Контрольные вопросы

1. Второй закон термодинамики, его формулировки. Энтропия и энергия Гиббса как критерии возможности самопроизвольного протекания процессов.

2. Химическое равновесие, константа равновесия. Термодинамическая характеристика химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции, условия равновесия и направления обратимых химических реакций.

3. Принцип Ле-Шателье, зависимость направления обратимых химических реакций от термодинамических параметров.

4. Применение термодинамики к биологическим системам. Особенности организации живых систем. Энергия пищевых веществ /продуктов питания/ как основной источник энергии для человеческого организма. Термодинамическая характеристика пищевых веществ и продуктов жизнедеятельности.

5. Стационарное состояние организма и механизмы его поддержания. Теорема Пригожина.

Типовые задачи

Задача 1. Для стандартных условий вычислите изобарно-изотермический потенциал реакции: Аl₂О_3(т) + 3Н₂О_(ж) = 2Аl(ОН)_3(т)

Справочные данные:

ΔН⁰_обр, кДж/моль ΔS⁰, Дж/(моль К)

Аl₂О_3(т) = –1676, 8 50,95

Аl(ОН)_3(т) = –1277,0 82,9

Н₂О_(ж) = –286,02 70,0

Решение: по 1-му следствию закона Гесса рассчитываем ΔН⁰_х.р.:

ΔН⁰_х.р. = 2ΔН⁰_обр(Аl(ОН)_3(т)) - ΔН⁰_обр(Аl₂О_3(т)) - 3ΔН⁰_обр(Н₂О_(ж)) = –19,14 кДж/моль.

ΔS⁰_х.р. = 2ΔS⁰(Аl(ОН)_3(т)) - ΔS⁰(Аl₂О_3(т)) - 3ΔS⁰(Н₂О_(ж)) = –95,15 Дж/(моль К) = - 0,09515 кДж/моль.

ΔG⁰ = ΔН⁰ – TΔS⁰ = –19,14 – 298 (–0,09515) = 9,215 кДж/моль.

Ответ: ΔG⁰ = –1706,93 кДж/моль, т.е. процесс идет самопроизвольно.

Тестовые задания для самоконтроля

Выберите один правильный ответ

01. НЕВЕРНО, ЧТО СОГЛАСНО II НАЧАЛУ ТЕРМОДИНАМИКИ

1) тепловой эффект обратной реакции больше теплового эффекта прямой реакции

2) КПД тепловой машины всегда меньше 1

3) в изолированной системе самопроизвольно идут процессы, сопровождаемые увеличением энтропии

4) теплота самопроизвольно переходит от более нагретого тела к менее

02. В ИЗОБАРНО-ИЗОТЕРМИЧЕСКИХ УСЛОВИЯХ САМОПРОИЗВОЛЬНО ПРОТЕКАЕТ ПРОЦЕСС ТОЛЬКО ПРИ НИЗКИХ ТЕМПЕРАТУРАХ, ЕСЛИ

1) ∆H > 0; ∆S < 0

2) ∆H < 0; ∆S > 0

3) ∆H < 0; ∆S < 0

4) ∆H > 0; ∆S > 0

03. В СИСТЕМЕ N₂O_4(г)↔2NO_2(г); ∆H>0, К УВЕЛИЧЕНИЮ КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ ПРИВЕДЕТ

1) уменьшение температуры

2) увеличение парциального давления N₂O₄

3) увеличение температуры

4) увеличение парциального давления NO₂

04. НА СОСТОЯНИЕ РАВНОВЕСИЯ В СИСТЕМЕ CO_2(г) + H_2(г) ↔ СО_(г) + Н₂О_(г); ∆H>0 НЕ ВЛИЯЕТ ИЗМЕНЕНИЕ

1) концентрации реагентов

2) температуры

3) концентрации продуктов

4) давления

05. СМЕСТИТЬ РАВНОВЕСИЕ В СИСТЕМЕ H_2(г) + Cl_2(г) ↔ 2HCl_(г); ∆H<0 МОЖНО, ИЗМЕНИВ

1) концентрацию катализатора

2) давление

3) температуру

4) объем реакционного сосуда

06. В СИСТЕМЕ, НАХОДЯЩЕЙСЯ ПРИ ПОСТОЯННОМ ДАВЛЕНИИ И ТЕМПЕРАТУРЕ САМОПРОИЗВОЛЬНО ПРТЕКАЕТ ПРОЦЕСС, ДЛЯ КОТОРОГО

1) ΔG < 0

2) ΔS < 0

3) ΔH > 0

4) ΔG > 0

07. ЭНТАЛЬПИИ ОБРАЗОВАНИЯ СаCO₃ СООТВЕТСТВУЕТ ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ

1) Ca_(т) +1/2О_2(г) +СО_2(г) = СaCO_3(т)

2) Ca_(т) +3/2О_2(г) +С_{(графит)} = СaCO_3(т)

3) СаО_(т) + СО_2(г) = СaCO_3(т)

4) СаО_(т) + С_(т) + О_2(г) = СaCO_3(т)

Дополните высказывание

08. КРИТЕРИЕМ ВОЗМОЖНОСТИ САМОПРОИЗВОЛЬНОГО ПРОТЕКАНИЯ ПРОЦЕССА СЛУЖИТ ВЕЛИЧИНА ИЗМЕНЕНИЯ ___________________