- •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.
1. Основные структурные типы ионных соединений: NaCl, CsCl, CaF2.
2. Химический потенциал компонента идеального раствора. Термодинамические функции образования идеального раствора.
Удобной системой сравнения свойств раствора является идеальный раствор – р-р, для кот.выполнено:
μi(xi)= μiø(p,T)+RTlnxi - для конденсированных р-ров
Для газов: μi(p,T)= μiø(T)+RTlnpi = μiø(T)+RTlnp + RTlnxi
μi – химический потенциал компонента в стандартном состоянии.
р – общее давление в системе.
хi – мольная доля в-ва в р-ре.
(Если неидеальный, вместо хi под ln подставлять активность). Важно: идеальные р-ры образуются из в-в с одинаковой плотностью и энергией взаимодействия м/у частицами; образуются без изменения объема.
Изменение мольных термодинамических функций при образовании бинарного идеального р-ра:
ΔfGm= RT[(1-x) ln(1-x) + xlnx],
ΔfSm= – (∂ΔfGm/∂T)p= – R{(1-x) ln(1-x) + xlnx},
ΔfHm= – T2(∂/∂T (ΔfGm/T))p=0,
ΔVm= (∂ΔfGm/∂p)T=0.
3. Основные понятия катализа. Классификация каталитических реакций. Гомогенный катализ. Общий механизм катализа.
Катализ – изменение скорости химической р-ии в присутсвтии катализаторов.
Катализатор – в-во, участвующее в р-ии и изменяющее ее скорость, но остающееся в первоначальном виде в конце реакции. Влияет на энергию активации, измняя путь р-ии. Не влияет на т.д.характеристики.
Основные качества: активность, селективность, устойчивость.
Классификация:
Гомогенный – реагент и катализатор в одной фазе. (Свойства: +, +, +++)
А + К ↔k-1k1 АК, АК + В →k2 Р + К.
Пример: разложение О3: Cl + O3 → ClO + O2; ClO + O3 → Cl + 2O2; 2O3 → 3O2.
1) Квазистационарное приближение. d[AK]/dt=0; k2>>k1.
r = k1k2[A][B]/(k-1+k2[B])*[K]
2) Квазистационарное приближение. k1>>k2.
r = k1k2/k -1 *[A][B][K]
Гетерогенный – –,,– в разных фазах. Реакция просходит на поверхности. (Свойства: ++, ++, +)
Пример: промышленный синтез аммиака: 3H2 + N2 →Fe 2NH3. (K равновесия уменьшается при увеличении тем-ры)
Еще пример: S + O2 →SO2, 2SO2 + O2 →V2O5 2SO3.
Ферментативный – роль катализатора играет белок. Фермент – биохимический катализатор – полимер природных аминокислот. (Свойства: +++, +++, – –)
Глобула – третичная структура белка. На ней есть ямка – активный элемент. Туда садится реагент S (substrate). E (enzyme) – фермент. P (product) – продукт. SE – фермент-субстратный комплекс.
S + E ↔k-1k1 SE →k2 Р + E.
1) k1 ~ k-1 >> k2 – квазиравновесие, первый процесс медленный (?)
2) k1 ~ k-1 << k2 – наоборот.
Уравнение Михаэлис-Ментен: скорость ферменнтативной р-ии r = rmax[S]/(KM+[S]), KM – константа Михаэлиса.
E0= [E] + [SE]
r = d[P]/dt = k2*[SE].
Для SE – метод стационарных концентраций – в большом диап.времен концентрацию этого в-ва можно считать постоянной – т.к у этого продукта маленькая концентрация.
Автокатализ – роль катализатора играет продукт р-ии.
4. Анализ фазовой диаграммы одно- или двухкомпонентной системы на основе правила фаз Гиббса.
Правило фаз (википедия):
где j — число фаз (например, агрегатных состояний вещества);
v — число степеней свободы, то есть независимых параметров (температура, давление, концентрация компонентов), которые полностью определяют состояние системы при равновесии и которые можно менять без изменения числа и природы фаз;
k — число компонентов системы — число входящих в систему индивидуальных веществ за вычетом числа химических уравнений, связывающих эти вещества. Иначе говоря, это минимальное количество веществ, из которых можно приготовить каждую фазу системы.
n — число переменных, характеризующих влияние внешних условий на равновесие системы.
При переменных давлении и температуре правило фаз сводится к выражению:
В случае однокомпонентной системы оно упрощается до:
Билет 18.