Вопросы для самоконтроля

Вывести основное уравнение молекулярно- кинетической теории газов.
Вывести уравнение идеального газа.
Физический смысл универсальной газовой постоянной, ее численные значения и размерность.
Закон Дальтона.
Написать уравнение Ван-дер-Ваальса.
Отличия реальных газов от идеальных.
Особенности жидкого состояния вещества.
Что называется поверхностным натяжением? Методы его определения.
Вязкость, ее определение с помощью вискозиметра Оствальда.
Что такое кристаллическая решетка?
Что такое полиморфизм, аллотропия, изоморфизм, анизотропия?
Какие вещества называются аморфными?

Литература: [1], с.9-26; [2], с.13-67; [3], с.14-38; [4], с.4-23

Методические указания по теме 1.2 Основы химической термодинамики

При изучении данной темы необходимо уяснить понятие теплоемкости и взаимосвязь между изобарной и изохорной теплоемкостью газов. Обратить внимание на закон Гесса и применение его для расчета тепловых эффектов различных реакций. Рассмотреть приложение первого закона термодинамики к химическим процессам.

Уяснить уравнение, связывающее Q_p и Q_v, вычислять теплоты образования неорганических веществ и теплоты сгорания органических веществ по формуле Д.П. Коновалова и с использованием справочной литературы.

При изучении второго закона термодинамики необходимо обратить внимание, что закон устанавливает: возможен или невозможен при данных условиях тот или иной процесс; до какого предела он может протекать и какая наибольшая полезная работа совершается при этом. Обратите внимание, что на основании второго закона термодинамики

U = F + TS ,

где F – свободная энергия системы, т.е. часть внутренней энергии, которая способна преобразовываться в полезную работу при постоянной температуре; TS – связанная энергия, часть внутренней энергии не способной превращаться в работу.

Обратите внимание, что применительно к химическим процессам второй закон термодинамики можно сформулировать: всякое химическое взаимодействие, при неизменных давлении или объеме и постоянстве температуры, протекает в направлении уменьшения свободной энергии системы.

Необходимо уяснить, что пределом протекания химических реакций (т.е. условием равновесия) является достижение некоторого минимального для данных условий значения свободной энергии системы G или F.

Значения термодинамических функций при стандартных условиях t=25⁰C и Р = =101325 Па приводятся в справочных таблицах .

Пример 1 Определить теплоту сгорания этилена

С₂Н₄+ 3О₂  2СО₂ + 2Н₂О + Q

Исходя из следующих данных:

2C_гр + 2Н₂= С₂Н₄– 62,01 кДж/моль (а)

C_гр + 2О₂= СО₂+ 393,9 кДж/моль (б)

Н₂ + ½О₂= Н₂О+ 284,9 кДж/моль (в)

Решение. В данном случае можно воспользоваться двумя методами.

1-й метод. Комбинируя заданные термохимические уравнения, исключим водород и углерод, которые не участвуют в реакции горения. Для этого уравнение (б) умножаем на 2 и вычитаем из него уравнение (а):

2С_гр + 2О₂ = 2СО₂ + 787,8

2С_гр + 2О₂= С₂Н₄ – 62,01

2О₂ – 2Н₂ = 2СО₂ - С₂Н₄+849,81

Полученный результат складываем по численно с уравнением (в), предварительно умножив его на 2:

2О₂ + 2Н₂ = 2СО₂ – С₂Н₄ + 849,8

2Н₂ + 2О₂= 2Н₂О_(ж) + 569,80

3О₂ = 2СО₂ – 2Н₂О_(ж) + С₂Н₄ + 1419,61

или С₂Н₄ + 3О₂ = 2СО₂ + 2Н₂О_(ж) + 1419,61 кДж/моль

Qc₂н₄ = 1419,61 кДж/моль

2-й метод. Применяем 1-е следствие закона Гесса, поскольку все приведённые в условии задачи тепловые эффекты являются теплотами образования соответственно этилена, диоксида углерода и жидкой воды из простых веществ (теплоты образования простых веществ применяются равными нулю):