PODSTAWY CHEMII FIZYCZNEJ
(zadania do wykładu prof. T. Lutego)
LISTA nr 3 (2009/2010 w)
Zapoznać się z treścią rozdziałów 4.1 i 4.1.1 – 4.1.3 oraz przykładami 4.2.1 – 4.2.8,
4.3.1 – 4.3.2, 4.3.5 – 4.3.8 z „Obliczeń fizykochemicznych” JDP.
1. Mol tlenu o temperaturze 300 K rozprężono izotermicznie od V1 = 10 dm3 do V2 = 20 dm3,
przy czym gaz przesunął tłok obciążony ciśnieniem 105 Pa. Następnie gaz sprężono
izotermicznie odwracalnie do objętości pierwotnej. Obliczyć zmiany energii wewnętrznej,
entalpii, entropii oraz wartości transportu i produkcji entropii w obu procesach z osobna. Tlen
opisać równaniem van der Waalsa (a = 0,138 J·m3mol–2, b = 3,18·10–5 m3mol–1).
Odp.: rozprężanie: ∆U = 6,9 J, ∆H = 2,9 J, ∆S = 5,8 J/K, ∆Str = 3,4 J/K, ∆iS = 2,4 J/K;
sprężanie: ∆U = –6,9 J, ∆H = –2,9 J, ∆S = –5,8 J/K, ∆Str = –5,8 J/K, ∆iS = 0
2. Do 5 dm3 wody o temperaturze 298 K dodano 1 kg lodu o temperaturze 265 K. Obliczyć
końcową temperaturę układu wiedząc, że jest on odizolowany od otoczenia. Założyć, że
pojemności cieplne wody i lodu nie zależą od temperatury i wynoszą odpowiednio
75,15 i 35,51 J/mol·K, a ciepło topnienia lodu wynosi 6007 J/mol. Obliczyć także zmianę
entropii w tym procesie.
Odp.: 280 K, 86,2 J/K
3. Obliczyć entropię molową CO w 200ºC pod ciśnieniem 50,67·105 N/m2 wiedząc, że w
25ºC i pod ciśnieniem 1 atm jest ona równa 197,9 J·mol–1K–1, oraz, że
C p ,CO = 28,41 + 4,10·10–3T – 0,46·105T –2 [J·mol–1K–1].
Odp.: 179,06 J·mol–1K–1
○
4. Jak zmieni się entropia podczas przeprowadzenia 2 moli ciekłego amoniaku o
temperaturze –40ºC w amoniak gazowy o temperaturze 200ºC pod stałym ciśnieniem
1013,25 hPa mając dane:
Cp (NH3, c) = 74,82 J·mol–1K–1
Cp (NH3, g) = 33,61 + 29,26·10–4T + 21,32·10–6T2 J·mol–1K–1.
Molowe ciepło parowania amoniaku w temperaturze wrzenia 239,7 K i pod ciśnieniem 1 atm
wynosi ∆H° = 23,24 kJ/mol.
Odp.: wzrośnie o 248,7 J/K
5. Jeden mol jednoatomowego gazu doskonałego znajdujący się w temperaturze 298 K i pod
ciśnieniem 5 atm rozpręża się do ciśnienia końcowego 1 atm:
a) izotermicznie i odwracalnie,
b) izotermicznie przeciw stałemu ciśnieniu 1 atm,
c) adiabatycznie i odwracalnie,
d) adiabatycznie przeciw stałemu ciśnieniu 1 atm.
Obliczyć zmiany entropii, energii swobodnej i entalpii swobodnej dla każdego z tych
procesów. Przyjąć S° = 150,0 J·mol–1K–1.
Odp.: a) ∆S = 13,4 J/K, ∆F = –3987 J, ∆G = –3987 J, b) ∆S = 13,4 J/K, ∆F = –3987 J,
∆G = –3987 J, c) ∆S = 0, ∆F = 17560 J, ∆G = 16384 J, d) ∆S = 5,4 J/K, ∆F = 10758 J,
∆G = 9965 J
6. Mol pary wodnej pod ciśnieniem 5,065·104 Pa w temperaturze 383 K skomprymowano w
stałej temperaturze do ciśnienia 1,013·105 Pa, następnie ochłodzono pod stałym ciśnieniem do
temperatury 373 K i skroplono. Obliczyć zmianę entropii i entalpii swobodnej wody traktując
parę wodną jako gaz doskonały. Wartości wielkości termodynamicznych potrzebne w
obliczeniach wziąć z tabeli 10.3 JDP.
Odp.: ∆S = – 115,68 J/K, ∆G = 4217 J
7. Obliczyć W, ∆S i ∆G, gdy 0,5 mola helu o temperaturze 298 K pod ciśnieniem 2 p
... zobacz całą notatkę
Komentarze użytkowników (0)