🗊Презентация Химический процесс: энергетика и равновесие

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №1Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №2Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №3Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №4Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №5Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №6Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №7Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №8Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №9Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №10Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №11Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №12Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №13Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №14Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №15Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №16Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №17Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №18Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №19Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №20Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №21Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №22Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №23Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №24Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №25Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №26Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №27Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №28Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №29Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №30Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №31Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №32Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №33Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №34Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №35Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №36Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №37Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №38Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №39Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №40
Скачать

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Химический процесс: энергетика и равновесие. Доклад-сообщение содержит 40 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


Химический процесс: энергетика и равновесие к.х.н., доц. Губанов Александр Иридиевич
Описание слайда:
Химический процесс: энергетика и равновесие к.х.н., доц. Губанов Александр Иридиевич

Слайд 2


Что читать?
Описание слайда:
Что читать?

Слайд 3


Список сокращений и основных обозначений Выучить! Чупахин А. П. Химический процесс: энергетика и равновесие . Стр. 5 -7.
Описание слайда:
Список сокращений и основных обозначений Выучить! Чупахин А. П. Химический процесс: энергетика и равновесие . Стр. 5 -7.

Слайд 4


Примеры обозначений H - энтальпия A - работа с - теплоемкость ср - изобарная теплоемкость C - концентрация U - внутренняя энергия Q - тепло Na – число Авгадро R – универсальная газовая постаянная
Описание слайда:
Примеры обозначений H - энтальпия A - работа с - теплоемкость ср - изобарная теплоемкость C - концентрация U - внутренняя энергия Q - тепло Na – число Авгадро R – универсальная газовая постаянная

Слайд 5


Химический процесс: энергетика и равновесие, слайд №5
Описание слайда:

Слайд 6


Наука о движении в химии делится на две части
Описание слайда:
Наука о движении в химии делится на две части

Слайд 7


Термодинамика Отдел физики, изучающий теплоту и закономерности теплового движения.
Описание слайда:
Термодинамика Отдел физики, изучающий теплоту и закономерности теплового движения.

Слайд 8


Химическая термодинамика рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к химическим превращениям.
Описание слайда:
Химическая термодинамика рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к химическим превращениям.

Слайд 9


Очень много определений
Описание слайда:
Очень много определений

Слайд 10


Система Совокупность тел, энергетически взаимодействующих между собой и с другими телами, обменивающихся с ними веществом
Описание слайда:
Система Совокупность тел, энергетически взаимодействующих между собой и с другими телами, обменивающихся с ними веществом

Слайд 11


Система Гомогенные Гетерогенные Однородные Не однородные
Описание слайда:
Система Гомогенные Гетерогенные Однородные Не однородные

Слайд 12


Процессы Изотермические (T =const) Изохорические (V =const) Изобарические (P =const) Адиабатические (Q =const) Изолированная система
Описание слайда:
Процессы Изотермические (T =const) Изохорические (V =const) Изобарические (P =const) Адиабатические (Q =const) Изолированная система

Слайд 13


Процессы Обратимые процессы – процессы, в которых система возвращается в первоначальное состояние. Необратимые – когда система не возвращается в первоначальное состояние.
Описание слайда:
Процессы Обратимые процессы – процессы, в которых система возвращается в первоначальное состояние. Необратимые – когда система не возвращается в первоначальное состояние.

Слайд 14


Процессы Самопроизвольными называют такие процессы, которые протекают без внешнего воздействия, при постоянстве всех внешних условий. Равновесные процессы – такие обратимые процессы, при которых исходное, конечное и все промежуточные состояния должны быть равновесными и мало отличающимися друг от друга
Описание слайда:
Процессы Самопроизвольными называют такие процессы, которые протекают без внешнего воздействия, при постоянстве всех внешних условий. Равновесные процессы – такие обратимые процессы, при которых исходное, конечное и все промежуточные состояния должны быть равновесными и мало отличающимися друг от друга

Слайд 15


Функции Функции могут зависеть от пути процесса. Функции, которые зависят от начального и конечного состояний системы и не зависят от пути процесса, – функции состояния; внутренняя энергия U, энтальпия H , энтропия S и другие – полные дифференциалы. Функции, которые зависят от начального и конечного состояний системы и зависят от пути процесса, не являются функциями состояния и не являются полными дифференциалами Q, A.
Описание слайда:
Функции Функции могут зависеть от пути процесса. Функции, которые зависят от начального и конечного состояний системы и не зависят от пути процесса, – функции состояния; внутренняя энергия U, энтальпия H , энтропия S и другие – полные дифференциалы. Функции, которые зависят от начального и конечного состояний системы и зависят от пути процесса, не являются функциями состояния и не являются полными дифференциалами Q, A.

Слайд 16


Экстенсивные и интенсивные функции Экстенсивное свойство системы прямо пропорционально массе системы и обладает аддитивностью (можно складывать): V, H, Uвн, S, G, F. Интенсивное свойство системы не зависит от массы системы и не обладает свойством аддитивности: Q, A, T, P. Давление – параметр состояния, определяемый силой, действующей в теле на единицу площади поверхности по нормали к ней. Оно характеризует взаимодействие системы с внешней средой. Температура определяет меру интенсивности теплового движения молекул.
Описание слайда:
Экстенсивные и интенсивные функции Экстенсивное свойство системы прямо пропорционально массе системы и обладает аддитивностью (можно складывать): V, H, Uвн, S, G, F. Интенсивное свойство системы не зависит от массы системы и не обладает свойством аддитивности: Q, A, T, P. Давление – параметр состояния, определяемый силой, действующей в теле на единицу площади поверхности по нормали к ней. Оно характеризует взаимодействие системы с внешней средой. Температура определяет меру интенсивности теплового движения молекул.

Слайд 17


Химический процесс Процесс с изменением химического состояния веществ. Разрыв и образование химических связей.
Описание слайда:
Химический процесс Процесс с изменением химического состояния веществ. Разрыв и образование химических связей.

Слайд 18


Стехиометрическое уравнение аiАi = biBi 2SO2(газ) + O2(газ) = 2SO3(газ или yiYi = 0, 2SO3(газ) – 2SO2(газ) – O2(газ) = 0.
Описание слайда:
Стехиометрическое уравнение аiАi = biBi 2SO2(газ) + O2(газ) = 2SO3(газ или yiYi = 0, 2SO3(газ) – 2SO2(газ) – O2(газ) = 0.

Слайд 19


Стехиометрическое уравнение ХП отражает фундаментальные законы природы – сохранение массы и заряда.  (Закон Ломоносова–Лавуазье) 2SO2(газ) + O2(газ) = 2SO3(газ), 2MnO4– + 10Cl– + 16H+ = 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O Материальный и зарядовый баланс
Описание слайда:
Стехиометрическое уравнение ХП отражает фундаментальные законы природы – сохранение массы и заряда.  (Закон Ломоносова–Лавуазье) 2SO2(газ) + O2(газ) = 2SO3(газ), 2MnO4– + 10Cl– + 16H+ = 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O Материальный и зарядовый баланс

Слайд 20


Энергия Энергия – форма существования материи. Мера движения и взаимодействия материи. Кинетическая и потенциальная.
Описание слайда:
Энергия Энергия – форма существования материи. Мера движения и взаимодействия материи. Кинетическая и потенциальная.

Слайд 21


Энергия системы Тепловое движение Энергия химических и межмолекулярных связей (электромагнитное взаимодействие) Фактор упорядочения Концентрации частиц
Описание слайда:
Энергия системы Тепловое движение Энергия химических и межмолекулярных связей (электромагнитное взаимодействие) Фактор упорядочения Концентрации частиц

Слайд 22


Тепловая энергия
Описание слайда:
Тепловая энергия

Слайд 23


Энергетическая диаграмма двухатомной молекулы
Описание слайда:
Энергетическая диаграмма двухатомной молекулы

Слайд 24


Шкала температуры В Термодинамике только Кельвины!
Описание слайда:
Шкала температуры В Термодинамике только Кельвины!

Слайд 25


Теплоемкость Теплоёмкость с – это количество теплоты Q, поглощаемой телом при его нагревании на dТ, т. е. производная теплоты по температуре с = Q / dТ. Для одноатомных газов молярная теплоёмкость cV = (dEтепл. / dT) = = (3 / 2)R = 12,5 Дж / К · моль. Для двухатомных молекул в зависимости от Т теплоёмкость увеличивается от (3 / 2)R через (5 / 2)R = 20,8 Дж / К · моль до (7 / 2)R   29,1 Дж / К · моль (с ростом Т). для четырёхатомной молекулы аммиака сV изменяется от 3R = 24,9 (от 50 до 500 К) до 9R =  74,8 Дж / К · моль (свыше 500 К).
Описание слайда:
Теплоемкость Теплоёмкость с – это количество теплоты Q, поглощаемой телом при его нагревании на dТ, т. е. производная теплоты по температуре с = Q / dТ. Для одноатомных газов молярная теплоёмкость cV = (dEтепл. / dT) = = (3 / 2)R = 12,5 Дж / К · моль. Для двухатомных молекул в зависимости от Т теплоёмкость увеличивается от (3 / 2)R через (5 / 2)R = 20,8 Дж / К · моль до (7 / 2)R   29,1 Дж / К · моль (с ростом Т). для четырёхатомной молекулы аммиака сV изменяется от 3R = 24,9 (от 50 до 500 К) до 9R =  74,8 Дж / К · моль (свыше 500 К).

Слайд 26


Энергия химических связей Химический процесс – разрыв и образование химических связей. Энергия 1 моля хим. связи около 300000 Дж. Энергия затрачиваемая на нагрев 1 моля газа на 100 К около 3000 Дж ( в 100 раз меньше). при не слишком высоких температурах энергия химических связей на порядки превышает тепловую. При высоких температурах, когда тепловая энергия и энергия связей сравнивается молекулы разрушаются на атомы.
Описание слайда:
Энергия химических связей Химический процесс – разрыв и образование химических связей. Энергия 1 моля хим. связи около 300000 Дж. Энергия затрачиваемая на нагрев 1 моля газа на 100 К около 3000 Дж ( в 100 раз меньше). при не слишком высоких температурах энергия химических связей на порядки превышает тепловую. При высоких температурах, когда тепловая энергия и энергия связей сравнивается молекулы разрушаются на атомы.

Слайд 27


Диссоциация двухатомной молекулы H2 = H + H 435,9 O2 = O + O 498,7 N2 = N + N 945,6 I2 = I + I 151,0 HI = H + I 298,4 D298, кДж/моль УМК, стр. 72.
Описание слайда:
Диссоциация двухатомной молекулы H2 = H + H 435,9 O2 = O + O 498,7 N2 = N + N 945,6 I2 = I + I 151,0 HI = H + I 298,4 D298, кДж/моль УМК, стр. 72.

Слайд 28


Образование иодоводорода из простых веществ H2 + I2 = 2HI Нужно разорвать две связи H—H и I—I. Образовать две связи H—I. ΔE = D(H2) + D(I2) - 2D(HI) затрачиваем (+) выделяется (-) ΔE = 435,9 + 151,0 - 2 x 298,4 ΔE = -9,9 кДж/моль
Описание слайда:
Образование иодоводорода из простых веществ H2 + I2 = 2HI Нужно разорвать две связи H—H и I—I. Образовать две связи H—I. ΔE = D(H2) + D(I2) - 2D(HI) затрачиваем (+) выделяется (-) ΔE = 435,9 + 151,0 - 2 x 298,4 ΔE = -9,9 кДж/моль

Слайд 29


Образование иодоводорода из простых веществ ΔE = -9,9 кДж/моль Отрицательное значение - энергия выделяется. Экзотермичная реакция. Положительное значение - энергия поглощается. Эндотермичная реакция. Энергия реакция сравнима с тепловой энергией. Иодоводород будет распадаться при T = ΔE/сv   330 K
Описание слайда:
Образование иодоводорода из простых веществ ΔE = -9,9 кДж/моль Отрицательное значение - энергия выделяется. Экзотермичная реакция. Положительное значение - энергия поглощается. Эндотермичная реакция. Энергия реакция сравнима с тепловой энергией. Иодоводород будет распадаться при T = ΔE/сv   330 K

Слайд 30


Энергетическая диаграмма
Описание слайда:
Энергетическая диаграмма

Слайд 31


Работа Работа – энергия, затрачиваемая против внешних сил. Убыль в системе, или прибыль если над системой совершают работу. A = W = F·x = P·S·x = = P·ΔV
Описание слайда:
Работа Работа – энергия, затрачиваемая против внешних сил. Убыль в системе, или прибыль если над системой совершают работу. A = W = F·x = P·S·x = = P·ΔV

Слайд 32


1 начало термодинамики U = Q – W, dU = Q – W Закон сохранения энергии
Описание слайда:
1 начало термодинамики U = Q – W, dU = Q – W Закон сохранения энергии

Слайд 33


Изменение теплоты при изохорном процессе ΔQv = U + W Так как ΔV = 0, P·ΔV = 0, и W = 0! ΔQv = U cv = Q / dТ = dU/dT (3/2R, 5/2R и.т.д.)
Описание слайда:
Изменение теплоты при изохорном процессе ΔQv = U + W Так как ΔV = 0, P·ΔV = 0, и W = 0! ΔQv = U cv = Q / dТ = dU/dT (3/2R, 5/2R и.т.д.)

Слайд 34


PV = nRT Закон Ломоносова-Клапейрона Размерность PV и nRT – Джоуль. К этому уравнению вернемся позже.
Описание слайда:
PV = nRT Закон Ломоносова-Клапейрона Размерность PV и nRT – Джоуль. К этому уравнению вернемся позже.

Слайд 35


Работа Работа – энергия, затрачиваемая против внешних сил. Убыль в системе, или прибыль если над системой совершают работу. A = W = F·x = P·S·x = = P·ΔV = nRT
Описание слайда:
Работа Работа – энергия, затрачиваемая против внешних сил. Убыль в системе, или прибыль если над системой совершают работу. A = W = F·x = P·S·x = = P·ΔV = nRT

Слайд 36


Изменение теплоты при изохорном процессе ΔQp = U + W W = PΔV = RT ΔQp = U + RT = ΔH – энтальпия cp = Q / dТ = dH/dT = dU/dT + RdT/dT = Cv + R
Описание слайда:
Изменение теплоты при изохорном процессе ΔQp = U + W W = PΔV = RT ΔQp = U + RT = ΔH – энтальпия cp = Q / dТ = dH/dT = dU/dT + RdT/dT = Cv + R

Слайд 37


Энтальпия H Энтальпи́я — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных (не меняются) давления, энтропии и числа частиц. Изобарно-изоэнтропийный потенциал. Тепловой эффект изобарных химических процессов.
Описание слайда:
Энтальпия H Энтальпи́я — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных (не меняются) давления, энтропии и числа частиц. Изобарно-изоэнтропийный потенциал. Тепловой эффект изобарных химических процессов.

Слайд 38


Закон Гесса
Описание слайда:
Закон Гесса

Слайд 39


Закон Гесса
Описание слайда:
Закон Гесса

Слайд 40


Закон Гесса
Описание слайда:
Закон Гесса

Скачать

Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию