2. Вопросы и задачи для самоконтроля Химическая термодинамика

Вопросы

1. Функции состояния, их признаки. Перечислите все известные вам функции состояния, каков их физический смысл.

2. Энергия молекулярных, атомно-ковалентных, атомно-металлических и ионных кристаллических решеток. Цикл Борна-Габера.

3. Два газа, одноатомный и двухатомный, адиабатически расширяются. Для какого из них работа расширения будет больше, если число молей обоих газов одинаково, а температура того и другого газа понизилась на одинаковую величину?

4. Теплота образования, сгорания, разложения.

5. Теория теплоемкостей газов и твердых веществ. Зависимость теплоемкости от температуры.

6. Теплота растворения и образования кристаллической решётки.

7. Энтальпия гидратации ионов, её зависимость от радиуса иона.

8. Какой газ называется идеальным? Каким законам он подчиняется? Каковы отклонения реальных газов от законов идеальных газов? Кем обнаружены эти отклонения? Как можно их объяснить? Напишите уравнения Ван-дер-Ваальса для состояния реального газа и поясните входящие в него величины. Постройте изотермы состояния реального газа.

9. Характеристические функции состояния, их характеристика. Уравнение Гиббса-Гельмгольца, его использование в практике.

10. Критерии для определения самопроизвольного процесса. Расчет энергии Гельмгольца для химической реакции.

11. Укажите причины изменения энтропии в закрытых и открытых системах.

12. Энергия Гиббса и Гельмгольца, их физический смысл. Зависимость энергии Гиббса от давления, энергии Гельмгольца от объема.

13. Закон Кирхгофа в дифференциальной и интегральной форме. Вкаких случаях тепловой эффект реакции не зависит от температуры?

14. Способы доказательства существования энтропии (метод Карно-Клаузиуса и Каратеодори).

15. Критерии для определения направления процесса. Расчет энергии Гиббса для различных процессов.

16. Почему энтропия системы всегда больше нуля? Третий закон термодинамики, его значение.

17. Почему происходит химическая реакция? Общие движущие силы процесса. Принцип Бертло-Томсена, его недостатки.

18. Уравнение изобары и изохоры химической реакции. Каково их практическое значение.

19. Что означают термины «сродство», «химическое сродство», «мера химического сродства», «свободная энергия системы»?

20. Изменение теплоёмкости в ходе реакции в некотором интервале температур меньше нуля. Как изменится тепловой эффект реакции при повышении температуры в данном интервале? Дайте обоснованный ответ.

21. Методы расчета изменения энтропии в химической реакции. Зависимость энтропии от температуры, сложности молекул, степени дисперсности вещества, плотность.

22. Термодинамическая классификация химических реакций.

23. Замечено, что экзотермические реакции протекают самопроизвольно при любой температуре, а эндотермические- лишь при температуре выше некоторой Т_мин. Объясните это явление и выведите формулу для расчета Т_мин.

24. Нулевой закон термодинамики. Фундаментальное уравнение термодинамики (объединённое уравнение I и II закона), его значение.

Задачи

1. Молярная теплоемкость газообразного метана выражается уравнением С_р= 17,58 + 60,69 ^. 10^–3Т Дж/(моль^.К). Определите энтропию 1^.10^–3м³метана при 800К и 1,013^.10⁵ Па. стандартная энтропия СН₄ при 298 К равна 167,73 Дж/(моль^.К).

2. Вычислите изменение энтропии при нагревании 4 кг кислорода от 273 до 373К при постоянном объеме.

3. Теплоёмкость при 1013 гПа для твердого магния в интервале температур от 298 до 920 К выражается уравнением С_р(т) = 22,3 + 10,64^.10^–3Т – 0,42^.10⁵Т^2– Дж/(моль^.К). Определите изменение энтропии 1 моль магния при увеличении температуры от 300 до 800 К при постоянном давлении 1013^.10³ гПа.

4. Как изменяется энтропия при нагревании 1 моль хлорида натрия от 25С до 1000С , если температура его плавления 800С, удельная теплота плавления 56,7 Дж/г. Молярная теплоёмкость С_р= 45,96 + 16,32^.10^–3Т Дж/(моль^.К).

5. Вычислите изменение энтропии при охлаждении 12 г кислорода от 290 до 233 К и одновременном повышении давления от 1,01^.10⁵ до 60,6^.10⁵ Па, если С_р=32,9 Дж/(моль^.К).

6. Рассчитайте изменение энтропии в процессе смешения 5 кг воды при Т₁=353 К с 10 кг воды при Т₂= 290 К. Теплоёмкость воды считать постоянной и равной 4,2 Дж/(моль^.К).

7. Найдите изменение энтропии при нагревании 1 моль ацетона от 25 до 100С, если удельная теплота испарения ацетона равна 514,6 Дж/г, температура кипения равна 56С, молярные теплоёмкости жидкого ацетона 125 Дж/(моль^.К), паров ацетона С_р= 22,47 + 201,8^.10^–3Т – 63,5^.10^–6Т² Дж/(моль^.К).

8. Какая модификация серы ромбическая или моноклинная является более устойчивой при 25С? Дайте приближенную оценку температуры перехода, при которой обе модификации серы находятся в равновесии, принимая для изменений энтропии и энтальпии значения при 25С.

9. Атомная теплота сгорания графита при 290 К равна (–394,5) кДж/моль, а атомная теплота сгорания алмаза при той же температуре (–395,4)кДж/моль. Удельные теплоёмкости этих веществ соответственно равны 0,710 и 0,505 Дж/(г^.К). Рассчитать тепловой эффект аллотропного перехода графита в алмаз при 0С.

10. Вычислите тепловой эффект реакции СН₄(г) + 2Н₂О(г) = СО₂(г) + 4Н₂(г) при 600С, если он при стандартных условиях равен 165,0 кДж, а значения молярных теплоемкостей следующие:

С_р(СН₄) = 17,45 + 60,46^.10^–3 Т + 1,12^.10^–6 Т ^–2 Дж/(моль^.К).

С_р (Н₂О) = 30 + 10,71^.10^–3Т + 0,33^.10⁵Т^–2 Дж/(моль^.К).

С_р (СО₂) = 44,14 + 9,04^.10^–3Т + 8,53 ^.10⁵Т^–2 Дж/(моль^.К).

С_р(Н₂) = 27,28 + 3,26^.10^–3Т + 0,502^.10⁵Т^–2 Дж/(моль^.К).

11. Разница в удельной теплоте растворения 1 г моноклинной и ромбической серы при 0С равна (–10,04) Дж/г, а при 95,4С (–13,.05) Дж/г, удельная теплоёмкость ромбической серы в этом интервале температур 0,706 Дж/(г^.К). определить удельную теплоёмкость моноклинной серы.

12. Удельная теплота конденсации бензола при 50С равна (–414,7) Дж/г и при 80С (–397) Дж/г. Удельная теплоёмкость жидкого бензола в этом интервале температур 1,745 Дж/(г^.К). Вычислите удельную теплоёмкость паров бензола в этом интервале температур и рассчитайте расхождения между полученным и табличным значением 1,047 Дж/(г^.К).

13. Теплота конденсации этанола при 15С равна (–27,62) кДж/моль. Средние удельные теплоёмкости жидкого спирта и его паров в пределах от 0 до 78С соответственно равны 2,418 и 1,597 Дж/(г^.К). определить количество теплоты, необходимой для испарения 500 г спирта при 60С.

14. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С₂Н₂, если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды?

15. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота. Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NO в пересчете на нормальные условия.

16. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа.

17. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.

18. Вычислите теплоту образования гидроксида кальция исходя из следующих термохимических уравнений:

Са(к) + 1/2О₂(г) = СаО(к); ∆Н= –635,6 кДж

Н₂(г) + 1/2О₂(г) = Н₂О(ж); ∆Н= –285,84 кДж

СаО(к) + Н₂О(ж) = Са(ОН)₂; ∆Н= –65,06 кДж

19. Термодинамическим расчетом определите, какой восстановитель (углерод или алюминий) следует использовать для получения хрома из его оксида (III).

20. На основании термодинамического расчета определите, какой восстановитель (С или Mg) следует взять для получения титана при температуре 727С из тетрохлорида титана.

21. Вычислите возможность протекания в организме реакции превращения глюкозы:

А) С₆Н₁₂О₆(к) = 2С₂Н₅ОН(ж) + 2СО₂(г)

Б) С₆Н₁₂О₆(к) + 6О₂(г) = 6СО₂ (г) + 6Н₂О(ж)

Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?

22. Оксид азота (I), используемый в медицине как наркотическое средство, получают разложением нитрата аммония, но разложение нитрата аммония возможно по двум схемам:

NH₄NO₃(к) = N₂O(г) + 2H₂O(г)

NH₄NO₃(к) = N₂(г) + 1/2O₂(г) + 2H₂O(г)

Какой процесс более вероятен? Как он зависит от условий?

23. Средняя удельная теплоёмкость бензола в интервале температур от 0 до 80С равна 1,745 Дж/(г^.К). Молярная теплоёмкость ацетилена в том же интервале температур равна 43,93 Дж/(г^.К). Тепловой эффект реакции 3С₂Н₂(г) = С₆Н₆(к) при стандартных условиях (–630,8) кДж. Рассчитать тепловой эффект этой реакции при 75С.

24. Один моль азота при 25С смешали с 3 моль водорода. Определите энтропию получившейся смеси, предполагая: а) полное отсутствие химического взаимодействия между азотом и водородом; б) полное превращение указанных веществ по уравнению: N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г).

25. При низких температурах серная кислота устойчива, а при высоких она диссоциирует по уравнению: H₂SO₄(г) → H₂O(г) + SO₃(г). Объясните это явление и рассчитайте температуру, при которой ∆G= 0.

26. Вычислите ∆G⁰ для реакции С(графит) + 2Н₂(г) = СН₄(г).Определите ∆Н⁰ из следующих термохимических уравнений:

СН₄(г) + 2О₂(г) = СО₂(г) + 2Н₂О(ж),

СО₂(г) = С(графит) + О₂(г),

2Н₂О(ж) = 2Н₂(г) + О₂(г).

27. При растворении 1,6 г безводного сульфата меди в 144,9 г воды выделяется 665 Дж, а при растворении 1,25 г медного купороса в 72 г воды поглощается 59,65 Дж. Вычислите энтальпию образования кристаллогидрата сульфата меди из безводной соли твердой и воды жидкой. .

28. Стандартные энтальпии образования FeO(т), CO(г), CO₂(г) соответственно равны: (–263,7), (–110,5), (393,5) кДж/моль. Определить количество теплоты, которое выделится при восстановлении 100 кг оксида железа (II) оксидом углерода при 1200 К и постоянном давлении, если молярные теплоёмкости реагентов равны:

С_р(Fe) = 19,25 +21^.10^–3T Дж/(моль^.К),

C_p(CO₂) = 44,14 + 9,04^.10^–3T – 8,53^.10⁵T^–2 Дж/(моль^.К),

C_p(CO) = 28,41 + 4,1^.10^–3T – 0,46^.10⁵T^–2 Дж/(моль^.К),

C_p(FeO) = 52,8 + 6,24^.10^–3T – 3,19^.10⁵T^–2 Дж/(моль^.К).