Термодинамика химических превращений — в помощь студенту

Химическое превращение есть качественный скачок, при котором исчезают одни вещества и образуются другие.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

При этом происходит перестройка электронных структур атомов, ионов, молекул, что сопровождается выделением или поглощением энергии.

Таким образом, при химической реакции происходит преобразование химической энергии в другой вид энергии. Энергетические эффекты химических реакций изучает термохимия.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса – суммарный тепловой эффект ряда последовательных химических реакций равен тепловому эффекту любого другого ряда реакций с теми же самыми начальными и конечными продуктами.

Теплоты (энтальпии) образования. По теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ. Стандартные теплоты образования обозначают DНообр.298. Теплоты образования простых веществ в стандартных условиях приняты равными 0.

  • Согласно закону Гесса тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом теплот образования исходных веществ.
  • В настоящее время теплоты образования известны примерно для 4000 веществ, что позволяет чисто расчетным путем устанавливать тепловые эффекты различных химических реакций.
  • Большинство химических реакций представляет собой два одновременно протекающих явления: передачу энергии и изменение в упорядоченности расположения частиц относительно друг друга.

Количественно степень беспорядка системы измеряется энтропией (S). Энтропия возрастает при переходе жидкости в пар, при растворении кристаллического вещества.

Во всех этих случаях наблюдается уменьшение порядка в относительном расположении частиц (элементов системы).

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Арифметические и логические (битовые) операции. маски - в помощь студенту

Оценим за полчаса!

Наоборот, в процессах кристаллизации или конденсации за счет упорядочивания структуры системы энтропия уменьшается.

Направленность реакции. В химических процессах одновременно действуют две тенденции – стремление частиц объединиться в более сложные, что уменьшает энтропию и стемление частиц разъединиться, что энтропию увеличивает.

Суммарный эффект этих двух процессов, протекающих при постоянных температуре и давлении отражает изменение изобарно-изотермического потенциала DG (энергии Гиббса):

DG=DH-TDS

Химический процесс принципиально осуществим, если реакция протекает с уменьшением химическо­го потенциала, который есть изобарный потенциал, или энергия Гиббса, т. е. возможность протекания реакции определяется не­равенством

DGреакции < 0,

где DGреакции — изменение энергии Гиббса при превращении исходных веществ в продукты.

DGреакции = SDGобр. продуктов реакции — SDGобр. реагентов

  1. В справочной литературе по термодинамике приведены значения стандартных энергий Гиббса (DG 298обр ) образования веществ при температуре 298 К (25оС).
  2. Зависимость энергии Гиббса от температуры:
  3. DGреакции = DHреакции — TDSреакции
  4. где DHреакции , DSреакции — изменения энтальпии и энтропии.
  5. Таким образом, самопроизвольная химическая реакция идет с уменьшением энтальпии системы и увеличением ее энтропии.
  6. Процессы протекающие с уменьшением энтальпии (выделение тепла) и увеличением энтропии необратимы.
  7. Химическое равновесие

Согласно закону действия масс, направление химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции. Химическая система считается равновесной, если скорости протекания прямой и обратной реакции равны.

  • Рассмотрим реакцию:
  • bB + cC = dD + eE
  • где B, C — реагирующие вещества;
  • D, E — продукты реакции;
  • b,c,d,e — число молей (стехиометрические коэффициенты).
  • Скорость прямой реакции, согласно закону действия масс:
  • V 1 = k1 *[B]b * [C]c
  • обратной
  • V 2 = k2 *[D] d *[E] e
  • где [B],[C],[D],[E] — концентрации веществ;
  • k1,k 2 — соответственно коэффициенты скорости прямой и обратной реакции.
  • Отношение

Термодинамика химических превращений - в помощь студенту

  1. называется термодинимической константой равновесия (К).
  2. Стандартная свободная энергия реакции связана с константой равновесия К равенством:
  3. DGреакции = — R×T×lnK
  4. При значении универсальной газовой постоянной R = 0,008314 Дж/моль ×К, Т = 298.15оК :
  5. DGреакции = — 5,7 lgK

Из этого соотношения понятно, что DGреакции < 0 возможно лишь при К >> 0, т.е. когда равновесие реакции смещено в сторону образования продуктов реакции.

  • Для окислительно-востановительных реакций стандартная свободная энергия реакции определяется соотношением:
  • DGреакции = n ×E0 ×F
  • где n — число участвующих в реакции электронов;
  • Е0 — стандартный окислительный потенциал реакции (при концентрации реагирующих веществ 1 М);
  • F — число Фарадея, кДж/в г-экв (F = 96,39 кДж/в г-экв).
  • Для условий отличающихся от стандартных, окислительный потенциал реакции (Еh) определяется уравнением Нернста:
  • Eh = E0 + R×T×lnK/n×F
  • После подстановки значений постоянных величин R,T,F:

Термодинамика химических превращений - в помощь студенту

  1. Данные соотношения позволяют по величине DGреакции вычислить К и определить состояние системы в стадии равновесия.
  2. Рассмотрим методику определения условий очистки сточных вод от ионов токсичных металлов при осаждении их в виде гидроксидов.
  3. В качестве критерия при определении граничных условий рН примем значения ПДК для рыбохозяйственных и хозяйственно – питьевых водоемов.

Рассмотри в качестве примера определение условий осаждения гидроксида кадмияz Cd(OH)2. ПДК для ионов кадмия в водоемах рыбохозяйственной категории – 0,001 мг/л, в водоемах хозяйственно-питьевых – 0.005 мг/л.

  • Реакция растворения Cd(OH)2. описывается уравнением:
  • Cd(OH)2 +2H+ Û Cd2+ + 2H2O
  • Константа скорости реакции:

Термодинамика химических превращений - в помощь студенту

Прологарифмируем данное уравнение и после преобразования получим:

Термодинамика химических превращений - в помощь студенту

Значение lgK определяется из соотношения:

DFoреакции = — 5,7 lgK

Термодинамика химических превращений - в помощь студенту

DFoреакции =(DFoобр.(Cd2+) + 2DFoобр.(H2O)) — (2DFoобр.(H+) + +DFoобр.(Cd(OH)2)) =

  1. = (-77,74- 2*-236,94) – (2*0 — 473,8) = -77,82 кДж/моль
  2. Тогда lgK = 13,65
  3. Для вычисления величины рН, при которой растворение Cd(OH)2 приведет к созданию концентраций иона Cd2+ на уровне ПДК пересчитаем мг/л в г-ион/л:

[Cd2+]=ПДК/(1000*112.4), где 112.4 – атомная масса Cd

[Fe2+]рх =0,001/(1000*112.4)= 8.9×10-9 г-ион/л

[Fe2+]хп =0,005/(1000*112.4)= 4.45×10-8 г-ион/л

Тогда граничные условия по величине рН будут:

Для ПДКрх рН=10.85; для ПДКхп рН=10.5.

Таким образом, граничные условия по рН для гидроксида кадмия лежат в сильнощелочной области.

Скорость химических реакций

Изменение изобарного потенциала (энергии Гиббса) позволяет судить о принципиальной возможности протекания химической реакции. Однако значение DGреакц. ничего не говорит о том, с какой скорость эта реакция протекает.

  • К примеру, реакция взаимодействия оксида азота с кислородом протекает практически мгновенно:
  • 2NO + O2 = 2NO2 DG298 = -150 кДж
  • Реакция взаимодействия водорода с кислорода в обычных условиях практически не идет:
  • 2Н2 + О2 = 2Н2О DG298 = -456,5 кДж
  • хотя величина DG298 в три раза больше.
  • В присутствии катализатора или при температуре 700оС реакция идет мгновенно со взрывом.

Таким образом, для полного описания химической реакции с целью последующего управления ее протеканием, необходимо знать ее механизм и закономерность ее протекания во времени. Скорость и механизм протекания химических реакций изучает химическая кинетика.

Все химические реакции разделяются на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные протекают в одной фазе, гетерогенные – в неоднородной среде, состоящей из двух или трех фаз.

Гомогенные реакции протекают во всем объеме, заполненном реагентами, а гетерогенные – только на границе раздела фаз.



Источник: https://infopedia.su/12x9f90.html

Методичка Термодинамика. Элементы химической термодинамики в курсе общей химии Методические указания к лабораторным и практическим занятиям по курсу химии для студентов химических и нехимических специальностей Нижний Новгород 2010

Подборка по базе: Понятие элементы и виды договора аренды 2.docx, ГОСТ 5264-80 Ручная дуговая сварка. Соединения сварные. Основные, Курсовая работа Автоматизация производственных процессов в химич, Сирош М.М. Элементы линейной алгебры.pdf, РП Элементы комбинаторики 9-е.doc, макро микро элементы бх.docx, Превращение энергии в процессе обмена веществ в организме осущес, 140400.

62-10 Элементы систем автоматики.pdf, мультимедиа в курсе биологии.pdf, Скоростью химической реакции называют изменение количества реаги. Федеральное агентство по образованию

  • Государственное образовательное учреждение
  • Высшего профессионального образования
  • Нижегородский государственный технический

университет им. Р.Е.

Алексеева

Кафедра «Общая и неорганическая химия»

Элементы химической термодинамики в курсе общей химии

Методические указания к лабораторным и практическим занятиям по курсу химии для студентов химических и нехимических специальностей

Нижний Новгород 2010

Составители: В.И.Наумов, Ж.В. Мацулевич, Г.А. Паничева, Т.В. Сазонтьева. УДК 54 (07)Элементы химической термодинамики в курсе общей химии: Метод. указания к лабораторным и практическим занятиям по курсу общей химии/ НГТУ;Сост.: В.И.Наумов, Ж.В. Мацулевич и др.Н.Новгород, 2009. с.

Методические указания включают краткое теоретическое введение, примеры решения типовых задач, задачи для домашних и практических занятий, а также описание лабораторных работ по теме » ТЕРМОХИМИЯ».Научный редактор Л.Н.ЧетырбокРедактор Подп. к печ. Формат 60х84 1/16. Бумага газетная. Печать офсетная. Печ.л. . Уч.-изд.л. .Тираж 2000 экз. Заказ .Термодинамика химических превращений - в помощь студенту© Нижегородский государственный технический университет, 2009

  1. Теоретическая часть
  2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ
  3. Термодинамическая система – это часть пространства, заполненная веществом или веществами, находящимися между собой во взаимодействии, фактически или мысленно обособленная от окружающей среды.
  4. Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.
  5. Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом.
  6. Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.
  7. Совокупность однородных частей системы, обладающих одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенные от остальных частей системы поверхностью раздела, называется фазой.
  8. Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными или однофазными. Например, в системе Н2(г) + I2(г) = 2HI(г) все

Принято различать общую, техническую и химическую термодинамику. Общая термодинамика изучает наиболее общие законы превращения энергии.Техническая термодинамика рассматривает взаимопревращения теплоты и механической работы, происходящие в тепловых машинах.Химическая термодинамика изучает: 1. Переходы химической энергии в тепловую, электрическую, световую и обратно, а также устанавливает количественные законы этих переходов. 2.  Энергетические эффекты, сопровождающие различные физические и химические процессы и зависимость их от условий протекания данных процессов;3.  Возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания процессов в рассматриваемых условиях.Объектом изучения термодинамики является система.3вещества находятся в газообразном состоянии и между ними отсутствует поверхность раздела.

Системы, содержащие несколько фаз, называются гетерогенными. Например, в системе СаО(к) + СО2(г) = СаСО3(к) имеются три фазы, отделенные друг от друга поверхностями раздела.

Энергия – это способность системы к совершению работы или переносу тепла. Это общая качественная мера движения и взаимодействия материи.

Формы перехода энергии от одной системы к другой могут быть разбиты на две группы.В первую группу входит перенос энергии за счет теплопроводности и излучения.

Перенос энергии за счет теплопроводности совершается путем хаотических столкновений молекул двух соприкасающихся тел или сред (кристалл-кристалл, кристалл-жидкость, кристалл-газ, жидкость-газ).

Перенос энергии за счет излучения осуществляется путем облучения тела квантами света любого диапазона длин волн.

Энергия квантов передается поверхностным атомам или молекулам облучаемого кристалла, жидкой или газовой сред, в результате чего энергия этих атомов или молекул повышается и далее, более глубоко лежащим атомам, энергия передается либо за счет облучения вторичными квантами света, генерирующимися в процессе перехода атома из возбужденного состояния в основное, либо за счет теплопроводности соприкасающихся атомов или молекул.

И в первом и втором случаях мерой энергии, передаваемой за счет неупорядоченного движения частиц, является теплота.  Во вторую группу включаются различные формы движения, общей чертой которых является направленное перемещение масс, охватывающих очень большое число молекул, под действием каких-либо сил.

Сюда следует отнести: поднятие тел в поле тяготения, перенос некоторого количества электричества за счет разности потенциалов через обмотки электродвигателя, который с помощью дополнительных устройств перемещает (поднимает) грузы, вращает колеса автомобиля, гребной винт судна и т.д.

К этой же категории следует отнести расширение газа в4

двигателе внутреннего сгорания или паровой машине, который давит на поршень, перемещает его и совершает работу.

Общей мерой передаваемого таким способом движения является работа – форма передачи энергии путём упорядоченного движения частиц. Работа всегда связана с перемещением масс против действия некоторых сил и является одной из форм передачи энергии в ходе процесса.

Теплота и работа характеризуют качественно и количественно две различные формы передачи энергии от одной части материи к другой. Теплота и работа не могут содержаться в теле. Теплота и работа возникают только тогда, когда возникает процесс и характеризуют только этот процесс. В статических условиях теплота и работа не существуют.

Функция состояния — это функция, изменение которой не зависит от пути перехода из одного состояния в другое, а зависит только от начального и конечного состояний системы.

Энергетические характеристики системыВнутренняя энергияU (кДж/моль) – это энергия движения и взаимодействия всех частиц, составляющих данное вещество или совокупность веществ (молекул, атомов, ионов, ядер, электронов и др.). Под этим подразумевается потенциальная и кинетическая энергия отдельных атомов, молекул, ядер и их электронов, колебательная и вращательная энергия отдельных атомов, молекул, а также отдельных фрагментов молекул относительно друг друга, энергия взаимного отталкивания и притяжения частиц, внутриядерная энергия (энергия взаимодействия протонов и нейтронов), лучистая энергия и т.д. Внутренняя энергия – это полная энергия системы без учета кинетической энергии движения системы, как целого, и потенциальной энергии положения системы (например, относительно земли).Запас внутренней энергии зависит от природы и физического состояния вещества (твердое, жидкое, газообразное), и прямо пропорционален массе вещества.5Абсолютное значение внутренней энергии системы неизвестно, так как неизвестны условия, при которых внутренняя энергия равна нулю. Даже при Т = 0 К остаются внутриядерные взаимодействия и движение электронов в поле ядра, так что их суммарная энергия не равна нулю, а следовательно, и внутренняя энергия тоже не равна нулю.

  • В тоже время можно измерить ее изменение U, например, относительно некоторого значения, соответствующего стандартным условиям.
  • За стандартные условия в термодинамике принята температура 298 К, давление 105 Па (1 атм) и концентрация вещества [C] = 1 моль/л.
  • ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ
Читайте также:  Денежная масса и ее структура - в помощь студенту

Считается, что если в ходе какого-либо процесса внутренняя энергия возрастает, то U является положительной величиной, если убывает — то отрицательной. Этот закон является одной из форм закона сохранения энергии, и имеет несколько формулировок, из которых наиболее распространенными являются: 1. Энергия не создается из ничего и не уничтожается, она лишь переходит из одной формы в другую; 2. В любом процессе тепло, поглощенное системой, идет на увеличение внутренней энергии и на совершение работы.Первое начало термодинамики представляет собой постулат – оно не может быть доказано логическим путем, или выведено из каких-либо более общих положений. Истинность этого постулата подтверждается тем, что ни одно из его следствий не находится в противоречии с опытом. Первое начало термодинамики устанавливает соотношение между теплотой Q, работой А и изменением внутренней энергии системы ΔU.Рассмотрим первое начало термодинамики на примере работы паровой машины. 6

Термодинамика химических превращений - в помощь студенту

Термодинамика химических превращений - в помощь студентуТермодинамика химических превращений - в помощь студентуТермодинамика химических превращений - в помощь студенту

Пар F

X

Жидк.

  1. Q

Здесь Q – подводимое к паровому котлу тепло, которое расходуется на увеличение теплосодержания жидкости и на ее испарение.

Генерируемый в котле пар давит на поршень и перемещает его на расстояние X, увеличивая при этом объем рабочей камеры паровой машины на величину V  = ∆X  S. Здесь S – площадь поршня. Так с помощью поршня совершается работа против внешних сил F.

Таким образом, тепло подводимое к системе расходуется на увеличение внутренней энергии системы и на совершение работы. В математической форме первый закон термодинамики можно записать в виде ур. 1.

Q = U + A (1)

Здесь А = рV, р – давление создаваемое паром в рабочей камере паровой машины, а V – изменение ее  объема.

Рассмотрим первое начало термодинамики в приложении к различным условиям (мы будем рассматривать простейший случай – паровую машину).

Изохорный процесс. (V = const;  ΔV = 0). Объем рабочей камеры машины в этом случае не меняется – поршень застопорен.

Поскольку работа расширения равна произведению давления на изменение объема рV , а V = 0, то для изохорного процесса получаем:

U = QV                   (2)

Как видно, в изохорных условиях (V = const) все подведенное к системе тепло расходуется только на увеличение внутренней энергии системы: А=0; QV = ∆U.7

Изобарный процесс.

(P = const).

Большинство химических процессов протекает при р = const , то есть в открытых сосудах, например в колбах, пробирках, открытых реакторах и ваннах, причем чаще всего при

р = 1 атм.

Тогда подводимое к системе тепло расходуется на увеличение внутренней энергии и на совершение работы расширения газа:

  • Qp =U2 – U1 + р(V2 -V1) или Qp =U2 – U1 + А
  • Qp = (U2 + рV2) — (U1 + рV1); (3)
  • Qp = ∆H = ∆U + рV
  • Из уравнения (3) следует, что подводимая в изобарных условиях к системе теплота расходуется на приращение некоторой функции состояния, которая называется энтальпией или — энергией расширенной системы:

Это уравнение можно переписать в форме:H = U + рV (кДж/моль). (4)

  1. Таким образом, изменение энтальпии – это теплота, подведенная к системе при изобарном процессе (Qp = ∆H), которая расходуется на изменение внутренней энергии и на совершение работы.
  2. Условно считается, что энтальпии образования (про энтальпии образования веществ смотри ниже) простых газов, простых твердых и жидких веществ в одной из наиболее устойчивых аллотропных модификаций в стандартных условиях равны нулю. Например ∆Н°298 образования:
  3. Закон Гесса

Энтальпия, как и внутренняя энергия, зависит от природы, физического состояния и от количества веществ. С (графит) — (0 кДж/моль); алмаз — (1,828 кДж/моль); Sn (белое) — (0 кДж/моль); Sn (серое) — (-2,1 кДж/моль); Р (красный) — (-17,6 кДж/моль); Р (белый) — (0 кДж/моль)S (ромб) — (0 кДж/моль); S (моноклинич) — (0,38 кДж/моль)8При химических реакциях имеют место качественные изменения в системе — исчезают одни вещества и образуются другие. При этом происходит изменение внутренней энергии системы, которое может проявиться в виде теплоты или в виде работы. Работа расширения при химических процессах большей частью мала, а теплота может быть значительной, например, при сжигании газа или угля, при растворении концентрированной H2SO4 в воде, когда раствор быстро достигает точки кипения и т.д. Практически каждый химический процесс сопровождается выделением или поглощением теплоты.

Изучением теплот химических реакций занимается определенный раздел химии — термохимия.

Первое начало термодинамики дает возможность рассчитать тепловой эффект химической реакции при различных условиях её проведения.

Химические уравнения, в которых наряду с химическими формулами веществ указаны тепловые эффекты реакций, называются термохимическими.

Обычно термохимические уравнения, если это специально не оговорено, содержат тепловые эффекты реакций при постоянном давлении ∆H, а поскольку величина значений ∆H зависит от того, в каком агрегатном состоянии взяты реагенты, в термохимических уравнениях указывают их состояние буквами: (к) – кристаллическое или (тв) — твердое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное.

Кроме того, указывают модификацию вещества, например, С (графит), S (монокл) и т.п. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние вещества очевидно.

Например, термохимическую реакцию окисления водорода в химической термодинамике записывают в виде:

  • Н2(г) + 1/2 О2(г) ––>  Н2О(ж) , ± ∆H
  • Взаимосвязь между H и ∆U. Сопоставление уравнений Qp = ∆H и Qp = U + рV показывает, что разность между ∆H и U определяется величиной работы расширения (сжатия):
  • С2Н2 (г)+ 3/2 О2 (г) = Н2О(ж) + 2 СО2(г) ∆n = + 0,5 моль
  • Cu(кр)+4HNO3(р) = 2NO2(г) + Cu(NO3)2(кр) +2 H2O(ж) ∆n = + 2,0 моль
  • N2 (г) + 3H2 (г) = 2 NH3(г) ∆n = — 2,0 моль
  • Если в реакции участвуют газообразные вещества, но число их молей в процессе не меняется (∆n = 0), то ∆H = U.

Тепловой эффект относят к числу молей веществ, участвующих в реакции, в соответствии с их стехиометрическими коэффициентами.9Для данной реакции тепловой эффект ∆H (кДж) рассчитывают на 1 моль (2 г) водорода, 1/2 моль (16 г) кислорода или 1 моль (18 г) воды.∆H — U = рVЕсли в реакции участвуют вещества, находящиеся только в конденсированном состоянии (твердом или жидком), рV – мало и ∆H  U.Если в реакции участвуют газообразные вещества, а изменение числа молей этих веществ в ходе процеса равно ∆n, то заменяя рV на ∆nRT, получим ∆H — U = ∆nRT где ∆n – изменение числа моль газообразных веществ.

Стандартная энтальпия образования вещества – это энтальпия реакции образования 1 моль сложного вещества из простых веществ, взятых в наиболее устойчивой модификации при 298 К и р = 105 Па (или 1 атм.).

Как указывалось, энтальпии образования простых веществ в наиболее устойчивых аллотропных формах принимаются равными нулю.Рассмотрим энтальпии следующих реакций:

  1. ½ Н2(г) + ½ I2 (к) = HI (г) ∆ H0298 = 26,04 кДж
  2. Н2(г) + I2 (к) = 2HI (г) ∆ H0298 = 52,08 кДж
  3. Первое уравнение описывает процесс образования 1 моль HI(г) (∆H0298 обр HI), так как здесь водород и йод взяты в наиболее устойчивых агрегатных состояниях.
  4. Во втором случае происходит образование 2-х молей HI, поэтому энтальпия этой реакции соответствует 2 (∆H0298 обр HI).
  5. Са (к) + 3/2 О2(г) + С(графит) = СаСО3(к)
  6. СаО(к) + СО2(г) = СаСО3(к)
  7. Первое уравнение описывает процесс образования 1 моль СаСО3(к) (∆H°298 обр СаСО3), так как здесь кальций и кислород взяты в наиболее устойчивых агрегатных состояниях при стандартных условиях и являются простыми веществами.
  8. Энтальпия второй реакции не равна энтальпии образования, так как в данном случае образование 1 моль СаСО3 идет из сложных веществ СаО(к) и СО2(г).

10Рассмотрим следующие процессы:

Источник: https://topuch.ru/elementi-himicheskoj-termodinamiki-v-kurse-obshej-himii-metodi/index.html

Задачи Химическая термодинамика и термохимия

1. Задача Расчёт тепловых эффектов химической реакции.

  • Рассчитать тепловой эффект реакции (ΔН р-ции) при гашении 100 кг извести (CaO) водой, если теплоты образования оксида кальция, воды и гидроксида кальция соответственно равны -635,1; -285,84 и -986,2 кДж/моль.
  • Решение задачи. Термохимическое уравнение имеет вид:
  • CaO(т) + H2O(ж) → Ca(OH)2(т), где т, ж – твёрдое и жидкое агрегатное состояние.
  • Рассчитываем тепловой эффект реакции в стандартных условиях (ΔH°р-ции), используя следствие из закона Гесса:
  • ΔH°р-ции = -986,2 – (-635,1 – 285,84) = -65,26 кДж/моль
  • Рассчитаем тепловой эффект реакции с учётом количества вещества оксида кальция:
  • ΔHр-ции = nCaO* ΔH°р-ции; nCaO = Термодинамика химических превращений - в помощь студенту= 1,79*103 моль →
  • ΔHр-ции = 1,79*103 * (-65,26) = -116,5*103 кДж.

2. Задача Расчёт теплот образования веществ.

При растворении 16 г карбида кальция (CaC2) в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Рассчитать теплоту образования гидроксида кальция (ΔH°Ca(OH)2), если теплоты образования (ΔH°) воды, карбида кальция, ацетилена (C2H2) соответственно равны – 285,84; -62,7; 226,75 кДж/моль.

  1. Решение задачи. Термохимическое уравнение имеет вид:
  2. CaC2(т) + 2H2O(ж) → Ca(OH)2(т) + C2H2(г), где т, ж и г – соответственно, твёрдое, жидкое и газообразное агрегатное состояние.
  3. Рассчитаем тепловой эффект реакции в стандартных условиях (ΔH°р-ции):

Термодинамика химических превращений - в помощь студенту

  • Выразим и рассчитаем теплоту образования гидроксида кальция, используя следствие из закона Гесса:
  • ΔH°р-ции = ΔH° Ca(OH)2 + ΔH° C2H2 – (ΔH° CaС2 – 2*ΔH° H2О), при этом учитываем стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
  • → ΔH° Ca(OH)2 = – 125,2 – 861,13 = — 986,33 кДж/моль.

3. Задача Расчёт теплоты растворения.

  1. Рассчитать теплоту растворения кристаллогидрата сульфита натрия (Na2SO3 * 7H2O), если теплота растворения безводного сульфита натрия равна 11,34 кДж/моль, а теплота образования кристаллогидрата этой соли (теплота гидратации) равна 58,4 кДж/моль.
  2. Решение задачи. Теплота растворения безводного сульфита натрия складывается из теплоты, пошедшей на разрушение кристаллической решётки безводной соли, и теплоты, выделившейся при гидратации соли:
  3. Na2SO3 + 7H2O → Na2SO3 * 7H2O,

ΔH° растворения = ΔH° разруш. крист. решётки + ΔH° гидратации;

ΔH° кристаллогидрата = ΔH° разруш. крист. решётки = ΔH° растворения — ΔH° гидратации; →

  • теплота растворения кристаллогидрата равна:
  • ΔH° кристаллогидрата = — 11,34 – (-58,4) = 47,04 кДж/мол
  • Задача Расчёт теплоты сгорания.
  • Рассчитать стандартную теплоту сгорания этилового спирта, исходя из реакции биохимического брожения глюкозы:
  • C6H12O6(т) → 2C2H5OH(ж) + 2СО2(г), ΔH°р-ции = -83,3 кДж/моль.

Теплоты сгорания (ΔH°сгор.) глюкозы, спирта и углекислого газа равны соответственно -2817,1; -1366,9 и 0 кДж/моль.

Решение задачи. Используем ещё одно следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между суммами теплот сгорания исходных веществ и суммами теплот сгорания продуктов реакции: ΔH°р-ции = ΔH°сгор.С6Н12О6 – (2*ΔH°сгор.С2Н5ОН + 2ΔH°СО2). Поскольку углекислый газ уже не может окисляться, то его теплота сгорания (окисления) равна нулю.

Термодинамика химических превращений - в помощь студенту

  1. = 866,9 кДж/моль.
  2. Задачи по теме Расчёт изменения внутренней энергии при химических реакциях и фазовых переходах.
  3. Задача 1. Рассчитать изменение внутренней энергии системы в стандартных условиях (ΔU°) при протекании реакции

2Cl2 + 2H2O(г) → 4HCl(г) + O2, если станд. теплоты образования воды и хлороводорода (HCl) соответственно равны -241,84 и 92,3 кДж/моль.

Решение. Изменение внутренней энергии рассчитывается по формуле ΔU=ΔH-A, для газов A (работа расширения) = Δn*R*T →

ΔU = ΔH — Δn*R*T,

где Δn — изменение числа моль газообразных продуктов реакции и исходных веществ. Для данной реакции Δn = 5-4 = 1 моль.

  • Рассчитаем ΔH°р-ции, используя следствие из закона Гесса:
  • ΔH°р-ции = 4*ΔH°HCl — 2ΔH° H2О = 4*(-92,3)-2*(-241,84)=114,48 кДж/моль; R – газовая постоянная, равна 8,3*10-3 кДж/моль*К; Т = 298 К (25°С).
  • Рассчитываем изменение внутренней энергии:
  • ΔU° = 114,48 – 1*8,3*10-3*298 = 112,0 кДж/моль.
  • Следовательно, в процессе реакции внутренняя энергия увеличилась на 112 кДж/моль.

Задача 2. Рассчитать изменение внутренней энергии при испарении 250 г воды при 20°С (пары подчиняются законам идеальных газов). Объёмом жидкости по сравнению с объёмом пара можно пренебречь. Удельная теплота парообразования воды равна 2451 Дж/г.

Решение. При испарении воды (H2O ж → H2O пар) Δn = 1 моль (изменение количества газообразных веществ). Изменение внутренней энергии системы при испарении воды рассчитываем по формуле: ΔU = ΔH — Δn*R*T. Рассчитаем молярную теплоту парообразования воды по формуле:

  1. ΔH = 2451 Дж/г * 18 г/моль = 44,12 кДж/моль,
  2. n H2О(ж) = Термодинамика химических превращений - в помощь студенту= 13,89 моль → ΔU = (ΔH — Δn*R*T)*13,89 = =(44,12-1*8,3*10-3*293)*13,89 = 579,0 кДж.
  3. Следовательно, внутренняя энергия системы увеличилась на 579,0 кДж.
  4. Примеры решения типовых задач по второму началу термодинамики.
  5. При решении задач указывать и учитывать агрегатное состояние веществ.

Задачи по  Определение изменения энтропии в различных процессах

Особенностью химических и физико-химических превращений является участие в них большого числа частиц. Для таких систем наиболее вероятно состояние беспорядка (частицы менее связаны, менее упорядочены), которое характеризуется энтропией (S).

Количественно изменение энтропии можно рассчитать на основе следствия закона Гесса. Чем большее увеличение энтропии в каком-либо процессе, тем этот процесс более вероятен.

Качественно знак изменения энтропии можно оценить (определить), сопоставляя число частиц до и после реакции и агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции.

  • Энтропия связана с теплотой и возрастает при увеличении беспорядка:
  • — переход из твёрдого состояния жидкое, из жидкого – в газообразное;
  • — расширение газов;
  • — растворение кристаллов;
  • — увеличение числа частиц.
  • Энтропия уменьшается при возрастании упорядоченности (взаимодействие частиц увеличивается):
  • — конденсация паров, сжижение;
  • — сжатие газа;
  • — полимеризация, кристаллизация;
  • — уменьшение числа частиц.
  • Задача 1. Определить знак изменения энтропии в реакциях:
  1. NH4NO3 (т) → N2O + 2H2O (г)
  2. 2H2 (г) + O2 (г) = 2 H2O (ж)
  3. N2 + 3H2 → 2NH3 или N2 + H2 → NH3

Решение. Знак изменения энтропии можно установить по количеству частиц исходных и конечных веществ:

Δn = nкон. – nисх., где Δn – изменение количества частиц; если Δn > 0, то энтропия возрастает; при Δn < 0 – энтропия уменьшается; если Δn = 0 - энтропия не изменяется. Кроме этого, учитывают агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции.

  1. Δn = 3-1 = 2 → Δn > 0, → ΔS > 0, т.е. энтропия возрастает, тем более, что образуются газы.
  2. Δn = 2-3 = -1 → Δn < 0, → ΔS < 0, т.е. энтропия уменьшается, тем более, что газы (большой беспорядок) превращаются в жидкость (упорядоченность больше).
  3. Δn = 1 – (+) = -1, → Δn < 0, → ΔS < 0, т.е. энтропия убывает.

Задача 2. Рассчитать изменение энтропии при реакции N2+ H2 → NH3, если стандартные энтропии (S°) азота, водорода и аммиака соответственно равны 191,6; 130,6 и 192,8 Дж/моль*К.

  1. Решение. В соответствии со следствием из закона Гесса рассчитаем ΔS при реакции: ΔS°р-ции = S°NH3 — S°N2 — S°H2, →
  2. ΔS°р-ции = 192,8 — * 191,6 — * 130,6 = -98,9 Дж/моль*К
  3. Следовательно, ΔS°р-ции < 0 и самопроизвольно реакция не идёт.

Задача 3. Рассчитать изменение энтропии при плавлении 10 г льда, если уд. теплота плавления (q) равна 19,12 Дж/г.

Решение. Плавление – фазовый переход – изотермический обратимый процесс → ΔS = ; tплавл. льда = 0°С или 273°К →

ΔS==0,070 Дж/К*г, при плавлении 10г льда ΔS=0,070*10=0,7 Дж/К*г

Задачи по тем Определение возможности и направления химических реакций.

В неизолированных системах критерием самопроизвольного протекания реакции является убыль свободной энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала), т.е. ΔG < 0. Чем меньше величина ΔG, тем больше вероятность протекания химической реакции.

Задача 1. Возможно ли совместное хранение на складе этиленгликоля (антифризная жидкость) и калиевой селитры (удобрение)?

Решение. Между указанными веществами может протекать реакция:

3C2H6O2 + 10KNO3 → 6CO2 + 4H2O + 10NO + 10KOH

Реакция возможна, если свободная энергия Гиббса уменьшается, т.е. ΔGр-ции < 0. Для расчёта ΔG используем следствие из закона Гесса:

  • ΔG°р-ции = (6ΔG°CO2 + 4ΔG°H2O(г) + 10ΔG°NO + 10ΔG°KOH) – (3*ΔG°C2H6O2 — 10ΔGKNO3).
  • Подставим справочные данные:
  • ΔGр-ции = 6 * 394,6 + 4 * (-228,8) + 10 * 80,6 + 10 * (-379,3) –
  • — (3 * (-319,4)) + 10 * (-393,4)) = -1377,6 (кДж).
  • Рассчитаем ΔG в пересчёте на 1 моль этиленгликоля:
  • ΔG°р-ции =-459,2 кДж/моль.
Читайте также:  Неоплатонизм - в помощь студенту

В процессе реакции свободная энергия уменьшается, следовательно, реакция может протекать самопроизвольно при обычной температуре (25°С), поэтому совместное хранение этиленгликоля и калийной селитры недопустимо, т.к. может произойти самовозгорание.

  1. Задача 2. Рассчитать ΔG° для реакции NH3(г) + HCl(г) → NH4Cl(т)
  2. Решение задачи.
  3. Используем формулу:
  4. ΔG°р-ции = ΔH° — T * ΔS°
  5. Для расчета ΔH° и ΔS° используем следствие из закона Теса:
  6. ΔH°р-ции = ΔH°NH4Cl — ΔH°NH3 — ΔH°HCl и
  7. ΔS°р-ции = ΔS°NH4Cl — ΔS° NH3 — ΔS°HCl , числовые значения ΔH° и ΔS° веществ берем из справочника.
  8. ΔH°р-ции = -315,39 – (- 46,19)- (-92,3) = -176,9 кДж
  9. ΔS°р-ции = 94,56 – 192,5 – 186,7 = -284,64 = 0,28464;
  10. Т = 273 + 25 = 298;
  11. ΔG°р-ции = -176,9 – 298 * (-0,28464) = -92,08
  12. Следовательно, ΔG°р-ции < 0 и в стандартных условиях реакция возможна.
  13. Задача 3. Рассчитать свободную энергию Гиббса для реакции
  14.  2NO + O2 ↔ 2NO2 при температурах 1050, 1100, 1150и 1200К, построить график ΔG – Т, сделать вывод о направлении реакции при разных температурах.
  15. Решение.
  16. Запишем уравнение реакции в стандартном виде:
  17. NO + O2 ↔ NO2
  18. Используем следствие из закона Гесса, значения S° и ΔH° возьмем из справочника.

Учесть что теплоты образования простых веществ (O2, N2, H2 и т.д.) приняты за ноль (ΔH° = 0),

  • ΔS°р-ции = S°NO2 — S°NO — S° O2 = 240 -211 — * 161 = -51,5
  • ΔH°р-ции = ΔH°NO2 — ΔH°NO = 33 – 91 = -58
  • Вычислим температуру, при которой достигается равновесие (ΔGр-ции = 0):
  • ΔG = ΔH° — Т * ΔS° → ТΔS° = ΔH°→T = = =1126 К
  • рассчитаем ΔGр-ции при разных температурах (1050, 1100, 1150, 1200)
  • ΔGр-ции = -58 + 51,5 * 10-3 * Т;
  • ΔG1050 = -3,92; ΔG1100 = -1,35; ΔG1150 = 1,23 и ΔG1200 = 3,8
  • На основании полученных данных построим график:
  • При Т < Tравн преобладает прямая реакция, а при T > Tравн – обратная.
  • Наступление равновесия возможно, если знак изменения функций ΔH и Δ S одинаков
  • Задачи по расчету констант равновесия.
  • Зависимость константы равновесия от свободной энергии Гиббса выражается уравнением:
  • ΔG = -2,3 R * TlgK, где К – константа равновесия, R – универсальная газовая постоянная. В стандартных условиях lg298K = — 0,175 ΔG°298

Задача. Константа равновесия реакции С(Т) + СО2(г)↔ 2СО (г) при 1700°К равна 2,4. Рассчитать ΔGр-ции при 1700°К и константу равновесия в стандартных условиях (298°К).

Решение задачи.

ΔG1700 = -2,3 * R * TlgK = -2.3 * 8.3 * 1700 * lg2.4 = — 123370Дж = -123,37 кДж;

ΔG1700 < 0 → равновесие реакции сдвинуто вправо, т.е. в сторону прямой реакции.

Находим константу равновесия при 298°K (стандартные условия):

lgK298 = -0.175ΔG°298; необходимые данные берем из справочника.

ΔG°р-ции = 2 * ΔG°СО — ΔG°СО2 = 2( — 137,1) – ( — 394,2) = 120;

ΔG°р-ции = -2,3 * 8,3 *10-3 lgK * T = -2.3 * 8.3 *10-3 * 298 lgK,

lgK = = -21,05 → К = 10-21,05 → К

Источник: https://zadachi-ru.com.ua/khimiya/465-zadachi-khimicheskaya-termodinamika-i-termokhimiya.html

Химическая термодинамика, теория и примеры

Термодинамика является макроскопической теорией.

Химическая термодинамики использует термодинамические методы для решения задач химии, например, исследования теории разных видов химических и фазовых равновесий и свойств веществ в растворах.

Основной физической величиной, которая подлежит рассмотрению в термодинамике, является энергия. Основным законом термодинамики является вариация закона сохранения энергии. Спецификой макроскопических систем, рассматриваемых в термодинамике, является то, нельзя провести непосредственное измерение энергии макроскопической системы.

Разные методы в физике дают возможность определить изменение энергии отдельных частиц системы (атомов, молекул, ионов). Не существует способов прямого измерения энергии как единого целого. Изменение энергии макросистемы определяют как теплоту или работу.

Существование внутренней энергии макросистемы (), как физической величины было установлено в середине XIX века, после открытия первого начала термодинамики. Позднее появилась необходимость применять и другие, не измеряемые величины такие как: энтропия, энтальпия, химический потенциал и т.п.

Каждая подобная величина определена как функция измеряемых величин, поэтому все выводы термодинамики можно проверить экспериментально.

Для описания свойств систем в термодинамике используют термодинамические переменные, которые называют термодинамическими параметрами.

Термодинамические параметры — это физические величины, используя которые описывают явления, которые связаны с превращениями теплоты и работы.

Термодинамические параметры являются макроскопическими величинами, отражающими свойства больших совокупностей молекул.

На основе первого начала термодинамики составляют уравнения теплового баланса. Второе и третье начала термодинамики служат для анализа фазового и химического равновесия.

Задачи химической термодинамики

Исследование законов химического и физического равновесия дают возможность решать следующие основные задачи:

  1. Определение условий реализации химических процессов. Вычисление тепловых эффектор химических реакций.
  2. Поиск пределов устойчивости исследуемых веществ при заданных условиях.
  3. Ликвидация (избегание) побочных реакций.
  4. Избрание оптимального режима проведения процесса.

Основные законы химической термодинамики

Первый закон термодинамики, которой отображает обмен энергией между системой и окружающей средой в форме работы и теплоты. Это одни из видов законов сохранения энергии. Формулировок первого начала термодинамики несколько, запишем один из них для закрытой системы:

    Термодинамика химических превращений - в помощь студенту

где – количество теплоты, подведенное к системе; – работа системы; – изменение внутренней энергии системы.

Энтальпией () называют термодинамическую функцию, которая характеризует энергетическое состояние системы в изобарно — изотермических условиях ( то есть при Термодинамика химических превращений - в помощь студенту). Энтальпия отражает тепловые изменения в системе, а теплота в окружающей среде. Количество теплоты, которое поглощается или выделяется в ходе химической реакции при Термодинамика химических превращений - в помощь студенту равно изменению энтальпии системы (энтальпия реакции).

  • Закон Гесса для химических реакций говорит о том, что: величина теплового эффекта изобарных или изохорных процессов зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от хода процесса.
  • Закон Гесса применяют для вычисления тепловых эффектов химических реакций.
  • Закон Гесса имеет полезные следствия:
  1. Энтальпия химической реакции при стандартных условиях равна разности алгебраической суммы энтальпий возникновения продуктов реакции, и суммы энтальпий образования исходных веществ.
  2. Теплота, которая выделяется при горении вещества в кислороде в количестве 1 моль до образования высших оксидов при стандартных условиях, называется стандартной теплотой сгорания вещества. Энтальпия реакции горения равна разности суммы энтальпий (с учетом знаков) сгорания исходных веществ и суммы энтальпий горения продуктов реакции при учете их стехиометрических коэффициентов. По закону Гесса количество выделяемой теплоты при окислении не зависит от того как и где происходит процесс горения, если продукты реакции не изменяются.
  3. При разложении вещества расходуется (требуется) такое же по модулю количество теплоты как при образовании данного вещества. Это закон Лавуазье – Лапласа.
  4. Если повести две реакции, которые приводят из разных начальных состояний к одним конечным состояниям, то разница в тепловых эффектах составит количество теплоты перехода из первого начального состояния во второе.
  5. При проведении двух реакций из одних начальных состояний в различные конечные состояния разница в тепловых эффектах составит тепловой эффект перехода от первого конечного состояния во второе.

Второй закон термодинамики говорит о направлении протекания процессов. Все самопроизвольные процессы происходят так, что система стремится к минимуму энергии, при этом энтропия системы увеличивается.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/fizika/ximicheskaya-termodinamika/

Основы термодинамики

Термодинамика — наука об энергии, о принимаемых ею формах и о правилах, описывающих их соотношения и превращения.

 Химическая термодинамика – раздел термодинамики, в котором описывается влияние состава и строения веществ, а также условий среды на их термодинамические свойства, т.е. изучает химические явления с позиции термодинамики.

В основе термодинамики лежат несколько основных законов, известных как Первый -, Второй – и Третий– законы (начала) термодинамики. Далее, кратко рассмотрим каждый из этих законов. Первый закон термодинамики —…

Подробнее >>

Второй закон термодинамики, самопроизвольные процессы и изменение энтропии Второй закон термодинамики имеет множество формулировок, но если объяснять простыми словами, то его принцип сводится к определению процессов, протекающих самопроизвольно.

Самопроизвольное протекание процессов возможно только в том случае, когда происходит переход системы из менее вероятного состояния в более вероятное. Процессы называются самопроизвольными, если для их протекания не нужен посторонний источник энергии.

Как правило, если в одном направлении процесс протекает самопроизвольно, то в…

Подробнее >>

Третий закон термодинамики, изменение энтропии в химических реакциях Третий закон термодинамики связан с мерой беспорядочности системы — энтропией. Рассмотрим подробнее изменение этого параметра в процессе химической реакции.

Довольно часто мы имеем дело с процессами, протекающими при постоянных давлении и температуре. Это, например, фазовые превращения (ΔSф.п) и химические реакции (ΔSр-ции).

При химических реакциях изменение энтропии можно определить следующим образом: ΔSр-ции=ΣSкон – ΣSисх Если в ходе реакции происходит изменение объема системы, то можно судить и об…

Подробнее >>

Чтобы дать ответ на вопрос о возможности протекания той или иной реакции, о ее направлении и глубине необходимо снова воспользоваться II – законом термодинамики, который может быть сформулирован следующим образом: любой самопроизвольно протекающий процесс, а также и химическая реакция, идет в том направлении, которое сопровождается уменьшением свободной энергии в системе (при постоянных температуре и давлении) или энергии Гельмгольца (при постоянных температуре и объеме).

Подробнее >>

Здесь вы найдете примеры задач на вычисление таких термодинамических параметров как энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. Определение возможности самопроизвольного протекания процесса, а также составление термохимических уравнений.

Подробнее >>

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/osnovy-termodinamiki

Учебно-образовательная физико-математическая библиотека

  • Алифанов О.М. Обратные задачи теплообмена. М.: Машиностроение, 1988 (djvu, 3.25 M)
  • Бабенко В.А., Фрост В.А. Зависимость скалярной диссипации от химических превращений в турбулентных потоках. Препринт № 840. М.: ИПМех РАН, 2008 (pdf, 1.22 M)
  • Био М. Вариационные принципы в теории теплообмена. М.: Энергия, 1975 (djvu, 2.08 M)
  • Вайнберг А.М. Математическое моделирование процессов переноса. Решение нелинейных краевых задач. Москва-Иерусалим, 2009 (pdf, 7.19 M)
  • Варгафтик Б. (ред.) Теплофизические свойства некоторых авиационных топлив в жидком и газообразном состоянии. Сборник статей. М.: ГНТИ, 1961 (djvu, 3.02 M)
  • Вулис Л.А. Тепловой режим горения. М.-Л.: ГЭИ, 1954 (djvu, 4.50 M)
  • Гленсдорф П., Пригожин И. Термодинамическая теория структуры, устойчивости и флуктуации. М.: Мир, 1973 (djvu, 2.72 M)
  • Гогонин И.И., Шемагин И.А., Будов В.М., Дорохов А.Р. Теплообмен при пленочной конденсации и пленочном кипении в элементах оборудования АЭС. М.: Энергоатомиздат, 1993. (ISBN 5283034097) (djvu, 4.91 M)
  • Гришин А.М., Фомин В.М. Сопряженные и нестационарные задачи механики реагирующих сред. Новосибирск: Наука, 1984 (djvu, 9.60 M)
  • Гупало Ю.П., Полянин А.Д., Рязанцев Ю.С. Массотеплообмен реагирующих частиц с потоком. М.: Наука, 1985 (djvu, 6.32 M)
  • де Гроот С.Р. Термодинамика необратимых процессов. М.: ГИТТЛ, 1956 (djvu, 2.70 M)
  • Дильман В.В., Полянин А.Д. Методы модельных уравнений и аналогий в химической технологии. М.: Химия, 1988 (djvu, 4.52 M)
  • Дремин А.Н., Савров С.Д., Трофимов В.С., Шведов К.К. Детонационные волны в конденсированных средах. М.: Наука, 1970 (djvu, 3.77 M)
  • Егоров А.В., Нигматулин Р.И., Рожков А.Н., Черняев Е.С. Тепловые эффекты при транспорте глубоководных гидратов метана в негермнтичном контейнере. Препринт ИПМех РАН № 1009, 2012. (pdf, 4.11 M)
  • Железнякова А.Л., Суржиков С.Т. На пути к созданию модели виртуального ГЛА. I. М.: ИПМех РАН, 2013. (ISBN 9785917410845) (djvu, 5.35 M)
  • Загорученко В.А., Журавлев А.М. Теплофизические свойства газообразного и жидкого метана. М.: Изд-во стандартов, мер и измерительных приборов, 1969 (djvu, 4.24 M)
  • Зарубин В.С., Кувыркин Г.Н. Математические модели термомеханики. М.: Физматлит, 2002 (djvu, 1.96 M)
  • Зельдович Я.Б., Баренблатт Г.И., Либрович В.Б., Махвиладзе Г.М. Математическая теория горения и взрыва. М.: Наука, 1980 (djvu, 9.06 M)
  • Зельдович Я.Б., Компанеец А.С. Теория детонации. М.: ГИТТЛ, 1955 (djvu, 3.50 M)
  • Зельдович Я.Б., Райзер Ю.П. Физика ударных волн и высокотемпературных гидродинамических явлений (2-е издание). М.: Наука, 1966 (djvu, 8.77 M)
  • Иноземцев Н.В. Основы термодинамики и кинетики химических реакций (курс специальной термодинамики). М.: Академия механизации и моторизации Красной Армии, 1940 (djvu, 5.04 M)
  • Карслоу Г., Егер Д. Теплопроводность твердых тел. М.: Наука, 1964 (djvu, 7.63 M)
  • Князева А.Г. Введение в термодинамику необратимых процессов. Лекции о моделях. Томск: Изд-во «Иван Федоров», 2014. (pdf, 1.16 M)
  • Ковалев В.Л. Гетерогенные каталитические процессы в аэротермодинамике. М.: Физматлит, 2002 (djvu, 2.38 M)
  • Кубо Р. Термодинамика. М.: Мир, 1970 (djvu, 3.36 M)
  • Кувыркин Г.Н. Термомеханика деформируемого твердого тела при высокоинтенсивном нагружении. М.: Изд-во МГТУ, 1993 (djvu, 1.92 M)
  • Кузнецов В.Р., Сабельников В.А. Турбулентность и горение. М.: Наука, 1986 (djvu, 5.65 M)
  • Кукушкин С.А., Слезов В.В. Дисперсные системы на поверхности твердых тел (эволюционный подход): механизмы образования тонких пленок. СПб.: Наука, 1996. (ISBN 5020248568) (djvu, 3.31 M)
  • Кутателадзе С.С, Накоряков В.Е. Тепломассообмен и волны в газожидкостных системах. Новосибирск: Наука, 1984 (djvu, 6.21 M)
  • Кутателадзе С.С. Основы теории теплообмена (5-е изд.) М.: Атомиздат, 1979 (djvu, 8.78 M)
  • Кутателадзе С.С. Теплопередача при конденсации и кипении (2-ое изд.). М.-Л.: МАШГИЗ, 1952 (djvu, 5.02 M)
  • Кутателадзе С.С., Боришанский В.М. Справочник по теплопередаче. М.-Л.: Энергетическое изд., 1958 (djvu, 4.88 M)
  • Кутателадзе С.С., Стырикович М.А. Гидродинамика газожидкостных систем (2-е изд.). М.: Энергия, 1976 (djvu, 4.92 M)
  • Кутепов А.М., Полянин А.Д., Запрянов З.Д., Вязьмин А.В., Казенин Д.А. Химическая гидродинамика. М.: Квантум, 1996 (pdf, 3.21 M)
  • Левич В.Г. Физико-химическая гидродинамика (2-е издание). М.: Физматлит, 1959 (djvu, 18 M)
  • Лыков А.В. Теория теплопроводности. М.: Высш. школа, 1967 (djvu, 21 M)
  • Лыков А.В., Берковский Б.М. Конвекция и тепловые волны. М.: Энергия, 1974. (djvu, 2.16 M)
  • Михеев М.А. Основы теплопередачи (2-е издание). М.-Л.: Госэнергоиздат, 1949 (djvu, 8.06 M)
  • Овчинников А.А., Тимашев С.Ф., Белый А.А. Кинетика диффузионно-контролируемых химических процессов. М.: Химия, 1986 (djvu, 3.34 M)
  • Патанкар С., Сполдинг Д. Тепло- и массообмен в пограничных слоях. М.: Энергия, 1971 (djvu, 2.24 M)
  • Попов В.М. Теплообмен в зоне контакта разъемных и неразъемных соединений. М.: Энергия, 1971 (djvu, 3.45 M)
  • Раушенбах Б.В. Вибрационное горение. М.: ГИФМЛ, 1961 (djvu, 5.41 M)
  • Рубцов Н.М., Алымов М.И., Калинин А.П., Виноградов А.Н., Родионов А.И., Трошин К.Я. Дистанционное исследование процессов горения и взрыва на основе оптоэлектронных методов. Саратов: Изд-во КУБиК, 2019. (ISBN 9785918186176) (pdf, 30 M)
  • Старостин И.Е., Быков В.И. Кинетическая теорема современной неравновесной термодинамики. USA: Open Science Publishing, 2017. (ISBN 9780244366995) (pdf, 7.83 M)
  • Суржиков С.Т. Гиперзвуковое обтекание разреженным газом поверхностного тлеющего разряда с внешним магнитным полем. М.: ИПМех РАН, 2011. (ISBN 9785917410357) (djvu, 5.92 M)
  • Суржиков С.Т. Радиационная газовая динамика спускаемых космических аппаратов. Многотемпературные модели. М.: ИПМех РАН, 2013. (ISBN 9785917410883) (djvu, 18 M)
  • Суржиков С.Т. Расчетное исследование аэротермодинамики гиперзвукового обтекания затупленных тел на примере анализа экспериментальных данных. М.: ИПМех РАН, 2011. (ISBN 9785917410333) (djvu, 2.95 M)
  • Терехов С.В. Моделирование тепловых и кинетических свойств реальных систем. Донецк: Вебер, 2007 (pdf, 5.48 M)
  • Тимашев С.Ф. Физикохимия мембранных процессов. М.: Химия, 1988 (djvu, 3.49 M)
  • Туницкий Н.Н., Каминский В.А., Тимашев С.Ф. Методы физико-химической кинетики. М.: Химия, 1972 (djvu, 2.77 M)
  • Ферми Э. Термодинамика. Харьков: ХГУ, 1969 (djvu, 1.82 M)
  • Франк-Каменецкий Д.А. Диффузия и теплопередача в химической кинетике (2-е издание). М.: Наука, 1987 (djvu, 10 M)
  • Фрост В.А. Уравнение для корреляционной функции скаляра и расчет турбулентных чисел Шмидта и Шервуда. Препринт № 856. М.: ИПМех РАН, 2008 (pdf, 622 K)
  • Фукс Н.А. Испарение и рост капель в газообразной среде. М.: Изд-во АН СССР, 1958 (djvu, 609 K)
  • Фукс Н.А. Механика аэрозолей. М.: АН СССР, 1955 (djvu, 3.22 M)
  • Фукс Н.А. Успехи механики аэрозолей. М.: АН СССР, 1961 (djvu, 1.29 M)
  • Холпанов Л.П., Шкадов В.Я. Гидродинамика и тепломассообмен с поверхностью раздела. М.: Наука, 1990. (ISBN 502001320Х) (djvu, 4.10 M)
  • Циглер Г. Экстремальные принципы термодинамики необратимых процессов и механика сплошной среды. М.: Мир, 1966 (djvu, 1.35 M)
  • Эккерт Э.Р., Дрейк Р.М. Теория тепло- и массообмена. М.-Л.: Госэнергоиздат., 1961 (djvu, 12 M)

Источник: http://mechmath.ipmnet.ru/lib/?s=thermal&book=33790&get=33799

Ссылка на основную публикацию