- •Раздел 1. 1) Закон Авогадро
- •2)ЗаконыГей-Люссака, Шарля,Бойля-Мариотта.
- •3) Основные Уравнения Газового Состояния.
- •5) Способы выр.Состава.
- •Раздел 2. 1) 1 закон термодинамики. Уравнения.
- •2)Закон Гесса.
- •3) Термодинамика как наука.
- •4) Понятие функции состояния и тд.
- •5) Тепловой эффект и его виды.
- •6) 2 Закон термодинамики.
- •7) Энтропия. 2 закон тд для изолированных систем
- •8) Энергия Гибсса.
- •Раздел 3. 1) Осн.Понятия кинематики. Катализ.
- •2)Реакции 1ого, 2ого порядка и сложные.
- •3)Особенности кинетики гетерогенной сист.
- •4) Энергия активации.
- •Раздел 4. 1) хпк. Ур-ние изотермы.
- •2) Константы и связь между ними.
- •3) Химическое сродство.
- •4)Смещение хим.Равновесия. Принцип ле Шателье.
- •5) Значение фаз превращений. Правило фаз.
- •6) Обратимые и необратимые хим реакции, хим равновесие.
- •Раздел 5.
- •Давление пара над раствором.
- •2)Основные понятия и определения. Способы выражения состава растворов.
- •Осмотическое давление.
- •3)Степь диссоциации. Сила электролитов.
- •5) Теория растворения веществ.
- •6) Температура замерзания и кипения разбавленных растворов.
- •Раздел 6.
- •1) Меры защиты металлов от коррозии.
- •2Защитные покрытия-
- •2)Электролиз с растворимым анодом.
- •3)Законы электролиза.
- •4)Электрохимическая коррозия.
- •5)Электролиз в водном растворе.
- •6) Сущность адсорбции.
- •7) Типы адсорбции.
2)Реакции 1ого, 2ого порядка и сложные.
Реакции 1 порядка – V=k1 c. Это может быть любая реакция со скоростью, пропорциональной концентрации одного компонента, содержание которого в ходе процесса изменяется.
Н2О2→ Н2О+½О2 ; Н2→2Н, преобразовав получим lg(a/ct)=k1/2,303*t, а-исходное значение концентрации, ct – в момент времени t. Выражаем константу k1=2,303/ t* lg(a/ct).закономерность 1 порядка.
Реакции 2 порядка – V=k2 c2. Это может быть любая реакция скорость которой пропорциональна квадрату концентрации одного компонента или произведению концентрации двух компонентов, взятых в равных количествах вещества и расходующихся в ходе процесса.
Сложные реакции – для определения порядка используют метод Вант-Гоффа : в исследуемой системе создают значительный избыток всех реагирующих компонентов, кроме одного – взятого под наблюдение. Скорость реакции в основном зависит от этого компонента. Тогда уравнение можно записатьV=BC1n
3)Особенности кинетики гетерогенной сист.
1.Влияние площади реакционной поверхности на скорость реакции. V=kcS, c – концентрация.
2.Если в реакции непосредственно участвует твердое вещество, то в кинетическое ур-ние не входит его концентрация, т.к. она постоянна. CaO+CO2=CaCO3; v=kcCO2S
3.удельная скорость реакции, отнесенная к еденице площади реакционной поверхности: vs=v/S=kc.
Скорость гетерогенной хим.реакции зависит от скорости подвода реагента в зону хим.реакции, что является второй особенностью этих реакций.
4) Энергия активации.
A—B + D—C (исходные молекулы); ..A…B…C..D..(активированный комплекс); A—D B—C(продукты реакции).
Энергия активации - Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.
Молекула, энергия которой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной.
Раздел 4. 1) хпк. Ур-ние изотермы.
Хим.Пот. µi компонента i называется изменение термодинамического потенциала системы, происходящее в результате изменения массы(хим.кол-ва) этого компонента в системе на 1 моль при постоянстве числа моль остальных компонентов и соответствующих параметром состояния системы.
µi= µi0+RTlnai; µi0- стандартный ХПК по относительному давлению, ai-относительной парциальное давление компанента в системе.
2) Константы и связь между ними.
Для реакции в растворах концентрацию обычно выражают в моль/л, т.е. указывают молярную концентрацию или молярность. Для реакций в газовой фазе в качестве единиц измерения концентрации можно также пользоваться молярностью, но можно наряду с этим измерять концентрации парциальными давлениями соответсвующих газов, выраженными в атмосферах. При использовании молярных концентраций константу равновесия обозначают символом Кс, а при измерении концентраций газообразных веществ в атмосферах константу равновесия обозначают символом Кр. Поскольку численные значения констант должны быть разными, следует всегда указывать с помощью нижних индексов, какой константой мы пользуемся.
Уравнение состояния идеального газа позволяет найти связь между парциальными давлениями в атмосферах и молярными концентрациями и, следовательно, дает возможность переходить от Кс к Кр, и наоборот.
PV=nRT, P=nRT/v=CRT, n/v-молярная концентрация С газа(число молей в литре). Найденное соотношение между давлением и молярной концентрацией газа позволяет установить общее выражение, связывающее между собой Кр и Кс.
Кр=Кс(RT)∆n
Величина ∆n означает изменение числа молей газа при переходе от реагентов к продуктам, т.е. разность между числом молей газообразных продуктов и числом молей газообразных реагентов.
H2+I2=2HI
2 моль HJ образуется из двух молей газообразных реагентов, следовательно ∆n=2-2=0 и поэтому для данной реакции Кс=Кр.