- •1. Закон Рауля. Давление пара над идеальным раствором. Предельно разбавленные растворы. Закон Генри.
- •2. Гетерогенный катализ: основные стадии, энергетический профиль
- •1. Энтропия и 2-й закон термодинамики. Термодинамическое и статистическое определение энтропии, их взаимосвязь.
- •2. Фотохимические реакции. Примеры. Законы фотохимии. Квантовый выход.
- •1. Исходные постулаты термодинамики. Термические и калорические уравнения состояния
- •2. Основные приближенные методы химической кинетики: квазиравновесное и квазистационарное приближения. Условия применимости, энергетические кривые.
- •1. Коллигативные свойства растворов (электролиты и неэлектролиты)
- •2. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Постулаты химической кинетики
- •1. Связь константы равновесия с изменением термодинамических функций в реакции. Зависимость константы равновесия от температуры. Принцип Ле Шателье
- •2. Константа скорости. Порядок, псевдопорядок и молекулярность реакции. Экспериментальное определение порядка реакции и константы скорости
- •1. Электродные потенциалы, их зависимость от концентраций (активностей) ионов и температуры. Стандартные электродные потенциалы.
- •2. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса. Энтальпия образования.
- •1. Электродвижущая сила (эдс), ее связь с термодинамическими величинами. Типы электрохимических ячеек.
- •2. Формальная кинетика реакций целого порядка. Период полупревращения, его зависимость от начальной концентрации.
- •1. Сечения простейших фазовых диаграмм «температура – состав». Типичные диаграммы «жидкость – пар» (с азеотропом и без).
- •2. Энтальпия химической связи. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры и давления.
- •1. Третий закон термодинамики. Абсолютная энтропия.
- •2. Влияние температуры на скорость реакции. Уравнение Аррениуса, его интегральная и дифференциальная формы. Опытная энергия активации.
- •1. Термодинамические системы и их классификация. Экстенсивные и интенсивные величины. Функции состояния и функции процесса. Термодинамические координаты и силы.
- •1. Фундаментальное уравнение Гиббса в переменных t, V. Критерии самопроизвольности процесса и равновесия.
- •2. Сложные химические реакции. Механизмы реакций. Решение кинетических уравнений для обратимых реакций первого порядка.
- •1. Обратимые реакции:
- •2. Параллельные реакции:
- •3. Последовательные реакции:
- •1. Химический потенциал, определение. Идеальные растворы. Термодинамика смешения. Активность и коэффициенты активности.
- •2. Сложные химические реакции. Механизмы реакций. Решение кинетических уравнений для параллельных реакций первого порядка. Термодинамический и кинетический контроль.
- •1. Обратимые реакции:
- •2. Параллельные реакции
- •1. Вычисление абсолютной энтропии из экспериментальных данных.
- •2. Гетерогенные системы. Фазовый состав. Условия фазового равновесия. Правило фаз Гиббса.
- •1. Внутренняя энергия и 1-й закон термодинамики в переменных t, V. Тепловой эффект процесса при постоянном объеме или давлении. Калорические коэффициенты.
- •2. Фотохимические реакции. Первичные процессы при возбуждении: фотофизические и фотохимические. Кинетика фотохимических реакций. Отличие фотохимических реакций от темновых.
- •1. Фазовые диаграммы однокомпонентных систем. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса.
- •2. Уравнения химических реакций. Стехиометрические соотношения. Химическая переменная. Энергетическая кривая химической реакции (элементарной и двухстадийной).
- •1. Объединение 1-ого и 2-ого законов. Фундаментальные уравнения Гиббса для закрытых и открытых систем. Энергии Гельмгольца и Гиббса. Термодинамические потенциалы.
- •2. Осмос. Осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа и область его применимости
- •1. Химический потенциал компонента идеального раствора. Термодинамические функции образования идеального раствора
- •2. Основные понятия катализа. Классификация каталитических реакций. Гомогенный катализ. Общий механизм катализа
- •1. Энтальпия и 1-й закон термодинамики в переменных t, p. Тепловой эффект процесса при постоянном давлении. Изобарная теплоемкость
- •2. Электроды и полуреакции. Основные типы электродов. Стандартные электродные потенциалы. Эдс и ее связь с термодинамическими функциями.
- •1. Стандартные состояния и термодинамические функции индивидуальных веществ. Оператор химической реакции. Изменение термодинамических функций в химических реакциях
- •2. Простейшая схема ферментативного катализа и ее кинетический анализ. Формула Михаэлиса-Ментен
- •1. Энтропия как функция состояния и как критерий направленности самопроизвольного процесса
- •2. Условия химического равновесия. Закон действующих масс для идеально-газовой смеси. Константы равновесия и связь между ними
- •1. Зависимость энтальпии и энтропии индивидуального вещества от температуры и давления
- •2. Связь кинетических и термодинамических величин на примере обратимых элементарных реакции 1-го порядка
- •1. Уравнения изотермы, изохоры и изобары реакции
- •2. Формальная кинетика реакций целого порядка. Период полупревращения, его зависимость от начальной концентрации
- •1. Уравнения Гиббса-Гельмгольца. Соотношения Максвелла. Связь калорического и термического уравнения состояния
- •2. Растворы. Способы выражения химического состава и связь между ними
- •1. Закон Гесса. Энтальпия образования. Термохимические циклы. Энтальпия химической связи.
- •2. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Постулаты химической кинетики: закон действующих масс, принцип независимости химических реакций, принцип лимитирующей стадии
- •1. Связь константы равновесия с изменением стандартных термодинамических величин в реакции. Закон действующих масс для гетерогенных реакций и реакций в растворах
- •2. Коллигативные свойства растворов. Осмос. Формула Вант-Гоффа. Криоскопия и эбуллиоскопия
- •1. Энтропия и 2-й закон термодинамики. Термодинамическое и статистическое определение энтропии, их взаимосвязь.
- •2. Дисперсные системы и их классификация. Поверхностное натяжение и его проявление. Смачивание. Поверхностно-активные вещества и механизм его действия
- •1. Количество вещества как внешний параметр открытой системы. Диффузионный контакт между системами. Химический потенциал.
- •2. Зависимость константы равновесия от температуры и давления
- •1. Фундаментальное уравнение Гиббса в переменных p и t. Критерии самопроизвольности процесса и равновесия
- •2. Изотерма, изобара и изостера адсорбции. Уравнение Ленгмюра. Простейшие модельные представления в теории адсорбции.
1. Коллигативные свойства растворов (электролиты и неэлектролиты)
Свойства разбавленных растворов, зависящие только от количества растворенного вещества, называют коллигативными свойствами. К ним относятся: понижение давления пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания раствора, а также осмотическое давление.
Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем описывается формулами:
где – моляльность раствора, и – криоскопическая и эбилиоскопическая постоянные растворителя, – мольная доля растворенного вещества, и – энтальпии плавления и испарения растворителя, – молярная масса.
Осмотическое давление π в разбавленных растворах можно рассчитать по уравнению:
где – активность растворителя (≈), – мольная доля растворенного вещества, – мольный объем растворителя. В разбавленных растворах это выражение преобразуется в уравнение Вант-Гоффа: , где с – молярность раствора.
Электролитами называют вещества или системы, содержащие в заметных количествах ионы и обладающие ионной проводимостью. Различают твердые электролиты, расплавы и растворы электролитов. Растворы электролитов также часто называют электролитами.
По способности к электролитической диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Слабые электролиты в растворах диссоциированы лишь частично. Доля диссоциированных молекул электролита называется степенью диссоциации. Степень диссоциации α электролита связана с константой дисоциации К законом разведения Оствальда, который для бинарного электролита записывается следующим образом:
где с – молярность электролита, V=1/с – объем, в котором содержится 1 моль электролита.
Поскольку при диссоциации число частиц в растворе возрастает, растворы электролитов обладают аномальными коллигативными свойствами. Уравнения, описывающие коллигативные свойства раствором неэлектролитов, можно применить и для описания свойств растворов электролитов, если ввести поправочный изотонический коэффициент Вант-Гоффа i, например:
Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации α электролита: , где ν – количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.
При термодинамическом описании растворов электролитов так же, как и растворов неэлектролитов, используют метод активностей. Свойства реальных растворов описываются уравнениями, в которых вместо концентраций вводится активность а:
Активность выражается в виде произведения концентрации m, на коэффициент активности : .
Экспериментально активность электролитов можно определить так же, как и активности неэлектролитов, из измерений коллигативных свойств растворов – давления пара, осмотического давления, температуры кипения и замерзания, а также измерения ЭДС гальванического элемента.
2. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Постулаты химической кинетики
Скорость химической реакции в газовой фазе или в растворе определяется изменением числа молекул (или числа молей n) вещества в единице объема:
знак плюс используют, если скорость определяют по продукту, а минус – по исходному веществу. Если реакция протекает при постоянном объеме, то скорость выражают через молярную концентрацию: . Если в реакции участвует несколько веществ, то скорость можно выражать через концентрацию любого из них, так как концентрации остальных веществ связаны с ней стехиометрическими соотношениями (неверно в сложных реакциях, где образуются устойчивые побочные продукты). Так для реакции:
скорость в момент времени t:
для любых i и j.
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и наличия катализатора. Зависимость скорости реакции от концентрации описывается основным постулатом химической кинетики – законом действующих масс:
Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна текущим концентрациям реагирующих веществ, возведенные в некоторые степени:
k – константа скорости, зависящая только от температуры; x – порядок реакции по веществу A. Уравнения такого типа называют кинетическими уравнениями.
Принцип независимости химических реакций:
Если в системе протекает несколько простых реакций, то каждая из них подчиняется основному постулату химической кинетики независимо от других реакций.
Принцип лимитирующей связи:
В последовательных реакциях общая скорость процесса определяется скоростью самой медленной стадии, а в параллельных – скоростью самой быстрой стадии
Принцип детального равновесия:
Если сложная система находится в равновесии, то в каждой из элементарных стадий также соблюдается равновесие (скорости прямой и обратной реакции равны).
Билет 5