Химия. Лекция 1. Термодинамика и кинетика презентация

Содержание

Литература 1. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия: Учебник. - М.: ГЭОТАР-Медиа, 2010. -976 с. 2. Пузаков С.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие/ С.А. Пузаков, В.А. Попков,

Слайд 1ХИМИЯ
Гладышева Ирина Владимировна
к.х.н., доцент

Слайд 2Литература
1. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия: Учебник. - М.: ГЭОТАР-Медиа,

2010. -976 с.
2. Пузаков С.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие/ С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова.- 2-е изд. испр. и доп. - М.: Высшая школа, 2007. -255 с.

Слайд 33. Литвинова Т.Н. Сборник задач по общей химии: Учеб. пособие для

студентов мед. вузов. - 3-е изд., перераб./- М.:ООО "Изд-во ОНИКС", 2007. - 244 с.

Слайд 4Интернет-источники
http://www.chemlib.ru
http://http://www.chem.msu.su
http://www.xumuk.ru/
http://www.alhimik.ru/
http://alhimikov.net/
http://chemistry.narod.ru/
http://www.chemport.ru/

Слайд 5I. Элементы химической термодинамики

Слайд 6

Термодинамика - наука, изучающая общие законы взаимного превращения одной формы

энергии в другую.

Слайд 7 К настоящему времени термодинамика содержит два основных раздела:
1.Равновесная термодинамика (термодинамика изолированных

систем)
2. Неравновесная термодинамика (термодинамика открытых систем)

Слайд 8Система – это совокупность материальных объектов (тел), ограниченных каким-либо образом от

окружающей среды Элементы системы - части, обладающие определенными свойствами.

Слайд 9Термодинамические системы:
• Гомогенная – система, в которой каждое ее свойство (параметр)

имеет одно и то же значение во всех точках объема или меняется плавно от точки к точке.
• Гетерогенная –система, которая состоит из нескольких гомогенных систем, отделенных друг от друга поверхностью раздела фаз, на которой свойства меняются скачком.


Слайд 11Изолированная система – система , которая не обменивается с окружающей средой

ни веществом, ни энергией в форме работы или теплоты.
Закрытая (замкнутая) система – система, которая может обмениваться с окружающей средой лишь энергией и не может обмениваться веществом

Слайд 12Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и энергией,

и веществом.

Слайд 14Термодинамический процесс – изменение параметров термодинамической системы


Слайд 15 Энергия системы (W) - совокупность двух частей: зависящей от

движения и положения системы как целого (Wц) и не зависящей от этих факторов (U)
W=Wц+ U
U - внутренняя энергия системы.

Слайд 16Первое начало термодинамики 
термодинамическая система (например, пар в тепловой машине) может совершать

работу только за счёт своей внутренней энергии или каких-либо внешних источников энергии
Q = ΔU + A

Слайд 17Энтальпия (Н)
Qp= ΔU + A (1),
где А – работа

по перемещению поршня
Qp= ΔU + p ΔV (2),
где р – давление, ΔV – изменение объёма системы.
Формулу (2) можно переписать в следующем виде:
Qp=(U2 – U1) + p(V2 – V1) (3)
Qp=(U2 + pV2 ) – (U1 + pV1) (4)
В этом выражении параметры в скобках обозначим Н, т.е.
U2 + pV2 = Н2, U1 + pV1=Н1, тогда
Qp= Н2 – Н1 =ΔН.

Слайд 18 Энтальпия Н - внутреннее теплосодержание системы
Для экзотермических реакций Q>0, ΔH

реакций Q<0, ΔH>0

Слайд 19 Количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся в результате химической реакции, называется тепловым

эффектом химической реакции.

Термохимия – раздел термодинамики, изучающий, теплоты химических реакций.

Слайд 20Закон Гесса:
Тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или

при постоянном объёме, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.

Слайд 21В термодинамике принята следующая запись теплот химических реакций:

С(тв)+О2(г)=СО2(г); ∆НР=-405,8 кДж

в термохимии:



С(тв) + О2(г) = СО2(г) +405,8 кДж

Слайд 22Теплотой сгорания вещества называется тепловой эффект реакции сгорания его

(1 моль) с образованием устойчивых продуктов (для органических веществ это СО2 и Н2О).

Слайд 23 Первое следствие закона Гесса:
Теплота реакции равна сумме теплот сгорания

начальных участников реакции за вычетом суммы теплот сгорания конечных участников реакции с учетом стехиометрических коэффициентов.



где νн, νк - стехиометрические коэффициенты.
Пример для реакции аА + bB→dD

∆Hреакц. = а∆Hсгор(А) + b∆Hсгор(B) - d∆Hсгор(D).

Слайд 24Стандартная теплота образования вещества - тепловой эффект реакции образования одного моль

вещества из простых веществ в стандартных условиях (ΔН0298)
(Т = 298К и Р = 1 атм)

Слайд 25Второе следствие закона Гесса:
Теплота реакции равна сумме теплот образования конечных веществ

за вычетом суммы теплот образования начальных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.



Или для стандартных условий:




Слайд 26Пример:

аА + bB→сС + dD

∆Hреакц. = [с ⋅∆Hобр(С) + d ⋅∆Hобр(D)]

– [а ⋅ ∆Hобр(А) + b ⋅∆Hобр(B)]

Слайд 27Второе начало термодинамики
Постулат Клаузиуса
Единственным результатом любой совокупности процессов не может быть

переход теплоты от менее нагретого тела к более нагретому.

Слайд 28Постулат Томсона
Теплота наиболее холодного из участвующих в процессе тел не может

служить источником работы. (Теплота не может полностью перейти в работу).

Слайд 29 Энтропия – функция состояния термодинамической системы, используемая во втором законе т/д

для выражения через нее возможности или невозможности самопроизвольного протекания процесса (введена Клаузиусом).

Слайд 30Изменение энтропии определяется отношением количества теплоты, сообщенного системе или отведенного от

нее, к температуре системы:



где знак равенства относится к равновесному процессу, неравенства – к неравновесному.
Т.о. в равновесном процессе:

S = .

Слайд 31 Если энтропия увеличивается (S > 0), то самопроизвольный неравновесный процесс возможен,



если S < 0 – невозможен.

Слайд 32Все самопроизвольные процессы в изолированных системах идут в сторону увеличения энтропии

до достижения равновесия, где она будет иметь постоянное и максимальное значение.

Слайд 33Изобарно-изотермический потенциал (Свободная энергия Гиббса)
ΔG = ΔH – T · ΔS
где

ΔH – изменение энтальпии,
Т – абсолютная температура,
ΔS – изменение энтропии.
Если ΔG <0, процесс протекает самопроизвольно ,
если ΔG > 0, то процесс невозможен.



Слайд 34Третье начало термодинамики
В. Нернст (1906) (тепловой закон Нернста): энтропия S любой

системы стремится к конечному для неё пределу, не зависящему от давления, плотности или фазы, при стремлении температуры (Т) к абсолютному нулю.

Слайд 35II. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Слайд 36 Химическая кинетика занимается исследованием механизмов реакций и течения их

во времени

Слайд 37Механизм реакции – последовательность и характер стадий химических реакций

Слайд 38Скорость химической реакции

Слайд 40Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Природа реагирующих веществ
Концентрация реагирующих веществ
Температура
Присутствие катализаторов

Слайд 41 Закон действующих масс (К. Гульдберг и П. Вааге)
при постоянной

температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ
nА + mВ → gD
v=k CА n ⋅ CВ m

Слайд 42Константа скорости k не зависит от концентраций веществ

Закон действующих масс

применим только к газообразным и растворенным веществам

Слайд 43ПРИМЕРЫ
СuО(к) + Н2 (г) = Сu (к) + Н2О (г)

v=kC(H2)

H2(г) +

I2(г) = 2HI(г)

v =kC(H2)C(I2)

Слайд 44Молекулярность и порядок реакций

Молекулярность реакции - число молекул, участвующих в элементарном

акте химического взаимодействия
Порядок реакции — это сумма показателей степеней концентрации веществ в уравнении закона действующих масс

Слайд 45 Реакция первого порядка






C = C0 ⋅ e–kt или lnC = lnC0

– kt

С – концентрация вещества в данный момент времени,
С0 – исходная концентрация вещества,
k – константа скорости,
t – время протекания реакции.


Слайд 46Время, в течение которого прореагировала половина начального количества вещества, называется временем

полураспада и обозначается τ1/2.
Для реакции первого порядка:
τ1/2=ln 2 / k

Слайд 47Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа
при повышении температуры на каждые

10° скорость реакции увеличивается примерно в 2—4 раза
v2 = v1 ⋅ γ (ΔТ/10)
k2 = k1 ⋅ γ (ΔТ/10)


Слайд 48Температурный коэффициент реакции (γ) -число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость

данной реакции при повышении температуры на 10°


Слайд 49Уравнение Аррениуса
k = A ⋅ e–Ea/RT

R – универсальная газовая постоянная, 8,314

Дж/моль·К,
Т – температура по шкале Кельвина,
Еа – энергия активации,
А – предэкспоненциальный множитель.

Слайд 50Энергия активации (Еа) - избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для

того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества.

Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами.

Слайд 51Уравнение Аррениуса позволяет рассчитать константы скорости реакций при различных температурах:



а так

же при изменении энергии активации







Слайд 52

III. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Слайд 53Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна

или несколько химических реакций, причём скорости прямой и обратной реакций равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

Слайд 54Термодинамически химическое равновесие определяется как соотношение концентраций исходных веществ и продуктов

реакции, при котором энтропия системы имеет максимальное, а изобарно-изотермический потенциал – минимальное значение

Слайд 55Константа химического равновесия
mA + nB ↔ pC + qD
v1= k1

·CАm ·CBn
v2=k2 ·CCp ·CDq
v1=v2
k1 ·CАm ·CBn = k2 ·CCp ·CDq
k1 / k2 = CCp ·CDq/ CАm ·CBn
Kp= CCp ·CDq/ CАm ·CBn

Слайд 56Константа равновесия Кр - частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов

и исходных веществ реакции (является величиной постоянной)

Слайд 57Константа равновесия и энергия Гиббса.
Константа химического равновесия зависит от природы

реагентов, от температуры и связана с изменением стандартной энергии Гиббса ΔG° химической реакции уравнением
ΔG°= -RT ln Kр
Если ΔG° < 0 в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия.
Если же ΔG° > 0, то в равновесной смеси преобладают исходные вещества.

Слайд 58Смещение химического равновесия.
Принцип Ле Шателье:
если на систему, находящуюся в

равновесии, воздействовать извне, то в системе усилится то из направлений процесса, которое противодействует данному воздействию.

Слайд 59 Влияние давления
Повышение давления, согласно принципу

Ле-Шателье, должно смещать равновесие в сторону образования меньшего количества моль газообразных продуктов.

Влияние температуры
При повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции и наоборот.

Слайд 60

Влияние концентрации
Если в реакционную смесь ввести избыток одного из исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. Аналогичный результат может быть достигнут путем удаления из системы продуктов реакции.

Слайд 61Влияние температуры на константу равновесия химической реакции выражается уравнениями изобары и

изохоры Вант-Гоффа:







где ΔН= QP, ΔU = Qv.

Слайд 62Катализ
Катализ - процесс увеличения скорости реакции с помощью катализатора
Катализаторы - вещества,

которые увеличивают скорость химической реакции, оставаясь в конечном итоге неизменными по химическому составу и количеству

Слайд 63Особенности катализаторов:
• Ускоряют реакцию, присутствуя в очень малых количествах
• Избирательность действия, то есть

катализатор ускоряет одну реакцию и неэффективен для другой. Особенно это свойство проявляется у биологических катализаторов-ферментов
• Неизменность после реакции и возможность многократного использования
• Катализатор изменяет механизм реакции и направляет ее по такому пути, который характеризуется понижением энергии активации.

Слайд 64Катализ

Слайд 65Механизм гомогенной каталитической реакции
А+В К АВ
A + K = AK
AK +

B = AB + K



Слайд 66 Ферменты – биологические катализаторы, ускоряющие биохимические реакции в растениях

и животных организмах.

Похожие презентации

Международная классификация моторных масел по вязкости в нормах J 300 SAE Ассоциации автомобильных инженеров 339
Закон сохранения массы веществ. Уравнения химических реакций 1229
Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева 384
Закономерности процессов нитрования НЦ 639
Основы химической термодинамики 1163
Атыраудағы химиялық өндіріс кәсіп орындары 802

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое ThePresentation.ru?

Это сайт презентаций, докладов, проектов, шаблонов в формате PowerPoint. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами с другими пользователями.

Для правообладателей

Яндекс.Метрика