🗊Презентация Энергетика химических процессов. Основы термохимии

Содержание Основные понятия химической термодинамики Внутренняя энергия. Первое начало термодинамики Тепловые эффекты химических реакций. Энтальпия Основы термохимии. Термохимические уравнения Термохимические расчёты. Закон Гесса

Основные понятия химической термодинамики Система – вещество или совокупность веществ, находящихся во взаимодействии, реально или мысленно обособленных от окружающей среды Фаза – совокупность всех однородных по составу и свойствам частей системы, отделенная от остальных частей системы поверхностью раздела Гомогенная система – однофазная, гетерогенная система – многофазная

Типы систем по характеру взаимодействия с внешней средой Открытая – система, для которой возможен обмен веществом и энергией с внешней средой Закрытая – система, для которой исключен обмен веществом и возможен обмен энергией с внешней средой Изолированная – система, для которой исключен обмен веществом и энергией с внешней средой

Параметры состояния Взаимосвязь между параметрами системы – уравнение состояния Пример: уравнение состояния идеального газа (уравнение Клапейрона-Менделеева)

Функции состояния

Внутренняя энергия (U) - сумма кинетической энергии движения и потенциальной энергии взаимодействия структурных единиц (молекул, атомов, ядер, электронов и др.) в системе Зависит от природы системы, агрегатного состояния и массы образующих систему веществ, температуры Единицы измерения – кДж.

Стандартные условия Все вещества, участвующие в реакции, чистые Температура 298 К Парциальные давления газов или атмосферное давление, если газы не участвуют в реакции, равно 1,013∙105 Па Концентрации частиц в растворах равны 1 моль/л Примеры обозначения стандартных величин: или ; или

Термохимические уравнения - уравнения химических реакций, записанные с указанием значения энтальпии H (кДж) и агрегатного состояния участвующих в реакции веществ H < 0 ‑ экзотермическая реакция (выделение теплоты) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), H0 = ‑ 92 кДж H > 0 ‑ эндотермическая реакция (поглощение теплоты) CaCO3(т) = CaO(т) + CO2(г), H0 = 178 кДж

Энтальпия образования - энтальпия реакции образования одного моля данного вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях Энтальпии образования простых веществ равны нулю Пример: 1/2N2(г) + 3/2H2(г) = NH3(г), H0 = ‑ 46 кДж/моль = H0NH3(г) Энтальпия сгорания - энтальпия реакции сгорания в кислороде одного моля данного вещества с образованием высших оксидов составляющих его элементов Пример: С2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3H2O(г) , H0 = ‑ 1235 кДж =

Закон Гесса энтальпии реакций, протекающих при постоянном давлении или при постоянном объеме, не зависят от пути протекания процесса, а определяются лишь начальным и конечным состояниями системы Пример: Fe(к) Fe2O3(к) FeO(к) I путь: 2Fe(к) + 3/2 O2(г) = Fe2O3(к), II путь: 2Fe(к) + O2(г) = 2FeO(к), 2FeO(к) + 1/2O2(г) = Fe2O3(к),

Расчет стандартной энтальпии реакции Расчет стандартной энтальпии реакции FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г) (1) по известным термохимическим уравнениям FeO(к) + СO(г) = Fe(к) + CO2(г), (2) 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г), (3) 2CO(г) + O2(г) = 2CO2(г), (4) Согласно закону Гесса (1) = (2) + 1/2 (3) - 1/2(4) FeO(к) + СO(г) = Fe(к) + CO2(г) H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г) CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г) FeO(к)+ СO(г)+ H2(г) + 1/2O2(г) ‑ CO(г) ‑1/2O2(г) =Fe(к)+ CO2(г)+ H2O(г)‑ CO2(г) FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г)

Закон Гесса. Следствие 1 Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов Пример. Стандартная энтальпия реакции С2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3H2O(г)

Заключение Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических реакций Объектами изучения химической термодинамики являются разнообразные системы, для описания которых введены функции состояния: U – внутренняя энергия, H – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса В соответствии с I началом термодинамики изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством переданной теплоты и совершенной работы Изменение энтальпии – тепловой эффект реакции при p=const: Энтальпии реакций, протекающих при p=const или при V=const объеме, не зависят от пути протекания процесса, а определяются лишь начальным и конечным состояниями системы

Рекомендуемая литература Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. - СПб: Химиздат, 2001 Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1994 Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 2000 Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 2007 Неорганическая химия. В 3 т. Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии. Под ред. Ю. Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004 Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях. - СПб.: Лань, 2000