Задачи для самостоятельного решения. 1. Рассчитать тепловой эффект реакции гидратации этилена при 500 К по средним теплоемкостям.
1. Рассчитать тепловой эффект реакции гидратации этилена при 500 К по средним теплоемкостям.
2. Стандартная теплота образования жидкого бензола при 298 К равна 49,04 кДж/моль. Напишите уравнение реакции, к которой относится этот тепловой эффект.
3. Температурная зависимость теплоты образования сульфида ртути выражается уравнением:
DН = -10393 – 4,627 . Т + 15,9 × 10-3 . Т2 -18,49 . 10-6 . Т3 .
Выведите уравнение зависимости Dcp = f (Т) для этой реакции.
4. Рассчитайте тепловой эффект реакции:
CuSO4 + 5 H2O = CuSO4 . 5 H2O
при 291 К, пользуясь данными справочника об интегральных теплотах растворения солей.
5. При 298 К и давлении 1,0133 . 105 Па испаряются 1г воды и 1г метанола. Рассчитайте, для какого из этих веществ и на сколько потребуется больше теплоты на испарение, пользуясь справочными данными.
6. При 298 К сера сгорает до SO3. Какая величина больше для данной реакции – изменение внутренней энергии или изменение энтальпии?
7. Каков вид и взаимное расположение кривых зависимости теплоемкости конечных продуктов и исходных веществ в определенном интервале температур от температуры?
8. При 373 К конденсируется 0,43 кг водяного пара. Теплота испарения воды 2253 кДж/кг. Вычислите работу, тепловой эффект и изменение внутренней энергии при конденсации данного количества водяного пара, считая, что пар подчиняется закону идеального газообразного состояния.
9. Рассчитайте тепловой эффект реакции: CO + 3H2 = CH4 + H2O (г), протекающей при 1200 К и постоянном объеме, пользуясь справочными данными. Считать, что теплоемкость всех веществ в интервале от 298 до 1200 К постоянна.
|
|
10. Вычислите изменение теплоемкости при протекании реакции:
N2(г) + 3 H2(г) = NH3(г)
при 298 К, используя:
a) средние теплоемкости (cp298);
б) температурные ряды теплоемкостей.
11. Рассчитайте количество тепла, выделяющееся при охлаждении 100 г водорода от 398 до 298 К, учитывая зависимость теплоемкости от температуры.
12. Молярная теплота испарения этилового спирта при 298 К равна 27,6 кДж/моль. Средние удельные теплоемкости жидкого спирта и его паров в интервале 273 – 351 К соответственно равны 2,217 Дж/г . К. Определить количество тепла, необходимое для испарения 500 г спирта при 333 К.
13. Запишите уравнение Кирхгофа в дифференциальной форме для реакции:
2NO + O2 = 2 NO2,
используя:
1) средние теплоемкости (cp298);
2) температурные ряды теплоемкостей.
14. Аналитическое выражение зависимости DH0Т = f (T) для реакции:
СH3OH(г) + 3/2 O2 (г) = CO2 (г) + 2 H2O(г)
имеет вид:
DH0Т = -682990 + 31,67 . Т – 38б91 . 10-3×Т3 + 1,22 . 105 / Т.
Какой вид имеет уравнение зависимости Dсp = f (Т) ?
15. Рассчитать количество тепла, выделившегося при замерзании 180 г Н2О при температуре – 100С (р0 = 1 атм), если DНкрист = - 6031 Дж / моль . (Изобарные теплоемкости воды и льда соответственно равны 75,6 и 37,8 Дж / моль К, DСр = const).
|
|
16. Вычислить тепловой эффект реакции СО + Сl2 = COCl2 при Т = 600 К, пользуясь таблицей краткого справочника, если DСр = f (T).
17. Вычислить тепловой эффект реакции:
4 HCl + O2 = 2 H2O(газ) + 2 Cl2
при р = const и Т = 600 К, пользуясь значениями средних теплоемкостей, если DН0298 = - 114,5 кДж / моль.
18. Определите изменение энтальпии и внутренней энергии при нагревании азото-водородной смеси, состоящей из одного киломоля N2 и трех киломолей H2, от Т1 = 298 К до Т2 = 500 К, если:
Cp (Н2) = 29,176 . 103 – 0,8380 . T + 2,0131 10-3 . T2;
Cp(N2) = 27,3159 . 103 –5,2337 . T – 0,004187 . 10-3 T2.
ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ
Первый (I) закон термодинамики позволяет рассчитывать теплоту процесса, устанавливает существование у любой системы однозначной функции состояния - внутренней энергии, а также определяет соотношение между теплотой, работой и изменением внутренней энергии системы. Однако, знания этих величин недостаточно для точного описания процесса.
Недостаточность I закона термодинамики проявляется в том, что он не дает представления о возможности протекания процессов. Например, если два тела с разной температурой соприкасаются, то теплота может переходить от одного тела к другому, причем I закон термодинамики не препятствует процессу нагревания горячего тела за счет еще большего охлаждения холодного. Однако из опыта мы знаем, что теплота сама переходит только от тела с более высокой температурой к телу с более низкой температурой, а не наоборот.
|
|
Таким принципом, устанавливающим возможность протекания процесса, является второе начало (II закон) термодинамики.
Было предложено значительное число формулировок второго закона термодинамики. В формулировке Клаузиуса (1850) утверждается: «теплота не может переходить от холодного тела к горячему сама собою, даровым процессом».
По Кельвину (1854): «невозможно превратить в работу теплоту какого-либо тела, не производя никакого другого действия, кроме охлаждения этого тела».
Согласно Оствальду: «осуществление вечного двигателя второго рода невозможно. Под вечным двигателем второго рода подразумевается такая периодически действующая машина, которая способна была бы полностью превращать теплоту в работу без передачи части ее холодильнику».
Статистический характер второго закона термодинамики был раскрыт во второй половине XIX века благодаря работам Больцмана, Гиббса.
|
|
Второй закон термодинамики устанавливает возможность, направление и предел (равновесие) самопроизвольного протекания процесса. Второе начало термодинамики связано с именами С.Карно, В.Томсона (Кельвина) и Р. Клаузиуса:
" Каждая термодинамическая система обладает функцией состояния, называемой энтропией. Энтропия вычисляется следующим образом. Система переводится из произвольно выбранного начального состояния в соответствующее конечное состояние через последовательность состояний равновесия; вычисляются все подводимые при этом к системе порции тепла dQ, делится каждая на соответствующую ей абсолютную температуру Т, и все полученные таким образом значения суммируются (первая часть второго начала термодинамики). При реальных (неидеальных) процессах энтропия изолированной системы возрастает (вторая часть второго начала термодинамики".
Различают процессы:
· самопроизвольные, для осуществления которых не надо затрачивать энергию;
· несамопроизвольные, происходящие только при затрате энергии;
· обратимые, когда переход системы из одного состояния в другое и обратно может происходить через последовательность одних и тех же состояний, и после возвращения в исходное состояние в окружающей среде не остается макроскопических изменений;
· квазистатические, или равновесные, которые происходят под действием бесконечно малой разности обобщенных сил;
· необратuмые, или неравновесные, когда в результате процесс а невозможно возвратить и систему, и ее окружение к первоначальному состоянию.
Этим критерием для изолированных систем является энтропия S – одна из основных термодинамических функций состояния.
Формулировки II закона термодинамики:
1) теплота не может переходить сама собой от более холодного к более нагретому телу;
2) невозможно построить такую машину (вечный двигатель II рода), все действия которой сводились бы к производству работы и соответствующему охлаждению теплового источника без передачи части теплоты холодильнику;
3) в изолированных системах самопроизвольно идут процессы только с возрастанием энтропии и до такого состояния, при котором энтропия максимальна для данных условий. Последнюю формулировку можно проиллюстрировать на графике (рис.2. 1):
Участок I, где dS > 0 (S > 0), характеризует самопроизвольный процесс;
участок II – энтропия имеет максимум, ее изменение равно нулю (равновесный процесс);
участок III – энтропия убывает, dS < 0, несамопроизвольный процесс.
Рис. 2.1. Энтропия в различных процессах
Дата добавления: 2018-02-15; просмотров: 2440; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!