- •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.Равновесные элктродные потенциалы. Водородный электрод.
Если металлическую пластинку (допустим медную) поместить в раствор, содержащий ионы этого металла (раствор СuSO4), то на границе металл-раствор неизбежно возникнет скачок потенциала: упрощенно его образование можно представить так: Ионы меди 2+ одновременно находятся и в растворе и в кристаллической решетке. Переход иона из решетки в раствор характеризуется работой, которая равна сумме энергий выхода иона из решетки UMe и энергии активации иона в растворе UГИДР. Для Cu2+: UMe >UГИДР следовательно, ионы меди из раствора будут стремиться перейти в кристаллическую решетку. Из-за этого на границе металл-раствор возникнет положительный скачок потенциала. У другого металла (Zn), UMe <UГИДР, следовательно, ионы цинка не стремятся перейти в кристаллическую решетку и на границе металл-раствор возникает отрицательный скачок потенциала. Скачок потенциала, таким образом, зависит от природы металла и довольно быстро стабилизируется, т.е. становится равновесным. Экспериментально его не измерить. Поэтому введено понятие условный электродный потенциал. Это потенциал данного электрода, измеренный относительно стандартного электродного потенциала, у которого потенциал условно принят равным 0. В настоящее время электродные потенциалы большинства электрохимических систем измерены в стандартных условиях: Т=298К, Р=1атм, а=1 моль/л. В справочных таблицах указаны потенциалы при активности а=1 моль/л. Если же активности (концентрация иона), участвующего в электродном процессе другая, то пересчет по уравнению Нернста: 1) Для электрода I рода: ЕМе/Ме+ = ЕМе/Ме+0 + 0,059* lg(aМе+/аМе)/n. В разбавленном растворе вместо активностей можно использовать молярную концентрацию 2) для водородного электрода: ЕН+/Н = – 0,059 рН – 0,0295 lgРН2.
2. Влияние температуры на скорость реакции. Температурный коэффициент.
В узком интервале температур зависимость скорости реакции от температуры описывается эмпирическим правилом Вант – Гоффа: при повышении температуры на 10° скорость реакции возрастает в 2..4 раза. υТ2 = υТ1 * γ(Т2 – Т1)/10, где γ – температурный коэффициент Вант – Гоффа, который показывает во сколько раз возрастает k при повышении температуры на 10°. γ = kТ+10 / kT или γ = (kT2 / kT1)10/(T2 – T1). Более точно влияние температуры описывается и объясняется при помощи теории химической кинетики. Наиболее популярные 2 теории: 1) Теория Активных соударений (ТАС) Аррениуса 2) Теория Активированного Комплекса(ТАК), иначе – Теория Переходного Состояния (ТПС) (Эйринг, Шилов, Эванс, Поляни).
1. ЭДС элемента Cd/CdJ2/AgJTB,Ag равна 0,2869 В при 298 К. Определите активность йодида кадмия в растворе.
Дано: E=0,2869 В; T=298К; Найти а(Сd^2+)-? Решение: E° Cd/Cd^2+=-0,403В (анод); E° Ag/AgIтв=-0,403В (катод); E=E°к-Е°а+0,059/2 ∙lgaCd^2+; 0,2869=-0,152-(-0,403)+0,0295∙lgaCd^2+; 1,22=lg aCd^2+; fCd^2+=16,5
2. При 273 К общее давление в системе, где протекает гомогенная газовая реакция первого порядка СОС12 = СО + С12 через 7 минут после начала реакции изменяется от 41,6 до 54,4 кПа. Вычислите энергию активации реакции, если при 293 К через 20 минут реагирует 80 % исходного вещества.
Дано: n=1; t1=7мин; P°=41,6 кПа; P=54,4 кПа; T1=273К; T2=293К; t2=20 мин; x2=80%; Найти Ea-? Решение: k1=1/t1 ∙ ln P0/P0-x; P=P0-x+x+x=P0+x; x=P-P0=54,4-41,6=12,8 кПа; k1=1/7 ∙ ln 41,6/41,6-12,8=0,052 мин^-1; k2=1/20 ∙ ln 100/100-80=0,08 мин^-1; Ea=RT1T2∙ln k1/k2 / T2-T1 = 8,314∙273∙293∙ln 0,08/0,052 / 293-273=14324 Дж.
БИЛЕТ 17.