Основы общей химии - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Основы общей химии. Доклад-сообщение содержит 34 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:

Лектор: к.х.н., доцент кафедры химии НГТУ Т.А Удалова

Слайд 2

Описание слайда:

Основываясь на принципе минимума свободной энергии, сформулируем условия самопроизвольного протекания процесса в закрытых системах. Условия самопроизвольного протекания процессов в закрытых системах: Изобарно-изотермические (P = const, T = const): ΔG

Слайд 3

Описание слайда:

В химии наиболее часто используется изобарно-изотермический потенциал, поскольку большинство химических (и биологических) процессов происходят при постоянном давлении. В химии наиболее часто используется изобарно-изотермический потенциал, поскольку большинство химических (и биологических) процессов происходят при постоянном давлении. Для химических процессов величину ΔG можно рассчитать, зная ΔH и ΔS процесса по уравнению, либо пользуясь таблицами стандартных термодинамических потенциалов образования веществ ΔG°обр (ΔfG°298); в этом случае ΔG°298 реакции рассчитывается аналогично ΔН°298 по уравнению: ΔrG°298=(j ΔfG°298)прод.- (i ΔfG°298)исх.

Слайд 4

Описание слайда:

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Протекание самопроизвольного процесса в термодинамической системе сопровождается уменьшением свободной энергии системы (dG < 0, dF < 0). Рано или поздно (понятие "время" в термодинамике отсутствует) система достигнет минимума свободной энергии. Условием минимума некоторой функции Y = f(x) является равенство нулю первой производной и положительный знак второй производной: dY = 0; d2Y > 0. Условием термодинамического равновесия в закрытой системе является минимальное значение соответствующего термодинамического потенциала:

Слайд 5

Описание слайда:

Изобарно-изотермические (P = const, T = const): Изобарно-изотермические (P = const, T = const): ΔG = 0 dG = 0, d2G > 0 Изохорно-изотермические (V = const, T = const): ΔF = 0 dF = 0, d2F > 0 Состояние системы с минимальной свободной энергией есть состояние термодинамического равновесия: Термодинамическим равновесием называется такое термодинамическое состояние системы, которое при постоянстве внешних условий не изменяется во времени, причем эта неизменяемость не обусловлена каким-либо внешним процессом.

Слайд 6

Описание слайда:

Учение о равновесных состояниях – один из разделов термодинамики. Учение о равновесных состояниях – один из разделов термодинамики. Далее мы будем рассматривать частный случай термодинамического равновесного состояния – химическое равновесие. Как известно, многие химические реакции являются обратимыми, т.е. могут одновременно протекать в обоих направлениях – прямом и обратном. Если проводить обратимую реакцию в закрытой системе, то через некоторое время система придет в состояние химического равновесия – концентрации всех реагирующих веществ перестанут изменяться во времени. Необходимо отметить, что достижение системой состояния равновесия не означает прекращения процесса.

Слайд 7

Описание слайда:

Химическое равновесие является динамическим, т.е. соответствует одновременному протеканию процесса в противоположных направлениях с одинаковой скоростью. Химическое равновесие является подвижным – всякое бесконечно малое внешнее воздействие на равновесную систему вызывает бесконечно малое изменение состояния системы; по прекращении внешнего воздействия система возвращается в исходное состояние. Ещё одним важным свойством химического равновесия является то, что система может самопроизвольно прийти в состояние равновесия с двух противополож- ных сторон.

Слайд 8

Описание слайда:

Любое состояние, смежное с равновесным, является менее устойчивым, и переход в него из состояния равновесия всегда связан с необходимостью затраты работы извне. Любое состояние, смежное с равновесным, является менее устойчивым, и переход в него из состояния равновесия всегда связан с необходимостью затраты работы извне.

Слайд 9

Описание слайда:

Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия, которая может быть выражена через равновесные концентрации С, парциальные давления P или мольные доли X реагирующих веществ. Для некоторой реакции Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия, которая может быть выражена через равновесные концентрации С, парциальные давления P или мольные доли X реагирующих веществ. Для некоторой реакции соответствующие константы равновесия выражаются следующим образом:

Слайд 10

Описание слайда:

Константа равновесия есть характерная величина для каждой обратимой химической реакции; Константа равновесия есть характерная величина для каждой обратимой химической реакции; величина константы равновесия зависит только от природы реагирующих веществ и температуры. Выражение для константы равновесия для элементарной обратимой реакции может быть выведено из кинетических представлений.

Слайд 11

Описание слайда:

Химический потенциал. Введем ещё одно понятие - химический потенциал. Величина свободной энергии системы зависит как от внешних условий (T, P или V), так и от природы и количества веществ, составляющих систему. Если состав системы изменяется во времени (т.е. в системе протекает химическая реакция), необходимо учесть влияние изменения состава на величину свободной энергии системы.

Слайд 12

Описание слайда:

Введем в некоторую систему бесконечно малое количество dni молей i-го компонента; - это вызовет бесконечно малое изменение термодинамического потенциала системы. Введем в некоторую систему бесконечно малое количество dni молей i-го компонента; - это вызовет бесконечно малое изменение термодинамического потенциала системы. Отношение бесконечно малого изменения величины свободной энергии системы к бесконечно малому количеству компонента, внесенному в систему, есть химический потенциал μi данного компонента в системе:

Слайд 13

Описание слайда:

Химический потенциал компонента связан с его парциальным давлением или концентрацией следующими соотношениями: Химический потенциал компонента связан с его парциальным давлением или концентрацией следующими соотношениями: i = i + RT ln Pi  i = i + RT ln Ci Здесь μ°i – стандартный химический потенциал компонента (Pi = 1 атм., Сi = 1 моль/л.). Изменение свободной энергии системы можно связать с изменением состава системы следующим образом: dG = 1dn1 +2dn2+ …= idni dF = 1dn1 +2dn2+ …= idni

Слайд 14

Описание слайда:

Поскольку условием равновесия является минимум свободной энергии системы (dG = 0, dF = 0), можно записать: Поскольку условием равновесия является минимум свободной энергии системы (dG = 0, dF = 0), можно записать: idni= 0 В закрытой системе изменение числа молей одного компонента сопровождается эквивалентным изменением числа молей остальных компонентов; т.е., для приведенной выше химической реакции имеет место соотношение:

Слайд 15

Описание слайда:

Отсюда можно получить следующее условие химического равновесия в закрытой системе: Отсюда можно получить следующее условие химического равновесия в закрытой системе: В общем виде условие химического равновесия: ini= 0 Выражение носит название уравнения Гиббса – Дюгема. Подставив в него зависимость химического потенциала от концентрации, получаем:

Слайд 16

Описание слайда:

Поскольку Σniμi = ΔF, а Σniμ°i = ΔF°, получаем: Поскольку Σniμi = ΔF, а Σniμ°i = ΔF°, получаем: Для изобарно-изотермического процесса аналогичным образом можно получить: Полученные нами выражения есть изотерма химической реакции. Если система находится в состоянии химического равновесия, то изменение термодинамического потенциала равно нулю, получаем: Здесь сi и рi – равновесные концентрации и парциальные давления исходных веществ и продуктов реакции (в отличие от неравновесных Сi и Рi в уравнениях).

Слайд 17

Описание слайда:

Поскольку для каждой химической реакции стандартное изменение термодинамического потенциала ΔF° и ΔG° есть строго определенная величина, то произведение равновесных парциальных давлений (концентраций), возведенных в степень, равную стехиометрическому коэффициенту при данном веществе в уравнении химической реакции есть некоторая константа, называемая константой равновесия. Поскольку для каждой химической реакции стандартное изменение термодинамического потенциала ΔF° и ΔG° есть строго определенная величина, то произведение равновесных парциальных давлений (концентраций), возведенных в степень, равную стехиометрическому коэффициенту при данном веществе в уравнении химической реакции есть некоторая константа, называемая константой равновесия.

Слайд 18

Описание слайда:

Уравнения показывают связь константы равновесия со стандартным изменением свободной энергии в ходе реакции. Уравнения показывают связь константы равновесия со стандартным изменением свободной энергии в ходе реакции. Уравнение изотермы химической реакции связывает величины реальных концентраций (давлений) реагентов в системе, стандартного изменения термодинамического потенциала в ходе реакции и изменения термодинамического потенциала при переходе из данного состояния системы в равновесное.

Слайд 19

Описание слайда:

Знак ΔG (ΔF) определяет возможность самопроизвольного протекания процесса в системе. При этом ΔG° (ΔF°) равно изменению свободной энергии системы при переходе из стандартного состояния (Pi = 1 атм., Сi = 1 моль/л) в равновесное. Уравнение изотермы химической реакции позволяет рассчитать величину ΔG (ΔF) при переходе из любого состояния системы в равновесное, т.е. ответить на вопрос, будет ли химическая реакция протекать самопроизвольно при данных концентрациях Сi (давлениях Рi) реагентов: Знак ΔG (ΔF) определяет возможность самопроизвольного протекания процесса в системе. При этом ΔG° (ΔF°) равно изменению свободной энергии системы при переходе из стандартного состояния (Pi = 1 атм., Сi = 1 моль/л) в равновесное. Уравнение изотермы химической реакции позволяет рассчитать величину ΔG (ΔF) при переходе из любого состояния системы в равновесное, т.е. ответить на вопрос, будет ли химическая реакция протекать самопроизвольно при данных концентрациях Сi (давлениях Рi) реагентов:

Слайд 20

Описание слайда:

Если изменение термодинамического потенциала меньше нуля, процесс в данных условиях будет протекать самопроизвольно.

Слайд 21

Описание слайда:

Влияние внешних условий на химическое равновесие При постоянстве внешних условий система может находиться в состоянии равновесия сколь угодно долго. Если изменить эти условия (т.е. оказать на систему какое-либо внешнее воздействие), равновесие нарушается; в системе возникает самопроизвольный процесс, который продолжается до тех пор, пока система опять не достигнет состояния равновесия (уже при новых условиях).

Слайд 22

Описание слайда:

Влияние давления и концентрации 1. В систему добавлено исходное вещество. В этом случае По уравнению изотермы химической реакции получаем: ΔF

Слайд 23

Описание слайда:

2. В систему добавлен продукт реакции. В этом случае 2. В систему добавлен продукт реакции. В этом случае Согласно уравнению изотермы химической реакции, ΔF > 0; ΔG > 0. Химическое равновесие будет смещено влево () (в сторону расходования продуктов реакции и образования исходных веществ).

Слайд 24

Описание слайда:

3. Изменено общее давление (для реакций в газовой фазе). 3. Изменено общее давление (для реакций в газовой фазе). Парциальные давления всех компонентов Рi в этом случае изменяются в одинаковой степени; направление смещения равновесия будет определяться суммой стехиометрических коэффициентов Δn. Учитывая, что парциальное давление газа в смеси равно общему давлению, умноженному на мольную долю компонента в смеси (Рi = РХi), изотерму реакции можно переписать в виде Δn = Σ(ni)прод – Σ(ni)исх):

Слайд 25

Описание слайда:

Примем, что Р2 > Р1. В этом случае, если Δn > 0 (реакция идет с увеличением числа молей газообразных веществ), то ΔG > 0; равновесие смещается влево (). Примем, что Р2 > Р1. В этом случае, если Δn > 0 (реакция идет с увеличением числа молей газообразных веществ), то ΔG > 0; равновесие смещается влево (). Если реакция идет с уменьшением числа молей газообразных веществ (Δn < 0), то ΔG < 0; равновесие смещается вправо (→).

Слайд 26

Описание слайда:

Увеличение общего давления смещает равновесие в сторону процесса, идущего с уменьшением числа молей газообразных веществ. Увеличение общего давления смещает равновесие в сторону процесса, идущего с уменьшением числа молей газообразных веществ. Уменьшение общего давления газов в смеси (Р2 < Р1) будет смещать равновесие в сторону реакции, идущей с увеличением числа молей газообразных веществ.

Слайд 27

Описание слайда:

Изменение концентрации или давления, смещая равновесие, не изменяет величину константы равновесия, которая зависит только от природы реагирующих веществ и температуры. Изменение концентрации или давления, смещая равновесие, не изменяет величину константы равновесия, которая зависит только от природы реагирующих веществ и температуры.

Слайд 28

Описание слайда:

Влияние температуры на положение равновесия Повышение либо понижение температуры означает приобретение (+) либо потерю (-) системой энергии и, следовательно, должно изменять величину константы равновесия.

Слайд 29

Описание слайда:

Слайд 30

Описание слайда:

Аналогично, для процесса, проходящего в изохорных условиях, можно получить изохору Вант-Гоффа: Аналогично, для процесса, проходящего в изохорных условиях, можно получить изохору Вант-Гоффа:

Слайд 31

Описание слайда:

Изобара и изохора Вант-Гоффа связывают изменение константы химического равновесия с тепловым эффектом реакции в изобарных и изохорных условиях соответственно. Изобара и изохора Вант-Гоффа связывают изменение константы химического равновесия с тепловым эффектом реакции в изобарных и изохорных условиях соответственно. Очевидно, что чем больше по абсолютной величине тепловой эффект химической реакции, тем сильнее влияет температура на величину константы равновесия. Если реакция не сопровождается тепловым эффектом, то константа равновесия не зависит от температуры.

Слайд 32

Описание слайда:

Экзотермические реакции: ΔH° < 0 (ΔU° < 0). В этом случае, согласно (I.106, I.107), температурный коэффициент логарифма константы равновесия отрицателен. Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т.е. смещает равновесие влево (). Экзотермические реакции: ΔH° < 0 (ΔU° < 0). В этом случае, согласно (I.106, I.107), температурный коэффициент логарифма константы равновесия отрицателен. Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т.е. смещает равновесие влево (). Эндотермические реакции: ΔH° > 0 (ΔU° > 0). В этом случае температурный коэффициент логарифма константы равновесия положителен; повышение температуры увеличивает величину константы равновесия (смещает равновесие вправо (→).

Слайд 33

Описание слайда:

Графики зависимостей константы равновесия от температуры для экзотермических и эндотермических реакций:

Слайд 34

Описание слайда:

Если на систему, находящуюся в состоянии истинного равновесия, оказывается внешнее воздействие, то в системе возникает самопроизвольный процесс, уменьшающий данное воздействие. Если на систему, находящуюся в состоянии истинного равновесия, оказывается внешнее воздействие, то в системе возникает самопроизвольный процесс, уменьшающий данное воздействие. Принцип Ле Шателье – Брауна одно из следствий второго начала термодинамики и применим к любым макроскопическим системам, находящимся в состоянии истинного равновесия.