第2章 化学热力学初步习题

第二章 化学热力学初步1. 关于熵，下列叙述中正确的是( )A. 0K 时，纯物质的标准熵 S=0 ; B. 单质的S =0 ，单质的△H 和△G 均等于零;C. 在一个反应中，随着生成物的增加，熵增大;D. △S>0 的反应总是自发进行的.2. 下列反应中哪个是表示△H=△H(AgBr ，s)的反应( )A. Ag(aq) + Br(aq) =AgBr(s)B. 2Ag(s) + Br 2(g) =2AgBr(s)C. Ag(s) + 1/2Br 2(l) = AgBr(s)D. Ag(s) + 1/2 Br 2(g) =AgBr(s)3. 由下列数据确定CH 4(g)的 m f H ∆为（ ）。

C(石墨) + O 2(g)=CO 2(g) m r H ∆= - 393.5 kJ·mol -1H 2(g) +21O 2(g)=H 2O (l) m r H ∆= - 285.8 kJ·mol -1 CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O (l) m r H ∆= - 890.3 kJ·mol -1A . 211 kJ·mol -1B .-74. 8 kJ·mol -1C . 890.3 kJ·mol -1D .缺条件，无法算4. （多选）已知: 298K 和101.325kPa 下:△H (kJ·mol -1) S (J·mol -1·K -1)石墨 0.0 5.74金刚石 1.88 2.39下列哪些叙述是正确的 ( )A. 根据焓和熵的观点，石墨比金刚石稳定;B. 根据焓和熵的观点，金刚石比石墨稳定;C. 根据熵的观点，石墨比金刚石稳定，但根据焓的观点，金刚石比石墨稳定;D. 根据焓的观点石墨比金刚石稳定，但根据熵的观点金刚石比石墨稳定;E. △G (金刚石)>△G (石墨).5. （多选）下列情况下，结论正确的是 ( )A. 当△H>0，△S<0时，反应自发;B. 当△H<0，△S>0时，反应自发;C. 当△H<0，△S<0时，低温非自发，高温自发;D. 当△H>0，△S>0时，低温非自发，高温自发;E. 当△H>0，△S>0时，任何温度下均不自发.6. 已知 :4Fe(s) + 3O 2 = 2Fe 2O 3(s); △G=-1480kJ·mol -14Fe 2O 3(s)+Fe(s)=3 Fe 3O 4 (s); △G=-80kJ·mol -1则 △G(Fe 3O 4，s)的值是( )kJ·mol -1A. -1013B. -3040C. 3040D. 10137. 对于封闭体系，体系与环境间( )A. 既有物质交换，又有能量交换;B. 没有物质交换，只有能量交换;C. 既没物质交换，又没能量交换;D. 没有能量交换，只有物质交换.8. 关于熵，下列叙述中正确的是………………………………… ( )(A) 0 K 时，纯物质的完整晶体的熵值等于0(B) 单质的S =0，单质的△H 和△G 均等于零(C) 在一个反应中，随着生成物的增加，熵增大(D) △S > 0的反应总是自发进行的9. 室温下，稳定状态单质的标准摩尔熵………………………… ( )(A) 0 (B) >0 (C) <0 (D) 1 J·mol -1·K -110.已知下列热化学方程式：(g)CO (s)O 2Fe CO(g)(s)O 3Fe 24332+=+ Δr H m ø＝-25KJ ·mol -1(g)3CO 2Fe(s)3CO(g)(s)O Fe 232+=+ Δr H m ø＝-49KJ ·mol -1(g)CO 3FeO(s)CO(g)(s)O Fe 243+=+ Δr H m ø＝19KJ ·mol -1不用查表，计算下列反应的热效应Δr H m ø(g)CO Fe(s)CO(g)FeO(s)2+=+11.反应(g)2SO (g)O (g)2SO 322=+计算说明：（1）在标准态及25℃时，反应能自发进行的原因。

化学热力学初步学号姓名一、是非题（判断下列叙述是否正确，正确的在括号中画√，错误的画）1、系统的焓等于系统的热量。

...................... .................. .........................（）2、在恒温恒压下，某化学反应的热效应Q p=△H＝H2－H1，因为H是状态函数，故Q p也是状态函数。

............................................................ ....................（）3、已知298K时，△f Gθm(SbCl5，g)=-334.3kJ·mol-1，△f Gθm(SbCl3，g)=-301.0kJ·mol-1，则反应SbCl5(g)→SbCl3(g)+Cl2(g)在298K、标准状态下不能自发进行。

....................（）4.如果一个反应的△r Hθm和△r Sθm均为正值，当温度升高时，△r Gθm将减小.................（）5.冰在室温下自发地融化成水，是熵增起了主要作用。

..................................（）6、如果一个反应的△r Hθm和△r Sθm均为正值，当温度升高时，△r Gθm将减小................（）二、选择题（在下列各题中，选择出符合题意的答案，将其代号填入括号内）1、已知反应C2H2(g)+5/2 O2(g)→2CO2(g)+H2O(l)的△r Hθm (1)=-1301.0kJ·mol-1，C(s)+O2(g)→CO2(g)+H2O(l)的△r Hθm (2)=-393.5kJ·mol-1，H2(g)+1/2 O2(g)→H2O(l)的△r Hθm (3)=-285.8kJ·mol-1，则反应2C(s)+H2(g)→C2H2(g)的△r Hθm为.......................... .....................................（）。

第二章 化学热力学基础思考题与习题2-1 何谓物质的标准状态？答：物质的标准状态是在温度为T 及标准压力P ө（P ө=100 kpa ）下的状态。

2-2 计算下列各体系由状态A 变化到状态B 时热力学能的变化(1) 吸收了2000KJ 热量，并对环境做功300KJ 。

(2) 向环境放出了12.54KJ 热量，并对环境做功31.34KJ 。

(3) 从环境吸收了7.94KJ 热量，环境对体系做功31.34KJ 。

(4) 向环境放出了24.5KJ 热量，环境对体系做功26.15KJ 。

解：（1）1700KJ 300KJ -KJ 2000==+=∆W Q U (2) -43.88KJ 31.34KJ -KJ 4.512=-=+=∆W Q U (3) KJ 8.293KJ 4.331KJ 4.97=+=+=∆W Q U (4) 1.64KJ 26.15KJ .5KJ 24=+-=+=∆W Q U2-3 某体系由状态Ⅰ沿途径A 变到状态Ⅱ时从环境吸热314.0 J ，同时对环境做功117.0 J 。

当体系由状态Ⅱ沿另一途径B 变到状态Ⅰ时体系对环境做功44.0 J ，问此时体系吸收热量为多少？解：（1）由状态Ⅰ变到状态Ⅱ：J 0.197J 0.117J 0.3141=-=+=∆W Q U （2）由状态Ⅱ变到状态Ⅰ：122U J,0.44U W ∆-=∆-=J 0.1971222-=∆-=-=∆U W Q U J 0.1532-=Q2-4、在1标准压力下，100℃时1mol 液态水体积为18.8mL ，而1mol 水蒸气的体积为30.2ml ，水的汽化热为40.67KJ·mol -1，计算100℃时在标准压力下由30.2g 液态水蒸发为水蒸气时的△H 和△U 。

解：68.23KJ l 40.67KJ.mo mol 18.030.2H 1-P =⨯==∆Q ()63.02K J 103738.314mol 18.030.2-68.23KJ RT n -H U 3-=⨯⨯⨯=∆∆=∆ 2-5、甲苯，CO 2和水在298K 时的标准生成焓分别为48.0KJ·mol -1、-393.5KJ·mol -1和-286.0KJ·mol -1，计算298K 和恒压下10gCH 4 (g)完全燃烧时放出的热量。

无机化学（周祖新）习题解答第二章第二章化学热力学初步思考题1.状态函数得性质之一就是:状态函数得变化值与体系得始态与终态有关;与过程无关。

在U、H、S、G、T、p、V、Q、W中,属于状态函数得就是U、S、G、T、p、V。

在上述状态函数中,属于广度性质得就是U、H、S、G、V,属于强度性质得就是T、p。

2.下列说法就是否正确:⑴状态函数都具有加与性。

⑵系统得状态发生改变时,状态函数均发生了变化。

⑶用盖斯定律计算反应热效应时,其热效应与过程无关。

这表明任何情况下,化学反应得热效应只与反应得起止状态有关,而与反应途径无关。

⑷因为物质得绝对熵随温度得升高而增大,故温度升高可使各种化学反应得△S大大增加。

⑸△H,△S受温度影响很小,所以△G受温度得影响不大。

2.⑴错误。

强度状态函数如T、p就不具有加与性。

⑵错误。

系统得状态发生改变时,肯定有状态函数发生了变化,但并非所有状态函数均发生变化。

如等温过程中温度,热力学能未发生变化。

⑶错误。

盖斯定律中所说得热效应,就是等容热效应ΔU或等压热效应ΔH。

前者就就是热力学能变,后者就是焓变,这两个都就是热力学函数变,都就是在过程确定下得热效应。

⑷错误。

物质得绝对熵确实随温度得升高而增大,但反应物与产物得绝对熵均增加。

化学反应△S得变化要瞧两者增加得多少程度。

一般在无相变得情况,变化同样得温度,产物与反应物得熵变值相近。

故在同温下,可认为△S不受温度影响。

⑸错误。

从公式△G=△H－T△S可见,△G受温度影响很大。

3.标准状况与标准态有何不同？3.标准状态就是指0℃,1atm。

标准态就是指压力为100kPa,温度不规定,但建议温度为25℃。

4.热力学能、热量、温度三者概念就是否相同？试说明之。

4.这三者得概念不同。

热力学能就是体系内所有能量得总与,由于对物质内部得研究没有穷尽,其绝对值还不可知。

热量就是指不同体系由于温差而传递得能量,可以测量出确定值。

温度就是体系内分子平均动能得标志,可以用温度计测量。

习题：2－1．为什么要研究流体的pVT 关系？答：在化工过程的分析、研究与设计中，流体的压力p 、体积V 和温度T 是流体最基本的性质之一，并且是可以通过实验直接测量的。

而许多其它的热力学性质如内能U 、熵S 、Gibbs 自由能G 等都不方便直接测量，它们需要利用流体的p –V –T 数据和热力学基本关系式进行推算；此外，还有一些概念如逸度等也通过p –V –T 数据和热力学基本关系式进行计算。

因此，流体的p –V –T 关系的研究是一项重要的基础工作。

2－2．理想气体的特征是什么？答：假定分子的大小如同几何点一样，分子间不存在相互作用力，由这样的分子组成的气体叫做理想气体。

严格地说，理想气体是不存在的，在极低的压力下，真实气体是非常接近理想气体的，可以当作理想气体处理，以便简化问题。

理想气体状态方程是最简单的状态方程：RT pV =2－3．偏心因子的概念是什么？为什么要提出这个概念？它可以直接测量吗？答：纯物质的偏心因子ω是根据物质的蒸气压来定义的。

实验发现，纯态流体对比饱和蒸气压的对数与对比温度的倒数呈近似直线关系，即符合：⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-=r sr Tp 11log α 其中，c s s r p p p =对于不同的流体，α具有不同的值。

但Pitzer 发现，简单流体（氩、氪、氙）的所有蒸气压数据落在了同一条直线上，而且该直线通过r T =0.7，1log -=sr p 这一点。

对于给定流体对比蒸气压曲线的位置，能够用在r T =0.7的流体与氩、氪、氙（简单球形分子）的sr p log 值之差来表征。

Pitzer 把这一差值定义为偏心因子ω，即)7.0(00.1log =--=r s r T p ω任何流体的ω值都不是直接测量的，均由该流体的临界温度c T 、临界压力c p 值及r T =0.7时的饱和蒸气压s p 来确定。

2－4．纯物质的饱和液体的摩尔体积随着温度升高而增大，饱和蒸气的摩尔体积随着温度的升高而减小吗？答：正确。

第二章 热力学第二定律练习题一、判断题（说法正确否）：1．自然界发生的过程一定是不可逆过程。

2．不可逆过程一定是自发过程。

3．熵增加的过程一定是自发过程。

4．绝热可逆过程的?S = 0，绝热不可逆膨胀过程的?S > 0，绝热不可逆压缩过程的?S < 0。

5．为了计算绝热不可逆过程的熵变，可以在始末态之间设计一条绝热可逆途径来计算。

6．由于系统经循环过程后回到始态，?S = 0，所以一定是一个可逆循环过程。

7．平衡态熵最大。

8．在任意一可逆过程中?S = 0，不可逆过程中?S > 0。

9．理想气体经等温膨胀后，由于?U = 0，所以吸的热全部转化为功，这与热力学第二定律矛盾吗?10．自发过程的熵变?S > 0。

11．相变过程的熵变可由T HS ∆=∆计算。

12．当系统向环境传热时(Q < 0)，系统的熵一定减少。

13．一切物质蒸发时，摩尔熵都增大。

14．冰在0℃，pT HS ∆=∆>0，所以该过程为自发过程。

15．自发过程的方向就是系统混乱度增加的方向。

16．吉布斯函数减小的过程一定是自发过程。

17．在等温、等压下，吉布斯函数变化大于零的化学变化都不能进行。

18．系统由V 1膨胀到V 2，其中经过可逆途径时做的功最多。

19．过冷水结冰的过程是在恒温、恒压、不做其他功的条件下进行的，由基本方程可得?G = 0。

20．理想气体等温自由膨胀时，对环境没有做功，所以 -p d V = 0，此过程温度不变，?U = 0，代入热力学基本方程d U = T d S - p d V ，因而可得d S = 0，为恒熵过程。

21．是非题：⑴“某体系处于不同的状态，可以具有相同的熵值”，此话对否？ ⑵“体系状态变化了，所有的状态函数都要变化”，此话对否？⑶ 绝热可逆线与绝热不可逆线能否有两个交点？⑷ 自然界可否存在温度降低，熵值增加的过程？举一例。

⑸ 1mol 理想气体进行绝热自由膨胀，体积由V 1变到V 2，能否用公式：⎪⎪⎭⎫⎝⎛=∆12ln VV R S计算该过程的熵变？22．在100℃、p 时，1mol 水与100℃的大热源接触，使其向真空容器中蒸发成100℃、p 的水蒸气，试计算此过程的?S 、?S (环)。

⼤学⽆机化学第⼆章试题及解答第⼆章化学热⼒学基础本章总⽬标：1：掌握四个重要的热⼒学函数及相关的计算。

2：会⽤盖斯定律进⾏计算。

3：理解化学反应等温式的含义，初步学会⽤吉布斯⾃由能变化去判断化学反应的⽅向。

各⼩节⽬标：第⼀节：热⼒学第⼀定律了解与化学热⼒学有关的⼗个基本概念（敞开体系、封闭体系、孤⽴体系、环境、状态、状态函数、过程、途径、体积功、热⼒学能），掌握热⼒学第⼀定律的内容（△U=Q-W ）和计算。

第⼆节：热化学1：掌握化学反应热的相关概念：○1反应热——指恒压或恒容⽽且体系只做体积功不做其它功的条件下，当⼀个化学反应发⽣后，若使产物的温度回到反应物的起始温度，这时体系放出或吸收的热量称为反应热。

（）。

○2标准⽣成热——某温度下，由处于标准状态的各元素的指定单质⽣成标准状态的1mol 某纯物质的热效应。

符号f m H θ?,单位：1J mol -?或1kJ mol -?）。

○3燃烧热——在100kPa 的压强下1mol 物质完全燃烧时的热效应。

符号：c mH θ；单位：1kJ mol -?。

2：掌握恒容反应热△U=Q v -W;恒压反应热Q p =△H 恒容反应热和恒压反应热的关系：p V Q Q nRT =+? 3：掌握盖斯定律内容及应⽤○1内容：⼀个化学反应若能分解成⼏步来完成，总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。

○2学会书写热化学⽅程式并从键能估算反应热。

第三节：化学反应的⽅向1：了解化学热⼒学中的四个状态函数——热⼒学能、焓、熵、吉布斯⾃由能。

2：重点掌握吉——赫公式r m r m r mG H T S θθθ?=?-?的意义及计算。

3;建⽴混乱度、标准摩尔反应焓、标准摩尔反应⾃由能和标准熵以及标准摩尔反应熵的概念，并学会对化学反应的⽅向和限度做初步的讨论会运⽤吉布斯⾃由能判断反应的⾃发性。

Ⅱ习题⼀选择题1.如果反应的H 为正值，要它成为⾃发过程必须满⾜的条件是（）A.S 为正值，⾼温B.S 为正值，低温C.S 为负值，⾼温D.S 为负值，低温2.已知某反应为升温时rG 0值减⼩，则下列情况与其相符的是（）A.rS 0<0B.rS 0>0C.rH 0>0D.rH 0<03.该死定律认为化学反应的热效应与途径⽆关。