ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ. 26. Определить количество теплоты, которое необходимо для нагревания при V = const 25 г кислорода, находящегося при 3500 С от 1013 до 5065 ГПа

26. Определить количество теплоты, которое необходимо для нагревания при V = const 25 г кислорода, находящегося при 350⁰ С от 1013 до 5065 ГПа.

27. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 800 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

Са(ОН)_{2 кр} = СаО_т + Н₂О_г, ∆Н⁰₈₀₀

28. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 900 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

СаСО_{3 т} = СаО_т + СО_{2 г}, ∆Н⁰₉₀₀

29. Определить работу адиабатического сжатия 1 моля двухатомного идеального газа при повышении температуры от 15 до 25⁰ С.

30. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 800 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

Са(ОН)_{2 кр} = СаО_т + Н₂О_г, ∆Н⁰₈₀₀

31. Теплоты образования воды и водяного пара равны соответственно -285,8 и – 241, 8 кДж/моль. Рассчитать теплоту испарения 1,8 кг воды при 25 ⁰С.

32. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 600 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

СО + Cl_{2 г} = СОCl_{2 г}, ∆Н⁰₆₀₀

33. Медь плавится при 1065 ⁰С, теплота плавления равна 179,9 Дж/г. К 1 кг меди, взятому при 15 ⁰С, подведено 541,2 кДж. Истинная удельная теплоемкость меди С_р = 0,3563 + 9,88 10^-5 Т Дж/(г× К). Какое количество меди расплавится?

34. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 500 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

2NO_{2 г} = 2NO _г + O_{2 г}, ∆Н⁰₅₀₀

35. Средняя удельная теплоемкость СО₂ при постоянном давлении в интервале температур от 0 до 1000 ⁰С выражается уравнением С_р = 1,003+10,27 10^-5Т + 19,41 10³ Т^-2 Дж/(г× К). Найти истинную молярную теплоемкость СО₂ при 500 ⁰С.

36. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 1200 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

СО_{2 г}+ Н_{2 г} = СО _г+ Н₂O _г, ∆Н⁰₁₂₀₀

37. Тепловые эффекты реакций при 0 ⁰С и постоянном давлении 1013 ГПа:

С + О_{2 г} = СО_{2 г} -405,8 кДж;

СО + 1/2О_{2 г} = СО_{2 г} -284,5 кДж;

Н₂ + 1/2О_{2 г} = Н₂О_г -246,8 кДж.

Рассчитать при тех же условиях тепловые эффекты следующих реакций:

С_граф +1/2О_{2 г} = СО_г, ∆Н₁;

С + 2 Н₂О_г = СО_{2 г} + 2Н_{2 г}, ∆Н₂;

С + Н₂О_г = СО _г + Н_{2 г}, ∆Н₃;

2СО _г = С + СО_{2 г}, ∆Н₄.

38. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 2000 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

2СО_{2 г} = СО _г+ O_{2 г}, ∆Н⁰₂₀₀₀

39. Теплота образования Fe₂O_{3 т} составляет -821,3 кДж/моль, а теплота образования Al₂O₃ равна – 1675,0 кДж/моль. Рассчитать тепловой эффект реакции восстановления 1 моля Fe₂O_{3 т} металлическим алюминием.

40. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 1000К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

СО + 3Н_{2 г} = СН_{4 г} + Н₂О_г, ∆Н⁰₁₀₀₀

41. Теплота сгорания аморфного углерода, графита и алмаза соответственно равны – 409,2; -394, 6 и -395,3 кДж/моль. Рассчитать теплоту аллотропного превращения: 1) аморфного углерода в графит; 2) аморфного углерода в алмаз; 3) графита в алмаз.

42. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 600К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

СН_{4 г} + СО_{2 г} = 2СО _г +2Н_{2 г}, ∆Н⁰₆₀₀

43. Вычислить тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (2) водородом, пользуясь следующими данными:

FeO_т + СО_г = FeO_т +СО_{2 г}, ∆Н = 13,18 кДж/моль;

СО + 1/2О_{2 г} = СО_{2 г} -284,5 кДж;

Н_{2 г}+ 1/2О_{2 г} = Н₂О_г -246,8 кДж.

44. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 700 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

2Н_{2 г} + СО _г = СН₃ОН _г, ∆Н⁰₇₀₀

45. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 800 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

3Fe₃O_{4 кр} + 8Al _кр = 4 Al₂О_{3 т} + 9Fe _т, ∆Н⁰₈₀₀

46. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 800 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А)

MgO _т + Н_{2 г} = Mg _т + Н₂О_г, ∆Н⁰₈₀₀

47. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 1000 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А)

Fe₂O_{3 кр} + 2Al _кр = Al₂О_{3 т} + 2Fe _т, ∆Н⁰₁₀₀₀

48. Вычислите изменение энтропии при нагревании 16 кг кислорода от 273 до 373 К: 1) при постоянном объеме; 2) при постоянном давлении. Считать кислород идеальным газом.

49. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 600 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А)

2H₂S _г + 3O_{2 г} = 2SO_{2 г}+ 2Н₂О_г, ∆Н⁰₆₀₀

50. Рассчитать изменение энтропии при нагревании 58,82 кг В₂О₃ от 298 до 800 К, теплоемкость В₂О₃ С⁰_р = 36,5525 + 106,345 10^-3Т Дж/(моль×К).

51. Твердый хлороводород (HCl) претерпевает фазовый переход при 98,36 К, при этом энтальпия изменяется на 1,19 кДж/моль. Рассчитайте молярную энтропию и внутреннюю энергию фазового перехода.

52. Выразить константу равновесия химической реакции (К). . Возможна ли данная реакция при Т = 1800 К, если ?

53. Выразить константу равновесия химической реакции (К) (приняв расплав идеальным). Будет ли окисляться кремний в атмосфере воздуха при Т = 1800 К и ?

54. Определите изменение энтропии, если 100×10^-3 кг воды, взятой при 273 К, превращается в пар при 390 К. Удельная теплота испарения воды при 373 К равна 2263,8×10³ Дж/кг; удельная теплоемкость жидкой воды 4,2 Дж/(кг×К); удельная теплоемкость пара при постоянном давлении 2,0×10³ Дж/(кг×К).

55. Выразить константу равновесия химической реакции (К). . Возможно ли осуществление данной реакции при Т = 1000 К, если ?

56. Выразить константу равновесия химической реакции (К).

. Будет ли разлагаться водяной пар при , если ?

57. Выразить константу равновесия химической реакции (К) . Возможен ли прямой процесс при Т = 1000К и ?

58. Бромбензол (С₆Н₅Br) кипит при 429,8 К, его теплота парообразования при этой температуре 241,9 10³ Дж/кг. Рассчитайте изменение энтропии при испарении 10 кг бромбензола.

59. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

C₆H_{6(чист. жидк.)} +7,5O_{2 (газ)} = 6СО_2(газ)+ 3Н₂О_(газ). Возможно ли горение бензола при Т = 2000 К и

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

61. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

С_{(чист. графит.)}+2N₂O_(газ)= СО_2(газ)+2N_2(газ). Возможна ли данная реакция при Т = 2000К, если ?

62. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

2(FeО) + [Si] = 2[Fe]_(чист.)+ (SiO₂), приняв расплав идеальным. Будет ли окисляться кремний при T = 2200K, если в металле [%Si] = 2; в шлаке (% FeO) = 10, (% SiO₂) = 30?

63. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

2H₂S _(газ)+ 3O_2(газ)= 2H₂O _(газ)+ 2SO_2(газ). Возможна ли данная реакция при Т = 1800К, если {%SO₂}_(факт.)= 11,5;

64. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

2CaF_2(чист.)+ SiO_2(чист.)= 2СаО _(чист.)+ SiF_{4 (г)}. Будет ли выделяться фтористый кремний SiF₄в атмосферу при Т = 2000К и атм?

65. Выразить константу равновесия химической реакции 2[Mn] + {O₂} = 2(MnO) _(чист) . Окислится ли марганец в расплаве при Т = 2800 К, если (расплав считать идеальным)?

66. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

CuO _{(крист. чист.)}+ СО_г = Сu _{(крист. чист.)}+ СО_{2 г}. Возможна ли реакция при Т = 2100К, если %{CO}_(факт.)= 80; {%CO₂}_(факт)= 20; p_общ.= 2 атм?

67. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

СaCO_{3 (чист. крист.)}= СaO_{(чист. крист.)}+ СО_{2 (г)}. Будет ли осуществляться данная реакция при Т = 3600К и ?

68. Выразить константу равновесия химической реакции

2H_2(г)+ O_2(г)= 2Н₂О _(г). Возможна ли диссоциация Н₂О при Т = 1500 К, если p_общ.= 0,5 атм., {%H₂}_(факт.)= 20, {%O₂}_(факт.)= 10, {%H₂O}_(факт.)= 70?

69. Выразить константу равновесия химической реакции (К).

FeO _{(чист. крист.)}+ Н_2(г)= Fe _{(чист. крист.)} + Н₂О _(г). Будет ли происходить восстановление оксида железа при Т = 2100 К, если {%H₂}_(факт.)= 90; {%H₂O}_(факт.)= 10; p_общ.= 0,8 атм?

70. Выразить константу равновесия химической реакции (K)

. Возможен ли прямой процесс при Т = 2800 К, если ?

71. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

. Возможно ли разложение оксида кальция при Т = 3200 К, ?

72. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

NiO _{(чист. крист.)}+ СО _(г)= Ni _{(чист. крист.)}+ СО_2(г). Возможна ли данная реакция в прямом направлении при Т = 2000К и {%СО}_(факт.)= 90, {%CO₂}_(факт.)= 10, р_общ= 0,6 атм?

73. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

2[Al] + 3[O] = Al₂O_{3 (чист. крист.)}, cчитая расплав идеальным. Вычислить константу равновесия химической реакции при Т = 2200 К, если известно, что = -390 кДж. Будет ли окислятся алюминий при Т = 2200К, если в стали 0,015%[Al] и 0,15%[O]?

74. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

SiO_{2 (чист. крист.)} + H_{2 (г)} = Si _{(чист. крист.)} + H₂O _(г). Возможна ли данная реакция в обратном направлении при Т = 2500 К и {%H₂O} _(факт.)= 10, {%H₂} _(факт.)= 90, p_общ.= 1,2 атм?

75. Определить расчетным путем возможность протекания приведенной химической реакции при заданной температуре.

Т = 1500 К 2 MnO_т = 2 Mn_т + O_{2 г}

6.2. ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЗАЧЕТУ

- Термодинамика как раздел физической химии. Понятие о физических и химических процессах в условиях сварки. Общие понятия химической термодинамики: термодинамическая система, параметры системы, термодинамические функции системы (U, H), формы передачи энергии (работа, теплота).

- 1-й закон термодинамики (общее положение). 1-й закон термодинамики для изопроцессов (изохорного и изобарного). Изобарный и изохорный тепловые эффекты.

- 1-й закон термодинамики (общее положение). Закон Гесса и его следствия.

- Энтальпия – термодинамическая функция. Энтальпия образования химических соединений. Тепловой эффект химической реакции. Факторы, влияющие на тепловой эффект химической реакции.

- Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (уравнение Кирхгофа). Пояснить зависимость для разных соотношений теплоемкостей исходных веществ и продуктов реакции.

- Расчет теплового эффекта химической реакции при изобарном нагреве, если молярные теплоемкости исходных веществ и продуктов реакции зависят от температуры (уравнение Кирхгофа).

- Фазовые превращения 1-го рода. Влияние их на тепловой эффект реакции при увеличении температуры.

- Необратимые и обратимые процессы. Характер изменения энтропии в данных процессах.

- Второй закон термодинамики. Энтропия – термодинамическая функция. Определение изменения энтропии в адиабатических системах.

- Определительное уравнение энтропии. Расчет энтропии вещества при изобарном нагреве от 298 К до заданной температуры (Т), если изобарная молярная теплоемкость вещества (С_р) зависит от температуры.

- Расчет энтропии вещества при изобарном нагреве от 298 к до Т, если молярная теплоемкость вещества не зависит от температуры (С_р = const).

- Физический смысл энтропии. Энтропия как степень упорядоченности системы Уравнение Больцмана.

- 3-й закон термодинамики.

- Расчет изменения энтропии в химических равновесиях.

- Фазовые превращения 1-го рода. Влияние их на изменение энтропии вещества при изобарическом нагреве.

- Энергия Гиббса – критерий направленности процессов и равновесия. Зависимость энергии Гиббса от давления и температуры (уравнение Гиббса-Гельмгольца).

- Химическое сродство. Изменение свободной энергии Гиббса – мера химического сродства. Энтальпийный и энтропийный факторы химического сродства.

- Стандартное химическое сродство (ХС) элементов к кислороду. Зависимость ХС к кислороду от температуры. Принцип высокотемпературного углетермического способа получения чистых металлов.

- Нестандартное состояние вещества. Растворы. Идеальные и реальные растворы. Активность вещества в растворах. Коэффициент активности веществ.

- Молярная доля и молярные проценты вещества в растворе. Массовая доля и массовый процент вещества в растворе.

- Термодинамическая система (определение). Экстенсивные и интенсивные свойства системы Парциальные мольные величины в растворах. Химический потенциал вещества как парциальная мольная величина.

- Растворы. Разбавленные растворы. Закон Рауля.

- Растворы. Совершенные растворы. Закон Рауля.

- Реальные растворы. Зависимость давления насыщенного пара реального раствора с отрицательным отклонением от идеальности от состава раствора (для бинарного раствора).

- Совершенные растворы. Зависимость давления насыщенного пара совершенного раствора от состава (для бинарного раствора).

- Нестандартное состояние вещества. Химический потенциал вещества в нестандартном состоянии. Нестандартный химический потенциал и термодинамическая активность конденсированных веществ.

- Нестандартный химический потенциал и термодинамическая активность газообразных веществ.

- Равновесие. Константа равновесия – мера глубины протекания химических процессов. Зависимость константы равновесия от температуры (уравнение изобары)

- Неравновесие. Уравнение изотермы химической реакции.

- Правило фаз Гиббса – общее условие равновесия многофазных систем.

Поиск по сайту: