Лабораторная работа №2

1. Равновесные и неравновесные, обратимые и необратимые термодинамические процессы. Характерные особенности равновесных процессов, использование их в термодинамики. Обратимое изотермическое расширение газа. Максимальная работа.

2. Формулировка второго закона термодинамики. Доказательства существования энтропии. Математическое выражение второго закона термодинамики. Термодинамическая вероятность состояния. Флуктуация.

3. Изменение энтропии при изменении объема, давления, объема и температуры, давления и температуры, числа частиц и при фазовых превращениях.

4. Как изменяется энтропия изолированной системы, в которой обратимо кристаллизуется вещество?

5. Термодинамические функции, их физический смысл и способы вычисления.

6. Критерии возможности и направления протекания самопроизвольных процессов для закрытых систем.

7. Уравнение Гиббса-Гельмгольца, его применение.

8. Полный и частный дифференциалы термодинамических потенциалов для открытых систем. Химический потенциал. Критерии возможности и направления протекания самопроизвольных химических реакций. Химическое сродство, его мера.

9. Химические потенциалы идеальных и реальных газов, растворенных веществ.

10. Напишите уравнение изотермы химической реакции общего вида:

аА + вВ = сС + дД. Зависимость между какими величинами они устанавливают? Каково практическое использование этих уравнений?

11. Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа химической реакции. Каково их практическое использование?

1. Задачи

1. Рассчитайте стандартные изменения энтропии при 298 К для реакции:

4NO + 6H₂O(ж) = 4NH₃ + 5O₂, пользуясь справочными данными.

2. Рассчитайте изменение энтропии при нагревании 8 кг метана от 300 до 500 К при постоянном давлении, считая, что зависимость теплоёмкости метана от температуры выражается уравнением: Cp = a + вТ.

3. Процесс перехода жёлтого оксида ртути в красный оксид при 298 К сопровождается уменьшением энергии Гиббса на 0,12 кДж/моль. Какая модификация оксида ртути более устойчива при 298 К?

Лабораторная работа №3

1. Равновесное состояние. Критерии равновесия в неизолированных системах. Химическое равновесие как частный случай общей проблемы равновесия. Термодинамические и молекулярно-кинетические признаки равновесного состояния.

2. Химический потенциал, его физический смысл. Химический потенциал газовых систем: однокомпонентный идеальный газ, смесь идеальных газов, смесь реальных газов. Химический потенциал конденсированных систем: идеальный раствор, реальный раствор. Активность. Летучесть. Химический потенциал гетерогенных систем при отсутствии растворимости.

3. Кинетический вывод константы химической реакции (закон действующих масс), его некорректность. Термодинамический вывод константы химического равновесия для гомогенной идеально газовой реакции.

4. Константа химического равновесия, ее физический смысл и различные способы выражения в гомогенных и гетерогенных реакциях. Соотношение между К_р, К_с, К_χ. Их размерность.

5. Принцип смещения химического равновесия. Уравнения изотермы химической реакции (химическое сродство).

6. Зависимость константы химической реакции от температуры. Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа. Первое приближение Улиха.

2. Задачи

1. Из смеси, содержащей 1 моль N₂ и 3 моль H₂, в состоянии равновесия при давлении 10,13•10⁵ Па образуется 0,5 моль NH₃. Вычислите K_p для реакции N₂ + 3H₂ = 2NH₃ .Определите равновесный выход NH₃ в % (по объему).

2. Для реакции H₂ + I₂ = 2HI K_c = 50 при 444C. Определите направление процесса, если исходная смесь имеет следующий состав:

C (H₂) = 2 моль/л;

С (I₂ ) = 5 моль/л;

С (HI) =10 моль/л.

3. Для реакции 2CO₂ = 2CO + O₂ K_p = 4,033•10^–16 Па при 1000 К. Вычислите константу равновесия этой реакции при 2000 К, если среднее значение теплового эффекта реакции Hr = 561,3 кДж/моль.