Термодинамика - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Термодинамика. Доклад-сообщение содержит 63 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

Описание слайда:

Система - это совокупность находящихся во взаимодействии веществ, мысленно или фактически обособленная от окружающей среды.

Слайд 2

Описание слайда:

Виды систем: Виды систем: изолированная - не обменивается ни веществом, ни энергией (в природе такие системы не существуют); закрытая — обменивается только энергией (запаянная ампула с каким-либо веществом); открытая - обменивается и веществом и энергией (открытая пробирка с веществом).

Слайд 3

Описание слайда:

Компоненты - химические вещества, входящие в состав системы. Компоненты - химические вещества, входящие в состав системы. Число независимых компонентов в системе: n компонентов = n веществ – n реакций Хранящийся на воздухе СаО. Число возможных реакций в системе 2: СаО+Н2О=Са(ОН)2 Са(ОН)2+СО2=СаСО3+Н2О Значит число веществ в системе 5: СаО, Н2О, Са(ОН)2, СО2, СаСО3 Тогда число компонентов: 5-2=3

Слайд 4

Описание слайда:

Гомогенная система одинакова по составу, структуре и свойствам во всех своих микроучастках. Гомогенная система одинакова по составу, структуре и свойствам во всех своих микроучастках. Гетерогенная система состоит из нескольких фаз, разграниченных поверхностями раздела. Фаза - часть системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Слайд 5

Описание слайда:

Состояние системы характеризуется экстенсивными и интенсивными параметрами. Состояние системы характеризуется экстенсивными и интенсивными параметрами. Экстенсивные параметры зависят от количества вещества, находящегося в системе. Это - масса, объем, энергия, теплоемкость. Интенсивные параметры не зависят от количества вещества в системе. Это - температура, давление, плотность, концентрация.

Слайд 6

Описание слайда:

Термодинамическое состояние системы равновесно, если его термодинамические параметры одинаковы во всех точках системы, и не изменяются самопроизвольно (без затраты работы) во времени. Термодинамическое состояние системы равновесно, если его термодинамические параметры одинаковы во всех точках системы, и не изменяются самопроизвольно (без затраты работы) во времени. Состояние задаётся набором значений термодинамических параметров: температура, давление, массовый состав системы, плотности, концентрации и т.п. Уравнения, связывающее значения V, p, T для изучаемой системы называются уравнениями состояния.

Слайд 7

Описание слайда:

Некоторые параметры могут остаться без изменения. Некоторые параметры могут остаться без изменения. Р = const - процесс изобарный V = const - процесс изохорный Т = const - процесс изотермический Р= const, Т = const - процесс изобарно-изотермический и т.д.

Слайд 8

Описание слайда:

Характеристические функции. Характеристические функции. Не зависят от способа (пути) достижения данного состояния системы, а определяются состоянием системы. К ним относятся: внутренняя энергия U, энтальпия Н, изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия или энергия Гемгольца) F, изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) G, энтропия S.

Слайд 9

Описание слайда:

Внутренняя энергия (U) системы - её полная энергия, которая складывается из кинетической и потенциальной энергий молекул, атомов, атомных ядер, электронов, ионов и др. частиц, составляющих систему. Внутренняя энергия (U) системы - её полная энергия, которая складывается из кинетической и потенциальной энергий молекул, атомов, атомных ядер, электронов, ионов и др. частиц, составляющих систему. ΔU = U2 - U1 U1 и U2 - внутренняя энергия системы в начальном и конечном состояниях, ΔU - изменение внутренней энергии в ходе химического процесса.

Слайд 10

Описание слайда:

ΔU>0 -происходит поглощение энергии из внешней среды (эндотермические реакции). ΔU>0 -происходит поглощение энергии из внешней среды (эндотермические реакции). ΔU

Слайд 11

Описание слайда:

Теплота Q, подведённая к системе, расходуется на увеличение её внутренней энергии ΔU и на совершение системой работы А над внешней средой. Q = ΔU + А

Слайд 12

Описание слайда:

А= р·ΔV А= р·ΔV Q = ΔU + pΔV Q = (U2+pV2) - (U1+pV1) U+р·V = Н ∆Н=∆U+р·∆V ∆Н-изменение энтальпии, кДж/моль.

Слайд 13

Описание слайда:

Энтальпия. Тепловой эффект или энтальпия реакции- это изменение энергии системы при протекании в ней химических реакций при условии, что система не совершает никакой другой работы кроме работы расширения. Изменение энтальпии (ΔН) - является мерой энергии, переданной от одного тела к другому, за счёт разницы температур этих тел. Q = H2 - H1 = ΔH

Слайд 14

Описание слайда:

Тепловой эффект химической реакции - это количество энергии (тепла), которое должно быть получено продуктами реакции (или отведено от них), чтобы они имели такую же температуру, как исходные вещества. Тепловой эффект химической реакции - это количество энергии (тепла), которое должно быть получено продуктами реакции (или отведено от них), чтобы они имели такую же температуру, как исходные вещества. ΔН>0, ΔU>0 - теплота подводится к системе, реакция – эндотермическая. ΔН < 0, Δ U

Слайд 15

Описание слайда:

Теплоемкость Теплоёмкость - количество теплоты, которое необходимо подвести к телу, чтобы повысить его температуру на 1 К. или Теплоёмкость - это отношение количества теплоты, полученное телом (веществом) при бесконечно малом изменении его состояния в каком-либо процессе, к вызванному им приращению температуры.

Слайд 16

Описание слайда:

Теплоемкость зависит от температуры. Теплоемкость зависит от температуры.

Слайд 17

Описание слайда:

Закон Кирхгоффа Увеличение теплового эффекта при повышении температуры на 10С равняется разности между теплоемкостью исходных веществ (С1) и теплоемкостью продуктов реакции (С2). ΔQ/ ΔT = С1 - С2 ΔQ - тепловой эффект реакции, кДж/моль; ΔТ - изменение температуры, 0С.

Слайд 18

Описание слайда:

Расчет теплоемкости При постоянном объеме: СV = dQV/dT СV -теплоемкость при постоянном объеме, кДж/моль·град; dQV - первая производная теплоты при постоянном объеме; dT - производная температуры. При постоянном давлении: CP = dQP/dT СР-теплоемкость при постоянном давлении, кДж/моль·град; dQР - первая производная теплоты при постоянном давлении; dT - производная температуры.

Слайд 19

Описание слайда:

Энтальпия образования Тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из простых веществ называется энтальпией образования ΔНобр. данного вещества.

Слайд 20

Описание слайда:

Энтальпия образования соединений из элементов одного и того же периода периодической системы уменьшается по мере увеличения порядкового номера: Энтальпия образования соединений из элементов одного и того же периода периодической системы уменьшается по мере увеличения порядкового номера: ΔН0(NaC1) = -411,1 кДж/моль ΔН0(MgC12) = -641,1 кДж/моль ΔН0(A1C13) = -704,2 кДж/моль 2) Кристаллическому состоянию вещества соответствует большая энтальпия образования, нежели аморфному.

Слайд 21

Описание слайда:

3) Энтальпия образования соединений одного и того же металла с металлоидами одной и той же группы периодической системы растет с ростом атомного веса металлоида: 3) Энтальпия образования соединений одного и того же металла с металлоидами одной и той же группы периодической системы растет с ростом атомного веса металлоида: ΔН0(KF) = -567,4 кДж/моль ΔН0(KC1) = -435,9 кДж/моль ΔН0(KBr) = -392,5 кДж/моль ΔН0(KI) = -327,6 кДж/моль

Слайд 22

Описание слайда:

Правило термохимической логарифмики: Энтальпия образования неорганических соединений элементов одного ряда или одной подгруппы периодической системы, отнесенная к одному грамм-эквиваленту, находится в линейной зависимости от логарифма порядкового номера этих элементов.

Слайд 23

Описание слайда:

4) Энтальпия присоединения каждого следующего атома к металлу меньше, чем предыдущего: 4) Энтальпия присоединения каждого следующего атома к металлу меньше, чем предыдущего: ΔН0(FeC12)= -341,45 кДж/моль ΔН0(FeC13) = -390,4 кДж/моль 5) Элементы, объединяемые общностью химических свойств, соединяясь с другими элементами, дают мало различающиеся тепловые эффекты, например, для семейства железа: ΔН0(FeO) = -268,4 кДж/моль ΔН0(CoO) = -239,3 кДж/моль ΔН0(NiO) = -239,7 кДж/моль ΔН 0(FeS) = -100,4 кДж/моль ΔН0(CoS) = -84,5 кДж/моль ΔН0(NiS) = -79 кДж/моль

Слайд 24

Описание слайда:

Стандартное состояние - реальное, состояние вещества при данной температуре и давлении 101,3 кПа (1атм) в термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях. Стандартное состояние - реальное, состояние вещества при данной температуре и давлении 101,3 кПа (1атм) в термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях. Стандартная энтальпия (теплота) образования химического соединения ΔН0Т -изменение энтальпии в процессе получения одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, стандартных при данной температуре (это величина справочная). Стандартная температура 250С (298 К).

Слайд 25

Описание слайда:

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях. Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях. Энтальпия образования молекулы из свободных атомов - это сумма термохимических энергий связей в этой молекуле.

Слайд 26

Описание слайда:

Термохимическое уравнение - уравнение химической реакций, в котором указан его тепловой эффект. Термохимическое уравнение - уравнение химической реакций, в котором указан его тепловой эффект. Признаки термохимического уравнения: 1) Указываются агрегатные состояния вещества: (г) или (п) - газообразное, (ж) - жидкое, (т) или (кр)- твердое состояния воды. 2) Описывает реакцию между молями веществ, а не отдельными молекулами, поэтому в уравнениях допускаются дробные коэффициенты. 3) В уравнении указывается тепловой эффект реакции. С6Н6(ж)+7,5О2(г)=6СО2(г)+3Н2О(ж); ΔН0298=-3267,7Дж

Слайд 27

Описание слайда:

Первый закон термохимии закон Лавуазье - Лапласа Количество тепла, поглощающегося (выделяющегося) при разложении какого-либо сложного вещества на простые вещества, равно количеству тепла, выделяющегося (поглощающегося) при образовании этого же сложного вещества из простых веществ или Тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции с обратным знаком.

Слайд 28

Описание слайда:

Второй закон термохимии (закон Гесса) Тепловой эффект ряда последовательных реакций равен тепловому эффекту любого другого ряда реакций, если исходные вещества и конечные продукты в обоих случаях одни и те же и находятся в одинаковых состояниях и условиях. или Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути её протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Слайд 29

Описание слайда:

Энтальпийные диаграммы

Слайд 30

Описание слайда:

Следствия из закона Гесса 1) тепловой эффект химической реакции (ΔН0х.р.) равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции (ΔH0oбр.пpoд.) минус сумма теплот (энтальпий) образования исходных веществ (ΔН0обр.исх.) с учётом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции. ΔН0х.р.= ΣΔН0обр.прод - Σ ΔН0обр.исх

Слайд 31

Описание слайда:

2)Значение энтальпии прямой и обратной реакций численно равны, но противоположны по знаку. 2)Значение энтальпии прямой и обратной реакций численно равны, но противоположны по знаку. ΔН0(прямого процесса)=-ΔН0(обратного процесса) 3)Если реагенты превращаются в продукты по многостадийному механизму, то всегда верно соотношение: ΔН0(реакции) = Σ ΔН0(стадий)

Слайд 32

Описание слайда:

Теплота сгорания Теплота сгорания органического соединения - это количество теплоты, которое выделяется при полном сгорании 1 моля вещества. Теплота образования органического соединения равна разности между теплотой сгорания элементов, входящих в его состав, и теплотой сгорания данного соединения.

Слайд 33

Описание слайда:

Удельная теплота сгорания Qт равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1 кг жидкого или твердого вещества или 1 м3 газообразного вещества до образования высших оксидов: Удельная теплота сгорания Qт равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1 кг жидкого или твердого вещества или 1 м3 газообразного вещества до образования высших оксидов: Qт = - Н0сгор· 1000/М М –молярная масса или Qт = Н0сгор ·1000/22,4 22,4 – объём моля газа.

Слайд 34

Описание слайда:

Связь внутренней энергии и энтальпии. ΔU0=ΔH0-Δn·R·T ΔU0 - изменение внутренней энергии системы, кДж/моль; ΔH0 - изменение энтальпии системы, кДж/моль; Т - температура, К. R - универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/моль·К; Δn-изменение числа молей газообразных веществ в ходе реакции: Δn=Σnпродуктов - Σnисх. в-в ΔU0= (ΔH0 - Δn·R·T)·n

Слайд 35

Описание слайда:

Энтальпия нейтрализации - количество теплоты, выделяющееся при взаимодействии одного моля-эквивалента кислоты с одним молем - эквивалента щелочи. Энтальпия нейтрализации - количество теплоты, выделяющееся при взаимодействии одного моля-эквивалента кислоты с одним молем - эквивалента щелочи.

Слайд 36

Описание слайда:

Энергия атомизации - энергия, необходимая для разрыва связей в 1 моле простого вещества и превращения его в свободные атомы. Энергия атомизации - энергия, необходимая для разрыва связей в 1 моле простого вещества и превращения его в свободные атомы.

Слайд 37

Описание слайда:

Энергия возгонки (энергия сублимации) - энергия, требующаяся для возгонки (перехода из твердого состояния в газообразное) одного грамм-атома вещества, при этом вещество должно испаряться с образованием одноатомных молекул. Энергия возгонки (энергия сублимации) - энергия, требующаяся для возгонки (перехода из твердого состояния в газообразное) одного грамм-атома вещества, при этом вещество должно испаряться с образованием одноатомных молекул.

Слайд 38

Описание слайда:

Слайд 39

Описание слайда:

Энергия ионной кристаллической решетки - работа, которую необходимо затратить для разрушения одного моля кристаллического вещества на ионы и удаление газообразных ионов на бесконечно большое расстояние друг от друга. Энергия ионной кристаллической решетки - работа, которую необходимо затратить для разрушения одного моля кристаллического вещества на ионы и удаление газообразных ионов на бесконечно большое расстояние друг от друга.

Слайд 40

Описание слайда:

Уравнение Борна U=-(Z1·Z2·e2)/r+(b·e2/r·n) где Z1 и Z2 - величины зарядов катиона и аниона (т.е. формальные валентности); е - заряд электрона в электростатических единицах заряда, r- равновесное расстояние между ионами; b и n - некоторые постоянные величины (параметры). На 1 моль: U= N·(-(Z1·Z2·e2)/r+(b·e2/r·n) N - число Авогадро

Слайд 41

Описание слайда:

Энергия в ионном кристалле

Слайд 42

Описание слайда:

Трехмерная кристаллическая решетка хлорида натрия

Слайд 43

Описание слайда:

Энергия притяжения иона с другими ионами в кристалле Епр=-2·ln2·e2/r Притяжение одного моля ионов в кристалле: Eпр=N·(e2/r)·(6/√1-12/√2+8/√3-6/√4+24/√5-…) Сумма в скобках является постоянной величиной и назвается постоянной Маделунга или структурной константой αм

Слайд 44

Описание слайда:

Уравнение Борна для кристалла U = (-αм ·N·e2·Z1·Z2/r) + (β·e2/r·n) β=N·b - структурная постоянная, учитывающая степень отталкивания инертноподобных электронных оболочек ионов.

Слайд 45

Описание слайда:

Термодинамические свойства плеяд Ряд соединений, образуемых одной парой элементов, один из которых имеет переменную валентность, называется плеядой. Эндоэффект координации: по мере увеличения числа атомов В, окружающих атом А (координированных вокруг атома А) в ∆Н процесса присоединения каждого нового атома В к энергетическому балансу добавляется некая эндотермическая составляющая. Эндоэффект координации зависит от валентности и размера присоединяемых частиц.

Слайд 46

Описание слайда:

Энтальпия образования газообразных оксидов и галогенидов из свободных атомов а) для вольфрама; б) для титана

Слайд 47

Описание слайда:

Энтальпия образования газообразных окислов углерода из свободных атомов (а)-из графита и свободных атомов кислорода (б),из графита и молекулярного кислорода (в).

Слайд 48

Описание слайда:

Энтальпии образования окислов марганца

Слайд 49

Описание слайда:

Если элемент А соединяется с элементом В, а энергия атомизации простого вещества А много больше, чем энергия атомизации простого вещества В, то маловероятно, чтобы соединения с невысоким содержанием элемента В были устойчивыми. Если элемент А соединяется с элементом В, а энергия атомизации простого вещества А много больше, чем энергия атомизации простого вещества В, то маловероятно, чтобы соединения с невысоким содержанием элемента В были устойчивыми. Эти соединения будут либо эндотермичными, а эндотермичные мало устойчивы, либо экзотермичными, но будут экзотермически диспропорционировать, например по схеме: 2АВ = А + АВ2. Если какое-то соединение в плеяде очень экзотермично по сравнению с другими соединениями этой плеяды, то оно как бы «поглотит» своих менее экзотермичных соседей.

Слайд 50

Описание слайда:

Термодинамический цикл Борна - Габера Если, осуществляя процесс, поучается то же самое вещество, с которого начали, то процесс называется круговым или циклическим.

Слайд 51

Описание слайда:

Энтальпией растворения называют количество теплоты, поглощающейся или выделяющейся при растворении одного моля вещества в очень большом количестве растворителя, т.е. растворителя берут столько, чтобы при дальнейшем разбавлении раствора уже не наблюдалось добавочного теплового эффекта Энтальпией растворения называют количество теплоты, поглощающейся или выделяющейся при растворении одного моля вещества в очень большом количестве растворителя, т.е. растворителя берут столько, чтобы при дальнейшем разбавлении раствора уже не наблюдалось добавочного теплового эффекта

Слайд 52

Описание слайда:

Принцип Бертоло-Томсена Химические процессы осуществляются в том случае, если они сопровождаются выделением энергии, т. е. являются экзотермическими. или Химические процессы стремятся протекать в направлении достижения минимума энергии. Нх.р.

Слайд 53

Описание слайда:

Закон Клаузиуса Теплота сама собой переходит лишь от тела с большей температурой к телу с меньшей температурой и не может самопроизвольно переходить в обратном направлении. или Невозможно построить вечный двигатель второго рода, работа которого производилась бы только за счет охлаждения теплоотдатчика.

Слайд 54

Описание слайда:

Энтропия Термодинамическая вероятность системы W - число микросостояний. Энтропия (S) - количественная мера беспорядка.(Дж/моль·К). Уравнение Больцмана: S = k lnW Теорема Нернста: приращение энтропии при абсолютном нуле температуры стремится к конечному пределу, не зависящему от того, в каком равновесном состоянии находится система.

Слайд 55

Описание слайда:

Энтропия обратной реакции численно равна и противоположна по знаку энтропии прямой реакции. Энтропия обратной реакции численно равна и противоположна по знаку энтропии прямой реакции. Изменение энтропии системы (ΔS0х.р.) в результате химической реакции равно сумме энтропии продуктов реакции (ΣS0прод.) за вычетом суммы энтропии исходных веществ (ΣS0исх.). Суммирование проводят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ. ΔS0х.р. = Σ S0обр.прод. - ΣS0обр.исх .

Слайд 56

Описание слайда:

ΔS>0 - переход системы из более упорядоченного в менее упорядоченное состояние. ΔS>0 - переход системы из более упорядоченного в менее упорядоченное состояние. ΔS

Слайд 57

Описание слайда:

Второй закон термодинамики в изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии системы. Т·dS≥dQe Здесь знак равенства относится к обратимым процессам.

Слайд 58

Описание слайда:

Уравнение Клаузиуса ΔS=ΔH·1000/T Связь энтропии и теплоемкости ΔS=С·2,303lgТ2/Т1 При фазовых переходах Qp=∆Нф.п. Sф.п.= ∆Нф.п./Т

Слайд 59

Описание слайда:

Энергия Гиббса Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) ΔG - максимальная работа, которую нужно совершить, чтобы остановить данную химическую реакцию. ΔG =ΔH -T·ΔS ΔG00 - реакция самопроизвольно не протекает. ΔG0=0 - состояние термодинамического равновесия.

Слайд 60

Описание слайда:

Процессы, протекающие с уменьшением энтальпии (ΔН0), практически необратимы Процессы, протекающие с уменьшением энтальпии (ΔН0), практически необратимы

Слайд 61

Описание слайда:

Травновесн. = ΔН0 /ΔS0 Травновесн. = ΔН0 /ΔS0 Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моля вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К, называется энергией Гиббса образования вещества ΔG реакции рассчитывают как сумму ΔG образования продуктов реакции за вычетом суммы ΔG образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. ΔG0х.р. = Σ ΔG0обр.прод. - ΣΔG0обр.исх

Слайд 62

Описание слайда:

Изотерма Вант-Гоффа имеет вид: Изотерма Вант-Гоффа имеет вид: Для реакции: dD+bB=lL+mM ΔG= ΔG0 + R·T·ln(ClL·CmM/ CdD·CbB) где С - концентрация вещества или ΔG = ΔG0 + R·T·ln(plL· pmM/ pdD рbв) где р- парциальные давления веществ

Слайд 63

Описание слайда:

Если процесс проходит в изохорно-изотермических условиях (постоянные температура и объём системы), то он описывается энергией Гельмгольиа F. Если процесс проходит в изохорно-изотермических условиях (постоянные температура и объём системы), то он описывается энергией Гельмгольиа F. ΔF=ΔU-T·ΔS=-19,14·T·lgKc( V=const) ΔF и ΔG связаны: ΔG=ΔH-T·ΔS=ΔU+p·ΔV-T·ΔS=ΔF+p·ΔV-ΔF+Δn·R·T

Теги Термодинамика

Похожие презентации