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Galeria de mapas mentais Mapa Mental de Química-Termodinâmica 2

Mapa Mental de Química-Termodinâmica 2

Este é um mapa mental sobre termodinâmica química 2, incluindo a primeira lei da termodinâmica, fusão e termodinâmica, entropia e direção das reações químicas, etc. Espero que ajude você a aprender química!

Editado em 2023-11-04 21:55:09

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Mapa Mental de Química-Termodinâmica 2

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termodinâmica química

Primeira lei da termodinâmica

Conceitos básicos de termodinâmica

Sistema e ambiente

Sistema aberto: troca de materiais, troca de energia

Sistema fechado: apenas troca de energia

Sistema isolado: nem matéria nem troca de energia

natureza do sistema

Propriedades extensivas (propriedades de capacidade): aditivos, como volume, massa, capacidade térmica, etc.

Função de intensidade: sem aditividade, como temperatura, pressão, densidade, viscosidade, etc.

estado

Propriedades físicas e químicas do sistema

Expansão reversível: W=-nRTln (V final/V início)

A força motriz é infinitamente pequena

O processo é infinitamente lento

Perturbação externa mínima

O tempo necessário é infinito, o sistema realiza o máximo trabalho externo e é impossível conseguir

Energia termodinâmica U (energia interna)

A soma de todas as energias de todas as partículas do sistema, exceto a energia potencial geral e a energia cinética, é uma função de estado e uma propriedade de amplitude.

Sem uma compreensão completa, seu valor absoluto não pode ser determinado (o mesmo vale para H)

Calor e trabalho (nenhum deles são funções de estado)

Q térmico: ambiente T > sistema T, a absorção de calor do sistema (energia é transferida do ambiente para o sistema) é um valor positivo Caso contrário é um valor negativo

Trabalho W: “Exceto o calor, é trabalho”. O trabalho realizado pelo ambiente no sistema é positivo, caso contrário é negativo.

entalpia

Sistema fechado, pressão: estado inicial = estado final = ambiente, apenas trabalho de volume é realizado

Primeira lei da termodinâmica: ΔU=Q W

entalpia

Calor isobárico e entalpia: Qp=ΔU pΔV=ΔH, H=U+pV, estado, estado amplo

Calor isovolumétrico: ΔU=Qv

Qp=Qv（Δn）RT

Entalpia e Termodinâmica

expressar

pɵ: pressão=1×10^5Pa

Gás é um gás sob pressão padrão, sólido (líquido) é um sólido puro (líquido puro) sob pressão padrão

O estado padrão do solvente em uma solução diluída ideal é um líquido puro sob pressão padrão. A concentração molar do volume do soluto = 1mol/L ou a concentração molar da massa 1mol/kg.

O subscrito "r" representa uma reação química geral e o sobrescrito "ɵ" representa o estado padrão. ΔH também tem o calor de fusão, o calor de solidificação sol; o calor de vaporização, o calor de condensação coa o calor de sublimação;

"m" significa que ocorreu 1 mol de reação e o progresso da reação é de 1 mol.

Alteração de entalpia padrão comumente usada em 298,15K

"f" significa "geração padrão", não um valor absoluto, mas um valor relativo relativo ao elemento de estado de referência que o gera.

equação termoquímica

Devem ser indicados o estado de agregação e até mesmo o tipo de cristal da substância. (g),(l),(s),(aq),(cr),C(diamante)ouC(grafite)

ΔrHɵ(298,15K), unidade kJ/mol

estequiometria

Progresso da reação: ɛ=ΔnB/ʋB＝nB(ɛ)-nB(0)/ʋB

Lei de Geis

Entalpia molar padrão de formação

A mudança de entalpia quando 1 mol de uma substância é gerado a partir do elemento mais estável é chamada de entalpia molar de formação. A entalpia de formação sob o estado padrão é a entalpia molar padrão de formação (calor molar padrão de formação) ΔrHmɵ=∑ΔfHmɵ. (produto)-∑Δ fHmɵ(reagente) Coeficiente de medição

calcular:

ΔrHmɵ=∑[ΔfHmɵ(298,15K)] produto-∑[ΔfHmɵ(298,15K)] reagente=∑ʋB ΔfHmɵ(B,298,15K)

Entropia e a direção das reações químicas

processo espontâneo

A direção é única. Se você quiser revertê-la, deverá usar força externa para realizar trabalho sobre ela.

Ter a capacidade de realizar o trabalho A capacidade de realizar o trabalho é a força motriz interna dos processos espontâneos.

Existe um certo limite. Em suma, o processo espontâneo sempre tende ao estado de equilíbrio em uma direção. Este é o limite do processo espontâneo nesta condição.

entropia

O grau de caos refere-se ao grau de irregularidade ou desordem das partículas que compõem o sistema. A entropia é uma medida do grau de desordem do sistema, representada pelo símbolo S. É uma função de estado com extensas propriedades. a entropia de uma certa quantidade de material puro é uma função da temperatura e da pressão.

Fatores de influência

Estado de agregação da matéria: g>l>s

Temperatura e pressão: À medida que a temperatura aumenta, o valor da entropia aumenta; Para substâncias gasosas, à medida que a pressão aumenta, o valor da entropia diminui; para substâncias sólidas e líquidas, a pressão tem pouco efeito no valor da entropia.

Massa molecular relativa e estrutura molecular: moléculas complexas > moléculas simples

Mudança de entropia e direção das reações químicas

O princípio do aumento da entropia (uma expressão da segunda lei da termodinâmica): Em um sistema isolado, os processos espontâneos sempre procedem na direção do aumento da desordem do sistema, ou seja, na direção do aumento da entropia.

Chave: O sistema e o ambiente devem ser vistos como um todo para visualizar a mudança de entropia, e a mudança total de entropia deve ser usada como critério. ΔS total = ΔS sistema ΔS anel

ΔS total: >0 O processo ocorre espontaneamente <0 O processo não ocorre espontaneamente e sua reação reversa pode ocorrer espontaneamente =0 O sistema está em equilíbrio

A terceira lei da termodinâmica afirma que no zero absoluto, o valor de entropia de qualquer cristal perfeito de substância pura é zero, registrado como S0=0 Mudança de entropia ΔS=S(T)-S0 Nota (?): Para íons em solução aquosa, a entropia molar padrão da solução aquosa de H com atividade 1 é zero.

A entropia especificada de 1 mol de uma substância no estado padrão é chamada de entropia molar padrão, símbolo Smɵ (T), e a entropia padrão da unidade J/mol/K é toda positiva (com exceções para soluções aquosas) (?). entropia molar padrão de um elemento estável não é zero

Cálculo da mudança de entropia

ΔrSmɵ=∑[Smɵ(298,15K)]produto-∑[Smɵ(298,15K)]reagente Coeficiente de medição Aproximadamente, considera-se que não muda com a temperatura

Energia livre de Gibbs e a direção das reações químicas

G=H-TS, energia livre de Gibbs (função de Gibbs), função de estado, propriedades de amplitude

Nas condições de sistema fechado com isoterma e pressão, e só funciona o volume: ΔG<0 espontâneo >0 não espontâneo =0 equilíbrio;

Se o sistema passar por um processo reversível sob condições isotérmicas e isobáricas, ΔG = W sem volume

Equação isotérmica: ΔG=ΔH-TΔS

Derivação: Sob condições isobáricas, quando apenas o trabalho de volume é realizado, ΔH sistema = Qp = -Qp anel, ΔS anel = Qp anel / T = - ΔH sistema / T, ΔS total = ΔS sistema ΔS anel, ou seja, ΔS = sistema ΔS - sistema ΔH/T, e então a equação isotérmica pode ser obtida

ΔrGmɵ; ΔfGmɵ: A energia livre de Gibbs quando 1 mol de uma substância é gerada a partir do elemento mais estável é chamada de energia livre de Gibbs padrão de formação da substância.

calcular

Sob condições padrão: ΔrGmɵ=∑[ΔfGmɵ(298,15K)] produto-∑[ΔfGmɵ(298,15K)] reagente

Fórmula de Gibbs-Helmholtz: ΔG(T)＝ΔH(T)-TΔS(T) As unidades comumente usadas são ΔrGmɵ(T)=ΔrHmɵ(298,15K)-TΔrSmɵ(298,15K).

Sob condições não padronizadas, ΔrGm = ΔrGmɵ RTlnJ Esta fórmula é chamada de equação isotérmica de uma reação química. A expressão de J é semelhante à entropia de concentração (?). pressão. Regulamentos: concentração padrão = 1mol/L, pressão padrão = 100kPa

expandir?

O papel da termodinâmica nos sistemas biológicos

estado padrão em bioquímica

É especificado como C(H)=10^-7mol/l, ΔrGmɵ’=ΔrGmɵ RTlnC(H)^x

A função de Gibbs padrão das reações que ocorrem em organismos vivos torna-se >0, mas ocorre espontaneamente.

Não realizada sob condições padrão, reação de acoplamento, uma reação altamente espontânea leva a outra reação

Reações de acoplamento em organismos

O produto de uma reação é um dos reagentes de outra reação, o que pode afetar a posição de equilíbrio e até mesmo fazer com que ocorram reações impossíveis, conforme mencionado acima.

Em uma reação de acoplamento bioquímico, um catalisador enzimático pode fazer com que duas reações que não possuem substâncias comuns ocorram simultaneamente.

Reações reversíveis e equilíbrio químico

Reação reversível: Uma reação bidirecional, como a reação de síntese de amônia, que pode ocorrer em uma direção ou na direção oposta. A reversibilidade é uma característica universal das reações químicas.

Equilíbrio químico: V positivo = V negativo, a concentração ou pressão parcial dos reagentes e produtos no sistema permanece inalterada e o estado de equilíbrio é a extensão máxima em que uma reação química pode ocorrer sob certas condições.

Constante de equilíbrio

Constante de equilíbrio experimental (referida como constante de equilíbrio)

É a constante de equilíbrio medida diretamente pela experiência de acordo com a lei do equilíbrio químico.

Kc=[c]^e[D]^g/{[A]^a[B]^b} é semelhante ao tipo de pressão parcial

constante de equilíbrio padrão

Não possui unidade, possui uma dimensão e é calculado por métodos termodinâmicos.

Kɵ=（[C]/Cɵ)^e([D]/Cɵ)^g/{([A]/Cɵ)^a([B]/Cɵ)^b} A fórmula da pressão parcial é semelhante

A água na fase sólida pura, na fase líquida e na solução diluída pode ser considerada uma constante e não precisa ser escrita.

vários saldos

Adição e subtração entre equações químicas são a multiplicação e divisão entre constantes de equilíbrio. Se uma equação química for multiplicada pelo coeficiente de medição, a constante de equilíbrio será reduzida à potência original.

A relação entre Kɵ e ΔrGmɵ

ΔrGm=ΔrGmɵ RTlnJ, a fórmula original é igual a 0 no equilíbrio, e então através da relação entre J e K, lgKɵ=-ΔrGmɵ/2.303RT, ΔrGm=-RTln (Kɵ/J)

Aplicações de constantes de equilíbrio padrão

Determine o limite do progresso da reação, preveja a direção da reação e calcule a composição do sistema de equilíbrio

mudanças no equilíbrio químico

O efeito da concentração no movimento de equilíbrio, ou seja, a relação de mudança pode ser deduzida através da relação entre Kɵ e ΔrGmɵ

O efeito da temperatura no equilíbrio químico, lgK1ɵ/K2ɵ=ΔrGmɵ*(1/T1-1/T2)/2.303R Pode-se observar que quanto maior o valor absoluto da variação da entalpia molar padrão, maior o impacto da temperatura. na constante de equilíbrio.

A influência da pressão no equilíbrio Se o volume do sistema mudar de V para V/x, então J=x^(e g)-(a b)Kɵ pode ser calculado, e então a relação entre o movimento de equilíbrio e Δn pode ser derivada. .