- •1. Физическая химия: цель, задачи, методы исследования. Основные понятия физической химии.
- •3 .Следствия первого начала термодинамики ( изохорный и изобарный процессы). Способы записи теплот химических реакций.
- •4. Закон Гесса, его следствия. Взаимосвязь между тепловым эффектом химической реакции при постоянном объеме и давлении.
- •7. Зависимость тепловых эффектов химических реакций от температуры. Уравнение Киргоффа. Определение реакции при нестандартной температуре.
- •9. Работа расширения для идеальных газов при адиабатическом процессе. Вывести уравнения адиабат.
- •11. II закон термодинамики для обратимых и необратимых процессов. Свойства энтропии.
- •12.Расчет изменения энтропии для различных физико-химических процессов: нагревание, фазовые переходы, смешение идеальных газов, изобарный, изотермический, изохорныйпроцессы.
- •13. Расчет изменения энтропии реакции при стандартной и нестандартной температурах (на примере реакций с участием неорганических веществ)
- •14.Изохорно-изотермический потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •15. Изобарно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •16) Изобарно-изотермический потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса
- •17. Изохорно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •17. Изохорно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •18) Уравнение Гиббса – Гельмгольца. Определение изменения энергии Гиббса реакции при не стандартной температуре.
- •19) Химический потенциал, определение, условие равновесия в открытых системах. Химический потенциал идеальных и реальных систем (газы, растворы).
- •20) Химическое равновесие, вывод уравнения изотермы химической реакции. Определение стандартного значения константы равновесия реакций.
- •23) Влияние температуры на константу равновесия, вывод уравнения изобары Вант- Гоффа. Принцип Ле- Шателье.
- •25) Расчёт теп.Эф х.Р. На основе изобары Вант-Гоффа (расчётный и граф. Способы).
- •26) Расчёт теп.Эф х.Р. На основе изохоры Вант-Гоффа (расчётный и граф. Способы).
- •27)Фазовые равновесия основные опр-я:
- •28)Равновесие чис-го в-ва в 2-х фазах одноком.Сис-мы.
- •29) Определение теплоты спарение расчетным и графическим способами на основе уравнения Клаузиуса – Клапейрона.
- •30) Гетерогенное равновесие. Бинарные системы. Законы Рауля. Законы Коновалова.
- •31) Основные понятия химической кинетики: скорость, механизм реакции.
- •32) Основной постулат химической кинетики. Гомогенные, гетерогенные реакции. Порядок и молекулярность реакции, отличая между ними.
- •33) Влияние концентрации на скорость химической реакции. Физический смысл, размерность константы скорости.
- •34) Кинетический анализ необратимых реакций первого порядка в закрытых системах.
- •35) Кинетический анализ необратимых реакций второго порядка в закрытых системах.
- •36) Кинетический анализ необратимых реакций нулевого порядка в закрытых системах.
- •37)Реакции 3-ого порядка
- •41. Влияние температуры на скорость химической реакции, правило Вант-Гоффа, закон Аррениуса.
- •42. Энергия активации, ее физический смысл. Методы определения энергии активации.
- •43.Катализ, основные свойства катализатора
- •44. Биогенные каталитические реакции. Кинетический анализ гомогенной каталитической реакции.
- •45. Электрохимия, особенности электрохимических реакций.
- •48. Приближения теории Дебая – Гюккеля, их концентрационные пределы применимости.
- •49) Основы теории электролитической диссоциации
- •50) Основные достоинства и недостатки тэд Аррениуса. Энергия кристаллической решетки, энергия сольватации.
- •51) Свойства буферных растворов, определение их рН, буферная емкость, диаграмма.
- •52) Определение рН гидратообразования и произведения растворимости гирооксидов металлов.
- •53. Удельная электропроводность растворов электролитов, зависимость от температуры и концентрации.
- •54. Молярная электропроводность. Закон Кольрауша. Определение молярной электропроводности при бесконечном разбавлении растворов сильных и электролитов.
- •55. Молярная электропроводность. Влияние температуры и концентрации на молярную электропроводность растворов сильных и слабых электролитов.
- •56. Электролиз, законы электролиза. Электролиз водных растворов солей с инертным анодом (привести пример).
- •57. Определение стандартного значения электродных потенциалов. Уравнение Нернста для определения эдс цепей.
- •58. Классификация электродов, правила записи электродов и цепей.
- •59.Химические цепи(гальванический элемент), их классификация.
- •60.Гальванический элемент. Термодинамика гальванического элемента.
32) Основной постулат химической кинетики. Гомогенные, гетерогенные реакции. Порядок и молекулярность реакции, отличая между ними.
Хими́ческая реа́кция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). В отличие отядерных реакций, при химических реакцияхядраатомовне меняются, в частности не изменяется их общее число,изотопныйсоставхимических элементов, при этом происходит перераспределениеэлектроновиядери образуются новые химические вещества.Химические реакции происходят при смешении или физическом контакте реагентов самопроизвольно, при нагревании, участиикатализаторов(катализ), действиисвета(фотохимические реакции),электрического тока(электродные процессы),ионизирующих излучений(радиационно-химические реакции), механического воздействия (механохимические реакции), в низкотемпературнойплазме(плазмохимические реакции) и т. п. Взаимодействие молекул между собой происходит по цепному маршруту:ассоциация – электронная изомеризация–диссоциация, в котором активными частицами являются радикалы,ионы,координационно-ненасыщенные соединения.Скорость химической реакцииопределяется концентрацией активных частиц и разницей междуэнергиями связиразрываемой и образуемой.Существует большое количество признаков, по которым можно классифицировать химические реакции.По фазовому составу реагирующей системы
Гомогенные гомофазные реакции. В реакциях такого типа реакционная смесьявляется гомогенной, а реагенты и продукты принадлежат одной и той же фазе. Примером таких реакций могут служить реакции ионного обмена, например, нейтрализациякислотыищелочив растворе:
NaOH(раств.) + HCl(раств.) → NaCl(раств.) + H2O(жидкость)
Гетерогенные гетерофазные реакции. В этом случае реагенты находятся в разном фазовом состоянии, продукты реакции также могут находиться в любом фазовом состоянии. Реакционный процесс протекает на границе раздела фаз. Примером может служить реакция солей угольной кислоты (карбонатов) с кислотами Бренстеда:
CO3(твердое) + 2HCl(раств.) → Cl2(раств.) + CO2(газ) + H2O(жидкость)
Гетерогенные гомофазные реакции. Такие реакции протекают в пределах одной фазы, однако реакционная смесь является гетерогенной. Например, реакция образования хлорида аммонияиз газообразныххлороводородаи аммиака:
NH3(газ) + HCl(газ) → NH4Cl(твердое)
Гомогенные гетерофазные реакции. Реагенты и продукты в такой реакции существуют в пределах одной фазы, однако реакция протекает на поверхности раздела фаз. Примером таких реакций являются некоторые гетерогенно-каталитические реакции, например, реакция синтеза аммиака изводородаиазота:
N2(газ) + 3H2(газ) → 2 NH3(газ) (катализаторPt)
в зависимости от фазового состояния компонентов (исходных вещ-в и продуктов) различают реакции гомогенные гетерогенные, а также гомофазные и гетерофазные. Гомогенными называют реакции, протекающие в одной фазе: в смеси газов, в жидком растворе или (реже) в твёрдой фазе. К гетерогенным относят реакции , протекающие на границе двух фаз. Таких случаев 9границ фаз) может быть 5:Т-Т, Т-Ж, Т-Г, Ж-Ж, Т-Г. Граница Г-Г не реализуется на практике, так как газы смешиваются в любых соотношениях.В зависимости от числа исходных частиц, участвующих в элементарном акте, говорят о разной молекулярности элементарной стадии или реакции. В мономолекулярной стадии в элементарном акте участвует одна частица и молекулярность равна 1. В бимолекулярной стадии молекулярность равна 2 и в тримолекулярном- 3. Тримолекулярные стадии встречаются редко, так как одновременная встреча 3х частиц в элементарном акте хим.превращения маловероятна. А четырёхмолекулярные стадии в действительности не встречаются, так как одновременная встреча 4хчастиц – событие почти невероятное, и поэтому на практике оно не осуществляется.