

Слайд 105


Основы химической термодинамики, слайд №105
Описание слайда:

Слайд 106


Основы химической термодинамики, слайд №106
Описание слайда:

Слайд 107


Закон Гесса Коэффициенты калорийности основных компонентов пищи равны: К (белков и углеводов) = 16,5 – 17,2 кДж · г-1, К (жиров) = 37,7 – 39,8 кДж · г-1. Первое значение (16,5 и 37,7) – нижняя граница. Второе значение (17,2 - 39,8) – верхняя граница.
Описание слайда:
Закон Гесса Коэффициенты калорийности основных компонентов пищи равны: К (белков и углеводов) = 16,5 – 17,2 кДж · г-1, К (жиров) = 37,7 – 39,8 кДж · г-1. Первое значение (16,5 и 37,7) – нижняя граница. Второе значение (17,2 - 39,8) – верхняя граница.

Слайд 108


Закон Гесса Для расчета калорийности пищевых продуктов используют формулы: По нижней границе: К = 16,5 m(б) + 16,5 m(у) + 37,7 m(ж) [кДж] По верхней границе: К = 17,2 m(б) + 17,2 m(у) + 39,8 m(ж) [кДж]
Описание слайда:
Закон Гесса Для расчета калорийности пищевых продуктов используют формулы: По нижней границе: К = 16,5 m(б) + 16,5 m(у) + 37,7 m(ж) [кДж] По верхней границе: К = 17,2 m(б) + 17,2 m(у) + 39,8 m(ж) [кДж]

Слайд 109


Закон Гесса Задача 3. Рассчитайте калорийность 300 граммов порции рыбы, если известно, что в 100 г этого продукта содержится 12 г белка, 8 г жиров и 0,3 г углеводов. Коэффициенты калорийности возьмите по нижней границе. Решение: К = 3·[16,5 m(б) + 16,5 m(у) + 37,7 m(ж)] [кДж] К = 1514 кДж (336 кКал)
Описание слайда:
Закон Гесса Задача 3. Рассчитайте калорийность 300 граммов порции рыбы, если известно, что в 100 г этого продукта содержится 12 г белка, 8 г жиров и 0,3 г углеводов. Коэффициенты калорийности возьмите по нижней границе. Решение: К = 3·[16,5 m(б) + 16,5 m(у) + 37,7 m(ж)] [кДж] К = 1514 кДж (336 кКал)

Слайд 110


Закон Гесса На основании данных по калорийности пищевых продуктов, составляется научно- обоснованные нормы их потребления для различных граждан населения, в зависимости от пола, возраста, характера труда. Пользуясь этими данными как средними величинами, врач составляет нормы потребления пищевых веществ для каждого пациента в отдельности. Норма суточного потребления для взрослого организма: Белков-80-100 г. Жиров-60-70 г. Углеводов-370-450 г.
Описание слайда:
Закон Гесса На основании данных по калорийности пищевых продуктов, составляется научно- обоснованные нормы их потребления для различных граждан населения, в зависимости от пола, возраста, характера труда. Пользуясь этими данными как средними величинами, врач составляет нормы потребления пищевых веществ для каждого пациента в отдельности. Норма суточного потребления для взрослого организма: Белков-80-100 г. Жиров-60-70 г. Углеводов-370-450 г.

Слайд 111


Закон Гесса Суточная потребность человека в энергии составляет: 1. При легкой работе в сидячем положении-8400-11700 кДж (2000-2800 ккал). 2. При умеренной и напряженной мышечной работе- 12500-15100 кДж (3000-3600 ккал). 3. При тяжелых физических нагрузках-16700-20900 кДж (4000-5000 ккал).
Описание слайда:
Закон Гесса Суточная потребность человека в энергии составляет: 1. При легкой работе в сидячем положении-8400-11700 кДж (2000-2800 ккал). 2. При умеренной и напряженной мышечной работе- 12500-15100 кДж (3000-3600 ккал). 3. При тяжелых физических нагрузках-16700-20900 кДж (4000-5000 ккал).

Слайд 112


Основы химической термодинамики, слайд №112
Описание слайда:

Слайд 113


Второе начало термодинамики
Описание слайда:
Второе начало термодинамики

Слайд 114


Основы химической термодинамики, слайд №114
Описание слайда:

Слайд 115


Основы химической термодинамики, слайд №115
Описание слайда:

Слайд 116


Основы химической термодинамики, слайд №116
Описание слайда:

Слайд 117


Основы химической термодинамики, слайд №117
Описание слайда:

Слайд 118


Основы химической термодинамики, слайд №118
Описание слайда:

Слайд 119


Основы химической термодинамики, слайд №119
Описание слайда:

Слайд 120


Основы химической термодинамики, слайд №120
Описание слайда:

Слайд 121


Основы химической термодинамики, слайд №121
Описание слайда:

Слайд 122


Второе начало термодинамики
Описание слайда:
Второе начало термодинамики

Слайд 123


Второе начало термодинамики Больцман: самопроизвольно могут протекать только такие процессы, при которых система из менее вероятного состояния переходит в более вероятное состояние.
Описание слайда:
Второе начало термодинамики Больцман: самопроизвольно могут протекать только такие процессы, при которых система из менее вероятного состояния переходит в более вероятное состояние.

Слайд 124


Второе начало термодинамики Для изолированной системы (при Е=const, V= const) критерием самопроизвольности процесса является энтропия (S). Процесс протекает самопроизвольно, если ΔS > 0. Протекает обратный процесс, если ΔS < 0 В момент равновесия ΔS = 0.
Описание слайда:
Второе начало термодинамики Для изолированной системы (при Е=const, V= const) критерием самопроизвольности процесса является энтропия (S). Процесс протекает самопроизвольно, если ΔS > 0. Протекает обратный процесс, если ΔS < 0 В момент равновесия ΔS = 0.

Слайд 125


Самопроизвольные процессы Пример Свободное перемещение газа
Описание слайда:
Самопроизвольные процессы Пример Свободное перемещение газа

Слайд 126


Самопроизвольные процессы Пример Свободное перемещение газа
Описание слайда:
Самопроизвольные процессы Пример Свободное перемещение газа

Слайд 127


Второе начало термодинамики
Описание слайда:
Второе начало термодинамики

Слайд 128


Второе начало термодинамики Для процессов, протекающих при р=соnst и Т=соnst, роль термодинамического потенциала выполняет энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), а в случае процессов, протекающих при V=соnst и Т=соnst – энергия Гельмгольца ΔF (изохорно-изотермический потенциал).
Описание слайда:
Второе начало термодинамики Для процессов, протекающих при р=соnst и Т=соnst, роль термодинамического потенциала выполняет энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), а в случае процессов, протекающих при V=соnst и Т=соnst – энергия Гельмгольца ΔF (изохорно-изотермический потенциал).

Слайд 129


Второе начало термодинамики
Описание слайда:
Второе начало термодинамики

Слайд 130


Второе начало термодинамики Математическое выражение 2-го начала термодинамики: ΔG0пр. = ∑nΔG0обр(прод) - ∑nΔG0обр(реагент), ΔG0пр.= ΔН0 – ТΔS0.
Описание слайда:
Второе начало термодинамики Математическое выражение 2-го начала термодинамики: ΔG0пр. = ∑nΔG0обр(прод) - ∑nΔG0обр(реагент), ΔG0пр.= ΔН0 – ТΔS0.

Слайд 131


Биоэнергетика
Описание слайда:
Биоэнергетика

Слайд 132


Особенности организации живых систем: Биологические системы являются открытыми. Процессы в живых системах в конечном итоге необратимы. Живые системы не находятся в состоянии равновесия. Все биологические системы гетерогенны.
Описание слайда:
Особенности организации живых систем: Биологические системы являются открытыми. Процессы в живых системах в конечном итоге необратимы. Живые системы не находятся в состоянии равновесия. Все биологические системы гетерогенны.

Слайд 133


Биоэнергетика Основным источником энергии для организма человека является химическая энергия, заключенная в пищевых продуктах, часть которой (за вычетом энергии, выводимой из организма с продуктами жизнедеятельности) расходуется на: 1) совершение работы внутри организма, связанной с дыханием, кровообращением и т.д.; 2) нагревание вдыхаемого воздуха, потребляемой воды и пищи; 3) покрытие потерь теплоты в окружающую среду с выдыхаемым воздухом и с продуктами жизнедеятельности и т.д.
Описание слайда:
Биоэнергетика Основным источником энергии для организма человека является химическая энергия, заключенная в пищевых продуктах, часть которой (за вычетом энергии, выводимой из организма с продуктами жизнедеятельности) расходуется на: 1) совершение работы внутри организма, связанной с дыханием, кровообращением и т.д.; 2) нагревание вдыхаемого воздуха, потребляемой воды и пищи; 3) покрытие потерь теплоты в окружающую среду с выдыхаемым воздухом и с продуктами жизнедеятельности и т.д.

Слайд 134


Основы химической термодинамики, слайд №134
Описание слайда:

Слайд 135


Белки, жиры и углеводы служат субстратами окислительного фосфорилирования - одного из важнейших компонентов клеточного дыхания, приводящего к получению энергии в виде АТФ.
Описание слайда:
Белки, жиры и углеводы служат субстратами окислительного фосфорилирования - одного из важнейших компонентов клеточного дыхания, приводящего к получению энергии в виде АТФ.

Слайд 136


Энергетический обмен Энергетический обмен в клетке в основном связан с расщеплением макроэргических связей АТФ.
Описание слайда:
Энергетический обмен Энергетический обмен в клетке в основном связан с расщеплением макроэргических связей АТФ.

Слайд 137


Основы химической термодинамики, слайд №137
Описание слайда:

Слайд 138


Биоэнергетика
Описание слайда:
Биоэнергетика

Слайд 139


Биоэнергетика В термодинамике открытых систем важной величиной является производная энтропии по времени, которая показывает прирост энтропии в единицу времени. В стационарном состоянии организма эта производная всегда больше нуля. Cнижении энтропии (негэнтропия) за счет потребления организмом из окружающей среды питательных веществ с низким значением энтропии происходит одновременно с увеличением энтропии за счет выделения в среду продуктов распада, обладающих высокой энтропией.
Описание слайда:
Биоэнергетика В термодинамике открытых систем важной величиной является производная энтропии по времени, которая показывает прирост энтропии в единицу времени. В стационарном состоянии организма эта производная всегда больше нуля. Cнижении энтропии (негэнтропия) за счет потребления организмом из окружающей среды питательных веществ с низким значением энтропии происходит одновременно с увеличением энтропии за счет выделения в среду продуктов распада, обладающих высокой энтропией.

Слайд 140


Теорема Пригожина dS/dt = dS орг/dt орг + dS среда/dt среда dS/dt – скорость изменения энтропии; dS орг/dt орг – скорость изменения энтропии внутри организма; dS среда/dt среда – скорость изменения энтропии вследствие обмена организма с окружающей средой и массой и энергией.
Описание слайда:
Теорема Пригожина dS/dt = dS орг/dt орг + dS среда/dt среда dS/dt – скорость изменения энтропии; dS орг/dt орг – скорость изменения энтропии внутри организма; dS среда/dt среда – скорость изменения энтропии вследствие обмена организма с окружающей средой и массой и энергией.

Слайд 141


Биоэнергетика Производство энтропии возрастает в период эмбриогенеза, при процессах регенерации и при росте злокачественных новообразований.
Описание слайда:
Биоэнергетика Производство энтропии возрастает в период эмбриогенеза, при процессах регенерации и при росте злокачественных новообразований.

Слайд 142


Вопросы для самоконтроля
Описание слайда:
Вопросы для самоконтроля

Слайд 143


СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ! СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ!
Описание слайда:
СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ! СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ!

Слайд 144


Основы химической термодинамики, слайд №144
Описание слайда:

Слайд 145


Равновесное состояние - такое состояние системы, когда при постоянных внешних условиях параметры системы не изменяются во времени.
Описание слайда:
Равновесное состояние - такое состояние системы, когда при постоянных внешних условиях параметры системы не изменяются во времени.

Слайд 146


Химическое равновесие Истинное CO + H2O CO2 + H2
Описание слайда:
Химическое равновесие Истинное CO + H2O CO2 + H2

Слайд 147


Термодинамика химического равновесия
Описание слайда:
Термодинамика химического равновесия

Слайд 148


Закон действующих масс (гомогенные системы) aA + bB dD + eE c(A) = [A] = const c(B) = [B] = const c(D) = [D] = const c(E) = [E] = const
Описание слайда:
Закон действующих масс (гомогенные системы) aA + bB dD + eE c(A) = [A] = const c(B) = [B] = const c(D) = [D] = const c(E) = [E] = const

Слайд 149


Термодинамика химического равновесия Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры и не зависит от их концентрации. Константа равновесия (КС ) может изменяться от 0 до ∞. Если k = 0, реакция не протекает; K = ∞, реакция идет до конца; K> 1, химическое равновесие смещено в сторону образования продуктов; K< 1, химическое равновесие смещено в сторону образования реагентов.
Описание слайда:
Термодинамика химического равновесия Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры и не зависит от их концентрации. Константа равновесия (КС ) может изменяться от 0 до ∞. Если k = 0, реакция не протекает; K = ∞, реакция идет до конца; K> 1, химическое равновесие смещено в сторону образования продуктов; K< 1, химическое равновесие смещено в сторону образования реагентов.

Слайд 150


Сдвиг химического равновесия Анри Луи Ле Шателье (1884): Любое воздействие на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, вызывает в ней изменения, стремящиеся ослабить это воздействие.
Описание слайда:
Сдвиг химического равновесия Анри Луи Ле Шателье (1884): Любое воздействие на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, вызывает в ней изменения, стремящиеся ослабить это воздействие.

Слайд 151


Влияние температуры Реакция эндотермическая – Q, ΔH > 0 при повышении температуры при понижении температуры
Описание слайда:
Влияние температуры Реакция эндотермическая – Q, ΔH > 0 при повышении температуры при понижении температуры

Слайд 152


Принцип Ле Шателье CaCO3 CaO + CO2 – Q (ΔH > 0) при повышении температуры 2NO N2 + O2 + Q (ΔH < 0) при повышении температуры
Описание слайда:
Принцип Ле Шателье CaCO3 CaO + CO2 – Q (ΔH > 0) при повышении температуры 2NO N2 + O2 + Q (ΔH < 0) при повышении температуры

Слайд 153


Влияние концентрации Введение реагента Удаление реагента
Описание слайда:
Влияние концентрации Введение реагента Удаление реагента

Слайд 154


Принцип Ле Шателье 2SO2 + O2 2SO3 при увеличении концентрации О2
Описание слайда:
Принцип Ле Шателье 2SO2 + O2 2SO3 при увеличении концентрации О2

Слайд 155


Влияние давления aA + bB dD + eE если d + e = a + b
Описание слайда:
Влияние давления aA + bB dD + eE если d + e = a + b

Слайд 156


Принцип Ле Шателье Δn(газ.) > 0 при повышении давления при понижении давления
Описание слайда:
Принцип Ле Шателье Δn(газ.) > 0 при повышении давления при понижении давления

Слайд 157


Влияние давления N2 + 3H2 2NH3 Δn(газ.) = 2 – 4 < 0 при повышении давления
Описание слайда:
Влияние давления N2 + 3H2 2NH3 Δn(газ.) = 2 – 4 < 0 при повышении давления

Слайд 158


Принцип Ле Шателье Катализатор не влияет на Kc не является реагентом или продуктом => не смещает химическое равновесие ускоряет его достижение
Описание слайда:
Принцип Ле Шателье Катализатор не влияет на Kc не является реагентом или продуктом => не смещает химическое равновесие ускоряет его достижение

Слайд 159


Термодинамика химического равновесия Направление данной химической реакции общего вида: aA + bB cC + dD при заданных концентрациях веществ (A, B, C, D) при постоянной температуре можно представить с помощью уравнения изотермы: где ΔGр-я –изменение энергии Гиббса реакции, ΔG 0р-я – изменение стандартной энергии Гиббса ΔG0р-я = -RТℓnКс.
Описание слайда:
Термодинамика химического равновесия Направление данной химической реакции общего вида: aA + bB cC + dD при заданных концентрациях веществ (A, B, C, D) при постоянной температуре можно представить с помощью уравнения изотермы: где ΔGр-я –изменение энергии Гиббса реакции, ΔG 0р-я – изменение стандартной энергии Гиббса ΔG0р-я = -RТℓnКс.

Слайд 160


Термодинамика химического равновесия Пс – величина стехиометрического соотношения концентраций веществ, участвующих в реакции при заданных условиях: Преобразованное уравнение изотермы: ΔGр-я = -RT ℓn + RT ℓn =RT (ℓn - ℓn ) ΔGр-я = RT ℓn
Описание слайда:
Термодинамика химического равновесия Пс – величина стехиометрического соотношения концентраций веществ, участвующих в реакции при заданных условиях: Преобразованное уравнение изотермы: ΔGр-я = -RT ℓn + RT ℓn =RT (ℓn - ℓn ) ΔGр-я = RT ℓn

Слайд 161


Термодинамика химического равновесия Анализ уравнения изотермы Если ПС > КС, то – протекает обратный процесс. Если ПС < КС, то – протекает прямой процесс. Если ПС = КС, то - состояние равновесия.
Описание слайда:
Термодинамика химического равновесия Анализ уравнения изотермы Если ПС > КС, то – протекает обратный процесс. Если ПС < КС, то – протекает прямой процесс. Если ПС = КС, то - состояние равновесия.

Слайд 162


Спасибо за Ваше внимание!
Описание слайда:
Спасибо за Ваше внимание!

Скачать

Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию