- •5.Методология. Теоретические, эмпирические, общенаучные, конкретно-научные методы познания
- •6.Механическии принцип относотельности и инвариантности Галилея
- •7.Три принципа научного познания действительности
- •8.Естественно-научная картина мира.Классическая механическая картина мира.
- •9.Законы Ньютона.Закон всемирного тяготения
- •10.Принцип универсальности.
- •11.Принцип детерминизма и индетерминизма. Даемон Лапласа
- •12.Симметрия.Принципы симметрии.Калибровочная симметрия.
- •13.Законы сохранения(импулься, момента импульса, энергии, заряда)
- •14.Теорема Эмми Нётер.Следствие из теоремы Эмми Нётер
- •15.Концепции близкодействия и дальнодействия
- •16.Концепция атомизма
- •17.Волновые свойства света.Интерфереренция.Дифракция.
- •18. Внешнии фотоэффект. Уравнение Эйнштейна для фотоэффекта (представление о корпускулярных свойствах света).
- •19.Элементы специальной теории относительности.Постулаты Эйншейна.Следствие из преобразований Лоренца
- •20.Современные представления о пространстве и времени. Однородность, изотопность пространства.Однородность, необратимость времени.ОТносительность пространства-времени.
- •21.Элементы специальной теории относительности.Экспериментальные доказательства общей теории относительности.
- •22.Принцип соответствия
- •23.Квантово- полевая модель атома Резерфорда-Бора.Постулаты Бора
- •24.Принцип тождественности
- •26. Уравнение Шредингера.Волны вероятностей.(Элементы квантовой механики)
- •27.Концепция корпускулярно-волнового дуализма
- •28.Принцеп неопределенности гейзенберга в квантовой механики
- •29.Принцип дополнительности бора
- •30.Тепловое излучение. Ультрофиолетовая катастрофа. Закон Стефана Больцмана для обсалютно черного тела.
- •31.Динамические и статестические закономерности в природе.
- •32.Концепция системного подхода
- •33.Революции в истории человечества (научные, промышленная, научно-техническая)
- •35.Типы фундаментальных взаимодействий.Разработки по созданию единой теории поля
- •36.Элементарные частицы.Свойства и квалификация. Переносчики фундаментальных взаймодействии (глюоны, векторные бозоны,гравитоны, фотоны).
- •37.Структурные уровни организации материи.Микро, Макро, Мегамиры.Масштабы вселенной
- •38.Радиоактивность.Основной закон радиоактивности.
- •39.Астрономическая картина мира.Теория большого взрыва. Инфляционный сценарии развития Вселенной в современной космологии. Космонавтика
- •40.Планеты солнечной системы.Гипотезы происхождения и их характеристики.
- •42.Концептуальные уровни развития химических систем.Реакционная способность веществ.
- •43.Правило Вант-Гоффа.Закон действия масс.Принцип Ле-Шаталье.
- •44. Биология. Отличия живого от не живого.Модели происхождения жизни.
- •45.Основные биологические уровни организации материи.Витализм.Редукционизм.Физикализм(в истории биологии)
- •46.Диалектизация естествознания.Небулярная гипотеза и. Канта.Эволюционная теория ч.Дарвина.
- •47.Формы естественного отбора: стабилизирующий, движущий, дизруптивный
- •48.Изменчивость. Виды изменчивости: модификационная(фенотипическая); наследственная(генотипическая: мутационная, комбинативная)
- •50.Генетика.Основные этапы развития генетики.Законы Менделя.Введение в генную инженерию.
- •51.Строение и функции белков.Аминокислоты.4 уровня организации белковой молекулы.
- •52.Нуклеиновые кислоты (днк).Нуклеотиды.Азотистые основания.Водородные связи.
- •53.Матричный синтез белка. Строение рнк(иРнк, рРнк, тРнк).Триплет кодоны.
- •54.Происхождение и эволюция человека.Основные уровни антропогинеза.
- •55.Развитие нервной системы.Мозг.Сознательное,Безсознательное.
- •56.Экология.Роль окружабщей среды в эволюции живого.
- •57.Человек: физиология, здоровье, эмоции, творчесво, работоспособность.
- •58.Введение в биоэтику.
- •59.Ведение в кибернетику.Системы с обратной связью.Нанотехнологии.
- •60.Многообразие живых организмов основа организации и устойчивости биосферы. Учение о биосфере в.И.Вернадского.
- •61.Учение о ноосфере вернадского.
- •62.Основные начала термодинамики и применение их к организации окружающего мира и Вселенной.
- •63.Понятие энтропии и негэнтропии.
- •65. Порядок и беспорядок в природе. Синергетика. Характеристики самоорганизующихся систем. Точка бифуркации. Значение синергетики для современной науки.
- •66.Концепция универсального (глобального) эволюционизма.
- •67.Принцип верификации и фальсификации.
- •68.Антропный принцип.
- •Дополнительные вопросы.
- •1.Лазеры. СВойство лазерного излучения.
43.Правило Вант-Гоффа.Закон действия масс.Принцип Ле-Шаталье.
Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я.Х.Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:
При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза.
Уравнение, которое описывает это правило следующее:
................
гдеV(2)—скорость реакции при температуреT(2),V(1)—скорость реакции при температуре T(1),gamma — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).
Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.
Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:
10/(T(2)-T(1))
gamma=(V(2)/V(1))
Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.
Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Это положение сформулировано в 1867 году норвежскими учёными К. Гульдбергом и П. Вааге. Для элементарной химической реакции:
u(1)A(1)+u(2)A(2)+u(3)A(3)-B
закон действующих масс может быть записан в виде кинетического уравнения вида:
где v — скорость химической реакции, k — константа скорости реакции.
Для сложных реакций в общем виде это соотношение не выполняется. Тем не менее, многие сложные реакции условно можно рассматривать как ряд последовательных элементарных стадий с неустойчивыми промежуточными продуктами, формально эквивалентный переходу из начального состояния в конечное в «один шаг». Такие реакции называют формально простыми. Для формально простых реакций кинетическое уравнение может быть получено в виде:
(для трех исходных веществ, аналогично приведённому выше уравнению). Здесь n(1), n(2),n(3) — порядок реакции по веществам A(1), A(2), A(3) соответственно, а сумма n=n(1)+n(2)+n(03 — общий (или суммарный) порядок реакции. n(1), n(2), n(3) могут быть не равны стехиометрическим коэффициентам и не обязательно целочисленные. n при определённых условиях может быть равно и нулю.
Закон действующих масс в химической термодинамике
В химической термодинамике закон действующих масс связывает между собой равновесные активности исходных веществ и продуктов реакции, согласно соотношению:
где
ai — активность веществ. Вместо активности могут быть использованы концентрация (для реакции в идеальном растворе), парциальные давления (реакция в смеси идеальных газов), фугитивность (реакция в смеси реальных газов);
νi — стехиометрический коэффициент (для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным);
Ka — константа химического равновесия. Индекс «a» здесь означает использование величины активности в формуле.
На практике в расчётах, не требующих особой точности, значения активности обычно заменяются на соответствующие значения концентраций (для реакций в растворах) либо парциальных давлений (для реакций между газами). Константу равновесия при этом обозначают Kc или Kp соответственно. Впервые закон действующих масс был выведен из кинетических представлений Гульдбергом и Вааге, а термодинамический вывод его дан Вант-Гоффом в 1885 году.
Пример: для стандартной реакции aA+bB=cC+dD
константа химического равновесия определяется по формуле
Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия. Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном.
Влияние температуры. Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры. Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:
.....................
в системах с газовой фазой — уравнением изохоры Вант-Гоффа
.....................
В небольшом диапазоне температур в конденсированных системах связь константы равновесия с температурой выражается следующим уравнением:
......................
Например, в реакции синтеза аммиака
N(2) + 3H(2) = 2NH(3) + Q
тепловой эффект в стандартных условиях составляет +92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта.
Влияние давления. Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:
При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.
В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N(2) + 3H(2) ↔ 2NH(3)
Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:
давление, МПа 0,1 10 20 30 60 100
объемная доля NH3, % 0,4 26 36 46 66 80
Влияние инертных газов. Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует также, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.
Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
1.При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
2.При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.