งานนำเสนอกำลังจะดาวน์โหลด โปรดรอ

งานนำเสนอกำลังจะดาวน์โหลด โปรดรอ

DE =  E dT = C v dT  T Constant presure heat capacity Constant volume heat capacity Effect of Temperature dH =  H dT = C p dT  T.

งานนำเสนอที่คล้ายกัน


งานนำเสนอเรื่อง: "DE =  E dT = C v dT  T Constant presure heat capacity Constant volume heat capacity Effect of Temperature dH =  H dT = C p dT  T."— ใบสำเนางานนำเสนอ:

1 dE =  E dT = C v dT  T Constant presure heat capacity Constant volume heat capacity Effect of Temperature dH =  H dT = C p dT  T

2 พิจารณา  H:  H = ∫ C p dT i f = C p  T CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O T = K ? CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O T = K  H =

3 CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O T = K ? CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O T = K  H = = C p (CH 4 )  T + 2C p (O 2 )  T+  H(?) + C p (CO 2 )(-  T) + 2C p (H 2 O)(-  T)

4 = C p (CH 4 )x30 + 2C p (O 2 )x30 +  H( ? ) + C p (CO 2 )(-30) + 2C p (H 2 O)(-30) =  H( ? ) -2.8  H(?) = kJ/mol.CH 4

5 C p – C v สำหรับแก๊สอุดมคติ H = E + PV dH = dE d(PV) dT dT dT + C p = C v + d(PV) dT nRT nR C p = C v + R n = 1

6 แก๊สอุดมคติ 1 โมล E trans = 3RT 2 C v(trans) = 3R 2 = 12.5 J.mol -1 K -1 แก๊สอะตอมเดี่ยวเช่น He ( การเคลื่อนที่แบบย้ายที่เท่านั้น ) มีความจุความร้อนที่ปริมาตรคงที่ = 12.5 J.mol -1 K -1 C v = dE dT

7 ความจุความร้อนของแก๊สอะตอมคู่และหลายอะตอม C v = C trans + C rot + C vib 3R 2R 2R = 7R = 29.1 J.mol -1 K -1 2 C p = C v + R = 37.4 J.mol -1 K -1

8 ความจุความร้อนต่อโมลของแก๊สบางชนิด He 12.5 Hg 12.5 H CO 20.8 NO 21.4 Cl CO SO C v (J.mol -1 K -1 ) ค่าความจุความร้อนไม่ขึ้นกับอุณหภูมิเป็นจริง เฉพาะแก๊สอะตอมเดี่ยวเท่านั้น

9 Spontaneous Change เมื่อพิจารณาเฉพาะเอนทัลปีของการเปลี่ยนแปลง การเปลี่ยนแปลงที่สามารถเกิดขึ้นได้เองน่าจะเป็น กระบวนการที่คายความร้อน เช่น การเผาไหม้เชื้อเพลิง แต่พบว่า Na + (aq) + Cl - (aq) NaCl(s) การตกผลึกในนาเกลือ

10 H hyd = H crystallization + H solv H solv = (-788) kJ = + 19 kJ/mol. Na + (g) + Cl - (g) NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq)  H crys = -788  H solv  H hyd = -769

11 การเกิดหินปูน CaCO 3 Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) CaCO 3 (s)  H solv = kJ.mol -1 ทั้งสองชนิดเป็นการเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นได้เอง Na + (aq) + CH 3 COO - (aq) CH 3 COONa(s) Hot PacK crystallization

12 2Al(s) + 3Br 2 (l) 2AlBr 3 (s)  H o = -511 kJ.mol -1 AlBr 3 P 4 (s) + 5O 2 (g) P 4 O 10 (s)  H o = kJ.mol -1 P 4 O 10 ตัวอย่างปฏิกิริยาเคมีที่เกิดขึ้นเองได้ (spontaneous reaction)

13 ปฏิกิริยาเคมีชนิดดูดความร้อน (endothermic process) Ba(OH) 2.8H 2 O(s ) + 2 NH 4 SCN(s ) Ba(SCN) 2 (s ) + 10 H 2 O(l ) + 2 NH 3 (g )

14 สรุปได้ว่า พลังงานเพียงอย่างเดียวไม่สามารถ บ่งชี้ทิศทางของการเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นเองได้ น่าจะมี factor อื่นที่ช่วยกำหนดทิศทางของ การเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นเองได้ spontaneous

15 The spontaneity of the process เกี่ยวข้อง กับการเปลี่ยนแปลงของระบบจากที่มี disorder น้อยกว่าไปสู่ ที่มี disorder มากกว่า ( ความดันสูงไปสู่ความดันต่ำหรือ อุณหภูมิสูงไปสู่อุณหภูมิต่ำ )

16 กำหนด Thermodynamic term ที่มีความหมายว่า Disorder คือ entropy ใช้สัญลักษณ์ S สภาวะที่มี disorder มาก สภาวะนั้นมีค่า entropy (S) สูง และ entropy เป็น state function  S = S final - S initial

17 Entropy and Probability ปริมาณ disorder ของระบบ A state of low order high probability Irreversible Process low disorder high disorder low probability high probability

18 Boltzmann เสนอสมการที แสดงถึง ความสัมพันธ์ระหว่างค่าเอนโทรปี กับ probablity ของ ในระบบหนึ่งๆ S = k ln W W = จำนวน microstates ที่แสดง สภาวะของระบบ S = entropy(disorder) ของระบบ k = R/N A

19 ตัวอย่างเช่น การโยนเหรียญบาท 2 อัน สิ่งที่ปรากฏ = 3 แบบ 1) หัว 2 เหรียญ 2) ก้อย 2 เหรียญ 3) หัว 1 เหรียญ ก้อย 1 เหรียญ macrostate รายละเอียดของสิ่งที่ 1) เหรียญที่ 1 และ 2 หัวทั้งคู่ ปรากฏ มี 4 แบบ 2) เหรียญที่ 1 และ 2 ก้อยทั้งคู่ 3. เหรียญที่ 1 หัว เหรียญที่ 2 ก้อย 4. เหรียญที่ 1 ก้อย เหรียญที่ 2 หัว microstate

20 การจัดเรียงที่เป็นไปได้ หัว 2 เหรียญ w = 1 ก้อย 2 เหรียญ w = 1 หัว 1 เหรียญ ก้อย 1 เหรียญ w = 2 S = R ln 2 N A S = k ln2 S = k ln1

21 การกระจายตัวของแก๊ส 4 โมเลกุล

22

23

24

25 ถ้ามีการเปลี่ยนแปลงจาก สภาวะย่อยที่ 2 S = k lnW 2 สภาวะย่อยที่ 3 S = k lnW 3  S = k lnW 3 W 2 = 1.38 x JK -1 ln 3/2 = x JK -1

26 ระบบมีจำนวนอนุภาคทั้งหมดเท่ากับ 20 มีระดับ พลังงาน 3 ระดับ ε 0 = 0, ε 1 = 1, ε 2 = 2 และมี พลังงานรวมเท่ากับ 10 หน่วย สภาวะย่อย ε 0 = 0,ε 1 = 1, ε 2 = 2 ∑N i ε i จำนวนอนุภาค พลังงานรวม I II III IV V

27 W = N !  N i ! สภาวะย่อยที่ I N 0 = 15, N 1 = 0, N 2 = 5 W = 20 ! 15 ! 5! = 1.6 x 10 4

28 สภาวะย่อยที่ II N 0 = 14, N 1 = 2, N 2 = 4 W = 20 ! 14! x 2! x 4! = 5.8 x 10 5 สภาวะย่อยที่ III N 0 = 13, N 1 = 4, N 2 = 3 W = 20 ! 13 ! x 4! x 3! = 2.7 x 10 6

29 Second Law of thermodynamics: กฏข้อที่สองของเทอร์โมไดนามิก ในระบบแยกตัวอิสระ ( isolated system), การเปลี่ยนแปลงหนึ่งๆเกิดขึ้นเองได้ในทิศทางที่มี ความไม่เป็นระเบียบ (disorder) หรือเอนโทรปี (entropy) เพิ่มขึ้น  S universe =  S system +  S surroundings  S universe is constantly increasing

30 For a irreversible (spontaneous) process, the Universe has gained entropy:  S universe = (  S system +  S surroundings) > 0 For a reversible process  S universe = (  S system +  S surroundings ) = 0

31  S sys > 0 แสดงว่า system มี disorder เพิ่มขึ้น during the reaction.  S sys < 0. แสดงว่า system มี disorder ลดลง during the reaction สำหรับปฏิกิริยาหนึ่งๆ O2(g) + 2H2(g) 2H2O(g) N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g)

32 กฏข้อที่สามของเทอร์โมไดนามิก สสารทุกชนิดยกเว้นธาตุฮีเลียมจะอยู่ใน รูปผลึกที่ 0 K ( อุณหภูมิศูนย์สัมบูรณ์ ) ไม่มีการเคลื่อนที่แบบย้ายที่ การหมุน มีแต่เฉพาะการสั่นสะเทือน = h /2

33 - นอกจากนั้นการจัดเรียงโมเลกุลในระบบผลึก ก็เป็นอย่างระเบียบแบบเดียวกัน - สภาวะของการกระจายพลังงานเหมือนกันหมด ทุกโมเลกุล S = k lnW 1 0

34 Third Law of Thermodynamic “ ผลึกอุดมคติที่เป็นสารบริสุทธิ์ที่ o K มีค่าเอนโทรปีเท่ากับศูนย์ ” S T = S o + ∫ c p dT T 0 T T = K SoSo Standard entropy of substance

35 S Temperature(K) หลอมเหลว ระเหย Entropy and Temperature  S = ∫ C p dT T i f  S =  H fus /T  S =  H vap /T

36 Substance S o Substance S o H2H D2D HD N2N O2O Cl HCl CO CO H 2 O (gas) ค่าเอนโทรปีของสารที่สภาวะมาตรฐาน

37 NH CH Water (liquid) 70.0 Methanol 127 Ethanol 161 Diamond 2.77 Graphite Ag Cu 33.3 Fe 27.2 NaCl AgCl SubstanceS o

38 สรุปแนวโน้มของค่าเอนโทรปี ของแข็ง < ของเหลว < แก๊ส ในกรณีที่สถานะเดียวกัน เอน โทรขึ้นกับมวล H 2 < N 2 < O 2 H 2 O < CH 3 OH < C 2 H 5 OH Fe < Cu < Ag

39 Isothermal processes in an ideal gas

40 Isothermal expansion/ compression of an ideal gas entropy change in the expansion /compression

41 Isochoric heat absorption/emission of an ideal gas by to is การดูดหรือคายความร้อนที่ปริมาตรคงที่มีผลให้ อุณหภุมิเพิ่มขึ้นหรือลดลง =

42  S = C v = 3/2 R  S = 3 nR ln T 2 2 T 1

43 Isobaric heat absorption/ emission of an ideal gas

44 Entropy of Reaction (  S) The difference between the sum of the entropies of the products and the sum of the entropies of the reactants :

45 Standard-State Entropy of Reaction - The entropy of reaction at standard-state conditions.

46 Calculate the standard-state entropy for the following reaction given the following information. Compound S (J/mol- K) NO 2(g) N 2 O 4(g)

47 :

48 Irreversible, isothermal expansion of an ideal gas Reversible process Irreversible process

49 : For an isothermal process เนื่องจาก ดังนั้น

50 ตัวอย่าง กล่องขนาดใหญ่ L บรรจุด้วย กล่องขนาด 10.0 L ดังภาพ กล่องทั้ง 2 บรรจุด้วย แก๊สอุดมคติ อุณหภูมิของแก๊สทั้ง 2 ภาชนะ = 298 K ความดันภายในกล่องใหญ่และเล็กเท่ากับ 1.0 atm และ 2.0 atm ตามลำดับ ความร้อนถ่ายเทจากกล่อง ใหญ่สู่กล่องเล็กแบบผันกลับได้ที่อุณหภูมิคงที่จนกระ ทั่งความดันของแก๊สทั้งสองเท่ากัน จงระบุความดันสุดท้ายของแก๊สทั้งสอง

51 , กล่องขนาด 10.0 L; กล่องขนาด L;, เนื่องจาก 2 x 10 a = 1X ( ) b 20 = 490 a b a = v 2 b = V f - v 2

52 Isothermal absorption system surrounding a 0 b

53 แทนค่า a a b b b

54

55 a

56 Gibbs Free Energy (G) – The free energy of a system -the sum of its enthalpy (H) plus the product of the temperature (Kelvin ) and the entropy (S) of the system :

57 -T  S univ = [  H sys - T  S sys ]  G sys = -T  S sys Spontaneous change  G sys < 0

58 Irreversible process Spontaneous change  G < 0 Nonspontaneous change  G > 0 Reversible process Equilibrium  G = 0

59 Free energy of reaction ( G) Standard-state free energy of reaction G o Spontaneous  G < 0

60 free energy calculation Compound H f S NH 4 NO 3(s) NH 4 + (aq) NO 3 - (aq)

61

62

63

64 Standard-State Free Energy of Formation ( G f ) o C(s) + O 2 (g) CO 2 (g)  G o = kJ.mol -1 f

65 การคำนวณ  G o ของปฏิกิริยาจาก  G o f CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g)  G o f kJ.mol -1  G o = 2x (-394.4)–(-50.9) kJ.mol -1 = kJ/molCH 4 ถ้าใช้ CH g  G o = x 4/16 = kJ

66 Free energy and Equilibrium Constants : G = free energy at any moment G = standard-state free energy R = ideal gas constant = J/mol-K T = temperature (Kelvin) lnQ = natural log of the reaction quotient

67 Q c = K c. G = 0, at equilibrium

68 จงคำนวณ  G o ของการเปลี่ยนแปลงต่อไปนี้ Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl(s) K sp (AgCl) = 1.8 x ที่ 25 o C  G o = -RT ln K = x ln 5.6 x 10 9 = -56 kJ.mol -1 K = 1/K sp

69 การระบุการเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นได้เอง  H  S  G เกิดขึ้นเองทุกอุณหภูมิ หรือ - เกิดขึ้นเองที่อุณหภูมิต่ำ หรือ - เกิดขึ้นเองที่อุณหภูมิสูง nonspontaneous


ดาวน์โหลด ppt DE =  E dT = C v dT  T Constant presure heat capacity Constant volume heat capacity Effect of Temperature dH =  H dT = C p dT  T.

งานนำเสนอที่คล้ายกัน


Ads by Google