Реакции Скачать
презентацию
<<  Типы химических реакций Уравнения  >>
Энергетика химических реакций
Энергетика химических реакций
Основные понятия термодинамики
Основные понятия термодинамики
Химическая термодинамика
Химическая термодинамика
Основные понятия ТД
Основные понятия ТД
Основные понятия ТД
Основные понятия ТД
Фаза-это часть системы, однородная во всех точках по составу
Фаза-это часть системы, однородная во всех точках по составу
Основные понятия ТД
Основные понятия ТД
Термодинамические параметры
Термодинамические параметры
Параметры химической термодинамики
Параметры химической термодинамики
Внутренняя энергия системы
Внутренняя энергия системы
Единицы измерения
Единицы измерения
Внутренняя энергия - это функция состояния
Внутренняя энергия - это функция состояния
Термодинамический процесс
Термодинамический процесс
Термодинамический
Термодинамический
Теплота
Теплота
Работа
Работа
Первый закон термодинамики
Первый закон термодинамики
Энергия не исчезает и не возникает
Энергия не исчезает и не возникает
Изохорный процесс
Изохорный процесс
Изобарный процесс
Изобарный процесс
Количество теплоты, которое выделяется или поглощается
Количество теплоты, которое выделяется или поглощается
Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы
Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы
Энтальпия образования
Энтальпия образования
Стандартная энтальпия образования
Стандартная энтальпия образования
Единицы измерения энтальпии образования
Единицы измерения энтальпии образования
Пример
Пример
Энтальпии образования простых веществ равны нулю
Энтальпии образования простых веществ равны нулю
Уравнения химической реакции
Уравнения химической реакции
Виды агрегатного состояния вещества
Виды агрегатного состояния вещества
Пример
Пример
Особенности термохимических уравнений
Особенности термохимических уравнений
Алгебраические действия
Алгебраические действия
Закон Гесса
Закон Гесса
Получение СО2
Получение СО2
Следствие из закона Гесса
Следствие из закона Гесса
Тепловой эффект реакции
Тепловой эффект реакции
Рассчитать
Рассчитать
Рассчитать
Рассчитать
Задача
Задача
Сколько тепла выделится
Сколько тепла выделится
Возможность и направление протекания химических реакций
Возможность и направление протекания химических реакций
Самопроизвольность протекания реакции
Самопроизвольность протекания реакции
Второй закон термодинамики
Второй закон термодинамики
Энтропия
Энтропия
Параметры состояния вещества
Параметры состояния вещества
Термодинамическая вероятность состояния системы
Термодинамическая вероятность состояния системы
Уравнение Больцмана
Уравнение Больцмана
Основные положения
Основные положения
Изменение энтропии
Изменение энтропии
Энтропия химической реакции
Энтропия химической реакции
Основные положения
Основные положения
Пример
Пример
Абсолютное значение энтропии
Абсолютное значение энтропии
Пример
Пример
Беспорядок системы уменьшается
Беспорядок системы уменьшается
Факторы неизолированных систем
Факторы неизолированных систем
Энергия Гиббса
Энергия Гиббса
Уравнение энергии Гиббса
Уравнение энергии Гиббса
Скорость прямой реакции
Скорость прямой реакции
Возможна ли данная реакция
Возможна ли данная реакция
При какой температуре начнется эта реакция
При какой температуре начнется эта реакция
G<0
G<0
Энергия Гиббса химической реакции
Энергия Гиббса химической реакции
Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения
Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения
Устойчивость соединений
Устойчивость соединений
NO, NO2
NO, NO2
Любая реакция
Любая реакция
Химическое равновесие и константа равновесия
Химическое равновесие и константа равновесия
Состояние равновесия
Состояние равновесия
Константа равновесия
Константа равновесия
Расчет константы равновесия
Расчет константы равновесия
Парциальное давление
Парциальное давление
Пример
Пример
Связь
Связь
Смещение равновесия
Смещение равновесия
Принцип Ле–Шателье
Принцип Ле–Шателье
Влияние температуры на равновесие химической реакции
Влияние температуры на равновесие химической реакции
Влияние давления на равновесие химической реакции
Влияние давления на равновесие химической реакции
Влияние концентрации на равновесие химической реакции
Влияние концентрации на равновесие химической реакции
Влияние катализатора на равновесие химической реакции
Влияние катализатора на равновесие химической реакции
Картинки из презентации «Энергия химической реакции» к уроку химии на тему «Реакции»

Автор: Сквирская. Чтобы познакомиться с картинкой полного размера, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все картинки для урока химии, скачайте бесплатно презентацию «Энергия химической реакции.ppt» со всеми картинками в zip-архиве размером 126 КБ.

Скачать презентацию

Энергия химической реакции

содержание презентации «Энергия химической реакции.ppt»
Сл Текст Сл Текст
1Энергетика химических реакций. Юрмазова Татьяна 44частиц, является мерой молекулярного, атомного и ионного
Александровна. Томский политехнический университет. беспорядка.
2ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука о взаимных превращениях 45Параметры состояния вещества. Параметры макросостояния
различных видов энергии. Основные понятия термодинамики. системы: Р -давление, Т – температура ,V – объем Параметры
3Химическая термодинамика изучает: Переходы химической микросостояния системы: 1. мгновенные координаты каждой молекулы
энергии в другие формы- тепловую, электрическую и. т.д., Каковы (Хi, Yi, Zi) 2. скорости их перемещения (Vхi, Vyi, Vzi) Каждому
энергетические эффекты химических реакций, Возможность и макросостоянию отвечает большое число микросостояний.
направление самопроизвольно протекающей реакции, Состояние 46Это число микросостояний, с помощью которых осуществляется
химического равновесия и условия его смещения. данное макросостояние. Термодинамическая вероятность состояния
4Основные понятия ТД. Объектом изучения в термодинамике системы (W).
является система. Система - это совокупность веществ находящихся 47Уравнение Больцмана. Уравнение Больцмана придало энтропии
во взаимодействии, мысленно (или фактически) обособленная от физический смысл.
окружающей среды. 48Основные положения. Энтропия- это мера термодинамической
5Основные понятия ТД. вероятности состояния веществ и систем. Любая изолированная
6Фаза-это часть системы, однородная во всех точках по составу система предоставленная самой себе, изменяется в направлении
и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью состояния обладающего максимальной вероятностью. Все процессы в
раздела. Основные понятия ТД. изолированной системе происходят в направлении увеличения
7Основные понятия ТД. энтропии.
8Термодинамические параметры. Температура – Т Давление – Р 49?S = S2 –S1 если ?S > 0, то процесс протекает в прямом
Плотность – ? Концентрация - С Теплоемкость – Изменение хотя бы направлении, если ?S < 0, то процесс протекает в обратном
одного параметра приводит к изменению состояния системы в целом. направлении. Изменение энтропии.
9U - внутренняя энергия Н - энтальпия S - энтропия G - 50Энтропия химической реакции. Стандартная энтропия
энергия Гиббса. Параметры химической термодинамики. образования вещества количество вещества.
10Внутренняя энергия системы. Внутренняя энергия системы (U) - 51Значения стандартных энтропий приведены в таблице; значение
представляет собой ее полную энергию, которая складывается из энтропий зависит от агрегатного состояния веществ. Основные
кинетической и потенциальной энергий молекул, атомов, атомных положения.
ядер и электронов. Она не включает потенциальную энергию 52Пример:
положения системы в пространстве и кинетическую энергию движения 53Абсолютное значение энтропии. В отличие от энтальпии и
системы как целого. внутренней энергии можно определить абсолютное значение энтропии
11Единицы измерения. Единицы измерения внутренней энергии: [U] всех веществ, т.к. для энтропии есть нулевая точка отсчета.
= Дж, кДж. Абсолютное значение внутренней энергии определить Энтропия вещества при Т=0 К равна нулю, вероятность = 1. Данное
невозможно, однако можно измерить ее изменение ?U при переходе макросостояние достигается единственным микросостоянием. При
из одного состояния в другое. фазовых переходах (плавление, кипение) энтропия растет
12Внутренняя энергия системы. Внутренняя энергия - это функция скачкообразно. Если в реакции участвуют газообразные вещества,
состояния, которая характеризует полный запас энергии системы. то об изменении энтропии можно судить по изменению объема
Изменение внутренней энергии не зависит от пути и способа газообразных веществ.
перехода системы из одного состояния в другое. ?U=U2 –U1 U2 и U1 54Пример. Сграфит тв. + СО2 = 2СОгаз ?S=175,4 1моль 2 моль
- внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях ?S>0 твердые и жидкие вещества не учитываются , в данной
соответственно. реакции объем увеличивается, беспорядок системы возрастает
13Термодинамический процесс. - Это изменение состояния ?S>0.
системы, сопровождающийся изменением хотя бы одного из 55Пример. 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) ?S<0 2 1 2 в данной
параметров системы во времени. реакции объем уменьшается, беспорядок системы уменьшается.
14Термодинамический процесс. В зависимости от условий перехода 56Факторы неизолированных систем. 1.Энтальпийный ?Н- отражает
системы из одного состояния в другое в термодинамике различают стремление системы к образованию связей в результате взаимного
следующие процессы: изотермические Т- const, изобарные Р-const, притяжения частиц, что приводит к их усложнению. Энергия при
изохорные V-const. этом выделяется и ?Н<0. (Стремление системы перейти в
15Теплота. - Является мерой энергии переданной от одного тела состояние с минимальной Е, при этом выделяется тепло ?Н<0.)
к другому, за счет разницы температур этих тел. 2. Энтропийный (T?S) – отражает стремление к усилению процессов
16Работа. - Является мерой энергии, переданной от одного тела диссоциации сложных частиц на более простые и их менее
к другому за счет перемещения масс под действием каких-либо сил. упорядоченному состоянию в результате ?S>0. (Стремление
17Первый закон термодинамики. Выражает количественное системы перейти в состояние с большим беспорядком ?S>0.).
соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и 57Энергия Гиббса. Энтропийный и энтальпийный факторы обычно
работой: Q=?U +A Т.е. теплота Q, подведенная к системе, действуют в противоположных направлениях и общее направление
расходуется на увеличение ее внутренней энергии ?U и на реакции определяется влиянием преобладающего фактора. В
совершение системой работы А. работа расширения A=P??V. неизолированных системах критерием является ?G –энергия Гиббса,
18- Энергия не исчезает и не возникает, она переходит из одной ее рассчитывают при разных температурах.
формы в другую в строго определенных, всегда в эквивалентных 58Уравнение энергии Гиббса.
количествах. Закон сохранения энергии. 59?G<0 самопроизвольно протекает в прямом направлении, ?
19Изохорный процесс. Первый закон ТД: Q=?U +A = ?U + P??V Для G>0 прямая реакция невозможна и протекает в обратном
изохорного процесса V=const , тогда ?V=0 A=0 Запишем первый направлении, ? G=0 реакция находится в состоянии равновесия,
закон ТД для изохорного процесса: Q=?U. т.Е. Скорость прямой реакции равна скорости обратной. Величина и
20Изобарный процесс. Для изобарного процесса Р=const. В знак ?G позволяют судить о принципиальной возможности и
изобарных процессах тепловой эффект химической реакции равен направлении процесса.
изменению энтальпии (Н). Первый закон ТД: Qр =?U+P??V=(U2-U1) + 60Пример. Fe2O3(тв) +3Н2 (г) =2Fe (тв) +3Н2О(г) ?Н х.р. =
P(V2-V1)=(U2+PV2)-(U1+PV1) обозначим через Н =U+PV Тогда Qр 96,61 кДж Возможна ли данная реакция при стандартных условиях,
=H2-H1=?Н. Величина Н- характеризует теплосодержание системы. если ?Sх.р. = 138,7 Дж/град? Решение: Вычисляем : ?G= ?H – T ?S
21- Это количество теплоты, которое выделяется или поглощается ?G= 96,61 -298?138,7?10–3 =55,28 кДж, т.к. ? G>0 ,то реакция
системой после протекания химической реакции. Тепловой эффект при стандартных условиях невозможна, в этих условиях идет
реакции. обратная реакция.
22Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы: 61Пример. При какой температуре начнется эта реакция? Решение:
Если H2 > H1 ?H= H2 – H1 > 0 реакция эндотермическая Q = ? Найдем температуру при которой ?G=0? ?H =T ?S T = ?H/ ?S
H если H1 > H2 ?H= H2 – H1 < 0 реакция экзотермическая Q = =96,61/0,1387=696.5 K Следовательно при температуре >696,5K
– ? H. начнется реакция восстановления Fe2O3 водородом.
23Энтальпия образования. - Количество теплоты, которое 62?G<0. ?G<0. ?G<0. ?G>0. ?H<0. ?H<0.
выделяется или поглощается при образовании 1 моля сложного ?H>0. ?H>0. ?S>0. ?S<0. ?S>0. ?S<0. при любых
вещества из простых веществ. Т. Т низкое. Т высокое. при любых Т. Значение ?G можно
24Стандартная энтальпия образования. Для сравнения энтальпий определить приблизительно:
образования различных соединений их определяют при одинаковых 63Энергия Гиббса химической реакции. стандартная энергия
стандартных условиях: Т=298 К Р=101,3 КПа, 1 атм., 760 мм.рт.ст. Гиббса образования вещества количество вещества.
Энтальпия образования определенная при стандартных условиях 64Стандартная энергия Гиббса образования химического
называется стандартной энтальпией образования вещества и соединения ?G°. это энергия Гиббса реакции образования одного
обозначается. моля этого соединения находящегося в стандартных условиях, из
25Единицы измерения. Единицы измерения энтальпии образования: простых веществ ?G° простых веществ так же как ?H°, ?S° равны
Значения стандартных энтальпий образования приведены в таблицах, нулю Единицы измерения ?G° - кДж/моль Стандартная энергия Гиббса
необходимо обращать внимание на агрегатные состояния веществ. образования химического соединения ?G° приведена в справочниках.
26Пример. 65Устойчивость соединений. Такие вещества термодинамически
27Правило! энтальпии образования простых веществ равны нулю неустойчивы, они не могут быть получены из простых веществ.
для устойчивых простых веществ энтальпия равна нулю Например: Вещество термодинамически устойчиво и может быть получено из
Для твердого йода энтальпия образования равна нулю, а для простых веществ.
газообразного йода не равна нулю. 66Пример. NO, NO2 , при стандартных условиях их получают
28Это уравнения химической реакции в котором указан тепловой косвенным путем: cu + HNO3 ? cu(no3)2 +NO + H2O.
эффект химической реакции и агрегатные состояния. 67Любая реакция при постоянных температуре и давлении
Термохимические уравнения. протекает самопроизвольно в направлении убыли энергии Гиббса.
29Т – твердое к – кристаллическое, ам. – Аморфное, ж – жидкое, Важно!
г – газообразное, р – растворимое. Виды агрегатного состояния 68Химическое равновесие и константа равновесия.
вещества. 69Состояние равновесия. это такое состояние системы при
30Пример. которой ?G = 0, а скорость прямой реакции равна скорости
31Особенности термохимических уравнений. В термохимических обратной: аА + вВ = сС + dD V прямой = V обратной.
уравнениях могут быть дробные стехиометрические коэффициенты. 70Константа равновесия. Характеризует количественное состояние
32Особенности термохимических уравнений. С термохимических равновесия.
уравнениями можно производить алгебраические действия. Их можно 71Расчет константы равновесия. Для расчета константы
складывать, вычитать, умножать на любые коэффициенты вместе с равновесия используются равновесные концентрации. Если в реакции
тепловым эффектом. все вещества находятся в газообразном состоянии, то вместо
33Закон Гесса. Тепловой эффект химической реакции определяется равновесных концентраций можно использовать значения парциальных
лишь начальным и конечным состояниями системы реагирующих давлений.
веществ и не зависит от пути ее протекания. 72Парциальное давление. Это такое давление газа, входящего в
34Пример. Получение СО2. 1 путь: С + О2 = СО2 ?Н1 2 путь: С + смесь, которое он оказывал бы, если бы занимал тот объем,
1/2О2 = СО ?Н2 СО + 1/2О2 = СО2 ?Н3 ?Н1 = ?Н2 + ?Н3. который занимает вся смесь.
35Следствие из закона Гесса. Теплота химической реакции равна 73Пример.
разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и 74Связь Кр и ?G°. Константа равновесия связана со стандартной
суммой энтальпий образования исходных веществ. Необходимо энергией Гиббса следующим соотношением: Зная значения ?G° для
учитывать стехиометрические коэффициенты. химической реакции можно рассчитать константу равновесия и
36Тепловой эффект реакции. Стандартная энтальпия образования равновесные концентрации.
вещества количество вещества. 75Смещение равновесия. При изменении внешних условий меняются
37Пример. Рассчитать ?Н0 химической реакции. равновесные концентрации, происходит смещение равновесия.
38Пример. Рассчитать ?Н0 MgO. Направление смещения химического равновесия при изменении
39Задача. Вычислите ?Н0 SO3 если при сгорании 64г серы внешних условий определяется правилом Ле-Шателье.
выделилось 790 кДж тепла. Решение: S +3/2O2 =SO3 64 г S – 790 76При внешнем воздействии равновесие смещается в сторону
кДж 32 г S – Х кДж Х=395 кДж тепла ?Н0 SO3 = - 395кДж/моль. ослабления этого воздействия. Принцип Ле–Шателье.
40Задача. Сколько тепла выделится при взаимодействии 4,48 77Повышение температуры - смещает равновесие в сторону
литров N2 (н.у.) с Н2 , если ?Н0 (NH3)=–46 кДж/моль. Решение: эндотермической реакции Понижение температуры - смещает
?N2 +3/2H2 =NH3 11,2 л N2 – – 46 кДж 4,48 л N2 – Х кДж Х=18,4кДж равновесие в сторону экзотермической реакции. 1. Влияние
тепла. температуры на равновесие химической реакции.
41Возможность и направление протекания химических реакций. 78Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего
42Самопроизвольность протекания реакции. При изучении объема. 3Н2 + N2 ? 2NH3 3 1 ? 2 Если равные объемы, то давление
химических взаимодействий важно оценить возможность или не влияет на смещение равновесия. 2. Влияние давления на
невозможность их самопроизвольного протекания при данных равновесие химической реакции.
условиях. Самопроизвольно могут протекать как экзотермические, 79Повышение концентрации исходных веществ смещает равновесие в
так и эндотермические реакции. Самопроизвольный процесс сторону продуктов реакции. Повышение концентрации продуктов
протекает без затраты энергии извне (смешение газов, передача реакции смещает равновесие в сторону исходных веществ. 3.
тепла от горячего к холодному, вода стекает с крыши). Влияние концентрации на равновесие химической реакции.
43Определяет критерий самопроизвольного протекания процесса в 80Введение катализатора не влияет на смещение равновесия, но
изолированных системах - энтропию. Второй закон термодинамики. ускоряет процесс достижения равновесия. 4. Влияние катализатора
44Энтропия. Это параметр характеризующий хаотичность движения на равновесие химической реакции.
«Энергия химической реакции» | Энергия химической реакции.ppt
http://900igr.net/kartinki/khimija/Energija-khimicheskoj-reaktsii/Energija-khimicheskoj-reaktsii.html
cсылка на страницу

Реакции

другие презентации о реакциях

««Окислительно-восстановительные реакции» химия» - Важнейшие окислители. Повышение щелочности среды. Гальванический элемент. Сила окислителя. Изменение рН среды. Потенциал измеряют в электрохимической ячейке. Процесс отдачи атомом, молекулой или ионом электронов. Титрованные растворы. Возможность прохождения окислительно-восстановительной реакции. Методы окислительно-восстановительного титрования.

«Химическая кинетика» - Скорость химической реакции. Химическая реакция. Промежуточное состояние. Основные понятия химической кинетики. Изменение количества вещества. Химическая кинетика. Элементарная стадия. Схема реактора. Равновесие. Совокупность всех реакций. Реакция гомогенная. Частица. Объем. Схематическое изображение элементарной стадии химической реакции.

«Энергия химической реакции» - Особенности термохимических уравнений. Абсолютное значение энтропии. Работа. Алгебраические действия. Задача. Энтропия химической реакции. Уравнение энергии Гиббса. Факторы неизолированных систем. Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы. Самопроизвольность протекания реакции. Закон Гесса.

«Превращения веществ» - Подведение итогов практической работы. Хлопушки. Тела . Кислота. Тела и вещества. Подвести учащихся к пониманию термина «вещество». Химия . Раствор йода. Здесь вы видите конверт. Вода. Смешали соду, кислоту. Правила по технике безопасности. Закрепление материала. Добро пожаловать в мастерскую научного волшебства.

«Закон сохранения массы веществ Ломоносова» - Уходя, задумайтесь, все ли мы теперь знаем о химических реакциях. Схема разложения воды. Получение гидроксида кальция. Основные правила расстановки коэффициентов. Назовите признак химической реакции. Закон сохранения массы веществ. Формулировка закона сохранения массы веществ. Новые понятия. Какие явления представлены на этом слайде.

«Окислительно-восстановительные реакции» - Типы окислительно-восстановительных реакций. Алгоритм. Опорные понятия. Составление ОВР методом электронного баланса. Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ. Окислительно-восстановительные реакции. Составим уравнения процессов окисления и восстановления. Важнейшие окислители.

Урок

Химия

64 темы
Картинки
Презентация: Энергия химической реакции | Тема: Реакции | Урок: Химия | Вид: Картинки
900igr.net > Презентации по химии > Реакции > Энергия химической реакции.ppt