- •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 электролитической диссоциации.
Растворы электролитов. В таких растворах наблюдается систематические отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа. Аррениус объяснял эти отклонения так: В растворах электролитов происходит распад молекул на ионы (электролитическая диссоциация). В результате фактическая концентрация растворенного вещества в растворе больше, чем заданная, т.к. число частиц (сумма молекул и ионов) увеличилось. Причиной электролитической диссоциации является то, что полярные молекулы растворителя взаимодействуют с поляризованными молекулами растворенного вещества и результатом является образование сольватированных ионов. Согласно эмпирическому правилу Каблукова-Томсона, диссоциирующая сила растворителя прямо пропорциональна его диалектической проницаемости. Природа растворенного вещества также влияет на процесс диссоциации. Способность вещества к диссоциации качественно описывается двумя характеристиками: а) константа диссоциации КД = f(природа вещества, Т). Б) степень диссоциации α. Для бинарного электролита (из одной молекулы образуется только два иона), связь между КД и α: КД = α2*С2 (1- α). По способности к диссоциации электролиты делятся на: 1)Сильные. α примерно =1 и не зависит от концентрации электролита 2)Слабые α<0,03 и с уменьшением концентрации растет. 3)Средние от 0 до 1. Данное деление весьма условные. Чтобы можно было использовать формулы для бесконечно разбавленных растворов неэлектролитов вводится поправочный коэффициент i (изотонический), его можно рассчитать: i = ΔТЗ, ЭКСП / КК*m2 = ΔТК, ЭКСП / КЭ*m2 = ΔР1,ЭКСП / ΔР1,РАССЧ. =… Если i>1, диссоциация растворенного вещества, i <1- ассоциация растворенного вещества. Изотонический коэффициент и степень диссоциации связаны уравнением: α = (i -1)/(ν-1), где ν – число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы. Al2(SO4)3 ν = 5.
2. Адсорбция газов. Изотерма лангмюра.
В гетерогенных процессах реагируют только те вещества, которые абсорбировали на поверхности. Адсобция – экзотермический процесс самопроизвольного концентрирования вещества из объема фазы на поверхности раздела фаз. Адсорбция бывает: 1) Физическая. Частицы поглощенного вещества (адсорбат) удерживаются поверхностью поглотителя (адсорбент) слабыми силами межмолекулярного взаимодействия. Физическая адсорбция – это обратимый процесс, происходящий на абсолютно всех видах поверхностей. При постоянной температуре на любой поверхности устанавливается равновесие. Молекулы в объеме фазы находящиеся в равновесии с молекулами на поверхности. Повышение температуры смещает равновесие влево. Смещение равновесия вправо идет в случае повышения давления, а также повышения концентрации адсорбата. 2) Хемосорбция. В этом случае, молекулы адсорбата образуют с молекулами адсорбента на поверхности более или менее прочные химические соединении. В отличие от физической адсорбции, это необратимый процесс, который возможен на всех поверхностях. Величину адсорбции обозначают θ (Г;А) [Моль/кг] [Моль/м2]. При физической адсорбции газа на энергетически однородной поверхности выполняется уравнение Лангмюра: θ = bP / (1+bP), где Р – давление адсорбата, b – отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции.
1. Определите температуру затвердевания сплава железа с кремнием, если сплав содержит 14,5 % мол. кремния. Температура затвердевания чистого железа равна 1530 °С, а криоскопическая постоянная железа
составляет 13,18 кг∙К/моль
Дано: моль %=14,5%; T°Fe=1530°C; Kк(Fe)=13,18. Найти T-? Решение: ΔTз=Кк∙m; m=gsi∙1000/gFe ∙Msi=14,5∙1000/85,5∙28=6,05 моль/кг; ΔTз=13,18∙6,05=79,8° C; Tз=T°Fe – ΔTз=1530-79,8=1450°С.
2. При гидролизе 17% раствора сахарозы в 0,1 М растворе НС1 при 35°С за 93,18 мин прореагировало 29% сахарозы. Рассчитать константу скорости реакции.
Дано: n=1; t=93,18 мин; x=29% Найти k-? Решение: k=1/t lna/a-x; a=100%; k=1/93,18 ln 100/100-29=3,7∙10-³
БИЛЕТ 7.