- •1. Одноэлектронное приближение. Электронная конфигурация атома. Принципы заполнения одноэлектронных состояний.
- •2. Закон Рауля. Давление пара над идеальным раствором. Предельно разбавленные растворы. Закон Генри.
- •3. Гетерогенный катализ: основные стадии, энергетический профиль.
- •4. Расчёт электродных потенциалов по уравнению Нернста.
- •1. Электронное состояние атома как целого. Квантовые числа. Атомные
- •2. Энтропия и 2-й закон термодинамики. Термодинамическое и статистическое определения энтропии, их взаимосвязь.
- •3. Фотохимические реакции. Законы фотохимии. Квантовый выход. Примеры фотохимических реакций.
- •4. Анализ конкретной фазовой диаграммы двухкомпонентной системы.
- •Водородоподобные атомы. Уровни энергии и квантовые числа электрона.
- •2. Исходные постулаты термодинамики. Термические и калорические уравнения состояния.
- •3. Квазистационарное приближение в химической кинетике. Условия применимости, энергетические кривые.
- •4. Равновесный состав газовой смеси.
- •1. Электронные конфигурации переходных элементов 4-го периода и их ионов.
- •2. Коллигативные свойства растворов (электролиты и неэлектролиты).
- •3. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Закон действующих масс для элементарных реакций.
- •4. Энергии Гиббса химической реакции при различных температурах.
- •1. Электронные состояния двухатомных молекул. Характеристики кова-
- •2. Связь константы равновесия с изменением термодинамических функций в реакции. Зависимость константы равновесия от температуры. Принцип Ле Шателье.
- •3. Константа скорости. Порядок, псевдопорядок и молекулярность реакции. Экспериментальное определение порядка реакции и константы скорости.
- •1. Химическая связь и причины её образования. Кривые потенциальной энергии для двухатомной молекулы.
- •2. Электродные потенциалы, их зависимость от концентраций (активностей) ионов и температуры. Стандартные электродные потенциалы.
- •3. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса. Энтальпия образования.
- •4. Порядок реакции по кинетическим данным.
- •1. Простейшие понятия теории молекулярных орбиталей. Метод молкао.
- •2. Электродвижущая сила (эдс), ее связь с термодинамическими функциями. Типы электрохимических ячеек.
- •3. Формальная кинетика реакций 1-го порядка. Решение прямой и обратной задачи.
- •4. Изменение энтропии в различных процессах (изменение температуры, объема, давления, фазовый переход, химическая реакция).
- •Теория мо. Электронные конфигурации молекул и молекулярных ионов водорода и гелия.
- •2. Сечения простейших фазовых диаграмм «температура – состав». Типичные диаграммы «жидкость – пар» (с азеотропом и без).
- •3. Энтальпия химической связи. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры и давления.
- •4. Константы скорости в параллельных реакциях.
- •1. Межмолекулярные взаимодействия и их классификация. Сравнение межмолекулярных
- •2. Третий закон термодинамики. Абсолютная энтропия.
- •3. Влияние температуры на скорость реакции. Уравнение Аррениуса, его интегральная и дифференциальная формы. Опытная энергия активации.
- •4. Константа химического равновесия и равновесного состава смеси веществ.
- •Водородная связь и её характеристики. Примеры неорганических веществ с водородной связью.
- •2. Термодинамические системы и их классификация. Экстенсивные и интенсивные величины. Функции состояния и функции процесса. Термодинамические координаты и силы.
- •3. Механизмы реакций. Решение кинетических уравнений для последовательных реакций первого порядка.
- •4. Фазовые диаграммы одно- или двухкомпонентной системы на основе правила фаз Гиббса.
- •2. Фундаментальное уравнение Гиббса в переменных t, V. Критерии самопроизвольности процесса и равновесия.
- •2. Принцип независимости химических реакций. Составление и решение кинетических уравнений для обратимых реакций первого порядка.
- •4. Давления пара над чистым веществом и теплота фазового перехода.
- •1. Водородная связь и её характеристики. Влияние водородной связи на свойства органических веществ.
- •2. Химический потенциал, определение. Идеальные растворы. Термодинамика смешения. Активность и коэффициенты активности.
- •3. Механизм реакции. Составление и решение кинетических уравнений для параллельных реакций первого порядка.
- •4. Эмпирическая константа скорости и эффективная энергия активации сложной реакции.
- •1. Полиморфизм металлов (на примере железа или олова).
- •2. Внутренняя энергия и 1-й закон термодинамики в переменных t, V. Тепловой эффект процесса при постоянном объеме или давлении. Калорические коэффициенты.
- •3. Фотохимические реакции. Первичные процессы при возбуждении: фотофизические и фотохимические. Кинетика фотохимических реакций. Отличие фотохимических реакций от темновых.
- •4. Состав пара над идеальным раствором.
- •1. Основные типы кристаллических решёток металлов. Плотнейшие шаровые упаковки.
- •2. Фазовые диаграммы однокомпонентных систем. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса.
- •3. Уравнения химических реакций. Стехиометрические соотношения. Химическая переменная. Энергетическая кривая химической реакции (элементарной и двухстадийной).
- •4. Квантовый выход фотохимической реакции.
- •1. Структура ионных кристаллов. Ионная модель.
- •2. Объединение 1-ого и 2-ого законов термодинамики. Фундаментальное уравнение Гиббса для закрытых и открытых систем.
- •4. Константа скорости для реакций целого порядка и определение энергии активации по температурной зависимости константы скорости.
- •1. Основные структурные типы ионных соединений: NaCl, CsCl, CaF2.
- •2. Химический потенциал компонента идеального раствора. Термодинамические функции образования идеального раствора.
- •3. Основные понятия катализа. Классификация каталитических реакций. Гомогенный катализ. Общий механизм катализа.
- •4. Анализ фазовой диаграммы одно- или двухкомпонентной системы на основе правила фаз Гиббса.
- •1. Энергия ионной кристаллической решётки. Цикл Борна-Габера.
- •2. Энтальпия и 1-ый закон термодинамики в переменных t, p. Тепловой эффект процесса при постоянном давлении. Изобарная теплоемкость.
- •3. Электроды и полуреакции. Основные типы электродов. Стандартные электродные потенциалы. Электродвижущая сила (эдс), ее связь с термодинамическими функциями.
- •4. Система кинетических уравнений по механизму реакции.
- •1. Радиусы атомов: ковалентные, металлические, ван-дер-ваальсовы. Радиусы ионов, способы их определения.
- •2. Стандартные состояния и термодинамические функции индивидуальных веществ. Оператор химической реакции. Изменение термодинамических функций в химических реакциях.
- •3. Параллельные обратимые реакции. Термодинамический и кинетический контроль.
- •4. Определение молярной массы растворенного вещества по коллигативным свойствам раствора.
- •1. Энергия ионной кристаллической решётки, её вычисление в рамках ионной модели.
- •2. Энтропия как функция состояния и как критерий направленности самопроизвольного процесса.
- •3. Условия химического равновесия. Закон действующих масс для идеально-газовой смеси. Константы равновесия и связь между ними.
- •3. Зависимость температуры кипения и плавления чистых веществ от давления. Уравнения Клапейрона и Клапейрона-Клаузиуса.
- •4. Расчёт плотности ионного кристалла по радиусам ионов и типу решётки.
2. Объединение 1-ого и 2-ого законов термодинамики. Фундаментальное уравнение Гиббса для закрытых и открытых систем.
Нер-во Клаузиуса: dS ≥ δQ/T (1). Первый закон термодинамики для открытых систем: dU= δQ+ δW + Σiμidni (*).
При изотремических процессах (1) можно записать в виде: dS= (δeQ + δiQ)/T’ (**) или dS= deS + diS, где deS – изменение энтропии, вызванное равновесным теплоообменом с окружением, diS – рост энтропии из-за необратимых процессов в системе. Подставляя (**) в (*) получим обобщенную форму записи 1 и 2 законов ТД: dU = TdS – pdV + Σiμidni или dS=1/T dU + p/T dV – 1/T Σiμidni - это фундаментальное ур-е Гиббса.
Открытая система – сществует обмен энергией и в-вом с окруж.средой.
Закрытая система – существует обмен энергией с окруж., но нет обмена в-вом.
Энтальпия: H(S,p,n) = U+pV
Функции U, H, F, G – термодинамич.потенциалы (имеют размерность энергии).
Энергия Гельмгольца: F(T,V,n) = U – TS
Энергия Гиббса: G(T,p,n) = U+pV– TS = H – TS = F + pV.
Зависимость термодин.потенциалов от их естественных переменных описывается основными ур-ями термодинамики – фунд.ур-ми Гиббса.
Фунд.ур.Гиббса для открытых систем (конспект Михаила):
dU = TdS – pdV + Σiμidni
dS=1/T dU + p/T dV – 1/T Σiμidni
dH = TdS + Vdp + Σiμidni
dF = – SdT – pdV + Σiμidni
3. Осмос. Осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа и область его применимости. Осмос – пернос растворителя ч/з полупроницаемую мембрану в сторону более концентрированных растворов.
Примеры: глаза в пресном водоеме – в глазу больше соли, вода идет в глаз, сосуды лопаются. Глаза в море – сжимаются. Питание растений.
Картинка: горизонтальный сосуд с перегородкой, пропускающей воду. В левой половине H2O, в правой H2O+NaCl. (потенциал больше слева). Вода пойдет слева направо, справа начнет повышаться давление. Слева давление p0, справа p0+π. π – избыточное – осмотрическое давление. π =сRT – формула Вант-Гоффа. (с – молярная концентрация).
Если это электролит, то π =iсRT, i – изотонический коэфф.
Приближения: раствор разбавленный, идеальный, растворитель несжимаем.
4. Константа скорости для реакций целого порядка и определение энергии активации по температурной зависимости константы скорости.
Реакции 0-го порядка. Скорость этих реакций не зависит от концентрации:
где [A] – концентрация исходного вещества.
Реакции 1-го порядка. В реакциях типа A → B скорость прямо пропорциональна концентрации:
Начальная концентрация [A]0 = a, текущая концентрация [A] = a – x(t), где x(t) – концентрация прореагировавшего вещества A.
Реакции 2-го порядка. В реакциях типа A + B → D + …
Начальные концентрации веществ: [A]0 = a, [B]0 = b; текущие концентрации: [A] = a – x(t), [B] = b – x(t). При решении этого уравнения различают два случая.
1. Одинаковые начальные концентрации веществ A и B: a = b.
2. Начальные концентрации веществ A и B различны: a ≠ b.
Реакции n-го порядка nA → D + …:
Ур-е Аррениуса: K(T)=A*exp[–EA/RT]
Билет 17.