Similar presentations:
Элементы химической термодинамики. 1 и 2 законы термодинамики. Химическое равновесие
1. Тема лекции №1:
Элементы химическойтермодинамики. 1 и 2
законы
термодинамики.
Химическое
равновесие.
2.
Основы химической термодинамикиИзолированная система
m=0
Е = 0
Закрытая система
m=0
Е ≠ 0
Открытая система
m≠0
Е ≠ 0
3. Основы химической термодинамики
Экстенсивные параметры:масса (m)
объём (V)
энергия (Е)
энтропия (S)
Интенсивные параметры:
давление (Р)
температура (Т)
плотность (ρ)
4.
Основы химической термодинамикиФункциями состояния являются
следующие величины:
Температура (Т)
Объем (V)
Давление (P)
Внутренняя энергия (U)
Энтальпия (H)
Энтропия (S)
Свободная энергия Гиббса (G)
5. Основы химической термодинамики
Математическое выражение первогоначала термодинамики
Q = U + W
6.
Основы химической термодинамикиПри изохорном процессе V = const,
тогда V = 0,
W = Р×∆V, то W = 0
Уравнение I начала термодинамики
принимает вид:
QV = UV
7.
Основы химической термодинамикиПри изобарном процессе P = const
Н = U + PV
Qp = H2 – H1
Qp = H
8. Основы химической термодинамики
I закон термодинамики дляизобарных процессов
∆Нр = ∆U + P∆V
9.
Основы химической термодинамикиЗАКОН ГЕССА
Тепловой эффект реакции при
постоянном объеме или давлении не
зависит от пути процесса, а зависит
от начального и конечного состояния
системы
10. Основы химической термодинамики
Стандартные условияТ = 298 К
Р = 1, 013×105 Н/м2
11.
Основы химической термодинамикиПервое следствие из закона Гесса:
H0 = n H0298 обр. пр.р.- n H0298 обр. исх. в-в.
12.
Основы химической термодинамикиВторое следствие из закона
Гесса
H0сгор = n H0 298 сгор. исх. в-в. - n H0298 сгор. пр. р.
13.
Основы химической термодинамикиПервое начало термодинамики к живым
организмам
U = 0, тогда
Q = W – I закон термодинамики для открытых
систем
Все виды работ в организме совершаются за
счет эквивалентного количества энергии,
выделяющейся при окислении питательных
веществ
14.
ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ.S = f (Q)
АНАЛИТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ 2-го
НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ
Q
S
T
15.
[S] = Дж/К,[ΔS] = Дж/моль×К
16.
Условие самопроизвольного протеканияпроцессов в изолированной системе
ΔS > 0
17.
МАТЕМАТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ2-ГО
ЗАКОНА ТЕРМОДИНАМИКИ
ΔS ≥ 0
18.
РАСЧЁТ ЭНТРОПИИ РЕАКЦИИΔS0298= ∑n×S0прод. р-ции -∑n×S0 исх. в-в
19.
Энергия ГиббсаУсловие возможности протекания реакции в
прямом направлении без затраты энергии
ΔG < 0
ΔG > 0, то реакция неосуществима в
прямом направлении
ΔG = 0, то система находится в состоянии
равновесия
20.
Расчёт изменения свободной энергииГиббса
G0 = n G0 298 обр. пр.р.- n G0 298 обр. исх. в-в.
21.
УРАВНЕНИЕ ГИББСАΔG0 = ΔH0 – TΔS0
22.
АНАЛИЗ УРАВНЕНИЯ ГИББСА1) ΔG0 < 0, если ΔН0 < 0, ΔS0 > 0
2) ΔG0 < 0, если ΔН0<0, ΔS<0 при низких
температурах и ΔS – очень мало
|ΔH|>|ТΔS|
3)ΔG0 < 0, если ΔН0 > 0, ΔS0 > 0 - при
высоких температурах, |ТΔS |>|ΔH|
23.
Химические реакции, протекающие ворганизме при ΔG<0
называют экзергоническими
Реакции, в которых ΔG>0 и над системой
совершается работа, наз. эндергоническими
24.
Глюкоза → глюкоза–6-фосфат,ΔG0=13,4 кДж/моль
25.
АТФ + 4Н2О →АДФ +Н3РО4, ΔG0= - 30,6кДж/мольΔG0 = 13,4 - 30,6 = -17,2 кДж/моль
ГЛЮКОЗА + АТФ → ГЛЮКОЗА-6ФОСФАТ + АДФ, ΔG=-17,2 кДж/моль
26.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕC D
Kc
a
b
A B
c
d
[C], [D], [A], [B] – равновесные концентрации
веществ, моль/л
c, d, a, b – стехиометрические коэффициенты
реакции
27.
Выражение константы равновесиячерез парциальное давление
P C P D
Kp a
b
P A P B
c
d
28.
Признаки истинного равновесия1) Равенство скоростей прямой и обратной реакции;
2) Сохранением своего состояния во времени при
отсутствии внешних воздействий;
3) Минимальным значением энергии Гиббса Gmin и
максимальным значением энтропии Smax;
29.
Уравнение изотермы химической реакциипри стандартных условиях
G
0
2,3RT lg K c
Kc - константа равновесия реакции
30.
УРАВНЕНИЕ ИЗОТЕРМЫ ХИМИЧЕСКОЙРЕАКЦИИ
Пс
G 2,3RT lg
Kc
31.
АНАЛИЗ УРАВНЕНИЯ ИЗОТЕРМЫХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
-если Kc > Пс, то ΔG < 0, равновесие сдвинуто в
сторону прямой реакции, ;
если Kc < Пс, то ΔG > 0, равновесие сдвинуто в
сторону обратной реакции;
если Kс
= Пc, то ΔG = 0,
наблюдается
химическое равновесие
32.
Равнение изобары реакцииd ln K p
dT
H
2
p RT
0
Уравнение изобары химической реакции
после интегрирования
lg
K T2
K T1
H (T2 T1 )
2,3R(T1 T2 )
0