и неорганическая химия.
Ахметов Н. С. Общая и неорганическая
химия. Чупахин А. П. Химический процесс: энергетика и равновесие.
Глинка Н.Л. Общая химия.
- Главная
- Разное
- Бизнес и предпринимательство
- Образование
- Развлечения
- Государство
- Спорт
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Религиоведение
- Черчение
- Физкультура
- ИЗО
- Психология
- Социология
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Что такое findslide.org?
FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.
Обратная связь
Email: Нажмите что бы посмотреть
Презентация на тему Химический процесс: энергетика и равновесие
Содержание
- 2. Что читать?Карапетьянц М. Х., Дракин С. И.
- 3. Список сокращений и основных обозначенийВыучить! Чупахин А. П. Химический процесс: энергетика и равновесие . Стр. 5 -7.
- 4. Примеры обозначенийH - энтальпияA - работас -
- 5. Изучили:Будем изучать:Строение веществаСтатистическое состояниеПроцессДвижение
- 6. Наука о движении в химии делится на
- 7. ТермодинамикаОтдел физики, изучающий теплоту и закономерности теплового
- 8. Химическая термодинамика рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к химическим превращениям.
- 9. Очень много определений
- 10. СистемаСовокупность тел, энергетически взаимодействующих между собой и
- 11. СистемаГомогенные ГетерогенныеОднородные Не однородные
- 12. ПроцессыИзотермические (T =const)Изохорические (V =const)Изобарические (P =const)Адиабатические (Q =const) Изолированная система
- 13. ПроцессыОбратимые процессы – процессы, в которых система возвращается
- 14. ПроцессыСамопроизвольными называют такие процессы, которые протекают без
- 15. ФункцииФункции могут зависеть от пути процесса. Функции,
- 16. Экстенсивные и интенсивные функции Экстенсивное свойство системы прямо пропорционально массе
- 17. Химический процессПроцесс с изменением химического состояния веществ. Разрыв и образование химических связей.
- 18. Стехиометрическое уравнениеΣаiАi = ΣbiBi 2SO2(газ) + O2(газ) = 2SO3(газили ΣyiYi = 0, 2SO3(газ) – 2SO2(газ) – O2(газ) = 0.
- 19. Стехиометрическое уравнение ХП отражает фундаментальные законы природы
- 20. ЭнергияЭнергия – форма существования материи. Мера движения и взаимодействия материи.Кинетическая и потенциальная.Потенциалы:ГравитационныйЭлектромагнитныйЯдерныйХимический
- 21. Энергия системыТепловое движениеЭнергия химических и межмолекулярных связей (электромагнитное взаимодействие)Фактор упорядоченияКонцентрации частиц
- 22. Тепловая энергияRТ в расчёте на моль –
- 23. Энергетическая диаграмма двухатомной молекулы550500
- 24. Шкала температурыВ Термодинамике только Кельвины!
- 25. ТеплоемкостьТеплоёмкость с – это количество теплоты δQ,
- 26. Энергия химических связейХимический процесс – разрыв и
- 27. Диссоциация двухатомной молекулыH2 = H + H 435,9O2
- 28. Образование иодоводорода из простых веществH2 + I2
- 29. Образование иодоводорода из простых веществΔE = -9,9
- 30. Энергетическая диаграммаH2 + I22HIH2 + I + IH + H + I + ID(H2)D(I2)2D(HI)EΔE
- 31. РаботаРабота – энергия, затрачиваемая против внешних сил.
- 32. 1 начало термодинамикиΔU = Q – W,dU = δQ – δWЗакон сохранения энергии
- 33. Изменение теплоты при изохорном процессеΔQv = ΔU
- 34. PV = nRTЗакон Ломоносова-КлапейронаРазмерность PV и nRT – Джоуль.К этому уравнению вернемся позже.
- 35. РаботаРабота – энергия, затрачиваемая против внешних сил.
- 36. Изменение теплоты при изохорном процессеΔQp = ΔU
- 37. ЭнтальпияH Энтальпи́я — термодинамический потенциал, характеризующий состояние
- 38. Закон ГессаГерман Иванович ГессМного работал в области
- 39. Закон Гесса
- 40. Скачать презентацию
- 41. Похожие презентации
Что читать?Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. Чупахин А. П. Химический процесс: энергетика и равновесие. Глинка Н.Л. Общая химия.
Слайд 2
Что читать?
Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая
и неорганическая химия.
химия.
Слайд 3
Список сокращений и основных обозначений
Выучить!
Чупахин А. П. Химический процесс:
энергетика и равновесие .
Стр. 5 -7.
Слайд 4
Примеры обозначений
H - энтальпия
A - работа
с - теплоемкость
ср
- изобарная теплоемкость
C - концентрация
U - внутренняя энергия
Q -
теплоNa – число Авгадро
R – универсальная газовая постаянная
Слайд 6 Наука о движении в химии делится на две
части
Термодинамика
Кинетика
1. Куда будет двигаться система?
2. Где конечная остановка?
3. Сколько
энергии выделится илизатратится за время пути?
1. Как быстро будет двигаться?
2. Какими путем будет двигаться?
Каждая отвечает на вопросы:
Стратегия
Тактика
Слайд 7
Термодинамика
Отдел физики, изучающий теплоту и закономерности теплового движения.
Николя́
Леона́р Сади́ Карно́
Nicolas Léonard Sadi Carnot
Джеймс Прескотт Джоуль
James Prescott
JouledU = δQ – δW
Первое начало термодинамики
Слайд 8
Химическая термодинамика
рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно
к химическим превращениям.
Слайд 10
Система
Совокупность тел, энергетически взаимодействующих между собой и с
другими телами, обменивающихся с ними веществом
Обмен с окружающей средой
Слайд 12
Процессы
Изотермические (T =const)
Изохорические (V =const)
Изобарические (P =const)
Адиабатические (Q
=const) Изолированная система
Слайд 13
Процессы
Обратимые процессы – процессы, в которых система возвращается в
первоначальное состояние.
Необратимые – когда система не возвращается в первоначальное состояние.
Слайд 14
Процессы
Самопроизвольными называют такие процессы, которые протекают без внешнего
воздействия, при постоянстве всех внешних условий.
Равновесные процессы – такие
обратимые процессы, при которых исходное, конечное и все промежуточные состояния должны быть равновесными и мало отличающимися друг от друга
Слайд 15
Функции
Функции могут зависеть от пути процесса. Функции, которые
зависят от начального и конечного состояний системы и не
зависят от пути процесса, – функции состояния; внутренняя энергия U, энтальпия H , энтропия S и другие – полные дифференциалы.Функции, которые зависят от начального и конечного состояний системы и зависят от пути процесса, не являются функциями состояния и не являются полными дифференциалами Q, A.
Слайд 16
Экстенсивные и интенсивные функции
Экстенсивное свойство системы прямо пропорционально массе системы
и обладает аддитивностью (можно складывать): V, H, Uвн, S, G, F.
Интенсивное свойство системы не зависит от
массы системы и не обладает свойством аддитивности: Q, A, T, P.Давление – параметр состояния, определяемый силой, действующей в теле на единицу площади поверхности по нормали к ней. Оно характеризует взаимодействие системы с внешней средой.
Температура определяет меру интенсивности теплового движения молекул.
Слайд 17
Химический процесс
Процесс с изменением химического состояния веществ.
Разрыв
и образование химических связей.
Слайд 18
Стехиометрическое уравнение
ΣаiАi = ΣbiBi
2SO2(газ) + O2(газ) = 2SO3(газ
или
ΣyiYi = 0,
2SO3(газ) – 2SO2(газ) – O2(газ) = 0.
Слайд 19
Стехиометрическое уравнение ХП отражает фундаментальные законы природы –
сохранение массы и заряда. (Закон Ломоносова–Лавуазье)
2SO2(газ) + O2(газ) = 2SO3(газ),
2MnO4– + 10Cl– + 16H+ = 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O
Материальный и зарядовый баланс
Слайд 20
Энергия
Энергия – форма существования материи. Мера движения и
взаимодействия материи.
Кинетическая и потенциальная.
Потенциалы:
Гравитационный
Электромагнитный
Ядерный
Химический
Слайд 21
Энергия системы
Тепловое движение
Энергия химических и межмолекулярных связей (электромагнитное
взаимодействие)
Фактор упорядочения
Концентрации частиц
Слайд 22
Тепловая энергия
RТ в расчёте на моль – kТ
на молекулу
R = NA · k
R = 8,31 Дж/(моль ·К) – универсальная газовая
постояннаяk = 1,38 ·10-23 Дж/(моль ·К) – константа Больцмана
NA = 6,02 ·1023 шт/моль – число Авагадро
Слайд 25
Теплоемкость
Теплоёмкость с – это количество теплоты δQ, поглощаемой
телом при его нагревании на dТ, т. е. производная теплоты по
температуре с = δQ / dТ.Для одноатомных газов молярная теплоёмкость cV = (dEтепл. / dT) = = (3 / 2)R = 12,5 Дж / К · моль.
Для двухатомных молекул в зависимости от Т теплоёмкость увеличивается от (3 / 2)R через (5 / 2)R = 20,8 Дж / К · моль до (7 / 2)R ≈ 29,1 Дж / К · моль (с ростом Т).
для четырёхатомной молекулы аммиака сV изменяется от 3R = 24,9 (от 50 до 500 К) до 9R = 74,8 Дж / К · моль (свыше 500 К).
Слайд 26
Энергия химических связей
Химический процесс – разрыв и образование
химических связей.
Энергия 1 моля хим. связи около 300000 Дж.
Энергия
затрачиваемая на нагрев 1 моля газа на 100 К около 3000 Дж ( в 100 раз меньше).при не слишком высоких температурах энергия химических связей на порядки превышает тепловую.
При высоких температурах, когда тепловая энергия и энергия связей сравнивается молекулы разрушаются на атомы.
Слайд 27
Диссоциация двухатомной молекулы
H2 = H + H 435,9
O2 =
O + O 498,7
N2 = N + N 945,6
I2 = I
+ I 151,0HI = H + I 298,4 D298, кДж/моль
УМК, стр. 72.
Слайд 28
Образование иодоводорода из простых веществ
H2 + I2 =
2HI
Нужно разорвать две связи H—H и I—I.
Образовать две связи
H—I.ΔE = D(H2) + D(I2) - 2D(HI)
затрачиваем (+) выделяется (-)
ΔE = 435,9 + 151,0 - 2 x 298,4
ΔE = -9,9 кДж/моль
Слайд 29
Образование иодоводорода из простых веществ
ΔE = -9,9 кДж/моль
Отрицательное
значение - энергия выделяется. Экзотермичная реакция.
Положительное значение - энергия
поглощается. Эндотермичная реакция.Энергия реакция сравнима с тепловой энергией. Иодоводород будет распадаться при T = ΔE/сv ≈ 330 K
Слайд 31
Работа
Работа – энергия, затрачиваемая против внешних сил. Убыль
в системе, или прибыль если над системой совершают работу.
A
= W = F·x = P·S·x = = P·ΔVX
Сечение поршня S
Внешнее давление P
Слайд 33
Изменение теплоты при изохорном процессе
ΔQv = ΔU +
W
Так как ΔV = 0, P·ΔV = 0,
и W = 0!ΔQv = ΔU
cv = δQ / dТ = dU/dT (3/2R, 5/2R и.т.д.)
Слайд 34
PV = nRT
Закон Ломоносова-Клапейрона
Размерность PV и nRT –
Джоуль.
К этому уравнению вернемся позже.
Слайд 35
Работа
Работа – энергия, затрачиваемая против внешних сил. Убыль
в системе, или прибыль если над системой совершают работу.
A
= W = F·x = P·S·x = = P·ΔV = nRTX
Сечение поршня S
Внешнее давление P
Слайд 36
Изменение теплоты при изохорном процессе
ΔQp = ΔU +
W
W = PΔV = RT
ΔQp = ΔU +
RT = ΔH – энтальпияcp = δQ / dТ = dH/dT = dU/dT + RdT/dT = Cv + R
Слайд 37
Энтальпия
H
Энтальпи́я — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы
в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных
(не меняются) давления, энтропии и числа частиц.Изобарно-изоэнтропийный потенциал.
Тепловой эффект изобарных химических процессов.
Слайд 38
Закон Гесса
Герман Иванович Гесс
Много работал в области геохимии,
изучал ряд природных минералов. Теллурид серебра в его честь
назван гесситом Изохорные и изобарные тепловые эффекты химических процессов зависят только от начального и конечного состояния и не зависят от пути
Еще одна формулировка «Закона сохранения энергии».
