Презентация на тему: "Общие закономерности химических процессов. Химическая термодинамика и кинетика"

• 1 слайд

  Тема 3. Общие закономерности химических процессов.
  Химическая термодинамика и кинетика
  

• 2 слайд

  Учебные цели занятия
  В результате проведенного лекционного занятия курсант должен:
  иметь представление:
  - о фундаментальном единстве естественных наук, незавершенности естествознания и возможности его дальнейшего развития;
  -о новейших открытиях естествознания, перспективах их использования,
  знать:
  - основные понятия, современные теории, законы,
  уметь:
  использовать основные понятия, законы для решения задач.
   
   
  Воспитательные цели
  На занятии необходимо формировать и развивать у курсантов:
  - любовь к Отечеству, гордость и ответственность за принадлежность к Вооруженным Силам Российской Федерации и их офицерскому корпусу;
  - офицерскую честь и достоинство, дисциплинированность;
  -общую культуру, стремление к самосовершенствованию.
  
  

• 3 слайд

  План лекции
  Введение
  Учебные вопросы
  3.1. Химическая термодинамика и кинетика
  3.2. Энергетика химических процессов
  3.2.1. Термохимические расчеты
  3.3. Химическое и фазовое равновесие
  3.3.1. Химическое равновесие
  3.3.2. Фазовые равновесия
  3.3.3. Скорость реакции и методы ее регулирования
  3.3.4. Механизмы химических реакций, колебательные реакции
  3.4. Катализ
  Заключение
  
  

• 4 слайд

  Введение
  Центральным в химии является учение о превращении веществ, в том числе об энергетике и кинетике химических реакций. Усвоение этого учения позволяет предсказывать возможность и направление химических процессов, рассчитывать энергетические эффекты и энергозатраты, скорость получения и выход продуктов в реакции, воздействовать на скорость химических процессов, а также предупреждать нежелательные реакции в тех или иных устройствах, установках и приборах.
  

• 5 слайд

  
  
  3.1. Химическая термодинамика и кинетика
  
  
  Химическая термодинамика, рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к химическим превращениям.
  Тепловая и механическая энергия — алгебраические величины.
  Знаки величин Q и А в термодинамике рассматриваются по отношению к системе.
  Энергия, получаемая системой, обозначается знаком « + », отданная системой — знаком « — ».
  Переменные величины, определяющие состояние системы, называются параметрами состояния (давление, температура, объем, состав системы).
  Состояние системы и про­исходящие в ней изменения характеризуются также с помощью функций состояния,
  ( внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и др.)
  
  Химическая кинетика изучает характеристики химического процесса, как скорость реакции и зависимость её от внешних условий.
  
  
  

• 6 слайд

  
  
  
  
  
  3.2. Энергетика химических процессов
  В термохимии пользуются термохимическими уравнениями реакций, которые учитывают:
  - агрегатное состояние вещества;
  тепловой эффект реакции(Q);
  в уравнениях часто используют дробные коэффициенты.
  
  Н2(г) +1/2О2(г) = Н2О(г) + 242 кДж
  Н2(г)+1/2О2(г) = Н2О(ж) + 286 кДж
  Процесс конденсации:
  Н2О(г) = Н2О(ж) + 44 кДж
  

• 7 слайд

  Кроме теплового эффекта, в термодинамике используют понятие "изменение теплосодержания" — энтальпии (запаса внутренней энергии) в процессе реакции (Н)
  
  Экзотермические реакции: теплота выделяется  Q > 0
  запас внутренней энергии уменьшается Н<0
  
  Эндотермические реакции: теплота поглощается  Q < 0
  запас внутренней энергии увеличивается Н>0.
  
  
  

• 8 слайд

  Энтальпия образования химических соединений
  Стандартной энтальпией (теплотой) образования химического соединения Н0f,В,298 называют изменение энтальпии в процессе образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии(р=1 атм; Т=250С), из простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях.
  
  Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях.
  
  Стандартные энтальпии образования веществ собраны в справочниках.
  
  

• 9 слайд

  3.2. 1. Термохимические расчеты
  Закон Г.И. Гесса: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных
  веществ и продуктов реакции.
  
  

• 10 слайд

  Следствие из закона Гесса – тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ.
  
  для уравнения реакции аА+вВ=сС+dD тепловой эффект Н равен
  Н=(сНобр.С +dНобр.D) – (аНобр.А +вНобр.В) (*)
  Уравнение (*) позволяет определить как тепловой эффект реакции по известным энтальпиям образования веществ, участвующих в реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все остальные энтальпии образования.
  

• 11 слайд

  Теплота сгорания топлива - тепловой эффект реакции окисления кислородом элементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов называется теплотой сгорания этого вещества .
  Пример: определить теплоту сгорания этанола С2Н5ОН(ж)
  
  
  
  
  Если расчет ведется для с образованием жидкой воды, то теплота сгорания называется высшей, если с образованием газообразной воды, то низшей.
  По умолчанию обычно имеют в виду высшую теплоту сгорания.
  
  

• 12 слайд

  3.3. Химическое и фазовое равновесие
   3.3.1. Химическое равновесие
  Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.
  
  
  
  
  
  
  Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2).
  При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными.
  Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.
  
  
  

• 13 слайд

  Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K1) и обратной (K2) реакций.
  Для реакции mA + nB  pC + dD константа равновесия равна: 
  K = K1 / K2 = ([C]p • [D]d) / ([A]m • [B]n)
  
  

• 14 слайд

  
  Способы смещения равновесия
  
  Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.
  
  Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).
  
  

• 15 слайд

  Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)
  
  

• 16 слайд

  Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V1 > V2.
  Катализаторы не влияют на положение равновесия.
  
  

• 17 слайд

  3.3.2. Фазовые равновесия
  Равновесие процесса перехода вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава называется фазовым равновесием.
  Примеры фазового равновесия:
  Твердое вещество............Жидкость
  Жидкость....................Пар
  
  

• 18 слайд

  3.3.3. Скорость реакции и методы ее регулирования
  Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ: 
  V =  (С2 – С1 ) / (t2 - t1 )=  С / t
  
  Факторы, влияющие на скорость химических реакций
  Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ.
  Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению.
  Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.
  1.Концентрация. Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)
  Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
   aA + bB + . . .  . . .
   
  V = k • [A]a • [B]b • . . .
  2.Температура. При повышении температуры на каждые 10C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:
  
  
  
  

• 19 слайд

  3.3.4. Механизмы химических реакций, колебательные реакции
  По механизму протекания все реакции можно подразделить на простые и сложные.
  Простые реакции протекают в одну стадию и называются одностадийными.
  Сложные реакции идут либо последовательно (многостадийные реакции), либо параллельно, либо последовательно–параллельно.
  В каждой стадии реакции может участвовать одна молекула (мономолекулярные реакции), две молекулы (бимолекулярные реакции) и три молекулы (тримолекулярные реакции).
  Колебательные реакции - класс химических реакций, протекающих в колебательном режиме, при котором некоторые параметры реакции (цвет, концентрация компонентов, температура и др.) изменяются периодически, образуя сложную пространственно-временную структуру реакционной среды.
  
  

• 20 слайд

  3.4. Катализ
  Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами.
  Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений.
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Эндотермическая реакция Экзотермическая реакция
  
  При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном
  агрегатном состоянии).
  
  При гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях).
  
  Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").
  
  

• 21 слайд

  Заключение
  
  На основании, рассмотренного в лекции, материала установлено, что одно из центральных мест в химии занимает учение о превращении веществ, в том числе об энергетике и кинетике химических реакций.
  
  
  

• 22 слайд

  Задание на самостоятельную работу
   
  Изучить материал лекции по конспекту и литературе:
  Основная литература
  1. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для технических направлений и специальностей вузов - 2 изд., – М.: Высшая школа, 2000. (с. 116…132, с. 149…201).
  2. Кривко В.М. Химия. Курс лекций. Учебное пособие.– Ейск: филиал ВВА им. Ю.А.Гагарина, 2001.(с. 33…56).
  Дополнительная литература
  1. Глинка Н.Л. Общая химия. Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. (с. 166…203).