PPt4Web Хостинг презентаций

Главная / Физика / Термодинамика химических процессов
X Код для использования на сайте:

Скопируйте этот код и вставьте его на свой сайт

X

Чтобы скачать данную презентацию, порекомендуйте, пожалуйста, её своим друзьям в любой соц. сети.

После чего скачивание начнётся автоматически!

Кнопки:

Презентация на тему: Термодинамика химических процессов


Скачать эту презентацию

Презентация на тему: Термодинамика химических процессов


Скачать эту презентацию



№ слайда 1 Тема № 10. Термодинамиа химических процессов. Химической называется та часть тер
Описание слайда:

Тема № 10. Термодинамиа химических процессов. Химической называется та часть термодинамики, в которой изучаются превращения энергии в химических реакциях и исследуются возникающие при этом тепловые явления. Для химического процесса характерно разрушение старых и возникновение новых связей между атомами. Выделение или поглощение энергии происходит в результате действия сил связей. Отличительным признаком химической реакции является изменение состава системы в результате перераспределения массы между реагирующими веществами. Энергия, проявляющаяся только в результате химической реакции, называется химической энергией. Она является частью внутренней энергии системы, рассматриваемой в процессе химического превращения.

№ слайда 2 10.1. КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. Химические реакции обычно протекают с
Описание слайда:

10.1. КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. Химические реакции обычно протекают с выделением или поглощением теплоты. Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты, называются экзотермическими, а реакции, идущие с поглощением теплоты – эндотермическими. В качестве примера экзотермической реакции можно привести процессы горения углерода и водорода 2С + О2 =2СО; С + О2 = СО2; 2Н2 + О2=2Н2О. Примером эндотермической реакции может служить реакция образования ацетилена 2С + Н2 = С2Н2. В зависимости от внешних условий, в которых осуществляются реакции, различают изохорные – протекающие при постоянном объеме и изобарные – при постоянном давлении. Если в процессе таких реакций температура остается постоянной, то они соответственно будут называться изохорно-изотермическими и изобарно-изотермическими.

№ слайда 3 Если при реакции молекула какого-либо вещества превращается в несколько молекул
Описание слайда:

Если при реакции молекула какого-либо вещества превращается в несколько молекул других веществ, то такие реакции называются мономолекулярными или реакциями первого порядка. К таким реакциям относятся следующие реакции разложения 2СО2=2СО + О2; 2СО=2С + О2; 2Н2О=2Н2 + О2. Общая формула таких реакций записывается в виде А = В + С. Реакцию разложения называют также диссоциацией. Диссоциация вещества или мономолекулярная реакция обычно происходит при высоких температурах. Реакции, в которых две молекулы различных веществ превращаются в одну или несколько молекул других веществ, называются бимолекулярными или реакциями второго порядка. Общие формулы таких реакций имеют вид А + В = С; A + B = C + D.

№ слайда 4 10.2. ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ В ПРИМЕНЕНИИ К ХИМИЧЕСКИМ РЕАКЦИЯМ Количество т
Описание слайда:

10.2. ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ В ПРИМЕНЕНИИ К ХИМИЧЕСКИМ РЕАКЦИЯМ Количество теплоты, подведенной к рабочему телу, затрачивается на изменение внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил, т.е. . В данном случае считалось, что в рабочем теле не происходят химические превращения и изменяются лишь его параметры p, v, T. Протекание химических реакций связано с изменением состояния атомов в молекулах реагирующих веществ. При этом происходит изменение внутренней энергии, которое может проявляться в виде теплоты или работы. При написании уравнения первого закона термодинамики применительно к химическим реакциям следует учесть следующие особенности. Все уравнения, как правило, записываются не для 1 кг, а для 1 моля вещества. В величину работы реакции А наряду с работой расширения или сжатия входит также работа против электрических, световых, магнитных и других сил, проявляющихся в ходе химической реакции. С учетом принятых особенностей уравнение первого закона термодинамики в применении к химическим реакциям будет ,(10.1) где DU – убыль внутренней энергии системы; Q – теплота реакции, А – работа реакции.

№ слайда 5 В химической термодинамике принято считать уменьшение внутренней энергии и выдел
Описание слайда:

В химической термодинамике принято считать уменьшение внутренней энергии и выделившуюся при этом теплоту экзотермической реакции положительными, а увеличение внутренней энергии и поглощение теплоты (эндотермическая реакция) – отрицательными. В химической термодинамике принято считать уменьшение внутренней энергии и выделившуюся при этом теплоту экзотермической реакции положительными, а увеличение внутренней энергии и поглощение теплоты (эндотермическая реакция) – отрицательными. В соответствии с принятыми допущениями уравнение первого закона термодинамики примет вид ,(10.2) или .(10.3) Работа реакции равна ,(10.4) где L – работа расширения или сжатия ; Ах – работа против электрических, световых, магнитных и других сил. Отсюда .

№ слайда 6 10.3. ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ Если в химической реакции кроме работы расширения
Описание слайда:

10.3. ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ Если в химической реакции кроме работы расширения или сжатия не совершаются другие виды работ (Ах = 0), то уравнение (10.2) примет вид .(10.5) Уменьшение внутренней энергии U1-U2 называется тепловым эффектом химической реакции, который слагается из теплоты реакции и внешней работы. Тепловой эффект, как и изменение внутренней энергии системы, не зависит от пути реакции и определяется лишь начальным и конечным ее состояниями. Если внешняя работа в реакции не совершается, то тепловой эффект будет равен теплоте реакции Q. Как известно, максимальная работа совершается в обратимых процессах. Такие реакции сопровождаются выделением минимального количества теплоты, и уравнение (10.5) для них будет . В случае необратимых реакций, когда кроме работы расширения (сжатия) не производится никакой другой работы, будем иметь минимальную работу и максимальную теплоту, т.е. .

№ слайда 7 13.4. ТЕПЛОТЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ В химических реакциях изменение состояния систе
Описание слайда:

13.4. ТЕПЛОТЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ В химических реакциях изменение состояния системы может характеризоваться не двумя (как в технической термодинамике), а тремя или более параметрами. При этом постоянными могут оставаться два параметра. Например, при постоянных объеме и температуре (V, T) = const будем иметь изохорно-изотермическую реакцию, а при постоянных давлении и температуре – изобарно-изотермическую. Для изохорно-изотермических реакции ; ,(13.6) где QVmax – теплота изохорно-изотермической реакции, которая равна изменению внутренней энергии. Для реакции при (р, Т)= const dp = 0 и где Qpmax – теплота реакции при постоянном давлении. Теплота реакции при p=const и при отсутствии всех видов работ, кроме работы расширения (сжатия), называется тепловым эффектом реакции.

№ слайда 8 Тепловой эффект реакции при p=const будет Тепловой эффект реакции при p=const бу
Описание слайда:

Тепловой эффект реакции при p=const будет Тепловой эффект реакции при p=const будет ,(10.8) где – начальная и конечная энтальпии системы (р1 = р2 = p). Подставляя значение в формулу (10.8), получим .(10.9) С учетом уравнения состояния идеального газа получим .(10.10) где Dn – изменение числа молей газа в реакции; Rm = 8,3143 Дж/(моль∙К) универсальная газовая постоянная. Подставляя (10.10) в (10.9), находим .(10.11) Последнее уравнение устанавливает зависимость между изохорно-изотермической и изобарно-изотермической теплотами реакций. Если число молей в реакции остается постоянным (Dn = 0), то .(10.12)

№ слайда 9 10.5. ЗАКОН ГЕССА Закон Гесса устанавливает постоянство тепловых сумм, т.е. тепл
Описание слайда:

10.5. ЗАКОН ГЕССА Закон Гесса устанавливает постоянство тепловых сумм, т.е. теплота реакции не зависит от ее пути, а определяется лишь начальным и конечным состоянием реагирующих веществ. Этот закон выполняется лишь для изохорно-изотермических и изобарно-изотермических процессов, так как в этих случаях и , где U и I – функции состояния и их изменения поэтому не зависят от пути процесса. Закон Гесса позволяет вычислить теплоты большого числа реакций, если известны теплоты образования исходных веществ. К тому же этот закон позволяет вычислить теплоты таких реакций, для которых они не могут быть измерены непосредственно.

№ слайда 10 10.6. ЗАКОН КИРХГОФА Температурная зависимость теплоты реакции определяется урав
Описание слайда:

10.6. ЗАКОН КИРХГОФА Температурная зависимость теплоты реакции определяется уравнением Кирхгофа. Для получения этой зависимости в случае изохорно-изотермической реакции продифференцируем по температуре выражение Qmax, определяемое первым законом термодинамики , где СV1 и СV2 – суммарные изохорные теплоемкости исходных и полученных веществ. Аналогично для изобарно-изотермических процессов получим , где Cp1 и Cp2 – суммарные изобарные теплоемкости исходных и полученных веществ.

№ слайда 11 В обобщенном виде уравнение Кирхгофа имеет вид В обобщенном виде уравнение Кирхг
Описание слайда:

В обобщенном виде уравнение Кирхгофа имеет вид В обобщенном виде уравнение Кирхгофа имеет вид .(10.13) Суммарные теплоемкости до и после реакции находятся по формулам ,(10.14) где п1i, с1i – числа молей и теплоемкости исходных веществ; n2i, с2i – числа молей и теплоемкости полученных веществ; т1, т2 – число компонентов исходных и полученных веществ. С учетом (10.14) (10.13) примет вид .(10.15) Последнее соотношение является математическим выражением закона Кирхгофа, где производная dQ/dT называется температурным коэффициентом теплоты реакции. Из уравнения (10.15) можно определить теплоту реакции в случае, если будет известна ее зависимость Q = f(T) от температуры.

№ слайда 12 10.7. ПРИМЕНЕНИЕ ВТОРОГО ЗАКОНА ТЕРМОДИНАМИКИ К ХИМИЧЕСКИМ ПРОЦЕССАМ Аналитическ
Описание слайда:

10.7. ПРИМЕНЕНИЕ ВТОРОГО ЗАКОНА ТЕРМОДИНАМИКИ К ХИМИЧЕСКИМ ПРОЦЕССАМ Аналитическое выражение второго закона термодинамики для изолированной системы выше записывалось в виде , где знаки равенства и неравенства характеризуют соответственно обратимые и необратимые процессы. Для адиабатической системы dQ = 0, и поэтому неравенство принимает вид . Отсюда следует, что энтропия изолированной системы остается постоянной при протекании в ней обратимых процессов и возрастает в случае необратимых процессов. При протекании в системе неравновесных необратимых процессов после того, как она приходит в состояние равновесия, энтропия системы принимает максимальное значение S = Smax. Отсюда dS = 0 и d2S<0. Таким образом, энтропия является функцией, на основе которой можно находить направление процессов и условия их равновесия. Однако для многих практических процессов оказалось более удобным вместо энтропии пользоваться другими величинами, также характеризующими необратимость процессов и равновесие системы. К числу таких величин относятся рассматриваемые ниже изохорно-изотермический F и изобарно-изотермический Z потенциалы.

№ слайда 13 10.8. ИЗОХОРНО-ИЗОТЕРМИЧЕСКИЙ И ИЗОБАРНО-ИЗОТЕРМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛЫ В химической
Описание слайда:

10.8. ИЗОХОРНО-ИЗОТЕРМИЧЕСКИЙ И ИЗОБАРНО-ИЗОТЕРМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛЫ В химической термодинамике считается, что убыль внутренней энергии положительна, а теплота, сообщенная системе, отрицательна. Уравнения первого и второго законов термодинамики с учетом принятых знаков будут иметь вид ; . Объединив эти уравнения, получим .(10.16) Если учитывать только работу изменения объема, то . Тогда соотношение (10.16) примет вид .(10.17) Или в записи через энтальпию .(10.18) Преобразуем уравнение (10.17) следующим образом ; ; ,(10.19) где является некоторой функцией состояния, которая была названа изохорно-изотермическим потенциалом.

№ слайда 14 Соотношение (10.19) перепишем в виде .(10.20) Соотношение (10.19) перепишем в ви
Описание слайда:

Соотношение (10.19) перепишем в виде .(10.20) Соотношение (10.19) перепишем в виде .(10.20) В изохорно-изотермических процессах . Следовательно, . Тогда (10.20) примет вид . Отсюда следует, что в изолированных системах, находящихся при постоянной температуре и объеме, самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые сопровождаются уменьшением изохорно-изотермического потенциала F. Причем минимум наблюдается в состоянии равновесия. При этом . Если рассматривать функцию F как функцию независимых параметров T и V, то ее полный дифференциал будет . Сопоставляя это соотношение с (10.20), получим .(10.21) Из этих равенств следует, что изменение F по температуре при постоянном объеме определяется величиной энтропии, а изменение F по объему при постоянной температуре – величиной давления. Таким образом, F является характеристической функцией, так как ее частные производные позволяют определить термодинамические свойства системы.

№ слайда 15 Из этих равенств следует, что изменение F по температуре при постоянном объеме о
Описание слайда:

Из этих равенств следует, что изменение F по температуре при постоянном объеме определяется величиной энтропии, а изменение F по объему при постоянной температуре – величиной давления. Таким образом, F является характеристической функцией, так как ее частные производные позволяют определить термодинамические свойства системы. Из этих равенств следует, что изменение F по температуре при постоянном объеме определяется величиной энтропии, а изменение F по объему при постоянной температуре – величиной давления. Таким образом, F является характеристической функцией, так как ее частные производные позволяют определить термодинамические свойства системы. Подставляя величину энтропии из (10.21) в формулу , получим аналитическое выражение уравнения, связывающего изохорно-изотермический потенциал с внутренней энергией .(10.22) Если к обеим частям уравнения (13.17) прибавить соотношение , то после некоторых преобразований получим .(10.23) Обозначим .(10.24) Отсюда . Величина Z из уравнения (10.24) выше была названа изобарно-изотермическим потенциалом и является некоторой функцией состояния. Из (10.23) следует . Так как в изобарно-изотермических процессах dT=0, dp=0, то .

№ слайда 16 Отсюда следует, что в изобарно-изотермических процессах в изолированной системе
Описание слайда:

Отсюда следует, что в изобарно-изотермических процессах в изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые сопровождаются уменьшением Z и в пределе (в состоянии равновесия) достигается некоторое минимальное значение этой величины, т.е. Отсюда следует, что в изобарно-изотермических процессах в изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые сопровождаются уменьшением Z и в пределе (в состоянии равновесия) достигается некоторое минимальное значение этой величины, т.е. . Как следует из (10.24), функция Z является характеристической функцией при независимых параметрах р и Т. Ее полный дифференциал будет . Сравнивая это уравнение с равенством (10.24), получим . Подставляя найденное значение энтропии в формулу , получим уравнение, связывающее изобарно-изотермический потенциал с энтальпией .

№ слайда 17 Таким образом, в некоторых частных случаях в качестве критерия равновесия систем
Описание слайда:

Таким образом, в некоторых частных случаях в качестве критерия равновесия системы можно использовать изохорно- и изобарно-изотермический потенциалы. Таким образом, в некоторых частных случаях в качестве критерия равновесия системы можно использовать изохорно- и изобарно-изотермический потенциалы. Условием равновесия процессов при (V, Т) = const и (р, Т) = const является минимум этих потенциалов. Функции F и Z характеризуют ту часть внутренней энергии или энтальпии, которая может переходить в полезную работу.

Скачать эту презентацию


Презентации по предмету
Презентации из категории
Лучшее на fresher.ru