Термодинамика химических процессов - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Термодинамика химических процессов, слайд №1

Термодинамика химических процессов, слайд №2

Термодинамика химических процессов, слайд №3

Термодинамика химических процессов, слайд №4

Термодинамика химических процессов, слайд №5

Термодинамика химических процессов, слайд №6

Термодинамика химических процессов, слайд №7

Термодинамика химических процессов, слайд №8

Термодинамика химических процессов, слайд №9

Термодинамика химических процессов, слайд №10

Термодинамика химических процессов, слайд №11

Термодинамика химических процессов, слайд №12

Термодинамика химических процессов, слайд №13

Термодинамика химических процессов, слайд №14

Термодинамика химических процессов, слайд №15

Термодинамика химических процессов, слайд №16

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Термодинамика химических процессов. Доклад-сообщение содержит 16 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:

Термодинамика химических процессов

Слайд 2

Описание слайда:

Понятия, используемые в термодинамике: Понятия, используемые в термодинамике: Химическая термодинамическая система- часть пространства, содержащее одно или несколько веществ, реально или мысленно отделённых от окружающей (внешней) среды.

Слайд 3

Описание слайда:

Внутренняя энергия (U) –представляет энергию движения и местоположения молекул, атомов, ядер и электронов, а также энергию обусловленную силами притяжения и отталкивания между ними. Внутренняя энергия (U) –представляет энергию движения и местоположения молекул, атомов, ядер и электронов, а также энергию обусловленную силами притяжения и отталкивания между ними.

Слайд 4

Описание слайда:

Абсолютное значение внутренней энергии определить невозможно. Для химии, однако, важно не абсолютное значение, а изменение внутренней энергии: ∆ U=U2–U1, где U2 – внутренняя энергия конечного состояния, U1 – внутренняя энергия начального состояния. Единицей измерения внутренней энергии является джоуль (Дж)

Слайд 5

Описание слайда:

Система может обмениваться с внешней средой энергией в форме теплоты q и работы А Изменение внутренней энергии (U), теплоты (q) и работы (А) связаны. I закон термодинамики: q = ∆ U + A

Слайд 6

Описание слайда:

При постоянном давлении (это большинство химических процессов) работа совершается по изменению объёма системы – работа расширения А=р ∆V. Из первого закона термодинамики в этом случае следует, что qp = ∆U + p∆V; ∆U= U1 – U2; ∆V = V2 – V1 qp = (U2 – U1) + p(V2 – V1) qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1) Сумму U+pV называют ЭНТАЛЬПИЕЙ системы и обозначают Н, отсюда следует: Теплота , подведённая к системе при постоянном давлении, расходуется на приращение энтальпии системы

Слайд 7

Описание слайда:

Количество выделенной или поглощённой теплоты называют тепловым эффектом. Тепловой эффект реакции при постоянном давлении называют энтальпией реакции и обозначают ∆Н

Слайд 8

Описание слайда:

Для сравнения энтальпии (тепловых эффектов) различных реакций значения этих величин приводят к одинаковым условиям (давление, температура) В качестве стандартных условий выбрано: температура 298°К (25°С) и давление 101,3 кПа или 1 атм.

Слайд 9

Описание слайда:

Энтальпия образования простых веществ принимается равным нулю, если их агрегатные состояния и модификации при стандартных условиях устойчивы Например: ∆H°298графита(тв) = 0,0 кДж/моль ∆H° 298алмаза(тв) = 1,9 кДж/моль т.е. графит является более устойчивой модификацией углерода, чем алмаз.

Слайд 10

Описание слайда:

Энтальпия реакции Она рассчитывается по следствию закона Гесса: энтальпия реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов, но не зависит от промежуточных состояний и пути перехода от реагентов к продуктам

Слайд 11

Описание слайда:

По следствию закона Гесса энтальпия реакции представляет собой разность между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических количеств веществ (n) ∆Hр = Σ(n ∆H)прод - Σ(n ∆H)исх

Слайд 12

Описание слайда:

Энтропия химической реакции Энтропия (S) – мерой неупорядоченности системы. Чем меньше упорядоченность системы, тем выше энтропия системы. Энтропия является абсолютной величиной для каждого состояния вещества (системы) /знак ∆ перед обозначением S не ставится /. Единицей измерения энтропии является Дж/моль·°К.

Слайд 13

Описание слайда:

При данном агрегатном состоянии энтропия тем значительнее, чем больше атомов содержатся в молекуле S°298O3(г) = 298,80 Дж/моль·°К; S°298O2(г) = 205,30 Дж/моль·°К; S°298O(г) = 160,95 Дж/моль·°К.

Слайд 14

Описание слайда:

Согласно второму закону термодинамики «в замкнутой /изолированной/ системе самопроизвольно идут процессы, приводящие к росту энтропии, либо без изменения энтропии (S≥0) Для процессов, протекающих в изобарно-изотермических условиях движущей силой процесса является стремление системы перейти в состояние с наименьшей энтальпией /энтальпийный фактор/, либо увеличение энтропии системы.

Слайд 15

Описание слайда:

Абсолютное значение энергии Гиббса системы определить невозможно и рассчитывают изменение энергии Гиббса /∆G/. Отсюда следует ∆G = ∆Н–Т∆S или для стандартных условий: ЭНЕРГИЯ ГИББСА