- •1. Предмет, задачи и основные понятия химической кинетики: система, фаза, процесс, механизм реакции, скорость реакции, средняя и истинная скорость химической реакции.
- •1.2 Скорость гомогенных и гетерогенных процессов. Многостадийность гетерогенных процессов. Факторы, влияющие на скорость реакций. Основные кинетические законы и правила.
- •4. Влияние температуры на скорость процессов. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент реакции (γ). Уравнение Аррениуса.
- •5. Энергия активации процесса. Уравнение Аррениуса. Анализ уравнения Аррениуса.
- •6. Энергетические диаграммы реакций, активированный комплекс. Влияние катализаторов на скорость химических реакций.
- •7. Обратимые процессы. Химическое равновесие (кинетическое условие равновесия и факторы, влияющие на его состояние). Вывод константы равновесия.
- •8. Константа химического равновесия (кc и кp , их взаимосвязь). Физический смысл. Факторы, влияющие на численное значение. Зависимость кc и кp от температуры.
- •9. Кинетическое условие наступления равновесия в системе, условия его сохранения и смещения. Принцип Ле-Шателье.
- •10. Влияние изменения концентрации на положение равновесия обратимой реакции. Обосновать на конкретных примерах с использованием здм.
- •12. Основные понятия и определения химической термодинамики (термодинамические системы, параметры, функции).
- •13. Первый закон т/д. Внутренняя энергия, энтальпия: определение, физический смысл.
- •14. Тепловые эффекты реакций. Применение первого закона т/д к изохорным и изобарным процессам. Стандартные энтальпии образования веществ.
- •15. Законы термохимии (Лавуазье-Лапласа, Гесса). Расчет тепловых эффектов химических процессов. Уравнение Кирхгофа.
- •16. Второй закон т/д. Энтропия системы, физический смысл. Зависимость ее от различных факторов.
- •17. Энтропия системы и ее изменение при протекании физико-химических процессов. Расчет ∆s х.Р. При стандартных условиях и заданной температуре.
- •19. Взаимосвязь энтальпийного и энтропийного факторов в определении т/д условий протекания самопроизвольных процессов.
- •20. Термодинамические условия наступления равновесия. Расчет температуры наступления равновесия. Уравнение изотермы химической реакции.
- •21. Уравнение изобары хим. Реакции и использование его в расчетах тепловых эффектов реакций (∆н).
- •23. Обратимость диссоциации слабых электролитов. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Расчет концентраций ионов в слабом электролите.
- •24. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.
- •25. Теория электродных потенциалов (механизм возникновения, зависимость значений от природы электродов). Электроды 1-го рода: металлические и газовые.
- •27. Электроды 1 рода (металлические и газовые). Схематическая запись, уравнения электродных реакций. Уравнение Нернста и расчет φp .
- •28. Частные случаи уравнения Нернста для расчета равновесных потенциалов газовых электродов (вывод, анализ: зависимость значений равновесных потенциалов от рН растворов).
- •29. Водородный и кислородный электроды, зависимость их значений от величины рН. Топливные водород-кислородные элементы.
- •30. Гальванические элементы: химические и концентрационные: принцип работы, основные характеристики (на конкретных примерах).
- •31. Химические гальванические элементы: Даниэля-Якоби и Вольта: принцип работы, основные характеристики.
- •32. Концентрационные гальванические элементы на конкретных примерах элементов, составленных из 2-х металлических электродов: принцип работы, основные характеристики.
- •33. Концентрационные гальванические элементы на конкретных примерах элементов, составленных из 2-х газовых электродов: принцип работы, основные характеристики.
- •34. Явление поляризации и деполяризации в гальванических элементах (на примере элемента Вольта и Даниэля-Якоби).
- •41. Явление поляризации и перенапряжение при электролизе. Потенциал (эдс) разложения. Расчет е поляр. И е разл. Электролита.
- •42. Химическая и электрохимическая коррозия металлов.
- •43. Причины и механизм электрохимической коррозии. Коррозия с водородной и кислородной деполяризацией. Факторы, влияющие на ее скорость.
- •44. Химические и электрохимические методы защиты от коррозии.
7. Обратимые процессы. Химическое равновесие (кинетическое условие равновесия и факторы, влияющие на его состояние). Вывод константы равновесия.
Обратимые процессы – процессы, протекающие при данных условиях одновременно в двух противоположных направлениях, при этом ни одно из реагирующих вещ-в не расходуется полностью. В закрытых системах при T=p=const обратимые реакции протекают до состояния равновесия. Хим. равновесие – состояние обр. процесса, при котором vпр=vобр. Х.Р. нарушается при изменении p, T, C. Вывод KC:
где - равновесная концентрация вещ-ва, моль/л.
8. Константа химического равновесия (кc и кp , их взаимосвязь). Физический смысл. Факторы, влияющие на численное значение. Зависимость кc и кp от температуры.
Для газообразных систем вместо концентраций можно использовать равновесные парциальные давления газов:
Физический смысл КC (КP ) : константа равновесия определяет предел (глубину) протекания процесса в выбранном направлении, показывая, какие вещества (исходные или продукты реакции) преобладают в равновесной системе. Если К>1, равновесие смещено вправо, т. е. в равновесной системе преобладают продукты реакции, и наоборот, при К<1 — равновесие смещено влево, преобладают исходные вещества. Численное значение КC (КP ) зависит от природы реагирующих веществ, температуры и не зависит от концентраций (парциальных давлений) и присутствия катализатора. Зависимость константы равновесия от температуры выражается уравнением изобары (для Р, Т = const):
С повышением температуры константа равновесия увеличивается в эндотермических реакциях и уменьшается в экзотермических реакциях.
9. Кинетическое условие наступления равновесия в системе, условия его сохранения и смещения. Принцип Ле-Шателье.
Условие наст. равн.: vпр=vобр. Равновесие смещается при изменении C, P, T, при которых система находилась в равновесии.
Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие. Например:
При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону продуктов реакции и наоборот.
При повышении давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая сопровождается уменьшением давления, т. е. в сторону образования меньшего числа молей газообразных веществ. Если реакция идет без изменения объема, то изменение давления не вызывает смещения химического равновесия.
Повышение температуры смещает равновесие в сторону протекания эндотермического процесса (∆Н>0), а понижение — в сторону экзотермической реакции (∆Н<0).
10. Влияние изменения концентрации на положение равновесия обратимой реакции. Обосновать на конкретных примерах с использованием здм.
Увеличение концентрации веществ смещает равновесие в сторону той реакции, которая уменьшает их концентрацию, а уменьшение концентраций веществ смещает равновесие в сторону той реакции, которая их пополняет, увеличивает концентрацию.
Например:
Увел. vпр приводит к наруш. кин. усл. равн., и оно смещается в напр. реакции, идущей с большей скоростью. В данном случае, вправо:
Еще один пример:
11. Влияние изменения температуры на положение равновесия обратимой реакции. Обосновать на конкретных примерах с использованием энергетической диаграммы обратимой реакции.
При изм. T в разной степени изменяются скорость пр. и обр. реакции. Для выяснения напрвления смещения необходимо знать знак теплового эффекта реакции. При пов. T равновесие смещ. в сторону эндотерм. реакции (ΔH>0, Q<0), и наоборот. Диаграмма:
Эндотерм. реакция: