I rok studia stacjonarne WNoŻ 2014/2015
Pytania treningowe do wykładu II - termodynamika
Podaj definicję: układu, otoczenia, fazy, stanu układu, parametrów stanu. Jakie parametry stanu wyróżniamy?
Jak klasyfikujemy układy?
Co wchodzi w skład energii wewnętrznej układu? Dlaczego określenie bezwzględnej wartości energii układu jest niemożliwe?
Podaj słownie i za pomocą wzoru I zasadę termodynamiki dla układu zamkniętego i półzamkniętego?
W jaki sposób może zmieniać się energia wewnętrzna w układzie otwartym?
Wyjaśnij pojęcia: proces nieodwracalny i proces odwracalny? Co jest cechą charakterystyczną tych procesów? Jak zmienia się wartość energii wymienianej na sposób pracy i sposób ciepła w przemianie nieodwracalnej w porównaniu z przemianą odwracalną?
Podaj definicję funkcji stanu. Które z wielkości termodynamicznych nie są funkcjami stanu?
Dlaczego energia wymieniana na sposób pracy i na sposób ciepła nie są funkcjami stanu?
Podaj charakterystykę przemian izochorycznych i izobarycznych? Co jest cechą charakterystyczną przemian izotermicznych?
Podaj słownie i za pomocą wzoru definicję entalpii.
W czasie spalania 1 g kwasu benzoesowego w bombie kalorymetrycznej w temperaturze 303 K wydziela się 26 419 J. Oblicz ΔH procesu spalania 1 mola kwasu benzoesowego w temperaturze 303 K. Odp.: ΔH = -3223,1 kJ.
Podaj treść i ogólny zapis prawa Hessa dla reakcji chemicznej w warunkach: a) izochoryczno-izotermicznych, b) izobaryczno-izotermicznych.
Stosując prawo Hessa oblicz ciepło molowe tworzenia benzenu w temp. 298 K znając ciepło spalania benzenu i ciepło tworzenia wody i CO2 :
C6H6(c) + 7 1/2 O2(g) = 6CO2(g) + 3 H2O(c) ΔH3 = - 3269,182 kJ/mol
H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(c) ΔH2 = - 286,25 kJ/mol
C(s) + O2 (g) = CO2(g) ΔH1 = - 393,83 kJ/mol.
Odp. 47,45 kJ/mol.
Oblicz entalpię reakcji :
2 CH4 C2H6 + H2
znając standardowe entalpie spalania: metanu (-890,3 kJ/mol), etanu (-1 559,9 kJ/mol) i wodoru
(- 285,8 kJ/mol). Odp. 65,1 kJ
Oblicz standardową entalpię tworzenia etanolu z węgla, wodoru i tlenu wiedząc, że ciepła spalania węgla, wodoru i etanolu w warunkach T = 298 K i p=1013,15 Pa wynoszą odpowiednio: -393,6 kJ/mol; -286,4 kJ/mol i -1369 kJ/mol. Odp.: ΔHo = - 277,4 kJ/mol.
Oblicz zmianę entalpii reakcji CO(g) + 1/2 O2(g) = CO2 (g) w warunkach standardowych, jeżeli ΔH tworzenia CO wynosi -110,68 kJ/mol, a ciepło tworzenia CO2 ΔH = - 393,86 kJ/mol.
Odp. -283,18 kJ/mol
Ciepło tworzenia tlenku siarki (IV) wynosi -297,2 kJ/mol, a ciepło tworzenia tlenku węgla (IV) wynosi -394,3 kJ/mol. Ciepło spalania disiarczku węgla wynosi - 1109,3 kJ. Oblicz ciepło tworzenia disiarczku węgla. Odp.: ΔH = 120,6 kJ/mol.
W temperaturze 298 K i pod stałym ciśnieniem ciepło spalania propanu wynosi -2221,1 kJ/mol, ciepło spalania węgla wynosi -393,6 kJ/mol, zaś ciepło tworzenia wody -287,9 kJ/mol. Oblicz ciepło tworzenia propanu w temp. 298 K pod stałym ciśnieniem Odp.: ΔH = -111,3 kJ/mol.
Podaj definicje ciepła molowego pod stałym ciśnieniem i w stałej objętości. Jaki jest związek między Cp i Cv w przypadku gazów?
Co przedstawiają i jak są wykorzystywane równania Kirchoffa?
Jaka energia potrzebna jest do podwyższenia temperatury 48 g tlenu od 283 do 373 K: a) pod stałym ciśnieniem Cp(O2(g)) = 29,14 J·mol-1·K-1, b) w stałej objętości ?
Odp.: a) 3933,9 J, b) 2811,45 J.
Ciepło dysocjacji H2O na tlen i wodór w temperaturze 291 K wynosi 241,9 kJ. Jakie jest ciepło tej reakcji w temperaturze 298 K, jeżeli wiadomo, że: Cp (H2O(g)) wynosi 33,58 J·mol-1·K-1, a Cp(H2(g)) = 28,85 J ·mol-1·K-1, Cp(O2(g)) = 29,14 J·mol-1·K-1? Odp.: 242,23 kJ.