Тестовые задания

Т6-1. Для расчета изменения энтальпии реакции

СН₄(г) + 2О₂(г) = СО₂(г) + 2Н₂О(г) необходимо использовать формулу

а) ΔН = ΔН(СН₄) – (ΔН(СО₂) + 2ΔН(Н₂О(г));

б) ΔН = ΔН(СО₂) + 2ΔН(Н₂О(г)) + ΔН(СН₄);

в) ΔН = ΔН(СО₂) – ΔН(СН₄) ;

г) ΔН = ΔН(СО₂) + 2ΔН(Н₂О(г)) – ΔН(СН₄).

Т6-2. Процесс перехода системы из одного состояния в другое при постоянном давлении называется

а) адиабатическим;

б) изотермическим;

в) изобарным;

г) изохорным.

Т6-3. Количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой устанавливает ____ закон термодинамики.

а) нулевой;

б) второй;

в) третий;

г) первый.

Т6-4. Термохимическое уравнение синтеза аммиака имеет вид

N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г); ΔН = –92 кДж. При получении 6,72 дм³ аммиака выделяется ________ кДж теплоты.

а) –13,8;

б) 13,8;

в) –27,6;

г) 27,6.

Т6-5. Если изменения энтальпии при сгорании серы моноклинной S_м и ромбической S_Р равны –297,21 и –296,83 кДж/моль, соответственно, то изменение энтальпии при превращении 1 моль моноклинной серы в ромбическую равно ______ кДж.

а) –0,38;

б) –594,04;

в) +594,04;

г) +0,38.

Т6-6. Если энтальпия образования SO₂ равна –297 кДж/моль, то количество теплоты, выделяемое при сгорании 16 г серы, равно __ кДж.

а) 148,50;

б) 297,00;

в) 74,25;

г) 594,00.

Т6-7. Количество теплоты (кДж), выделяемое в организме при окислении 45 г глюкозы до углекислого газа и воды, равно

а) 466,80;

б) 2801,00;

в) 700,25;

г) 1400,50.

Т6-8. Закон, лежащий в основе расчетов тепловых эффектов химических процессов, –

а) закон Авогадро;

б) закон Гесса и следствия из него;

в) закон сохранения массы;

г) закон постоянства состава.

Т6-9. При взаимодействии 4 г кальция с хлором выделилось 78,5 кДж теплоты. Теплота образования хлорида кальция (кДж/моль) равна

а) 1570,0;

б) 392,5;

в) 785,0;

г) 15,7.

Т6-10. В соответствии с термохимическим уравнением

FeO(т) + H₂(г) ↔ Fe(т) + H₂O(г), ΔH = 23 кДж

для получения 560 г железа необходимо затратить ____ кДж тепла.

а) 560;

б) 23;

в) 115;

г) 230.

Т6-11. Для получения 22,4 дм³ (н.у.) аммиака по реакции

N₂(г) + 3 H₂(г) = 2 NH₃(г), ΔН = –93,2 кДж.

требуется затратить ____ кДж теплоты.

а) 46,6;

б) 69,9;

в) 139,8;

г) 93,2.

Т6-12. Термодинамической функцией, которая характеризует степень упорядоченности состояния системы, является

а) энтальпия;

б) внутренняя энергия;

в) энтропия;

г) теплоемкость.

Т6-13. Если энтальпия образования SO₂ равна –297 кДж/моль, то количество теплоты, выделяемое при сгорании 16 г серы, равно __ кДж.

а) 148,5;

б) 297;

в) 74,25;

г) 594.

7. Основы химической термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса

Реакция, идущая в прямом направлении с выделением теплоты, в обратном направлении протекают с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), уменьшению энтальпии, с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением температуры, вторая растет с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которую называют энтропией.

Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия H, объем V и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении систем суммируются.

Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п. – ведут к уменьшению энтропии. Согласно постулату Планка любое вещество имеет определенную положительную энтропию, но при температуре, равной абсолютному нулю, энтропия чистых, правильно образованных кристаллических веществ равна нулю. Следовательно, можно вычислить абсолютное значение энтропии веществ. Энтропия выражается в Дж/(мольК). Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение S зависит только от начального S₁ и конечного S₂ состояний и не зависит от пути процесса.

S = S₂ – S₁;

S_х.р = ΣS(прод) – ΣS(исх).

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мерой беспорядка является величина произведения ТS.

Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению – Н и стремления к беспорядку – TS. При р  const и Т  const общую движущую силу процесса, которую обозначают G, можно найти из соотношения

G = (H₂ – H₁) – (TS₂  ТS₁) = H  ТS;

G = H – ТS.

Величина G называется энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом. Итак, мерой химического сродства является убыль или изменение энергии Гиббса G. Она зависит от природы вещества, его количества и от температуры, является функцией состояния, поэтому

G_х.р = ΣG(прод) – ΣG(исх).

Самопроизвольно протекающие процессы характеризуются уменьшением энергии Гиббса. Если G < 0, процесс принципиально осуществим, если G > 0 – процесс в данных условиях самопроизвольно проходить не может. Состоянию равновесия отвечает G = 0 и G = ТS. Чем меньше G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия.

Из соотношения G = H – ТS следует, что самопроизвольно могут протекать эндотермические процессы, для которых H > 0. Это возможно, когда S > 0, но |ТS| > |H| и тогда G < 0. С другой стороны, экзотермические реакции (H < 0) самопроизвольно не протекают, если при S < 0 окажется, что G > 0. В табл. П.6 даны стандартные изобарные потенциалы образования G и стандартные абсолютные энтропии S некоторых веществ, значениями которых следует пользоваться при решении задач.