- •1. Общая характеристика растворов. Способы выражения состава растворов.
- •2.Формальная кинетика обратимых реакций второго порядка.
- •1. Парциальные молярные величины. Физический смыл пмв. Уравнение Гиббса-Дюгема и Дюгема-Маргулиса. Методы определения пмв.
- •1. Термодинамика процессов замерзания и кипения для идеальных и бесконечно разбавленных растворов (общий вид уравнений).
- •2. Теория активированного комплекса. Физический смысл координаты реакции. Трансмиссионный коэффициент, энтальпия и энтропия активации.
- •1. Реальные и регулярные растворы. Положительные и отрицательные отклонения от закона рауля.
- •2. Формальная кинетика простых реакций n–го порядка
- •1. Закон распределния растворенного вещества.
- •2. Внешняя массопередача. Коэффициент массопередачи.
- •1. Теория электролитической диссоциации.
- •2. Адсорбция газов. Изотерма лангмюра.
- •1. Электропроводимость. Подвижность ионов. Числа переноса.
- •1. Электропроводимость. Подвижность ионов. Числа переноса.
- •2. Адсорбция на неоднородной поверхности. Изотерма темкина.
- •1. Методы определения активности.
- •2. Формальная кинетика простых реакций первого порядка.
- •1. Закономерности давления насыщенного пара растворенного вещества(з-ны генри и сивертса). Закономерности давления насыщенного пара растворителя.
- •2. Микро и макро системы. Законы Максвелла и Максвелла – Больцмана.
- •1. Теория сильных электролитов.Ионная сила раствора.
- •2. Формальная кинетика простых реакций n-го порядка.
- •1. Адсорбция на поверхности жидкости.
- •2. Теория активных соударений аррениуса. (тас).
- •1. Эдс гальванического элемента. Зависимость эдс от т. Термодинамика гэ.
- •2. Формальная кинетика простых реакций второго порядка.
- •1. Осмос.Осмотическое давление.
- •2. Методы определения порядка реакции.
- •1.Равновесные элктродные потенциалы. Водородный электрод.
- •2. Влияние температуры на скорость реакции. Температурный коэффициент.
- •1. Классификация электродов.
- •1. Классификация растворов. Связь химического потенциала компонента с составом раствора для совершенных, разбавленных и реальных растворов.
- •2. Кинетическая классификация реакций. Молекулярность и порядок реакции.
- •1. Типы гальванических элементов.
- •2. Формальная кинетика простых реакций третьего порядка.
1. Электропроводимость. Подвижность ионов. Числа переноса.
Различают 2 формы электропроводимости: а) электронную б) ионную. Два вида проводников: а) первого рода – металлы – электронная проводимость б) второго рода – растворы и расплавы электролитов – ионная проводимость. Количественно электропроводимость характеризуют величиной обратной эл.сопротивлению: К = 1/R (Ом-1) = (См). Сопротивление можно рассчитать по формуле: R = ρL/S, где ρ – удельное сопротивление, L – длина проводника, S – площадь поперечного сечения. Введено понятие удельная электропроводимость: каппа əе = 1/ ρ. К = əе S/L. Удельной электропроводимостью əе называется электропроводимость столба электролита, заключенного между электродами S=1м2 каждый, которые расположены на расстоянии 1 м. Физический смысл величины əе: она показывает какое количество электричества проходит в секунду через сечение 1 м2 при градиенте потенциала 1 В/м. əе зависит: 1) от концентрации электролита а) аналитически əе = α СН F (U+0 + U-0). F = 96500 Кл/моль, U+0, U-0 – абсолютные скорости движения катионов и анионов (м2/В с). Они показывают какой путь в метрах проходит ион за 1 с при градиенте потенциала 1 В/м. Введем понятие подвижность ионов: λ+, λ--. λ+ = F*U+0. Тогда əе = α СН ( λ++λ--). Значение подвижности ионов брать в таблице. б) графически. (см.рис) . При малых концентрациях с увеличением концентрации əе возрастает, при больших с ростом концентрации уменьшается, т.к: а) для слабых электролитов при повышении концентрации уменьшается α б) для сильных электролитов с просто концентрации уменьшается подвижность ионов λ. 2) От температуры. С увеличением температуры на один градус əе возрастает на 2-2,5%, т.к. с повышением температуры уменьшается сольватация ионов и вязкость растворителя, что приводит к облегчению движения ионов. 3) От заряда (валентности) иона. Ионы разной валентности переносят разное количество электричества. Это неудобно для сравнения, следовательно, введено понятие эквивалентная электропроводимость: λ (Ом-1 м2 моль-экв-1). λ = əе/СН. Тогда зависимость λ от α такова: λ = α*F*( U+0 + U-0) или λ = α*( λ++λ--). Для слабых электролитов в состоянии бесконечного разбавления (или разведения), т.е. при С стремящ к 0, следовательно, α стремится к 1 получается: λ = λ0 = λ++λ-- - закон независимого движения ионов Кольрауша (эквивалентная эл проводимость при бесконечном разведении). Разведение: V = 1/C. (дм3/моль) – какой объем содержит 1 моль растворенного вещества. Графически λ зависит от концентрации: а) для слабых электролитов (см.рис) . λ и λ0 связаны формулой: α = λ / λ0, КДИС = α2*С/(1- α) = λ2С/ λ0(λ0 – λ). б) для сильных электролитов: (см.рис). .Теоретически: λ = λ++λ--,, т.к. α = 1. Фактически: λ = λ0 * А[С]1/2 – формула Онзагера. Коэффициент А – показывает степень уменьшения λ и определяется практически. 4) От природы растворителя (от вязкости). Вальден и Писсаржевский установили, что произведение эквивалентной эл проводимости на вязкость растворителя есть величина постоянная, не зависящая от природы растворителя: λ0*η0 = const.