Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9) - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №1

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №2

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №3

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №4

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №5

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №6

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №7

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №8

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №9

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №10

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №11

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №12

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №13

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №14

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №15

Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9), слайд №16

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Энергетика химических реакций.(Лекция 8,9). 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 РЕАКЦИЙ Лекция 8,9

Слайд 2

Описание слайда:

Основные понятия и определения Хим. термодинамика – Термодинамическая система (ТДC) – Открытая ТДС – Закрытая ТДС – Изолированная ТДС –

Слайд 3

Описание слайда:

Основные понятия и определения Химический компонент – Различают: одно-, двух-, многокомпонентные системы. Фаза – Гомогенная система – система, состоящая из одной фазы. Гетерогенная система – система, состоящая из нескольких фаз.

Слайд 4

Описание слайда:

Основные понятия и определения Параметры состояния – Изотермические процессы: Т = const Изобарные: Р = const Изохорные: V = const ТД функции – это харак-тики состояния ТДС, которые зависят от простых параметров: U – внутренняя энергия Н – энтальпия S – энтропия G – энергия Гиббса

Слайд 5

Описание слайда:

Внутренняя энергия Внутренняя Е - это Абсолютное значение внутренней Е измерить невозможно. U – изменение внутренней Е

Слайд 6

Описание слайда:

Первый закон термодинамики Теплота (Q), полученная ТДС, расходуется на изменение её внутренней Е (U) и совершение работы (А). Q = U + А А – суммарная работа, совершаемая системой.

Слайд 7

Описание слайда:

Энтальпия H = U + p·V Изменение энтальпии равно изменению внутренней Е ТДС и совершению работы расширения. Qp = |H| Тепловой эффект при постоянном давлении равен изменению энтальпии.

Слайд 8

Описание слайда:

Стандартная энтальпия Стандартная энтальпия (Hо) – изменение энтальпии реакции в стандартных условиях. Стандартные условия Давление 1,013·105 Па Температура 298 К (как правило)

Слайд 9

Описание слайда:

Стандартная энтальпия образования вещества fHо – [fHо] = кДж/моль fHо простых в-в в термодинамически устойчивом состоянии равны 0.

Слайд 10

Описание слайда:

Термохимические уравнения Хим. уравнение реакции: 2Н2 + О2 = 2Н2О Термохимическое урав-ие р-ции: Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(г); fНо (Н2О) = - 241,8 кДж/моль

Слайд 11

Описание слайда:

Закон Гесса Энтальпия химической реакции 1840 г. Г.И. Гесс Тепловой эффект хим. р-ции (энтальпия р-ции) не зависит от пути её протекания, а определяется только начальным и конечным состоянием исходных в-в и продуктов р-ции.

Слайд 12

Описание слайда:

Второй закон термодинамики В изолированной системе любой самопроизвольный процесс протекает в направлении, при котором система переходит из менее вероятного состояния в более вероятное.

Слайд 13

Описание слайда:

Третий закон термодинамики Энтропия правильного кристалла стремится к 0 по мере приближения температуры к абсолютному 0.

Слайд 14

Описание слайда:

Энтропия В изолированной системе S является критерием самопроизвольности протекания процесса. Процессы протекают самопр-но в направлении ув-ия энтропии. S > 0 процесс протекает самопр-но S < 0 процесс не протекает самопр-но S=0 система находится в состоянии равновесия Энтропия явл-ся функцией состояния. Изменение S при протекании хим. р-ции рассчит-ся также как rHо, по закону Гесса: rSо = Sопродуктов - Sо исх. в-в

Слайд 15

Описание слайда:

Направление протекания химических процессов. G = H - ТS G – энергия Гиббса - функция состояния ТДС, характеризующая возможность самопр-ного протекания хим. проц.

Слайд 16

Описание слайда:

Энергия Гиббса G < 0 - самопроизвольный процесс возможен G > 0 реакция не протекает в прямом направлении. G = 0 система находится в состоянии равновесия.