- •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.
51) Свойства буферных растворов, определение их рН, буферная емкость, диаграмма.
Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН3СООН и CH3COONa) или слабого основания и его соли (напр., NH3 и NH4CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях.
Буферная ёмкость раствора — определяет способность раствора сохранять постоянной концентрацию определённых ионов (обычно применяется к ионам H+) при условии, что в растворе протекают химические реакции, или при добавлении к раствору электролитов.
Равновесие в растворах электролитов для процессов диссоциации, гидролиза. Произведение растворимости труднорастворимого электролита.
Буферные растворы, их свойства, буферная емкость. Произведение растворимости труднорастворимого соединения. Рассчитывается на основе закона действия масс. Можно экспериментально определить потенциометрическим и кондуктометрическим методами. При определенных условиях величина постоянная. Буферными растворами называются растворы с устойчивой концентрацией водородных ионов, т.е. с определенным значением рН, которое практически не зависит от разбавления раствора и слабо меняется при прибавлении к раствору некоторого количества сильной кислоты или сильного основания.
Важной характеристикой буферной системы является зона буферного действия – интервал рН, в котором проявляется буферное действие.
По составу буферные системы бывают трех типов:
1. Система из слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием, например, ацетатная CH3COOH + CH3COONa, карбонатная H2CO3 + NaHCO3, белковая Pt-COOH + Pt-COONa, где Pt – протеин (белок), и др.
2. Система из слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой, например, аммиачная NH4OH+NH4Cl.
3. Система из двух солей многоосновной кислоты с разной степенью замещенности в ее молекуле ионов водорода, например, фосфатная NaH2PO4+Na2HPO4.
Рассмотрим, ацетатный буфер: CH3COOH + CH3COONa. В этом буфере [H+] будет зависеть только от степени диссоциации молекул кислоты: CH3COOH ↔ CH3COO- + H+, в общем виде НА ↔ Н+ + А-
CH3COONa ↔ CH3COO- +Na+
Согласно закону действующих масс Кдис кислоты:
K=[H ][CH COO ]/ [CH COOH ] → [ H ]= K[CH COOH ]/ [CH COO ]
Исходя из этого выражения, уравнение можно записать в общем виде для кислотного буфера:
[ H+ ]= K[ кислота ] / [ соль ] pH= - lg[H+ ]= - lg K - lg [ кислота ] / [ соль ]
Тогда
pH = pK + lg [ соль ] / [ кислота ]
А для щелочного буфера
[OH- ]= K[ основание ] / [ соль ] pOH= - lg[OH- ]= - lg K - lg [ основание ] / [ соль ]
pOH= pK + lg [ соль ] / [ основание ] → pH= 14 - pOH =14 - lg K + lg [основание ] / [ соль ]
Буферная емкость ß – это количество сильной кислоты или основания (в г-экв), при добавлении которого к буферному раствору рН меняется на единицу:
ß= dв/ dpH = - da/ dpH, (знак (-) указывает на то, что добавление кислоты уменьшает рН. На практике буферную емкость раствора можно определить из анализа кривых титрования зависимости рН раствора от количества прибавленной к нему щелочи или кислоты.