- •1. Физическая химия: цель, задачи, методы исследования. Основные понятия физической химии.
- •3 .Следствия первого начала термодинамики ( изохорный и изобарный процессы). Способы записи теплот химических реакций.
- •4. Закон Гесса, его следствия. Взаимосвязь между тепловым эффектом химической реакции при постоянном объеме и давлении.
- •7. Зависимость тепловых эффектов химических реакций от температуры. Уравнение Киргоффа. Определение реакции при нестандартной температуре.
- •9. Работа расширения для идеальных газов при адиабатическом процессе. Вывести уравнения адиабат.
- •11. II закон термодинамики для обратимых и необратимых процессов. Свойства энтропии.
- •12.Расчет изменения энтропии для различных физико-химических процессов: нагревание, фазовые переходы, смешение идеальных газов, изобарный, изотермический, изохорныйпроцессы.
- •13. Расчет изменения энтропии реакции при стандартной и нестандартной температурах (на примере реакций с участием неорганических веществ)
- •14.Изохорно-изотермический потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •15. Изобарно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •16) Изобарно-изотермический потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса
- •17. Изохорно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •17. Изохорно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •18) Уравнение Гиббса – Гельмгольца. Определение изменения энергии Гиббса реакции при не стандартной температуре.
- •19) Химический потенциал, определение, условие равновесия в открытых системах. Химический потенциал идеальных и реальных систем (газы, растворы).
- •20) Химическое равновесие, вывод уравнения изотермы химической реакции. Определение стандартного значения константы равновесия реакций.
- •23) Влияние температуры на константу равновесия, вывод уравнения изобары Вант- Гоффа. Принцип Ле- Шателье.
- •25) Расчёт теп.Эф х.Р. На основе изобары Вант-Гоффа (расчётный и граф. Способы).
- •26) Расчёт теп.Эф х.Р. На основе изохоры Вант-Гоффа (расчётный и граф. Способы).
- •27)Фазовые равновесия основные опр-я:
- •28)Равновесие чис-го в-ва в 2-х фазах одноком.Сис-мы.
- •29) Определение теплоты спарение расчетным и графическим способами на основе уравнения Клаузиуса – Клапейрона.
- •30) Гетерогенное равновесие. Бинарные системы. Законы Рауля. Законы Коновалова.
- •31) Основные понятия химической кинетики: скорость, механизм реакции.
- •32) Основной постулат химической кинетики. Гомогенные, гетерогенные реакции. Порядок и молекулярность реакции, отличая между ними.
- •33) Влияние концентрации на скорость химической реакции. Физический смысл, размерность константы скорости.
- •34) Кинетический анализ необратимых реакций первого порядка в закрытых системах.
- •35) Кинетический анализ необратимых реакций второго порядка в закрытых системах.
- •36) Кинетический анализ необратимых реакций нулевого порядка в закрытых системах.
- •37)Реакции 3-ого порядка
- •41. Влияние температуры на скорость химической реакции, правило Вант-Гоффа, закон Аррениуса.
- •42. Энергия активации, ее физический смысл. Методы определения энергии активации.
- •43.Катализ, основные свойства катализатора
- •44. Биогенные каталитические реакции. Кинетический анализ гомогенной каталитической реакции.
- •45. Электрохимия, особенности электрохимических реакций.
- •48. Приближения теории Дебая – Гюккеля, их концентрационные пределы применимости.
- •49) Основы теории электролитической диссоциации
- •50) Основные достоинства и недостатки тэд Аррениуса. Энергия кристаллической решетки, энергия сольватации.
- •51) Свойства буферных растворов, определение их рН, буферная емкость, диаграмма.
- •52) Определение рН гидратообразования и произведения растворимости гирооксидов металлов.
- •53. Удельная электропроводность растворов электролитов, зависимость от температуры и концентрации.
- •54. Молярная электропроводность. Закон Кольрауша. Определение молярной электропроводности при бесконечном разбавлении растворов сильных и электролитов.
- •55. Молярная электропроводность. Влияние температуры и концентрации на молярную электропроводность растворов сильных и слабых электролитов.
- •56. Электролиз, законы электролиза. Электролиз водных растворов солей с инертным анодом (привести пример).
- •57. Определение стандартного значения электродных потенциалов. Уравнение Нернста для определения эдс цепей.
- •58. Классификация электродов, правила записи электродов и цепей.
- •59.Химические цепи(гальванический элемент), их классификация.
- •60.Гальванический элемент. Термодинамика гальванического элемента.
52) Определение рН гидратообразования и произведения растворимости гирооксидов металлов.
рН гидратообразования - минимальное значение рН, при котором этот осадок начинает образовываться.
Раствор любой соли обладает определенной величиной рН, зависящей от равновесия гидролиза. Уменьшение кислотности, например, за счет добавления щелочи вызывает увеличение рН до определенной величины, при которой начинается выпадение осадка малорастворимой гидроокиси металла или его основной соли. В процессах водоподготовки и водоочистки очень часто важно знать рН, при котором начинается образование осадков. Зная ПР веществ, которые могут выпасть в осадок, можно подсчитать величину рН начала гидратообразования (табл.).
Таблица. Определение рН растворов при гидролизе солей
Химическое вещество |
Аналитические зависимости, характеризующие изменение рН |
Сильная кислота |
рН = Ск |
Сильное основание |
рН = С0 |
Слабая кислота |
рН = l/2(lg Кк + lg CK)= -1/2(рКк + рСк) |
Слабое основание |
рН = 14 + l/2(lg K0 + lg C0) = 14+l/2(lgC0-pK0) |
Слабая кислота + соль слабой кислоты |
PH = lg(Cc/CK)-lgKK =PKK + Lg(Cc/CK) |
Слабое основание + соль слабого основания |
PH=14 + lgK0-lg(Cc/C0) =14-pC0 + lg(Cc/C0) |
Соль слабой кислоты и сильного основания |
рН = 7 - 1/2 lg KK + 1/2 lg Cc = 7+1/2 pKK + 1/2 lg Cc |
Соль сильной кислоты и слабого основания |
PH = 7+l/21gK0-l/21gCc =7-l/2pH0-l/21gCc |
Соль слабой кислоты и слабого основания |
pH = 7 - 1/2 lg KK + 1/2 lg K0 = 7+1/2pKK-1/2pK0 |
Соль сильной кислоты и сильного основания |
рН не изменяется |
Концентрация водородных ионов, соответствующая началу выпадения гидроксида, в зависимости от концентрации металла Смет и произведения растворимости гидроксида ПРмет(ОН)z выражается уравнением
рН = 14 +1/zПРмет(ОН)z - 1/zlgCмет.
Из выражения видно, что увеличение концентрации соли вызывает повышение концентрации ионов металла и сдвигает рН гидратообразования в сторону меньших значений, т.е. в область более кислых растворов.
Рассмотрим процесс гидролиза, протекающий около поверхности растворяющегося стального анода в растворах различных солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой (реакция среды водного раствора - нейтральная). Выделяющиеся ионы Fe2+ частично окисляются кислородом воздуха, растворенного в растворе, до Fe3+. Используя константу гидролиза ионов Fе2+и Fe3+ (10-9,5 и 5.103 соответственно), можно рассчитать рН среды в прианодном пространстве.
При гидролизе Fe2+
Fe2+ + Н2О ←→ FeOH+ + Н+
получим
Кг= |
[FeOH+]·[H+] |
[Fe2+] |
При [Fe2+] = 1 моль/л значение рН не более 4,75. Увеличение концентрации ионов Fe2+ до рН гидратообразования, сопровождающегося выпадением осадка Fe(OH)2, стабилизирует рН среды около значения 10, так как
ПР(Fе(ОН2)) = [Fe2+] · [ОН-]2 = 4,8·10-16;
[ОН-]= 3√4,8·10-16 =3,5 ;
рОН = 3,5; рН = 14 - 3,5 = 10,5.
Однако даже незначительное количество ионов Fe3+ в растворе приводит к сильному подкислению среды за счет гидролиза этих ионов
Fe3++H2O ←→ FeOH2++H+,
Кг= |
[FeOH2+]·[H+] |
[Fe3+] |
При [Fe3+] =1 моль/л рН составляет примерно 2,0