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Galerie de cartes mentales Carte mentale Chimie-Thermodynamique 2

Carte mentale Chimie-Thermodynamique 2

Il s'agit d'une carte mentale sur la thermodynamique chimique 2, comprenant la première loi de la thermodynamique, la fusion et la thermodynamique, l'entropie et la direction des réactions chimiques, etc. J'espère que cela vous aidera à apprendre la chimie !

Modifié à 2023-11-04 21:55:09

WSrx009v

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Carte mentale Chimie-Thermodynamique 2

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thermodynamique chimique

Première loi de la thermodynamique

Concepts de base de la thermodynamique

Système et environnement

Système ouvert : échange de matières et d'énergie

Système fermé : uniquement échange d’énergie

Système isolé : ni matière ni échange d'énergie

nature du système

Propriétés étendues (propriétés de capacité) : additives, telles que le volume, la masse, la capacité thermique, etc.

Fonction d'intensité : aucune additivité, telle que la température, la pression, la densité, la viscosité, etc.

État

Propriétés physiques et chimiques du système

Expansion réversible : W=-nRTln (V end/V start)

Force motrice infiniment petite

Le processus est infiniment lent

Perturbation externe minimale

Le temps requis est infini, le système effectue le maximum de travail externe et il est impossible d'y parvenir.

Énergie thermodynamique U (énergie interne)

La somme de toutes les énergies de toutes les particules du système, à l'exception de l'énergie potentielle globale et de l'énergie cinétique, est une fonction d'état et une propriété de largeur.

Sans une compréhension complète, sa valeur absolue ne peut être déterminée (il en va de même pour H)

Chaleur et travail (les fonctions d’état non plus)

Thermique Q : T environnement > T système, l'absorption thermique du système (l'énergie est transférée de l'environnement au système) est une valeur positive Sinon c'est une valeur négative

Travail W : « Sauf la chaleur, c'est du travail ». Le travail effectué par l'environnement sur le système est positif, sinon il est négatif.

enthalpie

Système fermé, pression : état initial = état final = environnement, seul le travail en volume est effectué

Première loi de la thermodynamique : ΔU=Q W

enthalpie

Chaleur et enthalpie isobares : Qp=ΔU pΔV=ΔH, H=U+pV, état, état large

Chaleur isovolumétrique : ΔU=Qv

Qp=Qv（Δn）RT

Enthalpie et thermodynamique

exprimer

pɵ : pression=1×10^5Pa

Le gaz est un gaz sous pression standard, le solide (liquide) est un solide pur (liquide pur) sous pression standard

L'état standard du solvant dans une solution diluée idéale est un liquide pur sous pression standard. La concentration molaire volumique du soluté = 1 mol/L ou la concentration molaire massique 1 mol/kg.

L'indice « r » représente une réaction chimique générale et l'indice supérieur « ɵ » représente l'état standard. ΔH a aussi la chaleur de fusion du fus, la chaleur de solidification du sol ; la chaleur de vap de vaporisation, la chaleur de condensation du COA ;

"m" signifie qu'une mole de réaction s'est produite et que la progression de la réaction est de 1 mole.

Changement d'enthalpie standard couramment utilisé à 298,15K

"f" signifie "génération standard", non pas une valeur absolue, mais une valeur relative par rapport à l'élément d'état de référence qui la génère.

équation thermochimique

L'état d'agrégation et même le type de cristaux de la substance doivent être indiqués. (g),(l),(s),(aq),(cr),C(diamant)ouC(graphite)

ΔrHɵ(298,15K), unité kJ/mol

stœchiométrie

Progression de la réaction : ɛ=ΔnB/ʋB＝nB(ɛ)-nB(0)/ʋB

Loi de Geis

Enthalpie molaire standard de formation

Le changement d'enthalpie lorsqu'1 mole d'une substance est générée à partir de l'élément le plus stable est appelé enthalpie molaire de formation. L'enthalpie de formation dans l'état standard est l'enthalpie molaire standard de formation (chaleur molaire standard de formation) ΔrHmɵ=∑ΔfHmɵ. (produit)-∑Δ fHmɵ(réactif) Coefficient de mesure

calculer:

ΔrHmɵ=∑[ΔfHmɵ(298,15K)] produit-∑[ΔfHmɵ(298,15K)] réactif=∑ʋB ΔfHmɵ(B,298,15K)

Entropie et direction des réactions chimiques

processus spontané

La direction est unique. Si vous souhaitez l’inverser, vous devez utiliser une force externe pour y travailler.

Avoir la capacité de faire du travail La capacité de faire du travail est la force motrice interne des processus spontanés.

Il y a une certaine limite. En bref, le processus spontané tend toujours vers l'état d'équilibre dans une direction. C'est la limite du processus spontané dans ces conditions.

entropie

Le degré de chaos fait référence au degré d'irrégularité ou de désordre des particules qui composent le système. L'entropie est une mesure du degré de désordre du système, représenté par le symbole S. C'est une fonction d'état aux propriétés étendues. l'entropie d'une certaine quantité de matériau pur est fonction de la température et de la pression.

Facteurs qui influencent

État d'agrégation de la matière : g>l>s

Température et pression : à mesure que la température augmente, la valeur d'entropie augmente ; Pour les substances gazeuses, à mesure que la pression augmente, la valeur d'entropie diminue ; pour les substances solides et liquides, la pression a peu d'effet sur la valeur d'entropie.

Masse moléculaire relative et structure moléculaire : molécules complexes > molécules simples

Changement d'entropie et direction des réactions chimiques

Le principe de l'augmentation de l'entropie (une expression de la deuxième loi de la thermodynamique) : Dans un système isolé, les processus spontanés se déroulent toujours dans le sens d'un désordre croissant du système, c'est-à-dire dans le sens d'une augmentation de l'entropie.

Clé : Le système et l'environnement doivent être considérés dans leur ensemble pour visualiser le changement d'entropie, et le changement d'entropie total doit être utilisé comme critère. ΔS total = ΔS système ΔS anneau

ΔS total : >0 Le processus se déroule spontanément <0 Le processus ne se déroule pas spontanément et sa réaction inverse peut se dérouler spontanément =0 Le système est en équilibre

La troisième loi de la thermodynamique stipule qu'au zéro absolu, la valeur d'entropie de tout cristal parfait de substance pure est nulle, enregistrée comme S0=0. Changement d'entropie ΔS=S(T)-S0 Remarque (?) : Pour les ions en solution aqueuse, l'entropie molaire standard de la solution aqueuse H avec activité 1 est nulle.

L'entropie spécifiée de 1 mole d'une substance à l'état standard est appelée entropie molaire standard, symbole Smɵ (T), et l'unité d'entropie standard J/mol/K est entièrement positive (à l'exception des solutions aqueuses) (?). l'entropie molaire standard d'un élément stable n'est pas nulle

Calcul du changement d'entropie

ΔrSmɵ=∑[Smɵ(298.15K)]produit-∑[Smɵ(298.15K)]réactif Coefficient de mesure Approximativement, on considère qu'il ne change pas avec la température

Énergie libre de Gibbs et direction des réactions chimiques

G=H-TS, énergie libre de Gibbs (fonction de Gibbs), fonction d'état, propriétés de largeur

Dans les conditions d'un système fermé avec isotherme et pression, seul le volume fonctionne : ΔG<0 spontané >0 non spontané =0 équilibre ;

Si le système subit un processus réversible dans des conditions isothermes et isobares, ΔG = W non-volume

Équation isotherme : ΔG=ΔH-TΔS

Dérivation : En conditions isobares, lorsque seul le travail volumique est effectué, ΔH système = Qp = -Qp anneau, ΔS anneau = Qp anneau / T = - ΔH système / T, ΔS total = ΔS système ΔS anneau, C'est-à-dire ΔS = Système ΔS - Système ΔH/T, puis l'équation isotherme peut être obtenue

ΔrGmɵ ; ΔfGmɵ : L'énergie libre de Gibbs lorsque 1 mole d'une substance est générée à partir de l'élément le plus stable est appelée l'énergie libre de Gibbs standard de formation de la substance.

calculer

Dans des conditions standards : ΔrGmɵ=∑[ΔfGmɵ(298,15K)] produit-∑[ΔfGmɵ(298,15K)] réactif

Formule de Gibbs-Helmholtz : ΔG(T)＝ΔH(T)-TΔS(T) Les unités couramment utilisées sont ΔrGmɵ(T)=ΔrHmɵ(298,15K) -TΔrSmɵ(298,15K).

Dans des conditions non standard, ΔrGm = ΔrGmɵ RTlnJ. Cette formule est appelée l'équation isotherme d'une réaction chimique. L'expression de J est similaire à l'entropie de concentration (?). pression. Réglementation : concentration standard = 1mol/L, pression standard = 100kPa

développer?

Le rôle de la thermodynamique dans les systèmes biologiques

état standard en biochimie

Il est spécifié comme C(H )=10^-7mol/l, ΔrGmɵ’=ΔrGmɵ RTlnC(H )^x

La fonction de Gibbs standard des réactions se produisant dans les organismes vivants devient >0 mais se produit spontanément

Non réalisé dans des conditions standards, réaction de couplage, une réaction hautement spontanée entraîne une autre réaction

Réactions de couplage dans les organismes

Le produit d’une réaction est l’un des réactifs d’une autre réaction, ce qui peut affecter la position d’équilibre et même provoquer des réactions impossibles comme mentionné ci-dessus.

Dans une réaction de couplage biochimique, un catalyseur enzymatique peut provoquer simultanément deux réactions qui n’ont aucune substance commune.

Réactions réversibles et équilibre chimique

Réaction réversible : Une réaction bidirectionnelle telle que la réaction de synthèse de l’ammoniac qui peut se dérouler dans un sens ou dans le sens opposé. La réversibilité est une caractéristique universelle des réactions chimiques.

Équilibre chimique : V positif = V négatif, la concentration ou la pression partielle des réactifs et des produits dans le système reste inchangée et l'état d'équilibre est la mesure maximale dans laquelle une réaction chimique peut se dérouler dans certaines conditions.

Constante d'équilibre

Constante d'équilibre expérimentale (appelée constante d'équilibre)

C'est la constante d'équilibre mesurée directement expérimentalement selon la loi de l'équilibre chimique.

Kc=[c]^e[D]^g/{[A]^a[B]^b} est similaire au type de pression partielle

constante d'équilibre standard

Il n'a pas d'unité, a une dimension et est calculé par des méthodes thermodynamiques.

Kɵ=（[C]/Cɵ)^e([D]/Cɵ)^g/{([A]/Cɵ)^a([B]/Cɵ)^b} La formule de pression partielle est similaire

L'eau en phase solide pure, en phase liquide et en solution diluée peut être considérée comme une constante et n'a pas besoin d'être écrite.

plusieurs soldes

L'addition et la soustraction entre les équations chimiques sont la multiplication et la division entre les constantes d'équilibre. Si une équation chimique est multipliée par le coefficient de mesure, la constante d'équilibre sera réduite à la puissance d'origine.

La relation entre Kɵ et ΔrGmɵ

ΔrGm=ΔrGmɵ RTlnJ, la formule d'origine est égale à 0 à l'équilibre, puis par la relation entre J et K, lgKɵ=-ΔrGmɵ/2.303RT, ΔrGm=-RTln (Kɵ/J)

Applications des constantes d'équilibre standard

Déterminer la limite de progression de la réaction, prédire la direction de la réaction et calculer la composition du système d'équilibre

changements dans l'équilibre chimique

L'effet de la concentration sur le mouvement d'équilibre, c'est-à-dire la relation de changement, peut être déduit de la relation entre Kɵ et ΔrGmɵ

L'effet de la température sur l'équilibre chimique, lgK1ɵ/K2ɵ=ΔrGmɵ*(1/T1-1/T2)/2.303R On peut voir que plus la valeur absolue du changement d'enthalpie molaire standard est grande, plus l'impact de la température est important. sur la constante d’équilibre.

L'influence de la pression sur l'équilibre Si le volume du système passe de V à V/x, alors J=x^(e g)-(a b)Kɵ peut être calculé, puis la relation entre le mouvement d'équilibre et Δn peut être dérivée. .