Химическая термодинамика

Содержание

Слайд 2

Основные понятия и определения

Химическая термодинамика – это раздел химии,
изучающий взаимные превращения

Основные понятия и определения Химическая термодинамика – это раздел химии, изучающий взаимные
различных форм энергии при протекании химических процессов.
Термодинамическая система (ТД система) – это тело или группа тел, отделённых от окружающей среды границей раздела.
Открытая ТД система – это система, которая
обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.
Закрытая ТД система – это система, которая обменивается с окружающей средой только энергией.
Изолированная ТД система – это система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Слайд 3

Фаза – это часть ТД системы, обладающая
одинаковыми физическими и химическими свойствами
Химический компонент

Фаза – это часть ТД системы, обладающая одинаковыми физическими и химическими свойствами
– это химически индивидуальная часть ТД системы (например, Fe, O2, C).
Различают: одно-, двух-, многокомпонентные системы.
Гомогенная система – система, состоящая из одной
фазы (например: сахар растворённый в воде)
Гетерогенная система – система, состоящая из
нескольких фаз (песок + вода)

Слайд 4

Параметры состояния ТД системы – это характеристики ТД системы, которые можно измерить

Параметры состояния ТД системы – это характеристики ТД системы, которые можно измерить
(V, T, P, m …).

Термодинамические функции – это характеристики состояния ТД системы, которые зависят от простых параметров:
U – внутренняя энергия;
Н – энтальпия;
S – энтропия;
G – энергия Гиббса.
ΔU, ΔН, ΔS, ΔG – функции состояния, их изменение не зависит от пути протекания процесса.

Слайд 5

Внутренняя энергия

Внутренняя энергия U - это общий запас энергии колебательного, вращательного, поступательного и

Внутренняя энергия Внутренняя энергия U - это общий запас энергии колебательного, вращательного,
т.д. движения частиц системы, кроме потенциальной и кинетической энергии системы в целом
ΔU – изменение внутренней энергии
Абсолютное значение U измерить невозможно

Слайд 6

Первый закон термодинамики

•Теплота (Q), полученная ТД системой, расходуется на изменение её внутренней

Первый закон термодинамики •Теплота (Q), полученная ТД системой, расходуется на изменение её
энергии (ΔU) и совершение работы (А).
Q = ΔU + А
А – суммарная работа, совершаемая системой.

Слайд 7

Энтальпия

Qp = ΔU + p·ΔV = U2 – U1 + p(V2 –

Энтальпия Qp = ΔU + p·ΔV = U2 – U1 + p(V2
V1) =
(U2 + pV2) - (U1 + pV1) = H2 – H1
ΔH = ΔU + p·ΔV
Изменение энтальпии равно изменению внутренней энергии ТД системы и совершению работы расширения.
Qp = |ΔH|
Тепловой эффект при постоянном давлении равен изменению энтальпии.

Слайд 8

Энтальпийная диаграмма

Q = - ΔH
•Экзотермические реакции: Q > 0, ΔH < 0
•Эндотермические

Энтальпийная диаграмма Q = - ΔH •Экзотермические реакции: Q > 0, ΔH
реакции: Q < 0, ΔH > 0
Энтальпия – функция состояния ТД системы, характеризующая её теплосодержание

Слайд 9

Стандартная энтальпия

Стандартная энтальпия (ΔHо) – изменение энтальпии реакции в стандартных условиях.
Стандартные условия
•Давление

Стандартная энтальпия Стандартная энтальпия (ΔHо) – изменение энтальпии реакции в стандартных условиях.
1,013·105 Па
•Температура 298 К
Различают

Стандартную энтальпию образования вещества
ΔHfo

Стандартную энтальпию химической реакции
ΔHro

Слайд 10

Стандартная энтальпия образования вещества

ΔHfo – количество теплоты, которое поглощается
или выделяется при

Стандартная энтальпия образования вещества ΔHfo – количество теплоты, которое поглощается или выделяется
образовании одного моля
сложного вещества из простых веществ при
cтандартных условиях.
[ΔHfo ] = кДж/моль
ΔHfo – справочная величина.
Энтальпии образования простых веществ в
термодинамически устойчивом состоянии равны нулю.
ΔHfo (O2, Сграфит, Sромбическая, Snбелое ) = 0 кДж/моль

Слайд 11

Термохимические уравнения

Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(г) ; ΔHfo (H2O) = - 241,8

Термохимические уравнения Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(г) ; ΔHfo (H2O) = -
кДж/моль

Особенности термохимических уравнений:
• указывается агрегатное состояние веществ (г, ж, к);
• указывается знак и значение ΔНо или Q;
Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(ж); ΔНо (Н О) = - 285,3 кДж/моль
f 2
• возможны дробные коэффициенты.

Слайд 12

Закон Гесса. Энтальпия химической реакции.

•1840 г. Г.И. Гесс
Тепловой эффект химической реакции (энтальпия реакции)

Закон Гесса. Энтальпия химической реакции. •1840 г. Г.И. Гесс Тепловой эффект химической
не зависит от пути её протекания, а определяется только начальным и конечным состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

12

исходные вещества

продукты реакции

ΔΗ1

ΔΗ2

ΔΗ3

ΔΗ4

ΔΗ5

ΔΗ6

ΔΗ1 =ΔΗ2 + ΔΗ3 = ΔΗ4+ ΔΗ5+ ΔΗ6

Слайд 13

Следствия из закона Гесса
Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции

Следствия из закона Гесса Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов
за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
ΔHro = ΣΔHfo (прод.) - ΣΔHfo (исх. веществ)
Пример расчета
2С2Н2(г) + 5О2(г) = 4СО2(г) + 2Н2О(г)

ΔHоf

266,7 0 -393,5 -241,8 кДж/моль

ΔHоr = 2(- 241,8) + 4(-393,5) – 2(266,7) = -2591 кДж

13

Слайд 14

Энтропия. Второй закон термодинамики

Энтропия S – это мера беспорядка ТД системы.
В изолированной системе энтропия является

Энтропия. Второй закон термодинамики Энтропия S – это мера беспорядка ТД системы.
критерием самопроизвольности процесса.
Процессы протекают самопроизвольно в
направлении увеличения энтропии.
ΔS > 0 процесс протекает самопроизвольно
ΔS < 0 процесс не протекает самопроизвольно
ΔS=0 система находится в состоянии равновесия

So – стандартная энтропия, Дж/моль.К (в справочнике!)

2

Слайд 15

Энтропия (S) есть логарифмическое выражение термодинамической вероятности существования системы.
S = k⋅lnW,
где k

Энтропия (S) есть логарифмическое выражение термодинамической вероятности существования системы. S = k⋅lnW,
- постоянная Больцмана, равная 1,38⋅10-23 Дж/К⋅моль.
[S] = Дж/К⋅моль
Термодинамическая вероятность (W) – это число способов
реализации данного состояние системы.
Термодинамическую вероятность можно рассчитать по формуле:

N – общее число частиц;
n – число частиц в данном состоянии;
! – факториал

N!

n1!⋅n2!

W =

Слайд 17

Третий закон термодинамики

Энтропия правильного кристалла стремится к 0 по мере
приближения температуры к

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

• энтропия не может быть отрицательной величиной;
• можно определить абсолютные значения энтропии для различных веществ.
Энтропия является функцией состояния.
Изменение энтропии при протекании химической реакции рассчитывается также как изменение энтальпии, по закону Гесса:
ΔSro = ΣSo (продуктов) - ΣSo (исходных)

→ 0

T →0

So

Слайд 18

Закономерности изменения энтропии

Закономерности изменения энтропии

Слайд 19

Направление протекания химических процессов. Энергия Гиббса

ΔG = ΔH - ТΔS
ΔG – энергия Гиббса

Направление протекания химических процессов. Энергия Гиббса ΔG = ΔH - ТΔS ΔG
- функция состояния ТД системы, характеризующая возможность самопроизвольного протекания химического процесса.
ΔG < 0 самопроизвольный процесс возможен, реакция протекает в прямом направлении

ΔG > 0 самопроизвольный процесс невозможен, реакция не протекает в прямом направлении, но может протекать в обратном (если реакция обратимая).
ΔG = 0 система находится в состоянии равновесия.

Слайд 20

ΔG > 0 самопроизвольный процесс невозможен, реакция не протекает в прямом направлении,

ΔG > 0 самопроизвольный процесс невозможен, реакция не протекает в прямом направлении,
но может протекать в обратном (если реакция обратимая).

несамопроизвольный процесс

ΔG = 0 система находится в состоянии равновесия.

Слайд 21

Температурная зависимость энергии Гиббса

Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то

Температурная зависимость энергии Гиббса Если ΔH 0, то ΔG Если ΔH >
ΔG < 0 реакции возможны при любых Т
Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то ΔG > 0 реакции невозможны при любых Т
Во всех других случаях знак ΔG зависит от соотношения ΔH и ТΔS.

Слайд 22

ΔGro – стандартная энергия Гиббса реакции.
ΔGfo – стандартная энергия Гиббса образования
вещества.
Если ΔGfo <

ΔGro – стандартная энергия Гиббса реакции. ΔGfo – стандартная энергия Гиббса образования
0 , то индивидуальное вещество
термодинамически устойчиво, кроме того, такое
соединение можно получить из простых веществ (прямым синтезом)
Имя файла: Химическая-термодинамика.pptx
Количество просмотров: 44
Количество скачиваний: 2