- •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.
4. Определение молярной массы растворенного вещества по коллигативным свойствам раствора.
Билет 20.
1. Энергия ионной кристаллической решётки, её вычисление в рамках ионной модели.
2. Энтропия как функция состояния и как критерий направленности самопроизвольного процесса.
Второй закон термодинамики Существует экстенсивная функция состояния термодинамической системы – энтропия (S). При протекании в изолированной системе обратимых процессов эта функция остается неизменной, а при необратимых – увеличивается: dSU,V≥0.
Из этого следует, что после завершения релаксационных процессов при состоянии термодинамического равновесия энтропия изолированной системы достигает своего максимума: dSU,V=0, d2S<0.
Понятие энтропии было введено в термодинамику Р. Клаузиусом. Неравенство Клаузиуса связывает изменение энтропии с количеством теплоты δQ, которым система обменивается с окружением при температуре Т:
.
Источником необратимого процесса может быть диффузия, расширение системы при существовании разности давлений между ней и окружающей средой, теплопередача при разных температурах, самопроизвольные химические реакции в объеме системы и другие диссипативные процессы, связанные с необратимым превращением работы в теплоту.
Энтропия – внутреннее свойство термодинамической системы; согласно постулатам термодинамики, при равновесии она является функцией внутренней энергии и внешних переменных.
Абсолютное значение энтропии, полученное при интегрировании неравенства Клаузиуса для обратимых процессов, известно с точностью до постоянной интегрирования (S0):
Значение этой постоянной устанавливается третьим законом термодинамики: при нулевой абсолютной температуре энтропия любых веществ, находящихся в равновесном состоянии, имеет одно и то же значение, не зависящее от фазового состояния вещества. В изотермических процессах, происходящих при T=0, энтропия не зависит ни от обобщенных сил, ни от обобщенных координат.
Так как при 0 К энтропия всех веществ одинакова, то конкретное значение S0 несущественно и его можно принять равным нулю (постулат Планка): при абсолютном нуле все идеальные кристаллы имеют одинаковую энтропию, равную нулю. Постулат Планка позволяет ввести понятие абсолютной энтропии вещества, т.е. энтропии, отсчитанной от нулевого значения при Т=0.
Статистическое определение энтропии основано на идее о том, что необратимые процессы в термодинамике вызваны переходом системы в более вероятное состояние, поэтому энтропию можно связать с вероятностью:
S=k ln W,
где k – постоянная Больцмана (k=R/NA), W – так называемая термодинамическая вероятность, т.е. число микросостояний, которые соответствуют данному макросостоянию системы. Формулу называют формулой Больцмана. С увеличением количества молекул и числа доступных уровней энергии термодинамическая вероятность резко увеличивается, так что для обычных молекулярных систем при повышении температуры и разупорядоченности энтропия возрастает. Верно и обратное.
Вероятностное опр. S= – k Σi pilnpi