Почему протекают химические реакции

Слайд #1

Почему протекают химические реакции Начала термодинамики Автор: Фельдман Людмила Валентиновна, учитель химии МБОУ СОШ им. А.М.Горького г.Карачева Брянской обл.

Слайд #2

Первый закон термодинамики – закон сохранения энергии Энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, а только переходит из одной формы в другую

Слайд #3

Энергия объекта Кинетическая Потенциальная Внутренняя Кинетическая Энергия их Энергия, Взаимное Внутриядерная энергия взаимного связанная с отталкивание энергия движения притяжения движением ē, ē и ядер атомов, и отталкивания их притяжением молекул, к ядру ионов

Слайд #4

Е реагентов > Е продуктов Энергия выделяется в окружающую среду Реакции, при которых выделяется энергия и нагревается окружающая среда, называются экзотермическими.

Слайд #5

Е реагентов < Е продуктов Энергия поглощается из окружающей среды, температура системы понижается Реакции, при протекании которых энергия поглощается из окружающей среды, называется эндотермической.

Слайд #6

Энергия, которая выделяется или поглощается в химической реакции, называется тепловым эффектом реакции. Тепловой эффект реакции выражается в кДж и его относят к тем количествам веществ, которые определены уравнением. Уравнение, в котором указан тепловой эффект реакции, называется термохимическим. 2H2 + O2 = 2H2O + 484 кДж

Слайд #7

Для расчета тепловых эффектов реакций используют значения величин теплот образования исходных веществ и продуктов реакции Теплота образования соединения (Qобр) – это тепловой эффект реакции образования одного моля соединения из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях (25°С, 1 атм) При таких условиях теплота образования простых веществ равна 0. C + O2 = CO2 + 394 кДж теплоты образования 0,5N2 + 0,5O2 = NO – 90 кДж

Слайд #8

Закон Гесса (1840) Тепловой эффект химической реакции не зависит от промежуточных стадий (при условии, что исходные вещества и продукты реакции одинаковы). С + O2 → CO2 + 394 кДж/моль (Q1) а) С + 0,5O2 → CO + ?(Q2) б) CO + 0,5O2 → CO2 + 284 кДж/моль(Q3) Q1 = Q2 + Q3 Q2 = Q1 – Q3 = 394 – 284 = 110 кДж

Слайд #9

Следствие из закона Гесса Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования всех продуктов реакции минус сумма теплот образования всех реагентов (с учетом коэффициентов в уравнении реакции): Qр = ΣQобр(продукты) – ΣQобр(реагенты)

Слайд #10

Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3 + Qр По справочнику: Qобр(Al2O3) = 1670 кДж/моль Qобр(Fe2O3) = 820 кДж/моль Qр = Qобр(Al2O3) – Qобр(Fe2O3) = 1670 – 820 = 850 кДж Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2 + Qр Qр = 3Qобр(CO2) – [3Qобр(CO) + Qобр(Fe2O3)] = 3 · 394 – [3 · 110 + 820] = 32 кДж

Слайд #11

Энтальпия (теплосодержание) – это величина, которая характеризует запас энергии в веществе. ΔH = ΣHпродукты – ΣHреагенты ΔH = -Qреакции Для экзотермической реакции: Q > 0, ΔH < 0 Для эндотермической реакции Q < 0, ΔH > 0 (ΔH обр – справочное значение)

Слайд #12

Движущая сила реакций Для экзотермических реакций – стремление системы к состоянию с наименьшей внутренней энергией. Для эндотермических реакций – стремление любой системы в наиболее вероятному состоянию, которое характеризуется максимальным беспорядком, более высокой энтропией. Энтропия – мера хаоса.

Слайд #13

Вещество Формула Энтропия (S), Дж/моль·К Алмаз (т) C 2,4 Водород (г) H2 130,6 Железо (т) Fe 27,2 Хлорид натрия (т) NaCl 72,4 Вода (т) H2O 48,0 Вода (ж) H2O 70,0 Вода (пар) H2O 188,7 Метан (г) CH4 186,2 Этан (г) C2H6 229,5 Пропан (г) C3H8 269,9

Слайд #14

Выводы Направление химической реакции определяется двумя факторами: стремлением к уменьшению внутренней энергии и стремлением к увеличению энтропии. Эндотермическую реакцию можно активировать, если она сопровождается увеличением энтропии. Энтропия увеличивается при повышении температуры и особенно при фазовых переходах. Чем выше температура, при которой проводят реакцию, тем большее значение будет иметь энтропийный фактор по сравнению по сравнению с энергетическим.

Слайд #15

Возможность протекания реакций в зависимости от ΔH и ΔS № Изменение Возможность протекания реакции энергии энтропии 1 Уменьшение Увеличение Идет 2 Увеличение Уменьшение Не должна идти 3 Увеличение Увеличение Зависит от абсолютных значений и температуры реакции («кто перетянет») 4 Уменьшение Уменьшение

Слайд #16

Энергия Гиббса (G) ΔG = ΔH – TΔS T – абсолютная температура ΔH – изменение энтальпии системы ΔS – изменение энтропии системы Самопроизвольно протекают лишь те процессы, в которых энергия Гиббса уменьшается ΔG < 0 Процессы, при которых ΔG > 0 – невозможны. Если ΔG = 0, то есть ΔH = TΔS, значит в системе установилось равновесие.