- •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. Теория сильных электролитов.Ионная сила раствора.
В растворах сильных электролитов электростатическое взаимодействие между ионами велико, отклонение от идеального положения существенно, следовательно, свойства таких растворов описываются с помощью метода активностей Льюиса. Возьмем электролит состава: АхВу (с активностью а2) = ХАZ+ (с активностью а+) + УВZ- (с активностью а-). х = ν+, у = ν- . ν = ν+ +ν-. а2 – активность. Если процесс диссоциации рассматривать условно-обратимым, то КДИС = (а+ ν+ + а- ν-)/а2. Если α = 1, КДИС = 1, тогда а2 = а+ ν+ + а- ν- - активность электролита в растворе. Возьмем понятие а± - средняя ионная активность электролита – это среднее геометрическое от активностей катиона и аниона: а± = (а+ ν+ + а- ν-)1/ ν . а2 = а± ν. а+ = m+*γ+ (моляльность умножить на коэффициент активности), аналогично, а-.и а±. Если m – моляльность электролита, то: m+ = ν+*m (если слабый электролит, то m+ = ν+*m* α). m± = (m+ ν+ + m- ν-)1/ ν = m*(ν + ν+ + ν - ν-)1/ ν. γ± = (γ + ν+ + γ - ν-)1/ ν. γ + и γ – зависят от заряда иона и ионной силы раствора (I). Зависимость подчиняется правилу ионной силы: в разбавленных растворах коэффициент активности электролита не зависит от природы ионов, а зависит только от ионной силы раствора: I = ½ Σ(mi*Zi2). ТЕОРИЯ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. Теория Дебая-Гюккеля основала правило ионной силы и дала математическую формулу для расчета γ± (гамма плюс минус) через ионную силу. Основные положения теории: 1)Единственной причиной, вызывающей отклонение свойств растворов электролитов от свойств идеальных растворов является электростатическое взаимодействие между ионами 2) Ионы – безразмерные точечные заряды 3) Электростатическое взаимодействие между ионами сводится только ко взаимодействию между центральным ионом и его ионной атмосферой. Из этой теории следует, что существует статическое распределение ионов, на которое влияет 2 факта: 1)Электростатические силы притяжения/отталкивания, которые стремятся расположить ионы упорядоченно, как в кристаллической решетке 2) Тепловое движение ионов под влиянием которого ионы стремятся расположиться хаотически. В результате этой теории Дебай и Гюккель предложили уравнение: lg γ± = – А * |Z+ + Z-| * [I]1/2 . , где А – коэффициент, зависящий от природы растворителя и Т. А = 0,509 для воды. Тогда: lg γ± = – 0,509 * |Z+ + Z-| * [I]1/2 – математическая запись закона Дебая-Гюккеля для водных растворов при комнатной температуре. Рассмотрим частный случай: бинарный одно-однозарядный электролит типа: АВ = А+ + В-. I = ½ Σ(mi*Zi2) = ½ (12*m + 12*m) = m. I = m. Тогда: : lg γ± = – 0,509 * [m]1/2 – закон Дебая-Гюккеля для бинарного одно-однозарядного электролита.
2. Формальная кинетика простых реакций n-го порядка.
Рассматривая все выражения, полученные для случаев, когда их концентрации реагентов одинаковые и получим следующие общие формулы: Дифференциальное кинетическое уравнение: dx/dτ = k(a – x)n. Интегральное кинетическое уравнение: k = 1/τ(n-1) * [1/(a – x)n-1 – 1/an-1] – для любого случая, кроме 1-ого порядка. Период полупревращения: : τ1/2 = (2n-1 – 1)/(n-1)(kan-1).
1. Для реакции разложения арсина зависимость константы скорости от температуры выражается уравнением lg k = 12,6 - 3546/Т. Вычислите энергию активации реакции при 568 К.
Дано: lg k = 12,6 - 3546/Т; T=568К; Найти Ea-? Решение: Ea=2,303RT² (dlgk/dt); dlgk/dt=3546/T²; Ea=2,303 RT²∙3546/T²=6,8∙10^4.Дж
2. При температуре 303 К и мольной доле 0,000612 парциальное давление газообразного бромистого водорода в бензоле равно 0,01003 атм. Чему равен коэффициент Генри?
Дано: T= 303К; N2=0,000612; P2=0,01003атм. Найти Кг-? Решение: Кг=P2/N2=0,01003/0,000612=16,4 атм.
БИЛЕТ 13.