- •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. Термодинамика процессов замерзания и кипения для идеальных и бесконечно разбавленных растворов (общий вид уравнений).
ТЕРМОДИНАМИКА ПРОЦЕССА ЗАМЕРЗАНИЯ ИДЕАЛЬНОГО РАСТВОРА. ТЗ0 – температура замерзания чистого растворителя. Это строго постоянная температура, при которой кристаллы растворителя находятся в равновесии с жидкостью и имеют такое же давление насыщенного пара, что и жидкость. ТЗ – температура замерзания раствора – это температура, при которой выделяются первые кристаллы чистого растворителя из раствора, а давление насыщенного пара над кристаллами и над жидкостью равны. При переходе от чистого растворителя к раствору его температура уменьшается: Δ ТЗ = ТЗ0 – ТЗ – понижение температуры замерзания раствора. Введем строгую количественную связь между Тз и составом раствора (количество N1). При ТЗ растворитель находится в равновесии между раствором и истым твердым растворителем. μ1 = μ10, где μ1 – хим потенциал растворителя в растворе, μ10- хим потенциал растворителя в чистом растворителе. μ1 = f (Тз , N1), μ10= f (Тз). μ1 (Тз , N1) = μ10(ТЗ). Запишем полный дифференциал от обеих частей данного уравнения, считая, что внешнее давление не изменяется: (б μ1/б ТЗ)N1,P*d ТЗ + (б μ1/бN1)P,Тз*dN1 = (б μ10/б ТЗ)P*d ТЗ. Из параграфа ТХФ известно, что (бG/бТ)Р = - S. Заменим G на μ, Т на ТЗ и получим: (б μ1/б ТЗ)N1,P = - S1 (с чертой), (б μ10/б Тз)P = - S10, где S1 (с чертой) – парц молярная энтропия растворителя в растворе определенной концентрации, S10 – энтропия 1 моль чистого твердого растворителя. S ( с чертой) - S10 = ΔS1 (с чертой) – изменение парц молярной энтропии растворителя при образовании раствора из чистого твердого растворителя. Из термодинамики известно, что ΔS любого фазового перехода: ΔSф.п. = ΔНф.п/Тф.п., ΔS1 (с чертой) = ΔН1 плавл (с чертой)/ТЗ. Основное термодинамическое уравнение процесса замерзания: dTЗ/dN1 = [(б μ1/бN1)P,Тз]/ ΔН1 плавл. Рассмотрим частные случаи: идеальный раствор: dTЗ/dN1 = RTЗ2/N1λпл1. - термодинамическое уравнение процесса замерзания идеального раствора. Δ ТЗ = – R ТЗ ТЗ0 lnN1 / λпл1. – понижение температуры замерзания. ТЕРМОДИНАМИКА ПРОЦЕССА КИПЕНИЯ ИДЕАЛЬНОГО РАСТВОРА. ТК любой жидкости называют температуру, при которой давление насыщенного пара над жидкостью становится равным внешнему атмосферному давлению. ΔТК = ТК - ТК0. Проведя ряд рассуждений, аналогичных ранее можно получить уравнения: dTК/dN1 = [ТК (б μ1/бN1)P,Тз]/ ΔН1 конд. - общее термодинамическое уравнение процесса кипения. Для идеального раствора: dTК/dN1 = RTК2/N1λиспар1. - λиспар1 – мольная теплота испарения чистого растворителя. . Δ ТК = – R ТК ТК0 lnN1 / λиспар1. – повышение температуры кипения. ТЕРМОДИНАМИКА ПРОЦЕССА КИПЕНИЯ И ЗАМЕРЗАНИЯ ДЛЯ БЕСКОНЕЧНО РАЗБАВЛЕННОГО РАСТВОРА. А) замерзание В бесконечно разбавленном растворе можно ввести ряд допущений: 1) ТЗ0 примерно равно ТЗ 2) ТК0 примерно равно ТК 3) N2 стремится к 0, следовательно, - lnN1 = 1 – N1 = N2 4) N2 = n2/n1 = m2*M1/1000. Тогда Δ ТЗ = – RТЗТЗ0lnN1 / λпл1 = R(ТЗ0)2М1 m2 / 1000 λпл1 = КК*m2. КК – криоскопическая постоянная (для Н2О равна 1,86 кг К/моль). Физический смысл КК – показывает на сколько градусов уменьшится ТЗ при введении в 1 кг растворителя 1 моль растворенного вещества. λпл1 = Lпл1*М1. КК = R(ТЗ0)2/1000*Lпл1 Б) кипение Δ ТК = R(ТК0)2М1 m2 / 1000 λисп1 = КЭ*m2. КЭ – эбуллиоскопическая постоянная (для Н2О равна 0,56) – она показывает на сколько градусов повышается ТК раствора, если в 1 кг растворителя добавить 1 моль растворенного вещества.