- •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. 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.
1-ый закон ТД: Существует аддитивная функция состояния термодинамической системы, называемая энергией, U. Энергия изолированной системы постоянна. В закрытой системе энергия может изменяться за счет: а) совершения работы W над окружающей средой (или среды над системой); б) обмена теплотой Q с окружающей средой. dU = δQ + δW (дифференциальная форма), ΔU = Q + W (интегральная форма).
Энтальпия: H = U + pV;
dH = (∂H/∂T)pdT + (∂H/∂p)Tdp;
(∂H/∂T)p= (∂Q/∂T)p= Cp – изобраная теплоёмкость.
3. Электроды и полуреакции. Основные типы электродов. Стандартные электродные потенциалы. Электродвижущая сила (эдс), ее связь с термодинамическими функциями.
В химических цепях источником электрической энергии является энергия Гиббса протекающей в системе окислительно-восстановительной («токообразующей») химической реакции. Реакции окисления и восстановления («полуреакции») в гальваническом элементе протекают на разных электродах, т.е. пространственно разделены. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом; электрод, на котором происходит восстановление, – катодом. Электроны, образовавшиеся в процессе окисления на аноде, перемещаются по внешней цепи к катоду, на котором они участвуют в процессе восстановления.
Для гальванического элемента принята следующая форма записи (на примере элемента Даниэля–Якоби):
Zn | ZnSO4 ¦ CuSO4 | Cu
или
Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu,
где сплошная вертикальная линия | обозначает границу раздела между разными фазами, пунктирная вертикальная линия ¦ – границу между разными растворами, а двойная сплошная вертикальная линия || – солевой мостик. Гальванический элемент принято записывать так, чтобы анод находился слева.
Электродные реакции (как окислительные, так и восстановительные) обычно записывают как реакции восстановления, поэтому общая реакция в гальваническом элементе записывается как разность между реакциями, протекающими на правом и левом электродах:
Правый электрод: Cu2+ + 2e = Cu
Левый электрод: Zn2+ + 2e = Zn
Общая реакция: Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+.
Электроды:
I типа: восстановленная форма – металл электрода. Окисленная форма – ионы этого металла. Обратим по катиону. Пример: Cu2++2e =Cu.
II типа: состоят из металла, покрытого слоем его труднорастворимой соли, погруженного в раствор, содержащий анионы этой соли. Окисленная форма: труднораств.соль. Восстановленная форма – металл и анионы соли. Обратим по аниону. Пример: хлоросеребрянный электрод AgCl + e= Ag + Cl–.
Редокс-электроды: состоят из инертного металла (Pt), кот. не участвует в реакции, а является переносчиком электронов м/у окисленной и восстановленной формами в-ва.
Газовые электроды: состоят из инертного металла (Pt), к которому подается газ, участвующий в электродном процессе. Восстановленная форма – газ. Окисленная – ионы в р-ре. Пример: водородный 2H++2e=H2.
Электрохимическая цепь называется правильно разомкнутой, если на ее концах находятся одинаковые металлы. На практике это обычно достигается подключением к обоим концам электрохимической цепи проводников из одного и того же металла (например, медных). Разность потенциалов на концах правильно разомкнутой цепи называется электродвижущей силой (ЭДС).
Если гальванический элемент работает обратимо при постоянных температуре и давлении, то его ЭДС однозначно связана с ΔG протекающей в нем химической реакции. В этих условиях уменьшение энергии Гиббса равно полезной работе, которую может совершить система, т е. электрической работе, которую может совершить гальванический элемент:
ΔG = – nFE,
где n – число электронов, участвующих в реакции, F – постоянная Фарадея, E – ЭДС элемента.
ЭДС элемента равна разности потенциалов правого и левого электродов:
E = Eп – Eл.
Если ЭДС элемента положительна, то реакция протекает самопроизвольно, поскольку для этой реакции ΔG<0. Если ЭДС элемента отрицательна, то самопроизвольно протекает обратная реакция.
• гальванические элементы (источники тока одноразового действия; после расходования реагентов становятся неработоспособными)
• аккумуляторы (можно использовать многократно, при пропускании постоянного тока от внешнего источника происходит регенерация израсходованных реагентов (зарядка аккумулятора))
• топливные элементы (способны непрерывно работать в течение длительного времени, пока к электродам подводятся реагенты)