I rok studia stacjonarne WNoŻ 2014/2015

Pytania treningowe do wykładu III - cd. termodynamiki

II część - cd. Termodynamiki

1. Podaj słownie i za pomocą wzoru definicję entropii.

2. Jak zmienia się entropia w procesach samorzutnych zachodzących w układach izolowanych?

3. Podaj kryteria zachodzenia procesów samorzutnych w przyrodzie.

4. Podaj treść II zasady termodynamiki.

5. Jak zmienia się entropia w przemianach rzeczywistych (nieodwracalnych) w układzie nieizolowanym nie będącym w stanie równowagi, a jak w stanie równowagi?

6. Jak brzmi III zasada termodynamiki?

7. Podaj definicję energii swobodnej i entalpii swobodnej.

8. Jak zmieniają się wartości energii swobodnej i entalpii swobodnej w przemianach zachodzących samorzutnie?

9. Jak zmieniają się wartości ΔF i ΔG w przemianach wymuszonych? Jakie wartości przyjmują ΔF i ΔG w przypadku reakcji znajdującej się w stanie równowagi?

10. Podaj charakterystykę stanu równowagi za pomocą funkcji termodynamicznych?

11. Podaj zależności matematyczne pomiędzy podstawowymi funkcjami termodynamicznymi.

12. Bromobenzen wrze w temperaturze 429,4 K, a jego ciepło parowania w tej temperaturze wynosi 231,8 J ·g^-1. Oblicz zmianę entropii podczas odparowania 10 kg bromobenzenu.

Odp.: ΔS = 5,39 kJ·K^-1

13. Oblicz zmianę entropii podczas ogrzewania 58,82 kg B₂O₃ od temperatury T₁ = 298 K do temperatury T₂ = 700 K. Ciepło molowe B₂O₃ opisane jest równaniem:

C_p = 36,55 + 106,3·10^-3 T J·mol^-1·K^-1. Odp.: ΔS = 36 126 kJ·K^-1.

14. Znając molowe ciepło parowania toluenu równe 38 kJ·mol^-1 w temperaturze 383,8 K, obliczyć zmianę entropii towarzyszącą przejściu 3 moli toluenu w parę w tej temperaturze.Odp.: 297,03 J·K^-1.

15. Obliczyć zmianę entropii podczas odwracalnego, izotermicznego rozprężania 5 moli gazu doskonałego od objętości 2,00 dm³ do objętości 20,0 dm³. Odp.: 95,7 J·K^-1.

16. Dwa mole helu ogrzano od temperatury 293 K do 353 K pod stałym ciśnieniem. Obliczyć zmianę entropii dla tego procesu. Ciepło molowe helu pod stałym ciśnieniem C_p = 20,8 J·mol^-1·K^-1. Odp.: 7,75 J·K^-1.

17. Obliczyć zmianę standardowej entropii reakcji rozpadu węglanu srebra:

Ag₂CO_{3 (s)} → Ag₂O _(s) + CO_{2 (g)},

mając dane standardowe entropie reagentów: ΔS⁰(Ag₂O) = 121,7 J·mol^-1·K^-1, ΔS⁰ (CO₂) = 213,6 J·mol^-1·K^-1, ΔS⁰(Ag₂CO₃) = 167,4 J·mol^-1·K^-1.Odp.: 167,9 J·K^-1.

18. Oblicz molowe ciepło hydratacji bezwodnego siarczanu magnezu w temperaturze 293 K wiedząc, że w tej temperaturze wartości ciepła rozpuszczania bezwodnego siarczanu magnezu i jego siedmiowodnego hydratu w dużym nadmiarze wody wynoszą odpowiednio: 85,5 kJ·mol^-1 i -13,4 kJ·mol^-1. Odp.: 98,9 kJ·mol^-1.

19. Entalpia rozpuszczania Na₂SO₄ wynosi -11,3 kJ·mol^-1, a entalpia hydratacji tej soli dziesięcioma cząsteczkami wody wynosi -58,2 kJ·mol^-1. Oblicz entalpię rozpuszczania Na₂SO₄·10H₂O w nadmiarze wody. Odp.: 46,9 kJ·mol^-1.

20. Podczas rozpuszczania 0,5 kg stałego NaOH w temperaturze pokojowej w dużym nadmiarze wody wydziela się 428,0 kJ energii. Jaka jest wartość ciepła rozpuszczania stałego NaOH w temperaturze pokojowej w dużym nadmiarze wody? Odp.: 34,24 kJ·mol^-1.

21. Oblicz ciepło hydratacji bezwodnego jodku baru w temperaturze pokojowej wiedząc, że wartości ciepła rozpuszczania bezwodnego BaI₂ i hydratu BaI₂·7H₂O w dużym nadmiarze wody wynoszą odpowiednio: 42,7 kJ·mol^-1 i -28,5 kJ·mol^-1. Odp.: 71,2 kJ·mol^-1.

22. W warunkach standardowych entalpia tworzenia wody ciekłej wynosi -285,83 kJ·mol^-1, a wody w stanie gazowym -241,82 kJ·mol^-1. Oblicz ciepło parowania wody w tych warunkach.Odp.: 44,01 kJ·mol^-1.

23. Oblicz iloczyn jonowy wody w temperaturze 298 K, wykorzystując znane wartości standardowych entalpii swobodnych:

G^o(H₂O)_c= -237,53 kJ·mol^-1, G^o(OH^-)= -157,54 kJ·mol^-1, G^o(H⁺)=0.

Odp.: 1·10^-14.

---