Элементы химической термодинамики. 1 и 2 законы термодинамики. Химическое равновесие презентация

Содержание

Слайд 2

Основы химической термодинамики

Изолированная система
Δ m = 0 ΔЕ = 0

Основы химической термодинамики Изолированная система Δ m = 0 ΔЕ = 0 Закрытая

Закрытая система
Δ m = 0 ΔЕ ≠ 0

Открытая система
Δ m ≠ 0 ΔЕ ≠ 0

Слайд 3

Основы химической термодинамики

Экстенсивные параметры:
масса (m)
объём (V)
энергия (Е)
энтропия (S)
Интенсивные параметры:
давление (Р)
температура (Т)
плотность

Основы химической термодинамики Экстенсивные параметры: масса (m) объём (V) энергия (Е) энтропия (S)
(ρ)

Слайд 4

Функциями состояния являются
следующие величины:
Температура (Т)
Объем (V)
Давление (P)
Внутренняя энергия (U)
Энтальпия (H)
Энтропия

Функциями состояния являются следующие величины: Температура (Т) Объем (V) Давление (P) Внутренняя энергия
(S)
Свободная энергия Гиббса (G)

Основы химической термодинамики

Слайд 5

Основы химической термодинамики

Математическое выражение первого начала термодинамики
Q = ΔU +

Основы химической термодинамики Математическое выражение первого начала термодинамики Q = ΔU + W
W

Слайд 6

При изохорном процессе V = const,
тогда Δ V = 0,
W =

При изохорном процессе V = const, тогда Δ V = 0, W =
Р×∆V, то W = 0
Уравнение I начала термодинамики
принимает вид:

Основы химической термодинамики

QV = ΔUV

Слайд 7

При изобарном процессе P = const
Н = U + PV

Основы

При изобарном процессе P = const Н = U + PV Основы химической
химической термодинамики

Qp = H2 – H1

Qp = ΔH

Слайд 8

Основы химической термодинамики

I закон термодинамики для изобарных процессов
∆Нр = ∆U +

Основы химической термодинамики I закон термодинамики для изобарных процессов ∆Нр = ∆U + P∆V
P∆V

Слайд 9

ЗАКОН ГЕССА
Тепловой эффект реакции при постоянном объеме или давлении не зависит

ЗАКОН ГЕССА Тепловой эффект реакции при постоянном объеме или давлении не зависит от
от пути процесса, а зависит от начального и конечного состояния системы

Основы химической термодинамики

Слайд 10

Основы химической термодинамики

Стандартные условия
Т = 298 К
Р = 1, 013×105

Основы химической термодинамики Стандартные условия Т = 298 К Р = 1, 013×105 Н/м2
Н/м2

Слайд 11

Первое следствие из закона Гесса:

Основы химической термодинамики

ΔH0 = Σn ΔH0298 обр.

Первое следствие из закона Гесса: Основы химической термодинамики ΔH0 = Σn ΔH0298 обр.
пр.р.- Σn ΔH0298 обр. исх. в-в.

Слайд 12

Второе следствие из закона Гесса

Основы химической термодинамики

ΔH0сгор =Σn ΔH0 298

Второе следствие из закона Гесса Основы химической термодинамики ΔH0сгор =Σn ΔH0 298 сгор.
сгор. исх. в-в. - Σn ΔH0298 сгор. пр. р.

Слайд 13

Первое начало термодинамики к живым организмам

Основы химической термодинамики

ΔU = 0, тогда
Q

Первое начало термодинамики к живым организмам Основы химической термодинамики ΔU = 0, тогда
= W – I закон термодинамики для открытых систем

Все виды работ в организме совершаются за счет эквивалентного количества энергии, выделяющейся при окислении питательных веществ

Слайд 14

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ.

S = f (Q)

АНАЛИТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ 2-го
НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. S = f (Q) АНАЛИТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ 2-го НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ

Слайд 15

[S] = Дж/К,

[ΔS] = Дж/моль×К

[S] = Дж/К, [ΔS] = Дж/моль×К

Слайд 16

Условие самопроизвольного протекания процессов в изолированной системе

ΔS > 0

Условие самопроизвольного протекания процессов в изолированной системе ΔS > 0

Слайд 17

МАТЕМАТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ
2-ГО
ЗАКОНА ТЕРМОДИНАМИКИ

ΔS ≥ 0

МАТЕМАТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ 2-ГО ЗАКОНА ТЕРМОДИНАМИКИ ΔS ≥ 0

Слайд 18

РАСЧЁТ ЭНТРОПИИ РЕАКЦИИ

ΔS0298= ∑n×S0прод. р-ции -∑n×S0 исх. в-в

РАСЧЁТ ЭНТРОПИИ РЕАКЦИИ ΔS0298= ∑n×S0прод. р-ции -∑n×S0 исх. в-в

Слайд 19

Условие возможности протекания реакции в прямом направлении без затраты энергии

ΔG <

Условие возможности протекания реакции в прямом направлении без затраты энергии ΔG ΔG >
0

ΔG > 0, то реакция неосуществима в прямом направлении

ΔG = 0, то система находится в состоянии равновесия

Энергия Гиббса

Слайд 20

Расчёт изменения свободной энергии Гиббса

ΔG0 = Σn ΔG0 298 обр. пр.р.-

Расчёт изменения свободной энергии Гиббса ΔG0 = Σn ΔG0 298 обр. пр.р.- Σn
Σn ΔG0 298 обр. исх. в-в.

Слайд 21

ΔG0 = ΔH0 – TΔS0

УРАВНЕНИЕ ГИББСА

ΔG0 = ΔH0 – TΔS0 УРАВНЕНИЕ ГИББСА

Слайд 22

АНАЛИЗ УРАВНЕНИЯ ГИББСА

1) ΔG0 < 0, если ΔН0 < 0, ΔS0

АНАЛИЗ УРАВНЕНИЯ ГИББСА 1) ΔG0 0 3)ΔG0 0, ΔS0 > 0 - при
> 0

3)ΔG0 < 0, если ΔН0 > 0, ΔS0 > 0 - при высоких температурах, |ТΔS |>|ΔH|

2) ΔG0 < 0, если ΔН0<0, ΔS<0 при низких температурах и ΔS – очень мало
|ΔH|>|ТΔS|

Слайд 23

Химические реакции, протекающие в
организме при ΔG<0
называют экзергоническими

Реакции, в которых

Химические реакции, протекающие в организме при ΔG называют экзергоническими Реакции, в которых ΔG>0
ΔG>0 и над системой
совершается работа, наз. эндергоническими

Слайд 24

Глюкоза → глюкоза–6-фосфат,
ΔG0=13,4 кДж/моль

Глюкоза → глюкоза–6-фосфат, ΔG0=13,4 кДж/моль

Слайд 25

АТФ + 4Н2О →АДФ +Н3РО4, ΔG0= - 30,6кДж/моль

ΔG0 = 13,4 -

АТФ + 4Н2О →АДФ +Н3РО4, ΔG0= - 30,6кДж/моль ΔG0 = 13,4 - 30,6
30,6 = -17,2 кДж/моль

ГЛЮКОЗА + АТФ → ГЛЮКОЗА-6-ФОСФАТ + АДФ, ΔG=-17,2 кДж/моль

Слайд 26

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

c, d, a, b – стехиометрические коэффициенты реакции

[C], [D], [A],

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ c, d, a, b – стехиометрические коэффициенты реакции [C], [D], [A],
[B] – равновесные концентрации
веществ, моль/л

Слайд 27

Выражение константы равновесия
через парциальное давление

Выражение константы равновесия через парциальное давление

Слайд 28

Признаки истинного равновесия

1) Равенство скоростей прямой и обратной реакции;

2) Сохранением своего

Признаки истинного равновесия 1) 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;

Слайд 29

Уравнение изотермы химической реакции
при стандартных условиях

Kc - константа равновесия реакции

Уравнение изотермы химической реакции при стандартных условиях Kc - константа равновесия реакции

Слайд 30

УРАВНЕНИЕ ИЗОТЕРМЫ ХИМИЧЕСКОЙ
РЕАКЦИИ

УРАВНЕНИЕ ИЗОТЕРМЫ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Слайд 31

АНАЛИЗ УРАВНЕНИЯ ИЗОТЕРМЫ
ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

-если Kc > Пс, то ΔG <

АНАЛИЗ УРАВНЕНИЯ ИЗОТЕРМЫ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ -если Kc > Пс, то ΔG сторону прямой
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

Имя файла: Элементы-химической-термодинамики.-1-и-2-законы-термодинамики.-Химическое-равновесие.pptx
Количество просмотров: 144
Количество скачиваний: 0