экзамен. вопросы

Вопросы к экзамену по дисциплине «ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ» ДРПТ2
1. Предмет и задачи физической химии. Методы физической химии (термодинамический,
кинетический, квантово-механический, статистический). Значение термодинамики в химии
и химической технологии.
2. Основные понятия термодинамики: термодинамическая система и внешняя сpеда,
открытые, закрытые, изолированные, гомогенные, гетерогенные системы, компонент, фаза,
экстенсивные и интенсивные свойства системы, термодинамические параметры состояния,
уравнение
состояния,
функция
состояния,
термодинамическое
равновесие,
термодинамический процесс, обратимые и необратимые, равновесные и неравновесные
пpоцессы. Давление и температура, абсолютная шкала температур.
3. Пеpвое начало термодинамики: основные формулировки, запись для круговых и
некруговых процессов. Теплота, работа, энергия, внутренняя энергия, энтальпия. Различие
между теплотой и работой.
4. Частные случаи применения первого начала термодинамики: математические
соотношения для расчета теплоты, работы, изменения энтальпии и внутренней энергии в
изотермическом, изобарическом, изохоpическом и адиабатическом процессах изменения
состояния идеального газа. Тепловой эффект. Закон Гесса. Выводы и следствия из закона
Гесса. Применение закона Гесса для расчета тепловых эффектов физико-химических
процессов. Стандартные тепловые эффекты образования и сгорания. Связь тепловых
эффектов при постоянном давлении и объеме.
5. Теплоемкость. Удельная, молярная, истинная, средняя, изобарная и изохорная
теплоемкости. Связь изобарной и изохорной теплоемкости.
6. Зависимость тепловых эффектов физико-химических процессов от температуры.
Уравнение Киpхгоффа.
7. Второе начало термодинамики. Формулировки. Цикл Карно.
8. Самопроизвольные и несамопроизвольные пpоцессы. Энтропия. Изменение энтропии критерий протекания самопроизвольных процессов в изолированной системе. Обобщенное
уравнение 1-го и 2-го законов термодинамики.
9. Расчет изменения энтропии при фазовых переходах, в ходе химической реакции, для
процессов нагревания системы в изобарных и изохорных условиях (частный случай –
нагревание идеального газа), при взаимной диффузии двух идеальных газов.
10. Свободная и связанная энергия. Энергии Гиббса и Гельмгольца, их связь.
11.Термодинамические потенциалы. Максимальная полезная работа. Условия протекания
самопроизвольных процессов и состояния равновесия. Уравнение Гиббса-Гельмгольца.
12.Химическое равновесие. Признаки химического равновесия. Общее условие
химического равновесия.
13.Стандартная константа равновесия. Закон действующих масс. Константы химического
равновесия, выраженные через равновесные парциальные давления, равновесные
концентрации, равновесные мольные доли, равновесные фугитивности и активности.
14.Уравнение изотермы химической реакции. Химическое сродство.
15. Уравнения изобары и изохоры химической реакции. Принцип смещения равновесия
16. Химическое равновесие в гетерогенных системах.
17.Гетерогенная система. Фаза. Компонент. Число независимых компонентов. Степень
свободы. Условие фазового равновесия. Условие самопроизвольного фазового перехода.
его вид для различных фазовых переходов, применение для расчета различных физикохимических величин
20.Диаграммы состояния: назначение, составные элементы, общие подходы к анализу.
Диаграмма состояния воды как пример диаграммы состояния однокомпонентной системы.
,
различные виды кривых охлаждения.
22.Диаграмма плавкости системы с неограниченной растворимостью в жидком и
нерастворимостью в твердом состояниях. Эвтектическая смесь.
23.Понятие о растворах. Растворитель и растворенное вещество. Классификация
растворов. Твердые, жидкие, газообразные растворы. Идеальные, неидеальные, предельно
разбавленные, атермальные, регулярные растворы.
24.Теории
растворов
(физическая,
химическая).
Сольватация,
гидратация.
Термодинамическая теория растворов, ее задачи.
25.Способы выражения состава растворов.
26.Давление насыщенного пара компонента над идеальным раствором. Закон Рауля.
27.Давление насыщенного пара компонента над предельно разбавленным раствором. Закон
Генри. Растворимость газов в жидкости. Уравнение Сеченова.
28.Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов.
Криоскопия. Эбуллиоскопия.
29.Осмотическое давление растворов.
30.Распределение растворенного вещества между двумя несмешивающимися жидкостями.
Закон Нернста-Шилова. Экстракция. Дробная экстракция.
31.Предмет химической кинетики. Скорость химической реакции: скорость реакции по
данному веществу, истинная скорость реакции, средняя скорость реакции. Кинетическое и
стехиометрическое уравнение реакции. Молекулярность и порядок реакции, причины их
несовпадения. Частный и общий порядок реакции.
32.Кинетика элементарных химических реакций нулевого, первого, второго, третьего, n-го
порядков. Дифференциальные и интегральные формы кинетических уравнений. Время
полупревращения.
33.Методы определения порядка реакции и константы скорости реакции. Интегральные и
дифференциальные методы. Метод избытка реагентов (понижения порядка реакции).
Временной и концентрационный порядок реакции, причины их несовпадения.
34.Понятие о катализе и катализаторах. Значение катализа для химической технологии.
35.Общие принципы и механизмы каталитического действия. Цикличность катализа.
Понятие об активных центрах.
36.Отличие катализатора от индуктора. Кинетические и термодинамические аспекты
действия катализаторов.
37.Гомогенные и гетерогенные катализаторы. Основные виды катализа. Важнейшие
промышленные реакции с участием катализаторов.
38.Свойства катализаторов: специфичность, активность, селективность. Число оборотов
катализатора. Активность кислотно-основных, металлокомплексных катализаторов,
ферментов, гетерогенных катализаторов. Интегральная и дифференциальная
селективность.
39.Модификация катализаторов. Промоторы: структурообразующие и модифицирующие.
Смешанные катализаторы. Каталитические яды. Носители катализаторов. Старение
катализаторов.
40.Электpолиты. Теоpия Аppениуса. Основные положения теоpии сильных электpолитов.
Активность электpолитов. Ионная сила. Закон ионной силы. Пpедельный закон ДебаяХюккеля. 41.Коэффициенты активности отдельных ионов. Пpоизведение pаствоpимости.
Ионное пpоизведение воды. Водоpодный показатель. pH растворов.
42.Электpопpоводность электpолитов. Удельная электpопpоводность, эквивалентная
электpопpоводность. Уpавнения Кольpауша-Онзагеpа. Подвижность ионов. Закон
аддитивности Кольpауша. Числа пеpеноса ионов. Закон pазведения Оствальда.
43.Понятие об электpодвижущих силах. Скачки потенциалов. Полуэлемент и элемент. Знаки
электpодвижущих сил.
44.Теpмодинамика электpодных реакций. Теоpия возникновения скачка потенциала на
гpанице металл-pаствоp.
45.Стpоение двойного электpического слоя. Зависимость электpодвижущих сил от
концентpации pаствоpа (теоpия Hеpнста).
46.Электpоды 1-го и 2-го pода.
47.Газовые электроды.
48.Амальгамные электроды.
49.Редокс электpоды.
50.Хингидронный электрод.
51.Стеклянный электpод.
52.Химические и концентpационные цепи.
53.Диффузионный потенциал.
54.Потенциометpическое титpование. Электрохимический метод опpеделения pH.
КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №2
Вариант № 1
1. Константа равновесия реакции N2 + O2 = 2NO при 2675 K равна 3,5103. Рассчитайте
выход (%) NO, если начальные количества газов составили: азота  27 г, кислорода  14
г.
2. Константа равновесия КР для реакции SO2 + ЅO2 = SO3 (г) (Н = 94,27 кДж) при 1000
К равна 5,845103 Па1/2. Вычислите КС для данной реакции при 975 К.
3. Определите нормальную концентрацию 20 мл 1,4%–ного раствора (CH3COO)2Ni (р–
3
ра=1,03 г/см ), если к нему добавить 30 г воды. Плотность полученного раствора 1,01
г/см3.
4. Какова %–ная концентрация водного раствора глюкозы, если он замерзает при –2С ?
Криоскопическая константа воды равна 1,86.
5. Где полнее произойдет экстракция вещества, содержащегося в 5 л раствора: а) при
экстракции 1 л растворителя; б) при экстракции порциями по 0,2 л при общем объеме
растворителя 1 л? Коэффициент распределения равен 0,012, количество исходного
вещества 78 г. Ответ подтвердить расчетами.
Вариант № 2
1. Если нагреть 1492 г иода и 32,4 г водорода в закрытом сосуде емкостью 2 л до 693 К,
то при достижении равновесия образуется 1442 г иодистого водорода. Вычислить
константу равновесия данной реакции при указанной температуре.
2. Для системы N2 + 3H2 = 2NH3 (Н = 92,51 кДж) при 823 К и 1,013107 Па константа
равновесия КР равна 7,1441014 Па2. Вычислите КС для данной реакции при 850 К.
3. Определить моляльную концентрацию 2%–ного раствора Mg(NO3)2. Как изментся
процентная концентрация при добавлении к 20 мл этого раствора (р–ра=1,02 г/см3) 1,3
г Mg(NO3)2 ? Плотность полученного раствора 1,04 г/см3.
4. Сколько граммов нафталина нужно растворить в 100 г бензола при 20С, чтобы
понизить давление пара на 666,4 Н/м2. Р0С6Н6 = 9954 Н/м2 при 20С.
5. При какой температуре должен замерзать 40% водный раствор этилового спирта?
Криоскопическая константа воды равна 1,86.