II rok studia stacjonarne WNoŻ

Pytania treningowe do wykładu II - termodynamika

1.        Podaj definicję: układu, otoczenia, fazy, stanu układu, parametrów stanu. Jakie parametry stanu wyróżniamy?

2.        Jak klasyfikujemy układy?

3.        Co wchodzi w skład energii wewnętrznej układu? Dlaczego określenie bezwzględnej wartości energii układu jest niemożliwe?

4.        Podaj słownie i za pomocą wzoru I zasadę termodynamiki dla układu zamkniętego i półzamkniętego?

5.        W jaki sposób może zmieniać się energia wewnętrzna w układzie otwartym?

6.        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?

7.        Podaj definicję funkcji stanu. Które z wielkości termodynamicznych nie są funkcjami stanu?

8.        Dlaczego energia wymieniana na sposób pracy i na sposób ciepła nie są funkcjami stanu?

9.        Podaj charakterystykę przemian izochorycznych i izobarycznych? Co jest cechą charakterystyczną przemian izotermicznych?

10.    Podaj słownie i za pomocą wzoru definicję entalpii.

11.    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.

12.    Podaj treść i ogólny zapis prawa Hessa dla reakcji chemicznej w warunkach: a) izochoryczno-izotermicznych, b) izobaryczno-izotermicznych.

13.    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.

14.    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 

15.    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.

16.    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

17.    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.

18.    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.

19.  Podaj definicje ciepła molowego pod stałym ciśnieniem i w stałej objętości. Jaki jest związek między Cp i Cv w przypadku gazów?

20.  Co przedstawiają i jak są wykorzystywane równania Kirchoffa?

21.  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.

22.    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.