часть_1Презентация_термохимия_1

1.

ТЕРМОДИНАМИКА
Старший преподаватель Крылова Татьяна Егоровна

2. Химическая термодинамика

• Изучает зависимость:
• 1) направления, 2) пределов превращений
веществ от условий, в которых эти вещества
находятся.
• Химическая термодинамика – наука о
химическом и фазовом равновесии.
Переменные, которые химия внесла в
термодинамику, – количество вещества и
число фаз. В основе термодинамики – три
закона и два постулата.

3. Задачи химической термодинамики

Получение термодинамических данных для
новых соединений.
• Изучение стабильности соединений и фаз.
• Предсказание направления химической
реакции.
• Расчет состава реакционной смеси и
выхода химических реакций.
• Изучение возможности получения
энергии из химических реакций в виде
теплоты и работы.
• Применение термодинамических подходов
в химической кинетике.

4. Основные понятия и их классификация

1. Термодинамическая система (изолированная, закрытая,
открытая) и внешняя среда.
2. Термодинамические переменные (параметры) – внешние и
внутренние, экстенсивные и интенсивные (удельные,
мольные, плотности).
3. Состояния – однородные, стационарные, равновесные,
неравновесные.
4. Функции состояния и функции процесса.
5. Процессы – самопроизвольные и несамопроизвольные –
обратимые и необратимые
6. Обобщенные силы и обобщенные координаты.

5. Интенсивные и экстенсивные термодинамические величины

• Интенсивные Имеют смысл в точке;
• не зависят от размеров системы
• Примеры: температура, плотность, мольная доля,
магнитная индукция, давление,
• Экстенсивные Характеризуют конечную область
пространства; для строго однородных систем
пропорциональны количеству вещества
• тензор напряжений Примеры: объем, масса,
энергия, теплоемкость, энтальпия, энтропия

6. Особенности химической термодинамики

• 1. Нет времени. В химических превращениях
рассматриваются только исходные (реагенты)
и конечные (продукты) состояния.
• 2. Не рассматривается внутренняя структура
химических систем.
• 3. Небольшое число существенных
переменных.
• 4. Огромное число надежных выводов при
минимальном числе исходных предпосылок
(Эйнштейн).

7. Постулат о равновесии

• Любая изолированная термодинамическая
система: 1) с течением времени приходит в
равновесное состояние (релаксация)
• 2) самопроизвольно не может из него выйти
(флуктуации малы)
• Следствия из основного постулата:
• 1. Существуют функции состояния.
• 2. Термодинамика применима только к
макросистемам, где флуктуации малы

8. Функции состояния и функции процесса

• Следствие постулата о равновесии существование у системы свойств, не
зависящих от ее предыдущего поведения.
• Примеры функций состояния: •Энергия
•Температура •Давление •Объем •Плотность
•Намагниченность
• Изменение ТД величин - функций состояния
означает, что система совершает процесс.
• Функции процесса: •Теплота •Работа

9. Постулат о температуре

• Температура – параметр, характеризующий
ТЕПЛОВОЕ равновесие. Ее значение
зависит от свойств системы B
(эмпирическая температура).
Транзитивностью обладает не только
тепловое, но и любое другое равновесие
(механическое, диффузионное), но в
термодинамике постулируется только
термическое равновесие

10. Энергия

• Энергия – мера способности системы совершать работу;
общая качественная мера движения и взаимодействия
материи.
• Энергия является неотъемлемым свойством материи.
Различают потенциальную энергию, обусловленную
положением тела в поле некоторых сил, и кинетическую
энергию, обусловленную изменением положения тела в
пространстве.
• Внутренняя энергия системы – сумма кинетической и
потенциальной энергии всех частиц (молекул, атомов и
электронов и т.д), составляющих систему.
• Можно также определить внутреннюю энергию системы
как её полную энергию за вычетом кинетической и
потенциальной энергии системы как целого

11. 1-й закон термодинамики

• 1-й закон термодинамики Представляет собой обобщённый
закон сохранения энергии для термодинамических процессов.
• В наиболее простой форме его можно записать как
• δQ = δA + dU, где dU есть полный дифференциал внутренней
энергии системы, а δQ и δA есть элементарное количество
теплоты, переданное системе, и элементарная работа,
совершенная системой соответственно.
• Нужно учитывать, что δA и δQ нельзя считать
дифференциалами в обычном смысле этого понятия,
поскольку эти величины существенно зависят от типа
процесса, в результате которого состояние системы
изменилось.

12. 1 закон термодинамики

• Согласно этому закону, во всех таких
преобразованиях энергия не возникает и не
исчезает, она лишь меняет форму.
• В изолированной системе сумма энергий есть
величина постоянная. Изолированная
макроскопическая система с течением времени
приходит в состояние термодинамического
равновесия и никогда самопроизвольно из него
выйти не может. Невозможно создать вечный
двигатель первого рода.

13. Понятие механический эквивалент теплоты возникло в связи с тем, и количество теплоты измеряли в разных единицах.

Понятие механический эквивалент теплоты
возникло в связи с тем, и количество теплоты измеряли в
.
разных единицах
• Для установления эквивалентности механической работы
и теплоты были осуществлены тщательные измерения (Ю.
Р. Майер, Дж. Джоуль в 1843—78, шведский учёный Э.
Эдмунд в 1865, американский физик Г. Роуланд в 1879 и
др.). Результаты измерений показали, что 1 ккал = 426,9
кгс×м. (кг.сила.метр) В Международной системе единиц
(СИ) нет необходимости пользоваться понятием
«Механический эквивалент теплоты», в этой системе
принята одна единица для измерения как работы, так и
количества переданной теплоты — джоуль. 1 Дж = 0,239
кал = 0,102 кгс×м, т.е. 1 кал = 4,184 Дж

14. Закон Гесса

• Герман Иванович Гесс Российский химик,
академик Петербургской Академии наук.
Родился 26 июля (7 августа) 1802 года в городе
Женева. Был сыном художника, поэтому всю
жизнь, помимо химии, занимался живописью.
Закон Гесса открыт в 1840 г., Закон является
частным случаем или математическим
следствием первого начала термодинамики
применительно к химическим реакциям. Это
основной закон термохимии.

15. формулировка Закона Гесса

• Закон Гесса формулируется следующим образом:
Тепловой эффект химической реакции, проводимой
в изобарно-изотермических или изохорноизотермических условиях, зависит только от вида и
состояния исходных веществ и продуктов реакции и
не зависит от пути её протекания.
• Практическое значение закона Гесса состоит в том,
что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты
самых разнообразных химических процессов; для
этого обычно используют ряд следствий из него.

16. ЗАКОН ГЕССА

17. Закон Гесса

• Иными словами, количество теплоты,
выделяющееся или поглощающееся при
каком-либо процессе, всегда одно и то же,
независимо от того, протекает ли данное
химическое превращение в одну или в
несколько стадий (при условии, что
температура, давление и агрегатные
состояния веществ одинаковы).

18. Термохимическое уравнение

• Работы Гесса являются фундаментом термохимии
Термохимические уравнения Уравнения химических
реакций, в которых вместе с реагентами и продуктами
записан и тепловой эффект реакции, называются
ТЕРМОХИМИЧЕСКИМИ УРАВНЕНИЯМИ. Теплота,
высвобождаемая или поглощаемая конкретной
химической реакцией, пропорциональна степени
превращения реагентов, определяемой по количеству
любого из расходуемых либо образующихся продуктов.
Изменение внутренней энергии или энтальпии
реагирующей системы определяют по химическому
уравнению реакции. Например, сгорание смеси
газообразных метана и кислорода описывается
термохимическим уравнением

19. Следствия из закона Гесса

• 1. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и
противоположен по знаку тепловому эффекту обратной
реакции (закон Лавуазье — Лапласа).
• 2. Тепловой эффект химической реакции равен разности
сумм теплот образования (ΔfH) продуктов реакции и
исходных веществ, умноженных на стехиометрические
коэффициенты (ν).
• 3. Тепловой эффект химической реакции равен разности
сумм теплот сгорания (ΔHc) исходных веществ и
продуктов реакции, умноженных на стехиометрические
коэффициенты (ν):

20. Энтальпия

• Энтальпия – это определенное свойство
вещества, оно является мерой энергии,
накапливаемой веществом при его
образовании. Величина, характеризующая
теплосодержание - H

21. Эндотермические реакции

• Экзотермические реакции
• Принцип Бертло-Томсена: A+ B = C ( H < 0 )

22. Теплоемкость

23. Теплоёмкость

24. РЕЗЮМЕ Система есть часть мира, в которой описываются рассматриваемые процессы. 2.Свойства системы и функции состояния не

зависят от пути
перехода системы из одного состояния в другое и не зависят от
времени их процесса.
3. Первый закон термодинамики связывает энергию системы с
теплотлй и работой
4.Абсолютное значение энергии системы неизвестно,
имеет смысл изменение энергии в ходе процесса
5. Энтальпия – концептуальная функция состояния
соответствующей полной энергии системы
6. Изменение энтальпии может быть расчитано с
использованием закона Гесса и применением
табулированных величин

25. Т.д. формулировка II з.т.

26. Энтропия

• Смотреть следующую презентацию 2