Материал 1 коллоквиума1 семестр 2015 / 2016 уч. год.
1. Физическая химия как наука. Основные разделы физической химии. Область исследования и задачи химической термодинамики. 2. Основные понятия. Термодинамическая система и окружающая среда. Классификация термодинамических систем по характеру взаимодействия с окружающей средой. Состояние системы и термодинамические параметры. Экстенсивные и интенсивные параметры, функции. Уравнения состояния. Термодинамические процессы и их классификация. Термодинамическое равновесие. 3. Основные законы термодинамики. Закон термического равновесия (нулевое начало термодинамики). Первое начало термодинамики. Теплота и работа как формы передачи энергии. Виды работы. Применения первого начала термодинамики к изохорическому, изобарическому, изотермическому и адиабатическому процессам в закрытой системе в отсутствие полезной работы. Внутренняя энергия и энтальпия как функции состояния, связь между ними. Физический смысл газовой постоянной. 4. Термохимия. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса и условия его применимости. Применение закона Гесса к расчету тепловых эффектов реакций. Термохимические уравнения. Стандартный тепловой эффект реакции. Стандартная энтальпия образования. Следствия из закона Гесса. Стандартная теплота сгорания. 5. Теплоемкость (удельная, мольная). Мольная теплоемкость (изохорная и изобарная). Теплоемкость идеального газа. Соотношение между Cp и C v для идеального газа. Теплоемкость твердых тел. Правила Дюлонга и Пти; Неймана-Коппа. Закон Дебая. 6. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа и его анализ. Интегрирование уравнения Кирхгофа с учетом температурной зависимости теплоемкостей. 7. Второе начало термодинамики. Процессы самопроизвольные (естественные) и несамопроизвольные (искусственные). Различные формулировки II начала термодинамики и его математическое выражение. Применение II начала термодинамики к изолированным системам. Значение II начала термодинамики. Объединенное уравнение I и II начал термодинамики. Расчет изменения энтропии в различных процессах: изотермических (расширение–сжатие идеального газа, смешение идеальных газов, фазовые переходы I рода, химические реакции) и неизотермических (нагревание–охлаждение). Правило Трутона. 8. Связь энтропии с термодинамической вероятностью. Уравнение Больцмана, его физический смысл. Термодинамическая вероятность и направление самопроизвольных процессов в изолированной системе. 9. Постулат Планка (третье начало термодинамики). Остаточная энтропия. Расчет абсолютных энтропий веществ. 10. Применения объединенного уравнения I и II начал термодинамики к изотермическим процессам в закрытых системах. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых системах. Максимальная полезная работа. Характеристические функции. Фундаментальные уравнения для закрытых систем. Уравнения Гиббса–Гельмгольца. Фундаментальные термодинамические соотношения для открытых систем. Парциальные молярные величины. Химический потенциал идеального газа. 11. Термодинамика химического равновесия. Химическая переменная. Химическое равновесие, его условие и признаки. Термодинамический вывод закона действующих масс. Константы равновесия Kp, Kc и Kx, связь между ними. Уравнение изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа). Критерии направления химической реакции в изотермических условиях. Химическое равновесие с участием конденсированных веществ. Влияние температуры на химическое равновесие. Уравнение изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа), его вывод, анализ, интегрирование и применение. Принцип Ле Шателье. 12. Методы расчета изменения стандартной энергии Гиббса и константы равновесия химической реакции. 13. Химическое равновесие в неидеальных газовых смесях. Понятия фугитивности и коэффициента фугитивности. Химический потенциал компонента реальной газовой смеси. Закон действующих масс и уравнения изотермы и изобары химической реакции для неидеальной газовой системы. Методы расчета коэффициента фугитивности чистых газов. Билет ХТ-1-5-2015 1. Состояние термодинамической системы и термодинамические параметры. Экстенсивные и интенсивные параметры, функции. 2. Теплота сгорания вещества. Определите тепловой эффект реакции 3C2H2 = C6H6, используя справочные данные по теплотам сгорания. 3. Физический смысл энтропии. 7 моль водяного пара конденсируется при 100оС, далее вода охлаждается до 4оС. Как изменится энтропия воды? Средняя теплоемкость воды равна 4.2 Дж /(К∙г). Теплота испарения воды при нормальной температуре кипения равна 2258,1 Дж/г. 4. Фундаментальные уравнения для открытых систем. Химический потенциал и его смысл. Химический потенциал для идеального газа. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-6-2015 1. Первое начало термодинамики. Теплота и работа как формы передачи энергии. Виды работы. Внутренняя энергия и энтальпия как функции состояния, связь между ними. 2. Тепловой эффект реакции СО2 (г) + Н2 (г) = СО (г) + Н2О (г) в области 1100-1400 К равен 26,709 кДж/моль. Рассчитать константу равновесия Кp при 1200 К, если при 1100 К Кp = 4,235. 3. Энтропия. Вычислить изменение энтропии при нагревании 60 г монооксида азота от 298 К до 400 К. Зависимость теплоемкости: Cp = a + bT. 4. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых системах. Максимальная полезная работа. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-7-2015 1. Применения первого начала термодинамики к изохорическому, изобарическому и изотермическому процессам в закрытой системе в отсутствие полезной работы. 2. Теплота сгорания вещества. Определите тепловой эффект реакции C6H6 + 3H2 = C6H12, используя справочные данные по теплотам сгорания. 3. Энтропия. Вычислить изменение энтропии при расширении 80 г кислорода при T = const, если V1 = 60 л, V2 = 180 л. 4. Уравнение изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа). Критерии направления химической реакции в изотермических условиях. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-8-2015 1. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса и условия его применимости. Применение закона Гесса к расчету тепловых эффектов реакций. 2. Теплота сгорания вещества. Определите тепловой эффект реакции 2CH4 = C2H2 + 3H2, используя справочные данные по теплотам сгорания. 3. Энтропия. Используя справ. данные, вычислите DS при нагревании 112 г азота от 298 К до 500 К. Зависимость теплоемкости: Cp = a + bT. 4. Химическое равновесие, его условие и признаки. Термодинамический вывод закона действующих масс. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-1-2015 1. Теплоемкость твердых тел. Правило Дюлонга и Пти. Правило аддитивности Неймана-Коппа. Закон Дебая. 2. Теплота сгорания вещества. Подберите коэффициенты в уравнении и определите тепловой эффект реакции CH3NO2 + H2 = CH3NH2 + H2O, используя справочные данные по теплотам сгорания. 3. Физический смысл энтропии. 3 моль водяного пара конденсируется при 100оС, вода охлаждается до 40оС. Как изменится энтропия воды? Средняя теплоемкость воды равна 1 Дж /(К∙г). Теплота испарения при нормальной температуре кипения равна 2258,1 Дж/г. 4. Химическое равновесие, его условие и признаки. Химическое равновесие с участием конденсированных веществ. Влияние температуры на химическое равновесие. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-2-2015 1. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа и его анализ. Интегрирование уравнения Кирхгофа с учетом температурной зависимости теплоемкостей. 2. Теплота сгорания вещества. Определите тепловой эффект реакции 3C2H2 + 3H2 = C6H12, используя справочные данные по теплотам сгорания. 3. Третий закон термодинамики. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Пользуясь законом Дебая найдите энтропию твердого хлора при 10 К, если известно значение Ср = 3,72 Дж/(моль К) при 15 К. 4. Вывод и анализ уравнения изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа). ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-3-2015 1. Различные формулировки II начала термодинамики и его математическое выражение. Значение II начала термодинамики. 2. Стандартная энтальпия образования. Расчет энтальпии реакции по энтальпиям химических связей. Определите стандартную энтальпию образования н-бутана, если энергии связей С-С и С-Н равны 351,46 и 411,22 кДж/моль. Теплота сублимации углерода 723,83 кДж/моль, энергия диссоциации водорода 430,95 кДж/моль. 3. Энтропия. 1 моль толуола испаряется при 111оС (т. кип.). Рассчитайте изменение энтропии. Теплота испарения 361,9 Дж/г. Сравните результаты расчета с расчетом по правилу Трутона. 4. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых системах. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-4-2015 1. Связь энтропии с термодинамической вероятностью. Уравнение Больцмана, его физический смысл. 2. Тепловой эффект реакции N2 (г) + О2 (г) = 2NО (г) в области 1700-2700 К равен 182,09 кДж/моль. Рассчитать константу равновесия Кp при 1800 К, если при 2200 К Кp= 1,1∙10-4. 3. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Вычислить изменение энтропии при нагревании 224 г азота от 298 К до 500 К. Зависимость теплоемкости: Cp = a + bT. 4. Применения объединенного уравнения I и II начал термодинамики к изотермическим процессам в закрытых системах. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-11-2015 1. Химический потенциал газа, изотермическая зависимость от давления. Стандартные состояния. 2. Подтвердите расчетом возможность протекания реакции в закрытой и изолированной системе, используя справочные данные: C2H4 + H2O = C2H5OH. 3. Энтропия. Используя справочные данные по Ср, вычислите изменение энтропии 3 моль азота при нагревании от 298 до 400 К с последующим изотермическим расширением в 2 раза. 4. Уравнение изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа). Критерии направления химической реакции в изотермических условиях. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-12-2015 1. Теплоемкость газов. Вклад различных видов движения молекул (одно- и двухатомных) во внутреннюю энергию и теплоемкость идеального газа. 2. Подтвердите расчетом возможность протекания реакции в закрытой и изолированной системе, используя справочные данные: C2H2 + H2O = CH3CHO. 3. Физический смысл энтропии. 5 моль водяного пара конденсируется при 100оС, вода охлаждается до 30оС. Как изменится энтропия воды? Средняя теплоемкость воды равна 4,2 Дж/(К∙г). Теплота испарения при нормальной температуре кипения равна 2258,1 Дж/г. 4. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых системах. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-9-2015 1. Химическое равновесие, его условие и признаки. Термодинамический вывод закона действующих масс. 2. Подтвердите расчетом возможность протекания реакции в закрытой и изолированной системе, используя справочные данные: C2H4 + HCl = C2H5Cl. 3. Третий закон термодинамики и абсолютная энтропия. Что такое So. Пользуясь законом Дебая найдите энтропию твердого аргона при 15 К, если известно значение Ср при 12 К. 4. Напишите уравнения Массье – полные дифференциалы термодинами-ческих потенциалов, а также формулы, связывающие эти потенциалы. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-10-2015 1. Основные определения термодинамики: теплота, работа, внутренняя энергия. 1-й закон термодинамики. 2. Подтвердите расчетом возможность протекания реакции в закрытой и изолированной системе, используя справочные данные: C6H6 + Cl2 = C6H5Cl + HCl. 3. Энтропия. Вычислить изменение энтропии при разделении 58 г воздуха при 0оС на компоненты. Состав воздуха: азот – 78 объем. %, кислород – 21 %, аргон – 1 %. 4. Термодинамика химического равновесия. Химическая переменная. Химическое равновесие, его условие и признаки. Термодинамический вывод закона действующих масс. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-15-2015 1. Теплоемкость газов. Вклад различных видов движения молекул во внутреннюю энергию и теплоемкость идеального газа. 2. Подтвердите расчетом возможность протекания реакции в закрытой и изолированной системе, используя справочные данные: C6H6 + F2 = C6H5F + HF. 3. Третий закон термодинамики и абсолютная энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Выведите общую формулу для расчета энтропии азота при 298 К. 4. Уравнение изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа), его вывод, анализ, интегрирование и применение. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-13-2015 1. Внутренняя энергия и энтальпия как функции состояния, связь между ними. Физический смысл газовой постоянной. 2. Подберите коэффициенты и подтвердите расчетом возможность протекания реакции в закрытой и изолированной системе, используя справочные данные: C6H5NO2 + H2 = C6H5NH2 + H2O. 3. Третий закон термодинамики и абсолютная энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Выведите общую формулу для расчета энтропии хлора при 298 К. 4. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых и изолированных системах. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-14-2015 1. Основные определения термодинамики: теплота, работа, внутренняя энергия. 1-й закон термодинамики. 2. Определите тепловой эффект реакции при 400 К: C2H4 + H2 = C2H6, используя справочные данные. Для расчета использовать среднюю теплоемкость. 3. Энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Вычислить изменение энтропии при разделении 58 г воздуха при 0оС на компоненты. Состав воздуха: азот – 78 объем. %, кислород – 21 %, аргон – 1 %. 4. Уравнение изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа). ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-16-2015 1. Термодинамическая вероятность и энтропия. Формула Больцмана. 2. Определите тепловой эффект реакции при 450 К: C6H6 + 3H2 = C6H12, используя справочные данные. Для расчета использовать среднюю теплоемкость. 3. Энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Вычислить изменение энтропии при разделении 116 г воздуха при 0оС на компоненты. Состав воздуха: азот – 78 объем. %, кислород – 21 %, аргон – 1 %. 4. Термодинамика химического равновесия. Химическая переменная. Химическое равновесие, его условие и признаки. Термодинамический вывод закона действующих масс. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-18-2015 1. Константы равновесия Kp и Kx, связь между ними. 2. Подберите коэффициенты в уравнении реакции и определите тепловой эффект реакции при 800 К: CH4 = H2 + C2H2, используя справочные данные (Cp = a + bT). 3. Третий закон термодинамики и абсолютная энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Выведите общую формулу для расчета энтропии азота при 298 К. Что такое So и как она учитывается при обычных расчетах. 4. Уравнение изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа), его вывод, анализ, интегрирование и применение. Принцип Ле Шателье. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-19-2015 1. Теплоёмкость газов. Уравнение Майера. 2. Уравнение Кирхгофа. Вывод и интегрирование с использованием зависимости Ср = a + bТ. Вычислить DrHо реакции N2O4 (ж) = 2NO2.(г) при 260 К. Использовать справочные данные. 3. Третий закон термодинамики и абсолютная энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Выведите общую формулу для расчета энтропии кислорода при 298 К. Что такое So и как она учитывается при обычных расчетах. 4. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых и изолированных системах. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-17-2015 1. Теплоемкость газов. Вклад различных видов движения молекул (одно- и двухатомных) во внутреннюю энергию и теплоемкость идеального газа. 2. Уравнение Кирхгофа. Вывод и интегрирование с использованием зависимости Ср = a + bТ. Используя справочные данные, вычислите DrHо реакции СO + H2O = HCOOH при 500 К. 3. Физический смысл энтропии. 18 г водяного пара конденсируется при 100оС, вода охлаждается до 0оС и кристаллизуется. Как изменится энтропия воды? Средняя теплоемкость воды равна 4,2 Дж /(К∙г). Теплота испарения при нормальной температуре кипения равна 2258,1 Дж/г, теплота плавления равна 333,5 Дж/г. 4. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых системах. Максимальная полезная работа. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-20-2015 1. Мольная теплоемкость (изохорная и изобарная). Соотношение между Cp и C v для идеального газа. 2. Уравнение Кирхгофа. Вывод и интегрирование с использованием зависимости Ср = a + bТ. Подберите коэффициенты в уравнении реакции и вычислите DrHо реакции CH4 = H2 + C2H2 при 700 К. Использовать справочные данные. 3. Физический смысл энтропии. 1 моль водяного пара конденсируется при 100оС, вода охлаждается до 0оС и кристаллизуется. Как изменится энтропия воды? Средняя теплоемкость воды равна 4,2 Дж /(К∙г). Теплота испарения при нормальной температуре кипения равна 2258,1 Дж/г, теплота плавления равна 333,5 Дж/г. 4. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых и изолированных системах. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-21-2015 1. Зависимость энергии Гиббса от температуры. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. 2. Найдите теплоту образования AgCl из простых веществ при 500оС и p = const, если теплота образования при 298 К равна -126,78 кДж/моль. Теплоемкости можно принять постоянными и равными для серебра, хлора, хлорида серебра: 25,44; 33,93; 50,79 Дж/(моль∙К) соответственно. 3. Энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Определите изменение энтропии при смешении 800 г льда, взятого при температуре плавления, с 500 г водяного пара, взятого при нормальной температуре кипения. Что получится и при каких условиях? Средняя теплоемкость воды равна 4,2 Дж /(К∙г). Теплота испарения при нормальной температуре кипения равна 2258,1 Дж/г, теплота плавления равна 333,5 Дж/г. 4. Напишите уравнения Массье – полные дифференциалы термодинами-ческих потенциалов, а также формулы, связывающие эти потенциалы. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-22-2015 1. Константы равновесия Kp и Kс, связь между ними. 2. Стандартная теплота образования вещества. Напишите реакцию образования нитробензола, тепловой эффект которой отвечает стандартной теплоте образования жидкого нитробензола. 3. Третий закон термодинамики и абсолютная энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Выведите общую формулу для расчета энтропии аргона при 298 К. 4. Фундаментальные уравнения для открытых систем. Химический потенциал и его смысл. Зависимость химического потенциала идеального газа. Парциальные молярные величины. -------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-23-2015 1. Теплоемкость твердых тел. Правило Дюлонга и Пти. Правило аддитивности Неймана-Коппа. Закон Дебая. 2. Используя закон Гесса, рассчитайте теплоту сгорания циклогексана, если стандартная теплота образования его равна -156,23 кДж/моль, а теплоты образования воды и углекислого газа соответственно равны: -285,83 кДж/моль и -393,51 кДж/моль. 3. Используя справочные данные, определите константу равновесия при постоянном давлении (Кр) при 125oС для реакции: С6H6 (г) + 4Н2 (г) = С6H14 (г) 4. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых и изолированных системах. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-24-2015 1. Термодинамическая вероятность и энтропия. Формула Больцмана. 2. Используя закон Гесса, рассчитайте теплоту сгорания н-гептана, если стандартная теплота образования его равна -198,82 кДж/моль, а теплоты образования воды и углекислого газа соответственно равны: -285,83 кДж/моль и -393,51 кДж/моль. 3. Используя справочные данные, определите константу равновесия при постоянном давлении (Кр) при 225oС для реакции: С6H6 (г) + 3Н2 (г) = С6H12 (г) 4. Характеристические функции. Фундаментальные уравнения для закрытых систем. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-25-2015 1. Энергия Гельмгольца: выражение, свойства, связь с максимальной полезной работой. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых системах. 2. Используя закон Гесса, рассчитайте теплоту сгорания изопропилового спирта, если стандартная теплота образования его равна -318,70 кДж/моль, а теплоты образования воды и углекислого газа соответственно равны: -285,83 кДж/моль и -393,51 кДж/моль. 3. Используя справочные данные, определите константу равновесия при постоянном давлении (Кр) при 200oС для реакции: С2H2 (г) + 2 Н2 (г) = С2H6 (г) 4. Напишите уравнения Массье – полные дифференциалы термодинами-ческих потенциалов, а также формулы, связывающие эти потенциалы. -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
Билет ХТ-1-26-2015 1. Энергия Гиббса: выражение, свойства, связь с максимальной полезной работой. Критерии самопроизвольности процессов и условия равновесия в закрытых системах. 2. Используя закон Гесса, рассчитайте теплоту сгорания пропилового спирта, если стандартная теплота образования его равна -304,55 кДж/моль, а теплоты образования воды и углекислого газа соответственно равны: -285,83 кДж/моль и -393,51 кДж/моль. 3. Энтропия. Используя справочные данные по Ср, вычислите изменение энтропии 2 моль азота при нагревании от 298 до 450 К с последующим расширением в 2 раза. 4. Константы равновесия Kp, Kc и Kx, связь между ними. ------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-27-2015 1. Химическое равновесие, его условие и признаки. Термодинамический вывод закона действующих масс. 2. Используя закон Гесса, рассчитайте теплоту сгорания циклогексана, если стандартная теплота образования его равна -156,23 кДж/моль, а теплоты образования воды и углекислого газа соответственно равны: -285,83 кДж/моль и -393,51 кДж/моль. 3. Используя справочные данные, определите константу равновесия при постоянном давлении (Кр) при 55oС для реакции: СO (г) + Н2 (г) = С (гр.) + H2O (ж.) 4. Напишите уравнения Массье – полные дифференциалы термодинами-ческих потенциалов, а также формулы, связывающие эти потенциалы. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-28-2015 1. Напишите уравнения Массье – полные дифференциалы термодинамических потенциалов, а также формулы, связывающие эти потенциалы. 2. Используя закон Гесса, рассчитайте теплоту сгорания н-гексана, если стандартная теплота образования его равна -156,23 кДж/моль, а теплоты образования воды и углекислого газа соответственно равны: -285,83 кДж/моль и -393,51 кДж/моль. 3. Энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Используя справочные данные по Ср, вычислите изменение энтропии 2 моль кислорода при нагревании от 298 до 350 К с последующим расширением в 3 раза. 4. Константы равновесия Kp, Kc и Kx, связь между ними. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Билет ХТ-1-29-2015 1. Закон Кирхгофа и его интегрирование. Расчёты теплот реакций при разных температурах с использованием справочных таблиц. 2. Используя справочные данные определите константу равновесия при постоянном давлении (Кр) при 125oС для реакции: СO (г) + 3Н2 (г) = СН4 (г) + H2O (г) 3. Энтропия. Как рассчитать абсолютную энтропию газа. Вычислить изменение энтропии при разделении 58 г воздуха при 0оС на компоненты. Состав воздуха: азот – 78 объем. %, кислород – 21 %, аргон – 1 %. 4. Константы равновесия Kp, Kc и Kx, связь между ними. -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
Билет ХТ-1-30-2015 1. Соотношение между тепловыми эффектами при постоянном давлении и объеме. Теплоемкость. Уравнение Майера. 2. Используя справочные данные определите константу равновесия при постоянном давлении (Кр) при 25oС для реакции: С2Н2 (г) + H2O (г) = СН3СНО (г) 3. Стандартная энтальпия образования. Расчет энтальпии реакции по энтальпиям химических связей. Определите стандартную энтальпию образования н-гексана, если энергии связей С-С и С-Н равны 351,46 и 411,22 кДж/моль. Теплота сублимации углерода 723,83 кДж/моль, энергия диссоциации водорода 430,95 кДж/моль.
|
