- •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. Классификация электродов.
1) Электрод I рода. Это металл или неметалл, помещенный в раствор, содержащий его ионы. Уравнение равновесия: МеZ+ + Ze = Ме. ЕМе/Ме+ = ЕМе/Ме+0 + 0,059* lg(aМе+/аМе)/Z. (аМе = 1). 2) Электрод II рода. Состоит из металла, покрытого слоем его нерастворимого (малорастворимого) соединения (соли или оксиды), и помещенного в раствор растворенной соли, содержащей тот же анион, что и у малорастворимого соединения. МеАnТВ + Ze = MeТВ + AnZ-. ЕМе/Ме+ = ЕМе/Ме+0 + 0,059* lg(1/аAnZ-)/Z. Такие электроды используются в качестве электродов сравнения, т.к. их потенциалы устойчивы во времени и хорошо воспроизводятся. а) Каломельный электрод: CL- | Hg2CL2 (каломель), Hg. б) Хлорсеребряный. CL- |AgCL,Ag. 3) Газовый электрод. Состоит из инертного металла (обычно Pt), контактирующего одновременно с газом и с раствором, содержащим ионы этого газа. а) Водородный электрод: Н+|H2, Pt. ЕН+/Н2 = 0,059* lg(аН+/РН21/2). б)Хлорный электрод: CL- | CL2, Pt. Е = Е0 + 0,059 Lg(PCL21/2 / aCL-). 4) Амальгамный электрод. Состоит из амальгамы металла, в контакте с раствором, содержащим ионы этого металла. МеZ+ + Ze = Me (Hg). 5) Редокси электрод. Состоит из инертного металла, помещенного в раствор, содержащий окисленную и восстановленную форму вещества. А)Ферропиритный электрод. Fe3+, Fe2+ | Pt. Е = Е0 + 0,059 Lg(aОХ/ aRED).
2. Формальная кинетика параллельных реакций. . Скорость: (1) dx1/dt = k1*(a – x). (2) dx2/dt = k2(a – x). Где х = х1+ х2 – общее число моль А, прореагировавшего к моменту времени t. Скорость превращения А под двум направлениям: dx1/dt + dx2/dt = dx/dt. Тогда основное кинетическое уравнение параллельных реакций первого порядка имеет вид: dx/dt = k1*(a – x) + k2*( a – x) = (k1 + k2)*(a- x). Интегрируем и получаем уравнение для расчета суммы констант скоростей двух параллельных реакций первого порядка: (k1 + k2) = 1/t * ln(a/(a – x)). Для двух параллельных необратимых реакций второго порядка основное кинетическое уравнение скорости имеет вид: dx/dt = (k1 + k2)*(a – x)*(b – x). После интегрирования получается уравнение для расчета суммы констант скоростей двух параллельных реакций второго порядка: k1+ k2 = 1/t * (a – b)*ln(b*(a – x) / a*(b – x)). Для нахождения каждой константы в отдельности, например, для реакции первого порядка разделив (1) на (2) получим dx1/dx2 = k1/k2. После интегрирования от 0 до х1 и от 0 до х2 получим: x1/x2 = k1/k2. Отсюда можно найти эти константы.
1. Определите изменение объема при образовании 1 моль 10 % мас водного раствора нитрата натрия, если плотность раствора равна 1,1 г/мл, плотность воды составляет 1,01 г/мл, а плотность соли равна 1,43 г/мл.
Дано: ω=10 % масс; ρ(р-ра)=1,1 г/мл; ρ(H2O)=1,01 г/мл; ρ(соли)=1,043 г/мл; Найти ΔV-? Решение: ΔVмол.=Vмол. р-ра-V мол. Vмол. р-ра=Nводы∙V мол воды + Nсоли∙V мол соли; Ncоли=nc/Mc / mc/Mc+ mв/Mв =10/85 / 10/85 + 90/18 =0,023; Nводы=1-0,023=0,977; V мол соли = Mc/ρc=85/1,43=59,5 мл/моль; Vмол. р-ра=0,023∙59,5+0,977∙17,8=18,75 мл/моль; Vмол р-ра=Мср/ρ(р-ра)=(0,023∙85+0,977∙18)/1,1=17,7 мл/моль; ΔV мол=18,75-17,7=1,05 мл/моль.
2. Определить порядок реакции, если начальное давление исходных веществ в одном опыте составляло 26660 Па период полупревращения равен 318 с, а в другом опыте при начальном давлении 53320 Па период полупревращения составил 222 с.
Дано: P1=26660 Па; Р2=53320 Па; τ1=318 с; τ2=222 с; Найти n-? Решение: n=lnτ2-lnτ1 / lnP1-lnP2 +1 =ln222-ln318 / ln26660-ln53320 + 1=-0,36/-0,7 + 1=1,5;
БИЛЕТ 18.