- •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.
20. Термодинамические условия наступления равновесия. Расчет температуры наступления равновесия. Уравнение изотермы химической реакции.
Пределом убыли свободной эн-гии Гиббса при самопроизвольном протекании процесса является ее мин. значение, отвечающее состоянию равновесия. Такое состояние системы наиболее устойчиво, а всякое отклонение от него требует энергетических затрат: В состоянии т/д равновесия оба процесса в системе равновероятны. Пренебрегая зависимостью ΔH и ΔS от темп-ры, можно приближенно определить темп. наст. равн.:
Взаимосвязь между константой равновесия и изобарным потенциалом выражается уравнением изотермы:
Зная ΔG, по ур-нию изотермы можно рассчитать KP, а значит, установить предел протекания процесса в данном направлении.
21. Уравнение изобары хим. Реакции и использование его в расчетах тепловых эффектов реакций (∆н).
Взаимосвязь ΔH и KP устанавливает ур-ние изобары:
Ур-ние изобары является математическим выражением принципа
Ле-Шателье для темп. фактора. Очевидно, что знак производной зависит только от знака ΔH, поэтому при ΔH>0 (эндотерм. реакция), повышение T приводит к возрастанию значения KP, т.е. равновесие смещается в сторону прямой реакции, подтверждая принцип Ле-Шателье. Чтобы определить изменение KP при изменении темп. на конечную вел-ну, ур-ние интегрируют в пределах от KPT1 до KPT2, и от T1до T2:
22. Определение понятий: электролиты, электролитическая диссоциация, кислоты, основания, соли. Степень диссоциации (α), классификация электролитов по величине α.
Электролитами называются вещества, которые в растворе (или в расплаве) полностью или частично состоят из ионов и способны проводить электрический ток. Электролитическая диссоциация - полный или частичный распад молекул растворенного в-ва на катионы и анионы. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называется вещество, диссоциирующее в водном растворе на ионы Н+ и кислотный остаток; основанием — вещ-ва, диссоциируещие на ионы металла и ОН-группу. Соли — вещества, образующие при диссоциации ионы металлов и кислотных остатков (исключение составляют соли аммония (NH4Cl, NH4NO3.и т.д.). Для количественной оценки процесса электролитической диссоциации введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N), к общему числу молекул (N0) называется степенью диссоциации (α):
Численное значение (α) зависит от природы растворенного вещества, температуры, концентрации раствора и принимает значение, меньше или равное единице (α ≤ 1). По значению α все электролиты условно делят на сильные (α → 1) и слабые (α << 1).
Cильными электролитами являются хорошо растворимые соли; кислоты: галогеноводородные – (кроме HF), H2SO4 и т.д.; основания щелочных и щелочно-земельных металлов. Слабыми электролитами – почти все карбоновые кислоты; некоторые минеральные кислоты, многие основания, малорастворимые соли, гидроксид аммония, вода.