Презентация на тему Общие закономерности химических процессов. Химическая термодинамика и кинетика

должен:
иметь представление:
- о фундаментальном единстве естественных наук, незавершенности естествознания

и возможности его дальнейшего развития;
-о новейших открытиях естествознания, перспективах их использования,
знать:
- основные понятия, современные теории, законы,
уметь:
использовать основные понятия, законы для решения задач.
 
 
Воспитательные цели
На занятии необходимо формировать и развивать у курсантов:
- любовь к Отечеству, гордость и ответственность за принадлежность к Вооруженным Силам Российской Федерации и их офицерскому корпусу;
- офицерскую честь и достоинство, дисциплинированность;
-общую культуру, стремление к самосовершенствованию.

кинетика
3.2. Энергетика химических процессов
3.2.1. Термохимические расчеты
3.3. Химическое и фазовое

равновесие
3.3.1. Химическое равновесие
3.3.2. Фазовые равновесия
3.3.3. Скорость реакции и методы ее регулирования
3.3.4. Механизмы химических реакций, колебательные реакции
3.4. Катализ
Заключение

в том числе об энергетике и кинетике химических реакций.

Усвоение этого учения позволяет предсказывать возможность и направление химических процессов, рассчитывать энергетические эффекты и энергозатраты, скорость получения и выход продуктов в реакции, воздействовать на скорость химических процессов, а также предупреждать нежелательные реакции в тех или иных устройствах, установках и приборах.

между работой и энергией применительно к химическим превращениям.
Тепловая и механическая энергия

— алгебраические величины.
Знаки величин Q и А в термодинамике рассматриваются по отношению к системе.
Энергия, получаемая системой, обозначается знаком « + », отданная системой — знаком « — ».
Переменные величины, определяющие состояние системы, называются параметрами состояния (давление, температура, объем, состав системы).
Состояние системы и про­исходящие в ней изменения характеризуются также с помощью функций состояния,
( внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и др.)

Химическая кинетика изучает характеристики химического процесса, как скорость реакции и зависимость её от внешних условий.

реакций, которые учитывают:
- агрегатное состояние вещества;
тепловой эффект реакции(Q);
в

уравнениях часто используют дробные коэффициенты.

Н2(г) +1/2О2(г) = Н2О(г) + 242 кДж

Н2(г)+1/2О2(г) = Н2О(ж) + 286 кДж

Процесс конденсации:
Н2О(г) = Н2О(ж) + 44 кДж

теплосодержания" — энтальпии (запаса внутренней энергии) в процессе реакции

(Н)

Экзотермические реакции: теплота выделяется  Q > 0
запас внутренней энергии уменьшается Н<0

Эндотермические реакции: теплота поглощается  Q < 0
запас внутренней энергии увеличивается Н>0.

химического соединения Н0f,В,298 называют изменение энтальпии в процессе образования

одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии(р=1 атм; Т=250С), из простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях.

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях.

Стандартные энтальпии образования веществ собраны в справочниках.

химической реакции не зависит от пути ее протекания, а

зависит лишь от природы и физического состояния исходных
веществ и продуктов реакции.

тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования

продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ.

для уравнения реакции аА+вВ=сС+dD тепловой эффект Н равен
Н=(сНобр.С +dНобр.D) – (аНобр.А +вНобр.В) (*)

Уравнение (*) позволяет определить как тепловой эффект реакции по известным энтальпиям образования веществ, участвующих в реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все остальные энтальпии образования.

кислородом элементов, входящих в состав вещества, до образования высших

оксидов называется теплотой сгорания этого вещества .
Пример: определить теплоту сгорания этанола С2Н5ОН(ж)




Если расчет ведется для с образованием жидкой воды, то теплота сгорания называется высшей, если с образованием газообразной воды, то низшей.
По умолчанию обычно имеют в виду высшую теплоту сгорания.

- химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.






Химическое

равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2).
При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными.
Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

собой отношение констант прямой (K1) и обратной (K2) реакций.
Для

реакции mA + nB  pC + dD константа равновесия равна: 
K = K1 / K2 = ([C]p • [D]d) / ([A]m • [B]n)

в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление),

то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.

Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение

концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V1 > V2.
Катализаторы не влияют на положение равновесия.

фазы в другую без изменения химического состава называется фазовым

равновесием.
Примеры фазового равновесия:
Твердое вещество............Жидкость
Жидкость....................Пар

определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ: 
V =

 (С2 – С1 ) / (t2 - t1 )=  С / t

Факторы, влияющие на скорость химических реакций
Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ.
Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению.
Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.
1.Концентрация. Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
 aA + bB + . . .  . . .
 
V = k • [A]a • [B]b • . . .
2.Температура. При повышении температуры на каждые 10C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

все реакции можно подразделить на простые и сложные.
Простые

реакции протекают в одну стадию и называются одностадийными.
Сложные реакции идут либо последовательно (многостадийные реакции), либо параллельно, либо последовательно–параллельно.
В каждой стадии реакции может участвовать одна молекула (мономолекулярные реакции), две молекулы (бимолекулярные реакции) и три молекулы (тримолекулярные реакции).
Колебательные реакции - класс химических реакций, протекающих в колебательном режиме, при котором некоторые параметры реакции (цвет, концентрация компонентов, температура и др.) изменяются периодически, образуя сложную пространственно-временную структуру реакционной среды.

увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются

катализаторами.
Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений.










Эндотермическая реакция Экзотермическая реакция

При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном
агрегатном состоянии).

При гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях).

Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").

одно из центральных мест в химии занимает учение о

превращении веществ, в том числе об энергетике и кинетике химических реакций.