Энергетика химических процессов - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Энергетика химических процессов, слайд №1

Энергетика химических процессов, слайд №2

Энергетика химических процессов, слайд №3

Энергетика химических процессов, слайд №4

Энергетика химических процессов, слайд №5

Энергетика химических процессов, слайд №6

Энергетика химических процессов, слайд №7

Энергетика химических процессов, слайд №8

Энергетика химических процессов, слайд №9

Энергетика химических процессов, слайд №10

Энергетика химических процессов, слайд №11

Энергетика химических процессов, слайд №12

Энергетика химических процессов, слайд №13

Энергетика химических процессов, слайд №14

Энергетика химических процессов, слайд №15

Энергетика химических процессов, слайд №16

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Энергетика 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:

Энергетика химических процессов Выполнила студентка группы ЗБУП-161 Сарапульцева Л.И.

Слайд 2

Описание слайда:

1. Основы химической термодинамики Наука, изучающая взаимные превращения энергии, теплоты и работы называется термодинамикой. Химическая термодинамика – это наука, изучающая энергетику химических и фазовых превращений, а также направление и глубину протекания процессов в физико-химических системах.

Слайд 3

Описание слайда:

Термодинамики рассматривает изменения, происходящие в т.н. термодинамической системе. Термодинамики рассматривает изменения, происходящие в т.н. термодинамической системе. Термодинамическая система - это область пространства, обособленная от окружающей среды физическими или воображаемыми границами. Совокупность одинаковых (по составу, структуре и свойствам) участков системы называется фазой. Фаза – часть системы, однородная по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела. Система называется гомогенной, если она однородна во всех точках, и гетерогенной, если ее свойства в разных точках различны. Примерами гомогенных систем являются водные растворы электролитов и смеси газов. Суспензия мела в воде являются гетерогенными. В гетерогенных системах обязательно присутствует граница раздела фаз.

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Термодинамические параметры Давление (p), объем (V), температура (T), количество вещества (n) и некоторые другие Свойства системы, значения которых принимают вполне определенные значения для любого состояния системы, но при этом не зависят от способа достижения данного состояния называют функциями состояния. Функциями состояния являются: внутренняя энергия (U), энтальпия (H), энтропия (S), свободная энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал (G) и другие.

Слайд 6

Описание слайда:

Внутренняя энергия (U) системы – это суммарная энергия частиц системы без учета потенциальной и кинетической энергий с системы как целого. Внутренняя энергия (U) системы – это суммарная энергия частиц системы без учета потенциальной и кинетической энергий с системы как целого. Внутренняя энергия частиц складывается из кинетической энергии поступательного, колебательного и вращательного движения частиц, а также из потенциальной энергии сил притяжения и отталкивания, действующих между частицами.

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

На основании I закона термодинамики также следует, что при различных способах перехода системы из одного состояния в другое, алгебраическая сумма Q + A остается неизменной. На основании I закона термодинамики также следует, что при различных способах перехода системы из одного состояния в другое, алгебраическая сумма Q + A остается неизменной. Так, в изохорном процессе, объем остается неизменным (DV = 0), и, следовательно, система не совершает работы (A = p ∙ DV = 0). Отсюда следует, что в этом случае все количество теплоты, полученное системой, целиком идет на увеличение внутренней энергии системы. В изобарном процессе работа против внешних сил совершается (A = p ∙ DV). Можно записать: Qp = DU + pDV = U2 – U1 + p(V2 – V1) = = (U2 + pV2) – (U1 + pV1) = H2 – H1 = DH. Величину: U + pV = H называют энтальпией системы. Энтальпия (H) - термодинамическая функция состояния системы, применяемая для изобарных процессов, учитывающая внутреннюю энергию и энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления. Энтальпия Н - это свойство вещества, являющееся мерой энергии, накапливаемой веществом при его образовании. Часто энтальпию вещества называют его теплосодержанием. Размерность энтальпии – [кДж/моль].

Слайд 9

Описание слайда:

2. Тепловой эффект химической реакции

Слайд 10

Описание слайда:

Термохимические уравнения реакций Уравнения химических реакций, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими. При написании термохимических уравнений указывается и агрегатное состояние вещества. Твердое вещество, жидкость и газ обозначаются соответствующими символами – (тв), (ж) и (г), т.к. величина изменения энтальпии зависит от агрегатного состояния реагирующих веществ и продуктов реакции. Тепловые эффекты реакций выражают в килоджоулях (кДж) для одного моля реагента или (реже) для моля продукта реакции. Например, термохимическое уравнение реакции синтеза аммиака: N2(г) + 3Н2 (г) = 2NH3 (г), ΔН= – 92,4 кДж показывает, что при взаимодействии 1 моль азота N2 и 3 моль водорода Н2 образуется 2 моль аммиака NH3 и выделяется количество теплоты, равное 92,4 кДж (∆Н= – 92, 4 кДж). Представленное ниже термохимическое уравнение реакции сгорания водорода в кислороде: H2(г) + 1/2 O2(г) = H2О(ж) + 286 кДж показывает, что на 1 моль сгоревшего водорода или на 1 моль образовавшейся воды выделяется 286 кДж теплоты (Q = 286 кДж, ΔН = -286 кДж). Эта реакция является экзотермической и характеризуется значительным тепловым эффектом. Недаром водород считается эффективным топливом будущего.

Слайд 11

Описание слайда:

3. Энтропия систем Энтропия - это термодинамическая функция состояния системы, которая отражает вероятность реализации того или иного состояния системы в процессе теплообмена. Энтропия возрастает (∆Ѕ>0) с увеличением движения частиц при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы (конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация), сопровождаются уменьшением энтропии (∆Ѕ < 0). Измеряется энтропия в Дж/(моль×К). Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (∆S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Изменение энтропии в результате протекания химической реакции aA + bB = сС + dD: Энтропия также является одним из критериев возможности самопроизвольного протекания процесса: в изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые ведут к увеличению неупорядоченности системы, т.е. к росту энтропии.

Слайд 12

Описание слайда:

4.Энергия Гиббса

Слайд 13

Описание слайда:

Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции не зависит от пути процесса и может быть рассчитано по следствию из закона Гесса: Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции не зависит от пути процесса и может быть рассчитано по следствию из закона Гесса: изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энергия Гиббса реакции aA + bB = сС + dD где ∆G0 – стандартная энергия Гиббса образования вещества, кДж/моль.

Слайд 14

Описание слайда:

При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, характеризующая теплосодержание системы, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Уменьшение энтальпии и рост энтропии – две движущих силы любого химического процесса. При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, характеризующая теплосодержание системы, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Уменьшение энтальпии и рост энтропии – две движущих силы любого химического процесса. Вклад энтальпийного и энтропийного факторов в величину изобарно-изотермического потенциала во многом определяется температурой: При низких температурах преобладает энтальпийный фактор, и самопроизвольно протекают экзотермические процессы (DH0). На основании уравнения. Связывающего энергию Гиббса, энтальпию и энтропию можно дать следующую формулировку второго закона термодинамики: в изолированной системе в изобарно-изотермических условиях самопроизвольно протекают те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.