Презентация "Почему протекают химические реакции" (11 класс, химия)
презентация к уроку по химии (11 класс) по теме

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 . 2 H 2 + O 2 = 2H 2 O + 484 кДж

Слайд 7

Для расчета тепловых эффектов реакций используют значения величин теплот образования исходных веществ и продуктов реакции Теплота образования соединения ( Q обр ) – 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 + O 2 → CO 2 + 394 кДж / моль ( Q 1 ) а) С + 0,5O 2 → CO + ?(Q 2 ) б) CO + 0,5O 2 → CO 2 + 284 кДж / моль (Q 3 ) Q 1 = Q 2 + Q 3 Q 2 = Q 1 – Q 3 = 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): Q р = Σ Q обр(продукты) – Σ Q обр(реагенты)

Слайд 10

Fe 2 O 3 + 2Al = 2Fe + Al 2 O 3 + Q р По справочнику: Q обр (Al 2 O 3 ) = 1670 кДж / моль Q обр (Fe 2 O 3 ) = 820 кДж / моль Q р = Q обр (Al 2 O 3 ) – Q обр (Fe 2 O 3 ) = 1670 – 820 = 850 кДж Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 + Q р Q р = 3Q обр (CO 2 ) – [3Q обр (CO) + Q обр (Fe 2 O 3 )] = 3 · 394 – [3 · 110 + 820] = 32 кДж

Слайд 11

Энтальпия (теплосодержание) – это величина, которая характеризует запас энергии в веществе. Δ H = Σ H продукты – Σ H реагенты Δ H = - Q реакции Для экзотермической реакции: Q > 0, Δ H < 0 Для эндотермической реакции Q < 0, Δ H > 0 ( Δ H 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) H 2 130,6 Железо (т) Fe 27,2 Хлорид натрия (т) NaCl 72,4 Вода (т) H 2 O 48,0 Вода (ж) H 2 O 70,0 Вода (пар) H 2 O 188,7 Метан (г) CH 4 186,2 Этан (г) C 2 H 6 229,5 Пропан (г) C 3 H 8 269,9

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 Δ H и Δ S № 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) Δ G = Δ H – T Δ S T – абсолютная температура Δ H – изменение энтальпии системы Δ S – изменение энтропии системы Самопроизвольно протекают лишь те процессы, в которых энергия Гиббса уменьшается Δ G < 0 Процессы, при которых Δ G > 0 – невозможны . Если Δ G = 0 , то есть Δ H = T Δ S , значит в системе установилось равновесие .