Химическая термодинамика

1 Коллоквиум, 1 семестр

2015 / 2016 уч. год

ХТ-301 – ХТ-307

- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

(Билет для студентов)

Билет ХТ-1-31-2015

1. Первое начало термодинамики. Теплота и работа как формы передачи энергии. Виды работы. Применения первого начала термодинамики к изохорическому, изобарическому, изотермическому и адиабати-ческому процессам в закрытой системе в отсутствие полезной работы.

2. Теплота сгорания вещества. Определите тепловой эффект реакции

C₂H₄ + C₂H₆ = C₄H₁₀, если теплоты сгорания веществ равны соответственно -1410,97; -1559,88 и -2877,13 кДж/моль.

3. Третий закон термодинамики и абсолютная энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Что такое S_o и как она учитывается при обычных расчетах.

4. Фундаментальные уравнения для открытых систем. Химический потенциал и его смысл. Рассчитайте изменение энергии Гиббса для 1 моль аргона при изменении давления от 5 атм до 10 атм в предположении, что аргон – идеальный газ.

Материал 1 коллоквиума

1 Семестр 2015 / 2016 уч. Год.

1. Физическая химия как наука. Основные разделы физической химии. Область исследования и задачи химической термодинамики.

2. Основные понятия. Термодинамическая система и окружающая среда. Классификация термодинамических систем по характеру взаимодействия с окружающей средой. Состояние системы и термодинамические параметры. Экстенсивные и интенсивные параметры, функции. Уравнения состояния. Термодинамические процессы и их классификация. Термодинамическое равновесие.

3. Основные законы термодинамики. Закон термического равновесия (нулевое начало термодинамики). Первое начало термодинамики. Теплота и работа как формы передачи энергии. Виды работы. Применения первого начала термодинамики к изохорическому, изобарическому, изотермическому и адиабатическому процессам в закрытой системе в отсутствие полезной работы. Внутренняя энергия и энтальпия как функции состояния, связь между ними. Физический смысл газовой постоянной.

4. Термохимия. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса и условия его применимости. Применение закона Гесса к расчету тепловых эффектов реакций. Термохимические уравнения. Стандартный тепловой эффект реакции. Стандартная энтальпия образования. Следствия из закона Гесса. Стандартная теплота сгорания.

5. Теплоемкость (удельная, мольная). Мольная теплоемкость (изохорная и изобарная). Теплоемкость идеального газа. Соотношение между C_p и C_v для идеального газа. Теплоемкость твердых тел. Правила Дюлонга и Пти; Неймана-Коппа. Закон Дебая.

6. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа и его анализ. Интегрирование уравнения Кирхгофа с учетом температурной зависимости теплоемкостей.

7. Второе начало термодинамики. Процессы самопроизвольные (естественные) и несамопроизвольные (искусственные). Различные формулировки II начала термодинамики и его математическое выражение. Применение II начала термодинамики к изолированным системам. Значение II начала термодинамики. Объединенное уравнение I и II начал термодинамики. Расчет изменения энтропии в различных процессах: изотермических (расширение–сжатие идеального газа, смешение идеальных газов, фазовые переходы I рода, химические реакции) и неизотермических (нагревание–охлаждение). Правило Трутона.

8. Связь энтропии с термодинамической вероятностью. Уравнение Больцмана, его физический смысл. Термодинамическая вероятность и направление самопроизвольных процессов в изолированной системе.

9. Постулат Планка (третье начало термодинамики). Остаточная энтропия. Расчет абсолютных энтропий веществ.

10. Применения объединенного уравнения I и II начал термодинамики к изотермическим процессам в закрытых системах. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых системах. Максимальная полезная работа. Характеристические функции. Фундаментальные уравнения для закрытых систем. Уравнения Гиббса–Гельмгольца. Фундаментальные термодинамические соотношения для открытых систем. Парциальные молярные величины. Химический потенциал идеального газа.

11. Термодинамика химического равновесия. Химическая переменная. Химическое равновесие, его условие и признаки. Термодинамический вывод закона действующих масс. Константы равновесия K_p, K_c и K_x, связь между ними. Уравнение изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа). Критерии направления химической реакции в изотермических условиях. Химическое равновесие с участием конденсированных веществ. Влияние температуры на химическое равновесие. Уравнение изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа), его вывод, анализ, интегрирование и применение. Принцип Ле Шателье.

12. Методы расчета изменения стандартной энергии Гиббса и константы равновесия химической реакции.

13. Химическое равновесие в неидеальных газовых смесях. Понятия фугитивности и коэффициента фугитивности. Химический потенциал компонента реальной газовой смеси. Закон действующих масс и уравнения изотермы и изобары химической реакции для неидеальной газовой системы. Методы расчета коэффициента фугитивности чистых газов.

Билет ХТ-1-5-2015

1. Состояние термодинамической системы и термодинамические параметры. Экстенсивные и интенсивные параметры, функции.

2. Теплота сгорания вещества. Определите тепловой эффект реакции

3C₂H₂ = C₆H₆, используя справочные данные по теплотам сгорания.

3. Физический смысл энтропии. 7 моль водяного пара конденсируется при 100^оС, далее вода охлаждается до 4^оС. Как изменится энтропия воды? Средняя теплоемкость воды равна 4.2 Дж /(К∙г). Теплота испарения воды при нормальной температуре кипения равна 2258,1 Дж/г.

4. Фундаментальные уравнения для открытых систем. Химический потенциал и его смысл. Химический потенциал для идеального газа.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Билет ХТ-1-6-2015

1. Первое начало термодинамики. Теплота и работа как формы передачи энергии. Виды работы. Внутренняя энергия и энтальпия как функции состояния, связь между ними.

2. Тепловой эффект реакции СО₂ (г) + Н₂ (г) = СО (г) + Н₂О (г) в области 1100-1400 К равен 26,709 кДж/моль. Рассчитать константу равновесия К_p при 1200 К, если при 1100 К К_p = 4,235.

3. Энтропия. Вычислить изменение энтропии при нагревании 60 г монооксида азота от 298 К до 400 К. Зависимость теплоемкости:

Cp = a + bT.

4. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых системах. Максимальная полезная работа.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Билет ХТ-1-7-2015

1. Применения первого начала термодинамики к изохорическому, изобарическому и изотермическому процессам в закрытой системе в отсутствие полезной работы.

2. Теплота сгорания вещества. Определите тепловой эффект реакции

C₆H₆ + 3H₂ = C₆H₁₂, используя справочные данные по теплотам сгорания.

3. Энтропия. Вычислить изменение энтропии при расширении 80 г кислорода при T = const, если V₁ = 60 л, V₂ = 180 л.

4. Уравнение изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа). Критерии направления химической реакции в изотермических условиях.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Билет ХТ-1-8-2015

1. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса и условия его применимости. Применение закона Гесса к расчету тепловых эффектов реакций.

2. Теплота сгорания вещества. Определите тепловой эффект реакции

2CH₄ = C₂H₂ + 3H₂, используя справочные данные по теплотам сгорания.

3. Энтропия. Используя справ. данные, вычислите S при нагревании 112 г азота от 298 К до 500 К. Зависимость теплоемкости: Cp = a + bT.

4. Химическое равновесие, его условие и признаки. Термодинамический вывод закона действующих масс.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Билет ХТ-1-1-2015

1. Теплоемкость твердых тел. Правило Дюлонга и Пти. Правило аддитивности Неймана-Коппа. Закон Дебая.

2. Теплота сгорания вещества. Подберите коэффициенты в уравнении и определите тепловой эффект реакции CH₃NO₂ + H₂ = CH₃NH₂ + H₂O, используя справочные данные по теплотам сгорания.

3. Физический смысл энтропии. 3 моль водяного пара конденсируется при 100^оС, вода охлаждается до 40^оС. Как изменится энтропия воды? Средняя теплоемкость воды равна 1 Дж /(К∙г). Теплота испарения при нормальной температуре кипения равна 2258,1 Дж/г.

4. Химическое равновесие, его условие и признаки. Химическое равновесие с участием конденсированных веществ. Влияние температуры на химическое равновесие.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Билет ХТ-1-2-2015