ПК физ.кол. химия - Нефтегазоразведочный техникум

Министерство образования Оренбургской области
государственное автономное профессиональное образовательное учреждение
«Нефтегазоразведочный техникум» г. Оренбурга
СОГЛАСОВАНО
на заседании цикловой комиссии
Протокол №___ от «___»_________20___г
Председатель __________________
УТВЕРЖДАЮ
Директор ГАПОУ НГРТ г. Оренбурга
________ А.Н. Садчиков
«___»____________20___г.
Программа
текущего контроля и промежуточной аттестации
по дисциплине ОП.04 Физическая и коллоидная химия
для специальности 18.02.01 «Аналитический контроль качества химических соединений»
форма обучения: очная
вид подготовки: базовая
Содержание
Пояснительная записка
Требования к результатам освоения основной профессиональной образовательной
программы
Содержание дисциплины
Текущий контроль
Промежуточная аттестация
Контроль и оценка результатов освоения дисциплины
Перечень рекомендуемых учебных изданий, Интернет-ресурсов, дополнительной
литературы
Лист ознакомления обучающихся
Приложение
Пояснительная записка
Программа текущего контроля и промежуточной аттестации (далее – Программа)
разработана в соответствии с требованиями Федерального государственного
образовательного стандарта среднего профессионального образования по специальности
18.02.01 Аналитический контроль качества химических соединений.
Организация разработчик: ГАПОУ НГРТ г. Оренбурга.
Разработчики: преподаватель специальных дисциплин ГАПОУ НГРТ г. Оренбурга
Левина М.В.
Настоящая программа разработана в соответствии с требованиями следующих
нормативных документов:
- федеральный закон «Об образовании в РФ» от 21 декабря 2012 года №273;
- федеральный государственный образовательный стандарт (далее – ФГОС СПО) по
специальности среднего профессионального образования 18.02.01 Аналитический контроль
качества химических соединений - «Положение о текущем контроле и промежуточной
аттестации обучающихся в ГАПОУ НГРТ г. Оренбурга;
- рабочая программа ГАПОУ НГРТ г. Оренбурга по дисциплине ОДп. 04 Физическая
и коллоидная химия;
- учебный план ГАПОУ НГРТ г. Оренбурга по 18.02.01 Аналитический контроль
качества химических соединений;
- календарный график учебного процесса по специальности 18.02.01 Аналитический
контроль качества химических соединений.
Требования к результатам освоения основной профессиональной образовательной
программы
1.1. Область применения рабочей программы
Рабочая программа учебной дисциплины является частью основной профессиональной
образовательной программы в соответствии с ФГОС по специальности 18.02.01
«Аналитический контроль качества химических соединений».
Рабочая программа учебной дисциплины может быть использована
в дополнительном профессиональном образовании и профессиональной подготовке
выпускников по специальности 18.02.01 «Аналитический контроль качества химических
соединений».
1.2. Место учебной дисциплины в структуре основной профессиональной образовательной
программы: профессиональный цикл
1.3. Цели и задачи учебной дисциплины – требования к результатам освоения учебной
дисциплины:
В результате освоения учебной дисциплины обучающийся должен:
уметь:
 выполнять расчёты электродных потенциалов, электродвижущей силы (э.д.с.)
гальванических элементов;
 находить в справочной литературе показатели физико – химических свойств веществ
и их соединений;
 определять концентрацию реагирующих веществ и скорость реакций;
 строить фазовые диаграммы;
 производить расчёты: параметров газовых смесей, кинетических параметров
химических реакций, химического равновесия;
 рассчитывать тепловые эффекты и скорость химических реакций;
 определять параметры каталитических реакций.
В результате освоения учебной дисциплины обучающийся должен
знать:
 закономерности протекания химических и физико – химических процессов;
 законы идеальных газов;
 механизм действия катализаторов;
 механизмы гомогенных и гетерогенных реакций;
 основы физической и коллоидной химии, химической кинетики, электрохимии,
химической термодинамики и термохимии;
 основные методы интенсификации физико – химических процессов;
 свойства агрегатных состояний веществ;
 сущность и механизм катализа;
 схема реакций замещения и присоединения;
 условия химического равновесия;
 физико — химические свойства сырьевых материалов и продуктов;
 физико – химические методы анализа веществ, применяемые приборы.
В результате освоения дисциплины продолжают формироваться следующие общие
компетенции:
ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и
способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и
качество.
OK 3. Принимать решения в стандартных и нестандартных ситуациях и нести за них
ответственность.
ОК 4. Осуществлять поиск и использование информации, необходимой для
эффективного выполнения профессиональных задач, профессионального и
личностного развития.
ОК 5. Использовать информационно - коммуникационные технологии в
профессиональной деятельности.
ОК 6. Работать в коллективе и команде, эффективно общаться с коллегами,
руководством, потребителями.
ОК 7. Брать на себя ответственность за работу членов команды (подчиненных),
результат выполнения задания.
ОК 8. Самостоятельно определять задачи профессионального и личностного
развития, заниматься самообразованием, осознанно планировать повышение
квалификации.
ОК 9. Ориентироваться в условиях частой смены технологий в профессиональной
деятельности.
В результате освоения дисциплины формируются знания о профессиональной
компетенции:
ПК 2.1. Обслуживать и эксплуатировать оборудование химико-аналитических
лабораторий.
А также формируются элементы профессиональных компетенций:
ПК 2.2. Подготавливать реагенты и материалы, необходимые для проведения
анализа.
ПК 2.3. Обслуживать и эксплуатировать коммуникации химико-аналитических
лабораторий.
ПК 2.4. Проводить качественный и количественный анализ неорганических и
органических веществ химическими методами.
ПК 2.5. Проводить
качественный и количественный
анализ неорганических и органических веществ физико-химическими методами.
ПК 2.6. Проводить
обработку
результатов анализов
с использованием аппаратно-программных комплексов.
ПК 2.7. Работать с химическими веществами и оборудованием с соблюдением
техники безопасности и экологической безопасности.
ПК 3.1. Планировать и организовывать работу персонала производственных
подразделений.
ПК 3.2. Организовывать безопасные условия труда и контролировать
выполнение правил техники безопасности, производственной и трудовой
дисциплины, правил внутреннего трудового распорядка.
ПК 3.3. Анализировать
производственную деятельность
подразделения.
ПК 3.4. Участвовать в обеспечении и оценке экономической эффективности
работы подразделения.
Наименование
дисциплины
ОП.04
Физическая и коллоидная
ДЗ*
химия
* - дифференцированный зачёт;
** - лабораторные и практические занятия.
Самостоятельна
я работа
Индекс
дисциплины
и курсов
Форма промежуточной
аттестации
Выписка из учебного плана
35
Учебная нагрузка
обучающихся
(час)
Всего
в том
занятий
числе
ЛПЗ**
70
30
Курс
2
Семестры
3
4
28
42(дз)
Планирование текущего контроля и промежуточной аттестации
№
п/п
Наименование раздела
дисциплины
1 Раздел 1 Физическая
химия
2 Раздел 2 Коллоидная
химия
Текущий контроль
Промежуточная аттестация
Методы текущего контроля и
оценки результатов
Дифференцированный зачёт
Устный опрос, письменный опрос
(карточки заданий), тестирование
по темам раздела
Содержание разделов дисциплины
Раздел 1. Физическая химия:
Тема 1. Введение: предмет физической и коллоидной химии. Значение физической и
коллоидной химии в биологической и химических науках. Роль физической и коллоидной
химии в выполнении работ по химизации сельского хозяйства и защиты окружающей среды.
Тема 2. Агрегатные состояния вещества: состояния вещества, газообразное, жидкое,
твердое. Законы идеальных газов. Уравнение состояния идеального газа. Кинетическая
теория газов. Скорость молекул и закон распределения скоростей. Реальные газы. Уравнение
Ван-дер-Ваальса. Твердое состояние. Кристаллические системы. Различные типы решеток.
Аморфное состояние. Жидкое состояние.
Тема 3. Химическая термодинамика и термохимия: система и внешняя среда.
Изолированная, закрытая и открытая системы. Обмен энергией и веществом между системой
и внешней средой. Различные формы энергии. Параметры состояния. Обратимые и
необратимые превращения. Функции состояния. Первый закон термодинамики. Закон
сохранения энергии. Внутренняя энергия. Процессы при постоянном объеме. Процессы при
постоянном давлении. Энтальпия. Приложение первого закона термодинамики к химическим процессам. Тепловой эффект реакции. Стандартное состояние. Термохимия. Закон Г.
И. Гесса. Реакции образования. Энтальпия образования. Определение теплоты реакций из
энтальпий образования. Второй закон термодинамики. Энтропия, ее изменение в обратимых
и необратимых процессах. Энтропия изолированной, закрытой и открытой системы.
Энтропия Вселенной. Энтропия в биологических системах. Изменение энтропии при синтезе
органического вещества зеленым листом растений. Статистическая интерпретация энтропии.
Формула Больцмана. Третий закон термодинамики. Абсолютная энтропия Расчет
абсолютной энтропии чистых веществ. Энтропия и структура вещества. Свободная энергия
при постоянном давлении (энергия Гиббса). Полезная работа (энергия Гельмгольца).
Свободная энергия и направление химических реакций. Стандартная свободная энергия
образования соединений.
Тема 4. Химическая кинетика и катализ: скорость химических реакций в газах и
растворах: Средняя и мгновенная скорость химических реакций, Влияние концентрации на
скорость реакций. Порядок и молекулярность реакций. Элементарные моно-, би- и
тримолекулярные реакции. Определение порядка реакции. Количественные соотношения
между скоростью реакции и концентрацией реагентов. Константа скорости химической
реакции. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа и уравнение
Аррениуса. Теория Аррениуса. Активированный комплекс. Энергия активации. Определение
энергии активации. Катализ и его значение в современной химической технологии.
Основные принципы катализа (неизменность положения равновесия, участие катализатора в
химической реакции, снижение энергии активации и избирательность действия).
Классификация каталитических процессов. Гомогенный катализ. Гетерогенный катализ. Роль
неоднородности поверхности в катализе. Роль адсорбции в гетерогенно-каталитических
реакциях. Теории каталитических процессов. Ферментативный катализ, его особенности и
значение в биологических процессах.
Тема 5. Фотохимические реакции: фотохимические, темновые и радиационнохимические реакции. Законы Гротгуса-Дрепера и Ламберта-Бера. Возбуждение, ионизация и
диссоциация молекул при взаимодействии света с веществом. Энергия поглощенных
квантов. Закон фотохимической эквивалентности Эйнштейна. Понятие о квантовом выходе.
Сенсибилизированные реакции. Синтез органического вещества растениями под
воздействием хлорофилла как сенсибилизатора. Работы К. А. Тимирязева. Значение
фотосинтеза.
Тема 6. Химическое равновесие: равновесное состояние. Истинное устойчивое
химическое равновесие и изменение термодинамических функций. Динамический характер
равновесия. Влияние внешних условий на равновесие, принцип Ле-Шателье. Изменение
свободной энергии химической реакции между идеальными газами в зависимости от
парциальных давлений этих газов. Константа химического равновесия и связь ее с
изменением свободной энергии.
Тема 7. Растворы неэлектролитов: определение понятия «раствор». Способы
выражения состава растворов. Разбавленные растворы. Понижение давления насыщенного
пара растворителя над раствором. Температура замерзания разбавленных растворов.
Криоскопия. Законы Рауля. Применение криоскопического метода для определения
концентрации раствора и молекулярной массы растворенного вещества. Температура
кипения разбавленных растворов. Эбулиоскопия. Осмос. Осмотическое давление
разбавленных растворов. Закон Вант-Гоффа. Биологические процессы и осмос. Определение
осмотического давления растворов с помощью криоскопии.
Тема 8. Растворы электролитов: возникновение ионов в растворах. Процессы
сольватации (гидратации). Слабые и сильные электролиты. Теория Аррениуса. Развитие
теории сильных электролитов в работа Дебая и Хюккеля. Активность, коэффициент
активности, ионная сила раствора. Развитие понятия кислоты и основания. Сила кислот и
оснований. Количественное определение кислотности водных растворов. Понятие рН , рОН
и рК растворов. Расчет рН кислых и щелочных растворов. Буферные системы, их состав и
механизм буферного действия. Расчет рН буферных систем. Буферная емкость, влияние на
нее различных факторов. Природные буферные системы. Проводники первого и второго
рода. Удельная электропроводность, зависимость от разбавления. Эквивалентная
электропроводность, Эквивалентная электропроводность при бесконечном разбавлении.
Применение закона действующих масс к слабым электролитам. Закон разбавления
Оствальда. Скорости движения ионов. Закон независимости движения ионов (закон
Кольрауша). Подвижность ионов. Практическое применение электропроводности.
Определение степени и константы диссоциации слабых электролитов, определение
коэффициента электропроводности сильных электролитов. Определение растворимости
труднорастворимых
солей,
кондуктометрическое
титрование.
Применение
электропроводности для определения влажности сельскохозяйственных продуктов и почв, а
также динамики солевого режима почв.
Тема 9. Электрохимические процессы: возникновение потенциала на границе
раздела фаз. Двойной электрический слой и его строение; влияние концентрации, заряда
металла и температуры. Уравнение Нернста. Электродные потенциалы и ЭДС
гальванических элементов. Нормальный (стандартный) потенциал. Водородный электрод.
Ряд напряжений. Хлорсеребряный, каломельный электроды. Электроды индикаторные
(измерительные) и вспомогательные (сравнения). Окислительно-восстановительные
электроды и цепи. Окислительно-восстановительный потенциал почв, его измерение.
Измерение электродвижущих сил. Диффузионный потенциал. Потенциометрический метод
измерений рН. Стеклянный электрод с водородной функцией. Потенциометрическое
титрование. Стеклянные электроды с другими функциями. Мембранные электроды с
различными функциями. Биологические мембраны, их роль в жизни растений и животных.
Тема 10. Поверхностные явления: свободная энергия системы и величина
поверхности. Поверхностное натяжение жидкостей и твердых тел. Способы
уменьшения свободной энергии системы. Физическая и химическая адсорбции. Адсорбция
на поверхности раздела твердое тело-газ и твердое тело-раствор. Изотерма адсорбции,
уравнение Фрейндлиха, Ленгмюра, БЭТ-изотерма. Адсорбция на границе раздела жидкостьгаз, раствор-газ. Уравнение Гиббса. Поверхностно- активные и поверхностно- неактивные
вещества. Ориентация молекул в поверхностном слое. Гидрофильные и гидрофобные
поверхности. Смачивание. Краевой угол смачивания. Уравнение Лапласа. Поверхностное
натяжение на границе раздела трех фаз. Коэффициенты растекания. Адсорбция
электролитов. Правило Фаянса-Пескова. Обменная адсорбция. Уравнение Никольского.
Адсорбционные процессы в почвах, растениях.
Раздел 2. Коллоидная химия
Тема 11. Коллоидные системы и их свойства: возникновение, предмет и значение
коллоидной химии. Коллоидные системы и их получение. Дисперсная фаза и дисперсная
среда. Природа коллоидных систем. Гетерогенные высокодисперсные системы и
высокомолекулярные соединения. Вязкость растворов ВМС; зависимость от рН среды.
Изоэлектрическое состояние. Нарушение устойчивости растворов. Расслоение, высаливание,
коацервация. Лиотропные ряды. Растворы полиэлектролитов. Коллоидные электролиты.
Тема 12. Гели. Студни. Полуколлоиды Процессы структурообразования в растворах
ВМС. Получение студней и гелей. Застудневание. Свойства студней. Синерезис.
Полуколлоиды. Коллоидные поверхностно-активные системы. Белковые, белковоколлоидные и другие мембраны и их роль в живом организме. Тиксотропия.
Текущий контроль
Текущий контроль предназначен для проверки качества усвоения материала по
изученной теме, стимулирования своевременной учебной работы студентов и получения
обратной связи для планирования и осуществления корректирующих и предупреждающих
действий, а также, при необходимости, и коррекции методики проведения занятий.
Текущий контроль проводится в форме: устного и письменного опроса; оценивания
лабораторных и практических занятий, выполнение тестов.
Объектом оценки при текущем контроле могут выступать:
- письменные и устные ответы обучающихся;
- лабораторные и практические занятия;
- доклады, рефераты; сообщения.
Результаты текущего контроля оцениваются по стандартной шкале: отлично, хорошо,
удовлетворительно, неудовлетворительно. И регистрируются в журнале учета
теоретического обучения (в журнале производственного обучения - при наличии).
Положительная оценка («3», «4», «5») выставляется, когда студент показал владение
основным программным материалом. Оценка «5» выставляется при условии безупречного
ответа либо при наличии 1-2 мелких погрешностей, «4» - при наличии 1-2 недочетов.
Неудовлетворительная оценка («1», «2») выставляется в том случае, когда студент показал
неусвоенные основного программного материала.
При оценке знаний необходимо учитывать основные качественные характеристики
овладения учебным материалом: имеющиеся у студентов фактические знания и умения, их
полноту, прочность, умение применять на практике в различных ситуациях, владение
терминологией и специфическими способами обозначения и записи.
Результат оценки зависит от наличия и характера погрешностей, допущенных при
устном ответе или в письменной работе. Среди погрешностей можно выделить ошибки,
недочеты и мелкие погрешности.
Погрешность считается ошибкой, если она свидетельствует о том, что студент не
овладел основными знаниями и умениями, и их применением.
К недочетам относятся погрешности, свидетельствующие о недостаточно прочном
усвоении основных знаний и умений или отсутствии знаний, которые в соответствии с
программой не считаются основными. Недочетом также считается погрешность, которая
могла бы расцениваться как ошибка, но допущена в одних случаях и не допущена в других
аналогичных случаях. К недочетам относятся погрешности, объясняемые рассеянностью или
недосмотром, небрежная запись.
К мелким погрешностям относятся погрешности в устной и письменной речи, не
искажающие смысла ответа или решения, случайные описки и т.п.
Вопрос об отнесении погрешности к ошибкам, недочетам или мелким погрешностям
решается преподавателем в соответствии с требованиями к усвоению материала на данном
этапе обучения.
Если одна и та же ошибка (недочет) встречается несколько раз, то это
рассматривается как одна ошибка (один недочет). Зачеркивания и исправления ошибкой
считать не следует.
Промежуточная аттестация
Итоговый контроль обучающихся на соответствие их персональных достижений
поэтапным требованиям, соответствующим ОПОП СПО дисциплины ОП.04 «Физическая и
коллоидная химия» для специальности 18.02.01 «Аналитический контроль качества
химических соединений» в виде дифференцированного зачета.
Контрольно-измерительные материалы ОП.04 «Физическая и коллоидная химия»
составлены
в
соответствии
с
требованиями
Федерального
государственного
образовательного стандарта (далее - ФГОС) по специальности среднего профессионального
образования (далее - СПО) 18.02.01 «Аналитический контроль качества химических
соединений» в виде дифференцированного зачета.
Цель контрольно-измерительных материалов выявить полноту и глубину
усвоения системы знаний, а также формирование познавательных умений студентов
(компетенции).
Практико-ориентированный контрольно-измерительный материал для оценки
качества освоения основной профессиональной образовательной программы за семестр
представлен в приложении.
Контроль и оценка результатов освоения дисциплины
Результаты обучения
(освоенные умения, усвоенные знания)
Знает:
- закономерности протекания химических и физико –
Формы и методы контроля и оценки
результатов обучения
1. Интерпретация результатов
наблюдений за деятельностью
студента в процессе освоения
программы.
химических процессов;
- законы идеальных газов;
- механизм действия катализаторов
- механизмы гомогенных и гетерогенных реакций;
- основы физической и коллоидной химии, химической
2.Текущий контроль в форме:
кинетики, электрохимии, химической термодинамики и
-выполнения практической и
термохимии;
лабораторной работы, отчета о
- основные методы интенсификации физико – химических
работе;
процессов;
- тестирования;
- свойства агрегатных состояний веществ;
- контрольной работы;
- сущность и механизм катализа;
- домашней работы;
- схемы реакций замещения и присоединения;
- решение задач,
- условия химического равновесия
-взаимоконтроля;
- физико – химические методы анализа веществ, применяемые-устного опроса;
приборы
-отчета по проделанной
- физико – химические свойства сырьевых материалов и
внеаудиторной самостоятельной
продуктов.
работе согласно инструкции
(представление химического пособия,
конспекта, презентации, буклета,
информационного сообщения,
реферата, доклада).
Умеет:
- выполнять расчёты электродных потенциалов,
3.Итоговая аттестация в форме
электродвижущей силы (э.д.с.) гальванических элементов;
дифференцированного зачета
- находить в справочной литературе показатели физико –
химических свойств веществ и их соединений;
- определять концентрацию реагирующих веществ и скорость
реакций;
- строить фазовые диаграммы;
- производить расчёты: параметров газовых смесей,
кинетических параметров химических реакций, химического
равновесия;
- рассчитывать тепловые эффекты и скорость химических
реакций;
- определять параметры каталитических реакций.
- использовать приобретенные знания и умения в
практической деятельности.
Перечень рекомендуемых учебных изданий, Интернет-ресурсов, дополнительной
литературы
Основные источники:
 В.В.Белик, К.И.Киенская. Физическая и коллоидная химия. М.: Академия. 2005г., 288с.
 О.С.Гамеева. Физическая и коллоидная химия – учебник для техникумов химикотехнологических специальностей. Изд. 3-е переработанное и дополненное. – М.: Высшая
школа. 1977г.
 О.С.Гамеева. Сборник задач и упражнений по физической и коллоидной химии. – М.:
Высшая школа. 1980г.
 В.В. Буданова, Н.К. Воробьева Практикум по физической химии / 5-е изд., -М.: «Химия»,
1986. – 352с.
 К.И. Евстратова, Н.А. Купина, Е.Е. Малахова Физическая и коллоидная химия –М.:
Высш.шк. 1990. – 487с.
Интернет-ресурсы:
1. http//chemistry-chemists.com/Uchebniki/chemistry-b00ks-Physical-Colloid.html
Дополнительные источники:
1. С.А.Балезин. Практикум по физической и коллоидной химии. – М.: Просвещение. 1972г.
2. Г.А.Голиков. Руководство по физической химии. – М.: Высшая школа. 1988г.
3. М.Х.Карапетьянц. Примеры и задачи по химической термодинамике. Москва.: Химия.
1988г.
4. Д.П. Добычин, Л.И. Каданер, В. В. Серпинский. Физическая и коллоидная химия. изд.
«Просвещение», 1986. – 463с.
5. С.С. Воюцкий Курс коллоидной химии – М. , «Химия», 1975 , 512с.
Лист ознакомления обучающихся
с конкретными формами и процедурами текущего контроля знаний, промежуточной
аттестации по дисциплине ОП.03 «Аналитическая химия»
Специальность_____________________________________________________
Группа ____________
Дата ______________
№ п/п
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Ф.И.О. обучающихся
Роспись
Приложение
Контрольно-измерительный материал промежуточной аттестации по дисциплине
ОП.03 «Аналитическая химия»
Билет содержит два теоретических и один практический (задача) вопросы. Данные
вопросы являются основой для составления
контрольно-измерительных материалов
учебной дисциплины.
Контрольно-измерительные материалы ОП 04 «Физическая и коллоидная химия»
составлены
в
соответствии
с
требованиями
Федерального
государственного
образовательного стандарта (далее - ФГОС) по специальности
профессионального
образования 18.02.01 «Аналитический контроль качества химических соединений».
Цель контрольно-измерительных материалов выявить полноту и глубину усвоения
системы знаний, а также формирование познавательных умений студентов (компетенции).
Практико-ориентированный контрольно-измерительный материал для оценки качества
освоения основной профессиональной образовательной программы за 4 семестр представлен
в приложении.
ГАПОУ «Нефтегазоразведочный техникум» г. Оренбург.
Рассмотрено на заседании МК
преподавателей профессиональных
и общепрофессиональных дисциплин
Протокол № ___от_______2015г.
Председатель МК_________
Методист_________________
Утверждаю:
Директор ГАОУ ПО
«Нефтегазоразведочный
техникум» г.Оренбург.
________А.Н.Садчиков
«__» ________ 2015 г.
Экзаменационные билеты по предмету «Физическая и коллоидная химия»
Специальность: 18.02.01 Аналитический контроль качества химических соединений
2 курс
Билет №1
1. Предмет физической и коллоидной химии.
2. Вязкость растворов ВМС. Определение молекулярной массы ВМС
Билет №2
1. М.В.Ломоносов – основоположник физической химии.
2. Общая характеристика растворов ВМС. Растворение ВМС. Пластификация
Билет №3
1. Общенаучное и прикладное значение физической и коллоидной химии.
2. Микрогетерогенные системы.
Билет №4
1. Агрегатные состояния вещества. Общая характеристика агрегатных состояний.
2. Устойчивость дисперсных систем. Коагуляция. Влияние различных факторов на
устойчивость коллоидных систем.
Билет №5
1. Газообразное состояние. Газовые законы.
2. Строение дисперсных систем.
Билет №6
1. Газовые смеси. Закон Дальтона Жидкое состояние. Поверхностное натяжение.
Вязкость жидкости.
2. Получение дисперсных систем.
3.
Билет №7
1. Испарение, кипение жидкости.
2. Классификация растворов по агрегатному состоянию и по степени дисперсности. Роль
дисперсных систем в природе и в технике.
Билет №8
1. Основные понятия химической термодинамики. Теплоемкость.
2. Электролиз и законы Фарадея. Практическое применение электролиза.
Билет №9
1. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Термодинамические процессы.
2. Концентрационные цепи. Химические цепи.
Билет №11
1. Термохимия. Закон Гесса, следствия.
2. Растворы газов в жидкостях. Закон распределения веществ между двумя
несмешивающимися жидкостями, экстракция
Билет №12
1. Обратимые и необратимые процессы. Энтропия. Второй закон термодинамики.
2. Электрохимия, ее прикладное значение. Основные особенности химических и
электрохимических процессов. Проводники 1 и 2 рода.
Билет №13
1. Термодинамические потенциалы (энергия Гиббса, Гельмгольца).
2. Гальванические элементы (электрохимические системы).
Билет №14
1. Пределы протекания самопроизвольных процессов.
2. Электрическое сопротивление, виды, измерение.
Билет №15
1. Основы термодинамик Сущность химической кинетики. Закон действия масс.
Константа скорости реакции, ее физический смысл.
2. Разделение жидких бинарных смесей: однократное испарение, перегонка,
ректификация.
Билет №16
1. Классификация химических реакций по молекулярности и по порядку реакции.
2. Уравнение состояния идеального газа. Реальные газы. Сжижение газов. Критическое
состояние.
Билет №17
1. Химическое равновесие, признаки. Константа химического равновесия, выраженная
через равновесные концентрации, равновесные парциальные давления, связь между
ними. Принцип Ле- Шателье вации молекул, энергетический барьер реакции.
2. Определение рН
Билет №18
1. Равновесный электродный потенциал. Стандартный равновесный электродный
потенциал, как основная электрохимическая характеристика вещества.
2. Замерзание и кипение растворов. Эбуллиоскопия и криоскопия
Билет №19
1. Основные понятия фазового равновесия. Правило фаз Гиббса. Фазовое равновесие в
однокомпонентных системах.
2. Обратимые электроды: электроды первого и второго рода, редокс- электроды, газовые
электроды
Билет №20
1. Фазовое равновесие в двухкомпонентных системах.
2. Идеальные растворы.
Билет №21
1. Поверхностные явления, адсорбция, изотерма адсорбции.
2. Возникновение электродвижущей силы (ЭДС). Измерение ЭДС гальванического
элемента компенсационным способом.
Билет №22
1. Адсорбция на границе жидкость – газ. Адсорбция твердыми адсорбентами.
2. Молекулярно-кинетические и оптические свойства дисперсных систем.
Билет №23
1. Катализ, основные понятия. Гомогенный катализ. Автокатализ
2. Гетерогенный катализ, механизмы. Кинетика гетерогенного катализа
Билет №24
1. Общая характеристика растворов. Растворы твердых тел в жидкостях. Концентрация
растворов.
2. Давление пара над растворами, закон Рауля. Реальные растворы.
Билет №25
1. Осмотическое давление в растворах электролитов. Изотонический коэффициент и его
физический смысл. Практическое значение явления осмоса.
2. Понятие об ионной силе раствора, активности и коэффициенте активности.
Вопросы к зачету:
Предмет физической и коллоидной химии.
М.В.Ломоносов – основоположник физической химии.
Общенаучное и прикладное значение физической и коллоидной химии.
Агрегатные состояния вещества. Общая характеристика агрегатных состояний.
Газообразное состояние. Газовые законы. Уравнение состояния идеального газа.
Реальные газы.
6. Сжижение газов. Критическое состояние.
7. Газовые смеси. Закон Дальтона Жидкое состояние.
8. Поверхностное натяжение. Вязкость жидкости.
9. Испарение, кипение жидкости.
10. Основные понятия химической термодинамики. Теплоемкость.
11. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Термодинамические процессы.
12. Термохимия. Закон Гесса, следствия.
13. Обратимые и необратимые процессы. Энтропия. Второй закон термодинамики.
14. Термодинамические потенциалы (энергия Гиббса, Гельмгольца).
15. Пределы протекания самопроизвольных процессов.
16. Основы термодинамики. Сущность химической кинетики.
17. Закон действия масс. Константа скорости реакции, ее физический смысл.
18. Классификация химических реакций по молекулярности и по порядку реакции.
19. Химическое равновесие, признаки. Константа химического равновесия, выраженная
через равновесные концентрации, равновесные парциальные давления, связь между
ними. Принцип Ле- Шателье вации молекул, энергетический барьер реакции.
20. Уравнение изотермы химической реакции и его практическое применение.
21. Уравнения изобары и изохоры. Химическое равновесие в гетерогенных системах.
22. Основные понятия фазового равновесия. Правило фаз Гиббса. Фазовое равновесие в
однокомпонентных системах.
23. Фазовое равновесие в двухкомпонентных системах.
24. Поверхностные явления, адсорбция, изотерма адсорбции.
25. Адсорбция на границе жидкость – газ. Адсорбция твердыми адсорбентами
26. Катализ, основные понятия. Гомогенный катализ. Автокатализ.
27. Гетерогенный катализ, механизмы. Кинетика гетерогенного катализа.
28. Общая характеристика растворов. Растворы твердых тел в жидкостях. Концентрация
растворов.
29. Осмотическое давление в растворах электролитов. Изотонический коэффициент и его
физический смысл. Практическое значение явления осмоса.
30. Давление пара над растворами, закон Рауля. Реальные растворы.
31. Замерзание и кипение растворов. Эбуллиоскопия и криоскопия.
32. Идеальные растворы, I закон Коновалова. II закон Коновалова.
33. Разделение жидких бинарных смесей: однократное испарение, перегонка,
ректификация.
34. Растворы газов в жидкостях, закон Генри. Закон распределения веществ между двумя
несмешивающимися жидкостями, экстракция.
35. Электрохимия, ее прикладное значение. Основные особенности химических и
электрохимических процессов. Проводники 1 и 2 рода.
1.
2.
3.
4.
5.
36. Электрическое сопротивление, виды, измерение.
37. Равновесный электродный потенциал. Стандартный равновесный электродный
потенциал, как основная электрохимическая характеристика вещества. Формула
Нернста
38. Гальванические элементы (электрохимические системы).
39. Возникновение электродвижущей силы (ЭДС).
40. Измерение ЭДС гальванического элемента компенсационным способом.
41. Определение рН.
42. Обратимые электроды: электроды первого и второго рода, редокс- электроды, газовые
электроды.
43. Концентрационные цепи. Химические цепи
44. Электролиз и законы Фарадея. Практическое применение электролиза.
45. Понятие об ионной силе раствора, активности и коэффициенте активности
46. Классификация растворов по агрегатному состоянию и по степени дисперсности. Роль
дисперсных систем в природе и в технике. Получение дисперсных систем.
47. Молекулярно-кинетические и оптические свойства дисперсных систем.
48. Строение дисперсных систем.
49. Устойчивость дисперсных систем. Коагуляция. Влияние различных факторов на
устойчивость коллоидных систем.
50. Микрогетерогенные системы.
51. Общая характеристика растворов ВМС. Растворение ВМС. Пластификация
52. Вязкость растворов ВМС. Определение молекулярной массы ВМС.
Ответы:
Билет № 1:
1. Предметом физической химии является объяснение химических явлений на основе
более общих законов физики. Физическая химия рассматривает две основные группы
вопросов:


Изучение строения и свойств вещества и составляющих его частиц;
Изучение процессов взаимодействия веществ.
В курсе физической химии обычно выделяют несколько разделов:
Строение вещества. В этот раздел входят учение о строении атомов и молекул и
учение об агрегатных состояниях вещества. Изучение строение вещества необходимо для
выяснения важнейших вопросов об образовании молекул из атомов, о природе химической
связи, о строении и взаимодействии молекул. Именно в этой своей части физическая химия
очень тесно переплетается со всеми направлениями современной химии, поскольку изучение
химических свойств вещества вне связи со строением атомов и молекул на современном
уровне невозможно.
Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических процессов;
позволяет определить возможность, направление и глубину протекания химического
процесса в конкретных условиях.
Химическая кинетика. В этом разделе физической химии изучается скорость и
механизм протекания химических процессов в различных средах при различных условиях.
Учение о растворах рассматривает процессы образования растворов, их внутреннюю
структуру и важнейшие свойства, зависимость структуры и свойств от природы компонентов
раствора.
Электрохимия изучает особенности свойств растворов электролитов, явления
электропроводности, электролиза, коррозии, работу гальванических элементов.
Коллоидная химия изучает поверхностные явления и свойства мелкодисперсных
гетерогенных систем.
Все разделы физической химии объединяет единая основа – общие законы природы,
которые применимы к любым процессам и любым системам, независимо от их строения.
2.Основной теорией ,описывающей состояние полимеров в растворах, является
теории Флори- Хаггинса. В данный пособии она рассматриваться не будет; здесь лишь
кратко остановимся на одном из методов определения молекулярной массы полимеров –
вискозиметрическом исследовании вязкости растворов полимеров. Молекулярную массу
полимеров можно оценить по концентрационным зависимостям вязкости растворов .
Высокомолекулярных соединения представлют собой вещества с высокой
молекулярной масса, макромолекулы которых состоят их множества небольших по размерам
одинаковых повторяющихся группировок (мономерных звеньев), соединенных химическими
связями. Молекулярную массу полимеров М можно выразить следующие образом:
М=рМm ,
Где р- степень полимеризации; Мm- молекулярная масса мономеров звена.
Степень полимеризации р соответствует числу мономерных звеньев в цепи . Для
полимеров она может составлять сотни , тысячи и даже десяки тысяч.
Билет № 2
1.Основоположником физической химии как науки является М. В. Ломоносов. Он
в 1752—1754 гг. первым из ученых прочитал студентам курс физической химии. Чтение
курса сопровождалось демонстрацией опытов и проведением лабораторных работ. М. В.
Ломоносов первый предложил термин «физическая химия» для области науки,
промежуточной между химией и физикой и дал этой научной дисциплине следующее
определение: «Физическая химия есть наука, объясняющая на основе положений и
опытов физики то, что происходит в смешанных телах при химических операциях» .
2.Растворы ВМС термодинамически устойчивы и при соответствующих
предосторожностях могут существовать сколько угодно долго. При растворении ВМС
всегда образуется гомогенная система, причем, растворение сопровождается
уменьшением термодинамического потенциала. Коллоидные растворы, наоборот
термодинамически неустойчивы и способны стареть.
Растворение ВМС не требует присутствия в системе стабилизатора. Наконец,
растворы ВМС находятся в термодинамическом равновесии и являются обратимыми
системами. К таким системам применимо правило фаз Гиббса (в отличие от коллоидных
систем).
Следует также учитывать, что равновесное состояние в растворах
высокомолекулярных веществ устанавливается медленно.
Для растворов ВМС характерны три группы свойств. Первые две присущи
истинным и коллоидным растворам, а третья группа характерна только для растворов
ВМС: набухание и студнеобразование.
Растворение
ВМС
с
линейными
молекулами
сопровождается
набуханием. Набухание – это первая стадия растворения полимера, заключающаяся в
поглощении растворителя без потери однородности системы. При набухании ВМС
значительно увеличивается его масса и объем (в 10-15 раз), изменяются механические
свойства. Причиной набухания является то, что при растворении происходит не только
диффузия молекул растворяемого вещества в растворитель, но и проникновение молекул
растворителя в пространство между макромолекулами. Размеры молекул растворителя
значительно меньше, подвижность их больше, скорость диффузии в пространство между
макромолекулами больше. Поэтому в начальный момент растворения происходит
набухание полимера. Затем, в результате ослабления связи между макромолекулами
начинается интенсивный переход их в объем растворителя. Таким образом, набухание
можно рассматривать как специфическое проявление замедленной кинетики смешения
двух жидких фаз. Набухание характеризуется степенью набухания:
где ω – масса полимера.
Пластификация – введение в полимер различных веществ (пластификаторов),
улучшающих эластичность ВМС и облегчающих их переработку. Физико-химическая
сущность пластификации состоит в изменении вязкости системы, увеличении гибкости и
подвижности молекул, что приводит к повышению температур стеклования и текучести, а
также к изменению всех свойств материалов – прочности, диэлектрических потерь,
хрупкости и др. В качестве пластификаторов применяют обычно низкомолекулярные
высококипящие жидкости, реже кристаллические вещества.
Билет № 3
1. Предмет физической и коллоидной химии. Работы русских и зарубежных ученых в
области физической и коллоидной химии.
Общенаучное и прикладное значение физической и коллоидной химии.
Использование ее законов в целях охраны и восстановления окружающей среды.
Использование физико-химических закономерностей для нахождения оптимальных
условий ведения химических процессов и сознательного управления ими в
производственных условиях.
Физико-химические методы анализа и их значение для химической технологии.
Достижения современной физической и коллоидной химии и новые направления в ее
дальнейшем развитии.
2. Микрогетерогенные системы - это дисперсные системы с размером частиц
дисперсной фазы 10-7 - 10-5 м. По своим свойствам микрогетерогенные системы близки
коллоидным растворам, но, вследствие большего размера частиц, имеют некоторые
особенности.
Микрогетерогенные системы классифицируют в зависимости от агрегатного
состояния дисперсной фазы и дисперсионной среды:
1) жидкая дисперсионная среда
а) суспензии (дисперсная фаза - твердая)
б) эмульсии (дисперсная фаза - жидкая)
в) пены (дисперсная среда - газообразная)
2) газообразная дисперсионная среда
а) аэрозоли (дисперсная среда - жидкая или твердая)
б) порошки (дисперсная среда - твердая)
3) твердая дисперсионная среда
а) твердые пены.пористые тела (дисперсная фаза - газообразная)
б) твердые эмульсии (дисперсионная среда - жидкая)
в) системы с твердой дисперсной фазой.
Наименее изученными, немотря на свое огромное практическое значение, являются системы
с
твердой
дисперсионной
средой
(твердые
золи).
К твердым золям с газообразной дисперсной фазой относят твердые пены, пористые
вещества (пемза, пеностекла и пенобетоны, пенопласты и др.). Эти дисперсные системы
природного и искусственного происхождения находят в настоящее время очень широкое
применение, особенно в качестве звуко- и теплоизоляционных материалов.
Билет № 4
1.Агрега́тное состоя́ние вещества (лат. aggrego 'присоединяю') — состояние одного и
того же вещества в определённом интервалетемператур и давлений, характеризующееся
определёнными, неизменными в пределах указанных интервалов, качественными
свойствами:

способностью (твёрдое тело) или неспособностью (жидкость, газ, плазма)
сохранять объём и форму,

наличием
или
отсутствием дальнего (твёрдое
тело)
и ближнего
порядка (жидкость), и другими свойствами.
Изменение
агрегатного
состояния
может
сопровождаться
скачкообразным изменением свободной энергии, энтропии, плотности и других физических
величин.
Традиционно выделяют три агрегатных состояния: твёрдое тело ,жидкость и газ. К
агрегатным состояниям принято причислять также плазму[2], в которую переходят газы при
повышении температуры и фиксированном давлении. Существуют и другие агрегатные
состояния, например, конденсат Бозе — Эйнштейна.
Отличительной особенностью является отсутствие резкой границы перехода к
плазменному состоянию.
Определения агрегатных состояний не всегда являются строгими. Так,
существуют аморфные тела, сохраняющие структуру жидкости и обладающие
небольшой текучестью и способностью сохранять форму; жидкие кристаллы текучи, но при
этом обладают некоторыми свойствами твёрдых тел, в частности, могут поляризовать
проходящее через них электромагнитное излучение.
Для описания различных состояний в физике используется более широкое
понятие термодинамической фазы. Явления, описывающие переходы от одной фазы к
другой, называют критическими явлениями.
2. Устойчивость дисперсных систем чрезвычайно важна для природных и
производственных процессов. Коллоиды почв должны быть устойчивы, чтобы не
разрушалась их структура, но коллоиды в питьевой воде, природной или после ее очистки,
недопустимы, и их следует разрушать. Поэтому очень важно знать те факторы, которые
способствуют устойчивости дисперсных систем и их разрушению Устойчивость дисперсных
систем понижается, и они разрушаются при разнообразных воздействиях. Самое сильное
влияние на коагуляцию оказывают электролиты, что имеет большое практическое значение.
Электролиты уменьшают диффузный слой ионов мицеллы до такой степени, что он
перестает предохранять частицы от слипания.
Коагуляцией понимают сцепление частиц дисперсной фазы, но это равнозначно
разрушению коллоидной системы при потере ею устойчивости.
Устойчивость коллоидных систем зависит от многих факторов. При повышении
температуры из-за роста кинетической энергии частиц уменьшается диффузный слой ионов
частиц, и при их соударениях они разрушаются или слипаются. При замораживании раствора
вода из защитных гидратных оболочек частиц переходит в лед, и происходит
концентрирование золя и электролита. При последующем размораживании дисперсная
система может не восстановиться. Сильное повышение давления также способствует
слипанию частиц.
Билет № 5
1.
2. Дисперсные системы, гетерогенные системы из двух или большего числа фаз с
сильно развитой поверхностъю раздела между ними. Обычно одна из фаз образует
непрерывную дисперсионную среду, в объеме которой распределена дисперсная фаза (или
несколько дисперсных фаз) в виде мелких кристаллов. твердых аморфных частиц, капель
или пузырьков. Дисперсные системы могут иметь и более сложное строение, например,
представлять собой двухфазное образование, каждая из фаз которого, будучи непрерывной,
проникает в объем другой фазы. К таким системам относятся твердые тела. пронизанные
разветвленной системой каналов-пор, заполненных газом или жидкостью. некоторые
микрогетерогенные полимерные композиции и др. Нередки случаи, когда дисперсионная
среда "вырождается" до тончайших слоев (пленок), разделяющих частицы дисперсной фазы.
Билет № 6
1. Газовой смесью понимается смесь отдельных газов, не вступающих между собой ни
в какие химические реакции. Каждый газ (компонент) в смеси независимо от
других газов полностью сохраняет все свои свойства и ведет себя так, как если бы он один
занимал весь объем смеси.
Закон Дальтона:
– в состоянии теплового равновесия давление смеси химически не
взаимодействующих идеальных газов равно сумме парциальных давлений этих газов.
Поверхностное натяжение — свойство жидкости противостоять силе, которая на нее
действует. По сравнению с другими жидкостями, поверхностное натяжение воды одно из
самых высоких. Это свойство воды вызвано ее молекулярной структурой, благодаря которой
связи между молекулами намного прочнее, чем у других жидкостей.
Поверхностное натяжение зависит от самой жидкости и ее молекулярной структуры,
но также и от того, с каким материалом эта жидкость соприкасается. Когда речь идет о
поверхностном натяжении в животном мире и во многих других примерах, приведенных
ниже, то обычно рассматривают либо систему вода-воздух, либо водные растворы
различных веществ, так как это самые распространенные системы, которые встречаются в
природе.
Не до конца
2. Дисперсные системы могут быть созданы природой или получены искусственно.
Способы искусственного получения делятся на две группы:диспергирование - получение
дисперсной фазы из крупных тел;конденсация - укрупнение мелких частиц.
Билет № 7
1.Испарением называют парообразование с поверхности жидкости. Объяснить
испарение можно следующим образом.Отделившиеся от поверхности жидкости молекулы
образуют над ней пар. Некоторые из них вследствие хаотического движения возвращаются
обратно в жидкость. Поэтому испарение происходит быстрее, если есть ветер, так как он
уносит пар в сторону от жидкости (здесь также имеет место явление «захвата» и отрыва
молекул с поверхности жидкости ветром).
Поэтому же в закрытом сосуде испарение быстро прекращается: количество
«оторвавшихся» за единицу времени молекул становится равно количеству «вернувшихся» в
жидкость.
Интенсивность испарения зависит от рода жидкости: чем меньше притяжение между
молекулами жидкости, тем интенсивнее испарение.
Чем больше площадь поверхности жидкости, тем больше молекул имеют
возможность покинуть её. Значит, интенсивность испарения зависит от площади
поверхности жидкости.
При повышении температуры скорости молекул возрастают. Поэтому чем выше
температура, тем интенсивнее испарение.
Кипе́ние — процесс интенсивного парообразования, который происходит в жидкости,
как на свободной её поверхности, так и внутри её структуры. При этом в объёме жидкости
возникают границы разделения фаз, то есть на стенках сосуда образуются пузырьки, которые
содержат воздух и насыщенный пар. Кипение, как и испарение, является одним из способов
парообразования. В отличие от испарения, кипение может происходить лишь при
определённой температуре и давлении. Температура, при которой происходит кипение
жидкости, находящейся под постоянным давлением, называется температурой кипения. Как
правило, температура кипения при нормальном атмосферном давлении приводится как одна
из основных характеристик химически чистых веществ. Процессы кипения широко
применяются
в
различных
областях
человеческой
деятельности.
Например, кипячение является
одним
из
распространённых
способов
физической дезинфекции питьевой воды. Кипячение воды представляет собой процесс
нагревания её до температуры кипения с целью получения кипятка.
Кипение является фазовым переходом первого рода. Кипение происходит гораздо
более интенсивно, чем испарение с поверхности, из-за присутствия очагов парообразования,
обусловленных как более высокой температурой достигаемой в процессе кипения, так и
наличием примесей.
2.По размеру частиц дисперсной фазы различают грубодисперсные системы (взвеси) с
размером частиц более 500 нм и тонкодисперсные (коллоидные растворы или коллоиды) с
размерами частиц от 1 до 500 нм.
Дисперсные системы классифицируют также по степени взаимодействия между
дисперсионной средой и дисперсной фазой. Если такое взаимодействие выражено очень
слабо, систему называют лиофобной (в случае воды - гидрофобной). Примером гидрофобной
системы может служить «баритовая каша» - осадок сульфата бария, получаемый
смешиванием растворов, содержащих катион бария и сульфат-анион. Если же дисперсная
фаза и дисперсионная среда «тяготеют» друг к другу (например, образуют водородные
связи), образуется лиофилъная (гидрофильная) дисперсионная система. Такие системы
образуются самопроизвольно и очень устойчивы. К ним относятся растворы
высокомолекулярных соединений, например белков. Многие глобулярные белки
диспергированы в водных растворах до отдельных молекул, но, поскольку их размеры
составляют десятки нанометров, раствор нельзя считать истинным - это дисперсная система
Дисперсные системы чрезвычайно широко распространены в природе, технике и
используются в различных технологических процессах. Подавляющее большинство
окружающих нас материалов относится к дисперсным системам почва, древесина,
атмосфера, природная вода, большинство пищевых продуктов, резина, краски и т. д.
Билет №8
1.Термодинамика – это наука о превращениях различных видов энергии.
Химическая термодинамика – это раздел термодинамики, изучающий химические и
физико-химические превращения, связанные с выделением или поглощением тепла.
Термодинамика опирает на три фундаментальных закона или начала, которые являются
обобщением многочисленных экспериментальных данных. Объектом исследования
термодинамики является термодинамическая система, под которой понимается тело, группа
тел, часть тела, т.е. любая область пространства, которая ограничивается физической или
умозрительной поверхностью раздела. Часть системы с присущей ей химическим составом и
макроскопическими свойствами называется фазой. Фазы отличаются друг от друга
физическими поверхностями, при переходе через которые свойства резко меняются.
В каждый момент времени состояние системы характеризуется параметрами
состояния, которые разделяются на экстенсивные и интенсивные параметры. Экстенсивные
зависят от количества вещества: объём, масса, теплоёмкость, внутренняя энергия, энтропия и
т.д. Интенсивные определяются лишь специфической природой системы: давление,
температура, химический потенциал и т.д. Термодинамическими параметрами состояния
называются параметры, которые измеряются непосредственно и выражают интенсивные
свойства
системы.
Совокупность
термодинамических
параметров
определяет
термодинамическое состояние системы. Уравнение, связывающее параметры состояния,
называется уравнением состояния системы. Пример уравнения состояния – это уравнение
Менделеева-Клапейрона для идеального газа . Если термодинамические параметры со
временем самопроизвольно не изменяются и сохраняют одинаковое значение в пределах
каждой фазы, а энергия системы минимальна, то состояние системы называется
равновесным. Условием термодинамического равновесия является равенство температуры
для всех частей системы. Существование такого параметра как температура единого для всех
частей системы называют нулевым началом термодинамики. Все измерения температуры
базируются на нулевом начале термодинамики, которое чаще всего формулируется
следующим образом: если каждая из двух систем находится в тепловом равновесии с
третьей, то они находятся в тепловом равновесии и между собой. Изменение хотя бы одного
из параметров изменяет состояние системы и вызывает возникновение термодинамического
процесса. Процесс называется круговым или циклом, когда система после некоторых
превращений возвращается в исходное состояние. В химической термодинамике большое
значение имеет понятие по равновесным и неравновесным процессам. Равновесным или
квазистатическим называется процесс, в котором система под действием бесконечно малых
внешних воздействий или вследствие наличия бесконечно малой разности в величинах
интенсивных параметров бесконечно медленно проходят непрерывный ряд состояний, как
угодно мало отличающихся от равновесных. В первом приближении можно считать, что в
равновесном процессе сила, действующая на систему, почти точно уравновешиваются
другими силами со стороны системы.
Теплоёмкостью называется отношение количества теплоты, поглощённой
однородным телом единичной массы (1 грамм или 1 моль) к повышению температуры,
которым сопровождается нагревание. Поскольку теплоёмкость зависит от температуры,
необходимо определять её как предел от ношения теплоты к изменению температуры.
Отнесённая таким образом к температуре теплоёмкость называется удельной (на грамм) или
мольной (на моль) истинной теплоёмкостью. Её значение вычисляется из экспериментально
определённой средней теплоёмкости для интервала температур . Поскольку теплота зависит
от пути процесса, необходимо указывать условия, определяющие этот путь. При постоянном
объёме получают и для постоянного давления .
2.Электро́лиз —
физико-химический
процесс,
состоящий
в
выделении
наэлектродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся
результатом
вторичных
реакций
на электродах,
который
возникает
при
прохождении электрического тока через раствор, либо расплав электролита
Законы электролиза Фарадея. Первый закон:
В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде,
прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит:
Если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I.
Коэффициент
пропорциональности называется электрохимическим
эквивалентом
вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через
электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.
Второй закон:
Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их молярным
массам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую
валентность.Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы
A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент
,
где — постоянная Фарадея.
Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:
,
Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В
частности,
электролиз
является
одним
из
способов
промышленного
получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических
соединений[ , диоксида марганца, пероксида водорода. Большое количество металлов
извлекается из руд и подвергается переработке с помощью электролиза
(электроэкстракция,электрорафинирование). Также электролиз является основным
процессом, благодаря которому функционируетхимический источник тока.
Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы
электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации). Применяется для получения
многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий
(гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика)
Билет №9
1. Первый закон термодинами гласит, что энергия не может быть создана или
уничтожена. Таким образом, энергия системы (замкнутой) - постоянна. Тем не менее,
энергия может быть передана от одного элемента системы другому. Рассмотрим замкнутую
систему, изолированную от остальных.
Передача энергии между различными подсистемами в ней может быть описана как:
E1 = E2 ,
где
E1 = начальная энергия
E2 = конечная энергия
Энтальпия это сумма внутренней энергии тела и произведения давления на объем.;
I = U + PV;
где: I – энтальпия; U –внутреней энергия; P – давление; V -объем.
Удельная энтальпия i это отношение энтальпии тела к его массе. Удельная энтальпия
это параметр состояния. Значение удельной энтальпии пара и воды при определенном
давлении и температуре можно найти в справочнике. Пользуясь этими данными, можно
определить количество теплоты участвующее в процессе или работу процесса.
Основными процессами в термодинамике являются:

изохорный, протекающий при постоянном объеме;

изобарный, протекающий при постоянном давлении;

изотермический, происходящий при постоянной температуре;

адиабатный, при котором теплообмен с окружающей средой отсутствует;

политропный, удовлетворяющий уравнению pvn= const.
Изохорный, изобарный, изотермический и адиабатный процессы являются частными
случаями политропного процесса.
При исследовании термодинамических процессов определяют:

уравнение процесса в p—v иT—s координатах;

связь между параметрами состояния газа;

изменение внутренней энергии;

величину внешней работы;

количество подведенной теплоты на осуществление процесса или количество
отведенной теплоты.
2. Химические цепи. В зависимости от природы н свойств электродов, из
которых составлена электрохимическая система,различают химические и концентрационные
цепи. В химических цепях электроды отличаются друг от друга химическимисвойствами
Концентрационные цепи. Концентрационными цепями называются цепи, в которых
оба электрода одинаковы по своей природе, но различаются активностью одного или
нескольких участников электродной реакции. При этом электрическая энергия получается за
счет выравнивания концентраций веществ в элементе. Концентрационные цепи (эл
Таким образом, работа электрического тока в концентрационных цепях — это работа
диффузионного процесса, который проводится обратимо путем разделения его на несколько
(в нашем случае — четыре) различных по направлению обратимых электродных процессов,
каждый из которых связан с опреде- ементы) могут быть без переноса и с переносом.
Химические цепи принято разделять на простые и сложные. В простых химических
цепях один из электродов обратим по отношению к катионам электролита, а другой - к его
анионам. В сложных химических цепях это условие не соблюдается.
Сопоставление ЭДС двойной химической цепи с ЭДС соответствующей его простой
цепи дает возможность с большой точностью находить стандартные потенциалы их
электродов и коэффициенты активности электролитов.
Билет № 11
1.
Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций.
Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим
образом: Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических
или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных
веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
Следствия закона из Гесса:

Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по
знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье — Лапласа).

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот
образования (ΔHf)
продуктов
реакции
и
исходных
веществ,
умноженных
на стехиометрические коэффициенты (ν):
Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот
сгорания (ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические
коэффициенты (ν):

Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образования или сгорания
веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные
величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т. н. стандартным
условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо
использовать и другие законы термохимии, например, закон Кирхгофа, описывающий
зависимость теплового эффекта реакции от температуры

Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций)
совпадают, то её (их) тепловой эффект равен нулю.
2.
Раствор газа в жидкости ничем существенным не отличается от других
растворов, и к нему можно применять закон Рауля.Растворенный газ в этом случае следовало
бы рассматривать как пар более летучего компонента, находящийся в равновесии с
раствором, а давление этого газа—как давление пара, соответствующее данному составу
смеси. Трудно сжижаемые газы, как правило, плохо растворимы. Наоборот, газы с высокой
температурой кипения
абсорбируются
достаточно
хорошо.
Большое
влияние
на растворимость газов имеют такжеполярность растворителя и его внутреннее давление.
Распределение растворенного вещества между двумя несмешивающимися жидкими
фазами является равновесным процессом, который можно описать при помощи закона
действующих масс. Экстракционные методы разделения основаны на громадных различиях
констант экстракции растворенных веществ. Экстракцию широко применяют для разделения
компонентов органических систем. Так, карбоновые кислоты легко можно отделить от
производных фенола экстракцией разбавленным водным раствором гидрокарбоната натрия
из неводного раствора образца. Карбоновые кислоты почти полностью переходят в водную
фазу, в то время как производные фенола остаются в органической фазе.
Распределение растворенного вещества между двумя несмешивающимися или почти
несмешивающимися жидкостями является основой процесса экстракции растворителями, в
которых обычно двумя фазами являются водная и органическая Для случая, когда
растворенное вещество не диссоциирует и не ассоциирует ни в одной из фаз, можно вывести
формулу, описывающую степень экстракции растворенного вещества из одной фазы при
данном сочетании условий.
Билет №12
1.Второй закон термодинамики. Энтропия.
Второй закон связан с понятием энтропии, являющейся мерой хаоса (или мерой
порядка). Второй закон термодинамики гласит, что для вселенной в целом энтропия
возрастает.
Существует два классических определения второго закона термодинамики :

Кельвина и Планка
Не существует циклического процесса, который извлекает количество теплоты из
резервуара при определенной температуре и полностью превращает эту теплоту в работу.
(Невозможно построить периодически действующую машину, которая не производит ничего
другого, кроме поднятия груза и охлаждения резервуара теплоты)

Клаузиуса
Не существует процесса, единственным результатом которого является передача
количества теплоты от менее нагретого тела к более нагретому. (Невозможен круговой
процесс, единственным результатом которого было бы производство работы за счет
охлаждения теплового резервуара)
Оба определения второго закона термодинамики опираются на первый закон
термодинамики, утверждающий, что энергия убывает.
Второй закон связан с понятием энтропии (S).
Энтропия порождается всеми процессами, она связана с потерей системы способности
совершать работу. Рост энтропии - стихийный процесс. Если объем и энергия системы
постоянны, то любое измение в системе увеличивает энтропию. Если же объем или энергия
системы меняются, энтропия системы уменьшается. Однако, энтропия вселенной при этом
не уменьшается.
Для того, чтобы энергию можно было использовать, в системе должны быть области с
высоким и низким уровнями энергии. Полезная работа производится в результате передачи
энергии от области с высоким уровнем энергии к области с низким уровнем энергии.

100% энергии не может быть преобразовано в работу

Энтропия может вырабатываться, но не может быть уничтожена
Обратимый процесс (то есть равновесный) — термодинамический процесс, который
может проходить как в прямом, так и в обратном направлении, проходя через одинаковые
промежуточные состояния, причем система возвращается в исходное состояние без затрат
энергии, и в окружающей среде не остается макроскопических изменений.
Необратимым называется процесс, который нельзя провести в противоположном
направлении через все те же самые промежуточные состояния. Все реальные процессы
необратимы.
2.Электрохи́мия — раздел химической науки, в котором рассматриваются системы
и межфазные границы при протекании через них электрического тока, исследуются
процессы в проводниках, на электродах (из металлов илиполупроводников, включая графит)
и
в
ионных
проводниках
(электролитах).
Электрохимия
исследует
процессыокисления и восстановления, протекающие на пространственно-разделённых
электродах, перенос ионов иэлектронов. Прямой перенос заряда с молекулы на молекулу в
электрохимии не рассматривается.
Не до конца
Билет №13
1. Термодинами́ческие потенциа́лы — внутренняя энергия , рассматриваемая как
функция энтропии и обобщённых
координат
(объёма системы,площади поверхности
раздела фаз, длины упругого стержня
или
пружины,поляризации диэлектрика, намагниченности магнетика, масс компонентов системы
и др.), и термодинамические характеристические функции, получаемые посредством
применения преобразования Лежандра к внутренней энергии
.
Свободная энергия Гельмгольца
Также часто называемый просто свободной энергией. Определяется следующим
образом:
,
где — температура и — энтропия.
Поскольку в изотермическом процессе количество теплоты, полученное системой,
равно
, то убыльсвободной энергии в квазистатическом изотермическом процессе
равна работе, совершённой системой надвнешними телами.
Потенциал Гиббса
Также называемый энергией Гиббса, термодинамическим потенциалом, свободной
энергией Гиббса и даже просто свободной энергией (что может привести к смешиванию
потенциала Гиббса со свободной энергией Гельмгольца):
.
2. Гальванический элемент – это устройство, в котором химическая энергия
окислительно-восстановительной реакции непосредственно преобразуется в электрический
ток. Гальванический элемент состоит из двух электродов, соединенных металлическим
проводником. Работа гальванических элементов основана на пространственном разделении
процессов окисления и восстановления.
Процессы в гальванических элементах определяются «энергетическим различием»
электродов. Вольта впервые обнаружил, что если в качестве электродов используются медь и
цинк, то получаются «сильные элементы», а если медь и серебро – «слабые». Исследовав
многие металлические проводники, он расположил их в ряд, известный впоследствии как ряд
Вольта. Сейчас его называют электрохимическим рядом напряжений. Чем дальше друг от
друга металлы в этом ряду, тем сильнее будет разряд собранного из них источника тока.
Вольта также сформулировал закон существования электрохимических систем.
Система должна содержать по крайней мере два проводника 1-го рода (металлы) и
разделяющий их проводник 2-го рода (электролит). Электрическая цепь, образованная
элементами электрохимической системы, должна быть замкнута.
Билет №14
1. Многие процессы протекают без подвода энергии от внешнего источника. Такие
процессы называютсамопроизвольными. Изменение энтропии однозначно определяет
направление и предел самопроизвольного протекания процесса лишь для наиболее простых
систем – изолированных. На практике же большей частью приходится иметь дело с
системами, взаимодействующими с окружающей средой. Примерами самопроизвольных
процессов могут служить падение камня с высоты, течение воды под уклон, переход теплоты
от более нагретого тела к менее нагретому. Самопроизвольно могут протекать только те
процессы, которые приводят к понижению свободной энергии системы; система приходит в
состояние равновесия, когда свободная энергия достигает минимального значения.
2. Электри́ческое сопротивле́ние — физическая величина, характеризующая
свойства проводника препятствовать
прохождению электрического
тока и
равная
[1]
отношению напряжения на концах проводника к силе тока, протекающего по нему .
Сопротивление для цепей переменного тока и для переменных электромагнитных
полей описывается понятиями импеданса и волнового сопротивления.Сопротивлением
(резистором) также называют радиодеталь, предназначенную для введения в электрические
цепи активного сопротивления.
Сопротивление (часто обозначается буквой R или r) считается, в определённых
пределах, постоянной величиной для данного проводника; её можно рассчитать как
где
R — сопротивление, Ом;
U — разность электрических потенциалов (напряжение) на концах проводника, В;
I — сила тока, протекающего между концами проводника под действием разности
потенциалов, А.
Электрические измерения выполняются по одному из следующих видов: прямой,
косвенный, совокупный и совместный. Название прямого вида говорит само за себя,
значение нужной величины определяется непосредственно прибором. Примером таких
измерений может служить определение мощности ваттметром, силы тока амперметром и т.
д. Измерение электрических величин, таких, как напряжение, сопротивление, сила тока,
мощность. Измерения производятся с помощью различных средств - измерительных
приборов, схем и специальных устройств. Тип измерительного прибора зависит от вида и
размера (диапазона значений) измеряемой величины, а также от требуемой точности
измерения. В электрических измерениях используются основные единицы системы СИ:
вольт (В), ом (Ом), фарада (Ф), генри (Г), ампер (А) и секунда (с).
Билет №15
1. Кинетика химических реакций, учение о химических процессах — о законах их
протекания во времени, скоростях и механизмах. При исследовании химических реакций, в
частности, используемых в химической технологии, применяют как методы химической
термодинамики, так и методы химической кинетики. Химическая термодинамика позволяет
вычислить тепловой эффект данной реакции, а также предсказать, осуществима ли данная
реакция и ее состояние равновесия, т. е. предел, до которого она может протекать. Для этого
необходимо иметь данные о термодинамических параметрах всех компонентов только в
начальном и конечном состояниях системы. Но для практики нужно знать не только
возможность осуществления данной реакции, но и скорость ее протекания. Ответ на этот
вопрос дает химическая кинетика. Количественной характеристикой химического
равновесия является константа равновесия, которая может быть выражена через равновесные
концентрации Сi, парциальные давления рi или мольные доли Xiреагирующих веществ. Для
некоторой реакцииa:
A + bВ = cC + dD
Как можно разделить бинарную смесь на составляющие компоненты? Предложим,
что смесь состоит из воды и ацетона в соотношении 1:1.
2. Для разделения смеси необходимо:
1. нагреть смесь до кипения с целью увеличения скорости испарения жидкости.
2. образовавшуюся паровую фазу сконденсировать.
Ректификация представляет собой разделение жидкой смеси на составляющие ее
компоненты в результате многократного частичного испарения жидкости и конденсации
образующегося пара. В этом заключается основное отличие ректификации от дистилляции,
при которой в результате однократного цикла частичное испарение-конденсация достигается
лишь предварительное (грубое) разделение жидких смесей.
Процесс взаимодействия пара с жидкостью происходит в противотоке, и в каждом
контактном устройстве пары конденсируются, а жидкость частично испаряется за счет
теплоты конденсации пара. За счет этого пар обогащается легколетучим компонентом (ЛЛК),
а жидкость, стекающая в низ колонны, — труднолетучим компонентом (ТЛК). В результате
многократного взаимодействия пара и жидкости в дистиллят переходит легколетучий, а в
кубовый остаток — труднолетучий компоненты. В теоретических расчетах принимается,
что: при конденсации 1 кмоль пара испаряется 1 кмоль жидкости, поэтому количество пара,
движущегося в ректификационной колонне, одинаково в любом ее сечении; при
конденсации пара в дефлегматоре не происходит изменения состава пара, поэтому состав
пара, уходящего из ректификационной колонны, равен составу дистиллята (yd = xd); при
испарении жидкости не происходит изменения ее состава, поэтому состав пара,
образующегося при испарении, равен составу кубового остатка (yw = xw)
Билет №16
1. В кинетике принято подразделять химические процессы на гомо- и гетерогенные,
гомо- и гетерофазные, по молекулярности и порядку химической реакции. По механизму
химические реакции делят на простые и сложные. К простым относятся реакции, которые
протекают только в одну стадию. Например, разложение галогенов: I2 = 2I. Если же реакция
протекает в несколько стадий, то она является сложной. Например, реакция разложения
пероксида водорода записывается суммарным уравнением:
2Н2О2 = 2Н2О + О2
Однако эта реакция протекает в две стадии и является сложной:
1) Н2О2 = Н2О + О
2) О + О = О2.
Сложные реакции в свою очередь делят на последовательные, параллельные и
сопряженные. Последовательные - реакции с промежуточными стадиями типа А → В → С.
Параллельные - исходные вещества реагируют сразу в нескольких направлениях:
Например,
Сопряженные - реакции, из которых одна протекает лишь совместно с другой.
Например, Н2О2 легко окисляет соединения железа, но практически не окисляет бензол.
Однако если провести эти реакции в общей смеси, то Н2О2 в этом случае окисляет и бензол:
Fe2+ + H2O2 = Fe3+ + OHOH- + OH- + C6H6 = C6H5OH + H2O.
По числу фаз химические реакции делят на гомогенные - протекают в одной фазе и
гетерогенные - протекают на границе раздела фаз.
По природе частиц реакции делят на молекулярные (реагируют молекулы), ионные
(реакции между ионами) и цепные. В последнем случае участвуют атомы и радикалы.
В основе классификации по числу частиц лежит молекулярность реакции - это
минимальное число молекул, принимающих участие в акте химического взаимодействия.
Выделяют мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные. Молекулярность
реакции определяется числом молекул, участвующих в элементарном акте химического
взаимодействия. По этому признаку реакции разделяются на мономолекулярные,
бимолекулярные и тримолекулярные.
Мономолекулярными называются такие реакции, в которых в элементарном акте
взаимодействия участвует одна молекула.Сюда же относят реакции изомерного превращения
сложных молекул в газах и растворах. Примером такой реакции в газовой фазе может
служить мономолекулярная реакция распада азометана:
CH3N2CH3 = C2H6 + N2
Бимолекулярными называются реакции, в которых в
элементарном акте взаимодействия участвуют две молекулы. Например, реакция
образования иодистого водорода:
H2 + I2 = 2HI
или реакция иодистого нитрозила:
NOI + NOI = 2NO + I2
К этому типу реакций относятся также реакции этерификации сложных эфиров и
многие другие.
Тримолекулярными называются реакции, в которых в элементарном акте
взаимодействия участвуют три молекулы. Например:
2NO + O2 = 2 NO2
Одновременная встреча в элементарном акте взаимодействия трех молекул случается
довольно редко. Реакции же более высокой молекулярности вообще неизвестны.
Каждому типу реакции отвечает свое кинетическое уравнение, которое выражает
зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ. По
форме зависимости u = f (С) различают реакции первого, второго и третьего
порядков. Скорость реакции первого порядка пропорциональна концентрации исходных
веществ в первой степени. В реакциях второго и третьего порядков скорость
соответственно зависит от концентрации во второй и третьей степени. В общем случае
порядком реакции называют сумму показателей степеней, с которыми концентрации
реагентов входят в экспериментально найденное кинетическое уравнение. Так, для реакции
типа
n1A + n2B = n3C + n4D
порядок реакции n = n1 + n2.
Порядок реакции не всегда совпадает с ее молекулярностью. Это объясняется тем,
что стехиометрическое уравнение реакции описывает процесс в целом и не отражает
истинного механизма реакции, протекающей через ряд последовательных стадий.
2. Как известно, уравнение состояния устанавливает функциональную связь между
давлением p, объемом V, температурой T и числом молей n газа в состоянии равновесия. Эта
связь может выражаться не только в форме уравнения, но также графически или в виде
таблиц, которые часто используются, особенно для практических целей. Самым простым и
известным уравнением состояния является уравнение состояния идеального газа:
pV = nRT (1.1)
где R – универсальная газовая постоянная.
Реальные газы описываются уравнением состояния идеального газа только
приближенно, и отклонения от идеального поведения становятся заметными при высоких
давлениях и низких температурах, особенно когда газ близок к конденсации.
Так, для газов с низкой температурой сжижения (He, H2, Ne и даже N2, O2, Ar, CO,
CH4) при давлениях до 50 атм отклонения не превышают 5%, а при давлениях до 10 атм –
2%. Легко конденсирующиеся газы (CO2, SO2, Cl2, CH3Cl) уже при 1 атм обнаруживают
отклонения до 2 – 3%.
2. Для одного моля идеального газа уравнение Менделеева–Клапейрона, т.е.
уравнение состояния идеального газа, записывалось так: 0 = RTPV , (21.1) где P – давление
газа, V0 – объем одного моля газа, Т – абсолютная тем- пература газа. В это уравнение надо
внести поправки, учитывающие свойства реального газа. Первая поправка – это учет
собственного объема молекул газа. Хотя собственный объем одной молекулы может
показаться ничтожно малой величиной, учитывая огромное число молекул, находящихся в
данном объеме газа, нельзя пренебрегать собственным объемом всех молекул. Собственный
объем молекул сказывается в том, что молекулы движутся в данном объеме менее свободно,
чем, если бы они были то- чечными. Если рассматривается объем V0 одного моля газа, то
свобод- ное пространство, в котором движутся молекулы, будет меньше чем V0 Уравнение
состояния реального газа – это уравнение Ван-дер- Ваальса. Построим график зависимости
давления газа Ван-дер-Ваальса от его объёма при постоянной температуре, выразив давление
P через объём V из уравнения Кри-вые, построенные согласно этому уравнению, имеют вид.
Газ превращается в жидкость, когда энергия взаимного притяжения молекул превышает их
кинетическую энергию (энергию движения). Так как силы межмолекулярного притяжения
становятся значимыми только при малых расстояниях между молекулами, сжижению,
иликонденсации(отлат.condensatio— «сгущение», «уплотнение»), способствует повышение
давления. Кроме того, к сжижению ведёт понижение температуры, поскольку кинетическая
энергия молекул при этом уменьшается.
Итак, если температуру не снижать, то для конденсации газа необходимо
значительное повышение давления. Чем выше температура, тем большее давление надо
приложить. В конце концов можно достичь такой температуры, при которой газ невозможно
перевести в жидкое состояние ни под каким давлением. Самая высокая температура, при
которой газ ещё удаётся превратить в жидкость повышением давления, называется
егокритической температурой.Соответственно, давление, необходимое для сжижения газа
при критической температуре, называетсякритическим давлением.Критические температура
и давление вещества зависят от сил межмолекулярного притяжения, поэтому они
индивидуальны для каждого вещества и являются его характеристическими постоянными.
При температурах выше критической вещество находится в особом состоянии. Оно
полностью занимает объём сосуда, что свойственно газам. Однако плотность его может быть
значительно выше, чем у газов. Поэтому для данной фазы обычно используют
названиесверхкритический флюид(отлат.fluidus— «текучий»).
Билет №17
1.
Химические реакции, которые протекают со сравнимыми скоростями в обоих
направлениях, называются обратимыми. В таких реакциях образуются равновесные смеси
реагентов и продуктов, состав которых далее уже не меняется со временем. Например, при
нагревании происходят следующие превращения:
У этой равновесной системы есть замечательное свойство: ее состав не зависит от
способа получения. Можно нагревать смесь газообразных водорода и йода, а можно взять
для опыта чистый HI – результат будет одним и тем же: образуется равновесная смесь трех
веществ (H2, I2, HI) одного и того же состава. Для внешнего наблюдателя в такой системе
химические превращения не происходят, но на самом деле здесь постоянно идут прямая и
обратная реакции. Рассмотрим эту систему с точки зрения химической кинетики.
Допустим, для опыта взяли газообразные водород и йод. В первый момент времени
еще нет HI, поэтому идет только прямая реакция, скорость которой (vпр) выражается
кинетическим уравнением:
vпр = k1[H2][I2]
Здесь k1 – константа скорости прямой реакции. Постепенно в смеси накапливается
продукт реакции HI. Но в этих же условиях йодистый водород с заметной скоростью
разлагается на исходные вещества: H2 и I2. В данном конкретном случае кинетические
уравнения соответствуют химическим уравнениям прямого и обратного процессов.
Скорость обратной реакции (vобр) выражается кинетическим уравнением с константой
скорости k2:
vобр = k2[HI]2
Когда йодистого водорода образуется уже достаточно много (т.е. когда его
концентрация достигнет определенной величины), скорости прямой и обратной реакции
выравниваются:
vпр = vобр
В этом случае говорят, что наступило химическое равновесие. Количество
содержащихся в равновесной системе веществ H2, I2 и HI теперь не меняется со временем,
если нет внешних воздействий на систему.
Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при
котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем.
Химическое равновесие носит динамический характер. Например, в приведенной
реакции HI постоянно образуется и расходуется. Если добавить в такую равновесную смесь
радиоактивный йод-131, то он быстро распределяется между молекулами I2 и HI. Это
говорит о постоянном переходе атомов йода из исходного вещества в продукт реакции и
обратно. Признаки химического равновесия:
1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних
условий.
2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и
обратной реакции с одинаковыми скоростями.
3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если
внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных
веществ, так и со стороны продуктов реакции.
5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.
Влияние
изменения
внешних
условий
на
положение
равновесия
определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия): если на систему,
находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в
системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия,
и положение равновесия сместится в том же направлении.
Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к
физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.
Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере
реакции окисления NO:
2 NO(г) + O2(г)
2 NO2(г); Hо298 = - 113,4 кДж/моль.
Константа химического равновесия
Для химической реакции:
2 NO(г) + O2(г)
2 NO2(г)
константа химической реакции Кс есть отношение:
В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ,
которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации
веществ.
Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса
уравнением:
GTо = – RTlnK .
2.
Водоро́дный
показа́тель, pH (лат. pondus Hydrogenii —
«вес
водорода»,
произносится «пэ аш») — мера активности (в очень разбавленных растворах она
эквивалентна концентрации) ионов водорода врастворе, количественно выражающая его
кислотность.
Равен
по
модулю
и
противоположен
по
знаку
десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:
Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель
называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода,
или pondus hydrogeni — вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать
величину,
равную
−lg X,
а
буква
H
в
данном
случае
обозначает
+
концентрацию ионов водорода (H ),
или,
точнее, термодинамическую
активность гидроксоний-ионов. Для определения значения pH растворов широко используют
несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью
индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением
кислотно-основного титрования.
Билет №18
1.
2. В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или EO,
является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии)
в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной
концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей).
Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой дляэлектрохимической ячейки, такой,
как гальваническая ячейка, всегда является окислительно-восстановительная реакция,
которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона)
и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается
вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность
потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух
металлов электродов по
отношению
к
электролиту.
Равновесный
электродный
потенциал может быть измерен относительно любого электрода сравнения, а в приведенном
уравнении он должен быть выражен относительно нормального водородного электрода
сравнения, так как стандартные электродные, потенциалы, которые приведены в таблицах,
всегда даны относительно этого электрода. Стандартный потенциал представляет собой
напряжение электрохимической системы, составленной из исследуемого ( металлического)
электрода в растворе с активностью его ионов равной единице и нормального водородного
электрода сравнения. Значение потенциала нормального водородного электрода сравнения (
при активности ионов гидроксония в растворе равной единице и давлении молекулярного
водорода над раствором 1 013 - 105 Па) условно принято равным нулю независимо от
температуры. Множитель 2 3RT / F при температуре 25 С ( 298 К) равен 0 059 В.
Равновесные электродные потенциалы, как и ЭДС, могут быть рассчитаны по
значениям термодинамических функций электродных реакций. Равновесный электродный
потенциал определяется в основном двумя факторами: адсорбцией ионов и ориентацией
диполей в приэлектродном слое.
Билет №19
1.Равновесие системы – химическая система находится в равновесии, если ее
состояние при заданных условиях внешне во времени не изменяется.
Фаза – иногда фазу определяют как часть системы, отделенной от другой части
системы, видимой поверхностью раздела. Более строгое определение фазы – совокупность
телесных компонентов, обладающих на всем протяжении одинаковыми физическими,
термодинамическими и химическими свойствами.
Компонент – или составляющей частью системы называются химически однородные
вещества, которые могут быть выделены из системы и существовать вне ее бесконечно
долгое время.
Если в системе не происходит химических реакций, то число компонентов равно
числу составляющих. В этом случае все составляющие являются и независимыми. Если в
системе происходят химические реакции, то число компонентов равно числу составляющих
– число уравнений их связующих.
He, Ne, Ar
Компонент к=3 (фаза – t); СaСО3 = СaО + СО2; к = – 1 = 2
Формулировка правила фаз.
Если на какую-то равновесную систему из внешних факторов влияет Т и Р, то число
степеней свободы равно числу компонентов прибавить два и вычесть число фаз.
Оно показывает то число переменных, которое можно менять, производя без
изменения фаз в системе.
Если Т=const или Р = const
С = к + 1 – Ф.
Если Т = const и Р = const
С = к – Ф.
Основной закон гетерогенных равновесий, согласно которому в гетерогенной
(макроскопически неоднородной) физико-химической системе, находящейся в устойчивом
термодинамическом равновесии, число фаз не может превышать числа компонентов,
увеличенного на 2 ; установлено Дж. У. Гиббсом в 1873—76.
Рассмотрим теперь систему, вообще говоря, химически неоднородную (состоящую из
нескольких веществ). Пусть — число компонентов (веществ) в системе, а — число фаз.
Условие равновесия фаз для такой системы можно записать в виде системы из
уравнений:
2. Электроды первого рода. Состоят из металла, погруженного в раствор, содержащий
ионы этого металла. В этом случае электродный потенциал определяется концентрацией
катионов металла и почти не зависит от концентрации анионов. В этом случае говорят,что
электрод обратим относительно катиона. Например электрод, состоящий из цинковой
пластинки схематично записывается так: Zn2+ Zn, на нем протекает реакция :
Zn2+ + 2е = Zn
а потенциал записывается как:
К электродам первого рода относят амальгамные электроды, которые отлячаются тем,
что вместо чистого металла используется раствор данного металла в ртути (амальгамма),
например в кадмиевом амальгамном электродеCd2+ Cd(Hg) протекает реакция:
Cd2+ + 2е = Cd(Hg)
а потенциал определяется из уравнения:
Электроды второго рода. Состоят из металла, покрытого слоем труднорастворимой
соли этого металла и опущенного в раствор соли, образующей такой же анион, как и
труднорастворимое соединение металла. Например, электродом второго родя
является хлорсеребряный электрод KCl, AgCl Ag, состоящий из серебряной пластинки,
покрытой осадком хлорида серебра и погруженной в раствор хлорида калия. Протекающая в
нем реакция восстановления ионов серебра:
Ag+ + 1е = Ag
определяется концентрацией ионов Ag+ в насыщенном растворе хлорида серебра и
связана с реакцией:
AgCl =Ag++Clкоторая, в свою очередь, зависит от концентрации ионов Cl-. В результате потенциал
хлорсеребряного электрода определяется концентрацией раствора KCl и суммарная реакция
имеет вид:
AgCl + 1е =Ag+ClВ работе хлорсеребряного электрода участвуют и катионы и анионы. Электродный
потенциал может быть рассчитан как на основании уравнения:
так и на основании суммарной реакции:
или, если учесть, что активности чистых веществ постоянны поэтому их можно
исключить из выражения для потенциала:
Хлорсеребряный электрод обратим одновременно относительно катиона и
относительно аниона. Электродом второго рада является и каломельный электрод KCl,
Hg2Cl2 Hg, состоящий из покрытой каломелью ртути, погруженной в раствор KCl.
Электроды второго рода обладают высокой стабильностью потенциалов и
применяются в качестве электродов сравнения.
Простые редокс-электроды. Все участники электродной реакции находятся в
растворе, инертный металл (чаще всего платина) или графит служат лишь для включения
электрода во внешнюю цепь. Например, электрод Fe2+, Fe3+ Pt, состоящий из платиновой
пластинки, погруженной в раствор солей FeCl2 и FeCl3. На электроде протекает реакция
Fe3+ + е =Fe2+
Потенциал электрода выражается уравнением:
и практически не зависит от концентраций других находящихся в растворе ионов.
Газовые электроды. Состоят из инертного металла, который находится в
одновременном контакте с газом и раствором, содержащем ионы этого газа Например,
в водородном электроде платиновая пластинка, покрытая слоем мелкодисперсной платины "платиновой черни" для обеспечения достаточной площади поверхности контакта,
погружена в раствор, содержащий ионы водорода. К пластинке подводится газообразный
водород, постоянно обтекающий ее поверхность. Если активность ионов водорода в растворе
равна 1 и давление газообразного водорода 1 атм, то электрод называется стандартным
водородным электродом. Схема водородного электрода Н+ Н2,Pt, протекающая реакция:
2Н+ + 2е =Н2
и электродный потенциал:
Учитывая, что стандартный потенциал водородного электрода равен нулю, и приняв
активность газа за его давление получим:
В частности, при давлении водорода, равном 1 атм:
Билет №20
1.
В двухкомпонентных системах возможны четыре вида двухфазных
равновесий: Ж – П; К – П; К – Ж; К – К. Системы, в которых отсутствует газовая фаза или
же ею можно пренебречь, называются конденсированными. Если система содержит 2
компонента (А и В), то её состояние зависит не только от температуры и давления (внешних
факторов), но ещё и от состава. В изобарных или изотермических условиях фазовое
равновесие будет зависеть только от одного внешнего фактора и степень свободы системы, в
соответствии с правилом фаз Гиббса, определяется уравнением: C = К – Ф + 1.
2. Идеальным называют раствор, в котором не происходят химические реакции
между компонентами, а сила межмолекулярного взаимодействия однородных и разнородных
частиц одинакова.
Соответственно, образование этих растворов не сопровождается тепловым эффектом
(?Н = 0) и каждый компонент ведет себя в растворе независимо от других компонентов. К
идеальным растворам по своим свойствам приближаются лишь очень разбавленные
растворы, т.е. растворы с очень низкой концентрацией растворенного вещества.
Билет №21
1.
Поверхностными явлениями называют явления, происходящие на границе
раздела фаз и обусловленные особенностями состава и строения поверхностного слоя.
Поверхностный слой представляет собой промежуточную фазу толщиной в несколько
молекулярных диаметров. Причина поверхностных явлений – это разное энергетическое
состояние частиц на поверхности и в объеме фазы. Силы, действующие на молекулы,
находящиеся внутри жидкости, одинаковы со всех сторон, и равнодействующая этих сил Fм
равна нулю. Силы, действующие на молекулы поверхностного слоя со стороны жидкости и
газа неодинаковы. Равнодействующая молекулярных сил Fм не равна нулю и направлена
вглубь жидкости. Адсорбция (лат. ad — на, при; sorbeo — поглощаю) — процесс
концентрирования вещества из объёма фаз на границе их раздела. Изотерма адсорбции —
зависимость количества адсорбированного вещества (величины адсорбции) от парциального
давления этого вещества в газовой фазе (или концентрации раствора) при постоянной
температуре.
2.
Компенсационный метод широко применяется для измерения различных
электрических величин (электродвижущей силы, напряжения, силы тока, сопротивления).
Этот способ измерения характеризуется самой высокой точностью среди прочих методов
благодаря тому, что он основан на сравнении измеряемой величины с ее эталоном или
образцовой
мерой.
ЭДС гальванического элемента не зависит от размеров электродов и количества электролита,
а определяется лишь их химическим составом и при изменении внешних условиях
изменяется
незначительно.
Электродвижущая
сила (ЭДС) — скалярная физическая
величина,
характеризующая
работу
сторонних
сил,
то
есть
любых
сил неэлектрического происхождения,
действующих
в
квазистационарных
цепях постоянного или переменного тока. В замкнутом проводящем контуре ЭДС
равна работе этих сил по перемещению единичного положительного заряда вдоль всего
контура.
Билет №22
1. Адсорбция на грнице раздела тердое тело – газ Твердое вещество на поверхности
которого происходит адсорбция называют адсорбентом. Вещество, которое адсорбируется,
называют адсорбатом. В качестве адсорбентов используют активированный уголь,
силикагель, оксид алюминия, цеолиты и др. Адсорбционная способность зависит от
удельной площади поверхности адсорбента. Sуд = s/m где s – площадь поверхности
адсорбента, м2 m – масса адсорбента, г Один грамм активированного угля может иметь Sуд
от 100 до 1000 м2. В зависимости от сил, вызывающих адсорбцию, различают физическую и
химическую адсорбцию (хемосорбцию). При физической адсорбции между адсорбентом и
адсорбатом действуют силы Ван-дер-Ваальса. Физическая адсорбция имеет небольшой
тепловой эффект (-4¸-40 кДж/моль) и протекает обратимо. Примером физической адсорбции
может служить адсорбция хлора на активированном угле. При химической адсорбции
происходит образование химического соединения на поверхности адсорбента. Она
сопровождается значительным тепловым эффектом (-40¸-400 кДж/моль) и протекает
необратимо. Пример хемосорбции – адсорбция кислорода на поверхности алюминия.
2. Молекулярно-кинетические свойства растворов, которые обусловлены хаотическим
тепловым движением молекул и атомов. Законы этого самопроизвольного движения изучает
молекулярно-кинетическая теория. Некоторые свойства растворов обусловлены этим
движением, т. е. определяются не составом, а числом кинетических единиц – молекул в
единице объема или массы. Молекулярно-кинетические свойства растворов, которые
обусловлены хаотическим тепловым движением молекул и атомов. Законы этого
самопроизвольного движения изучает молекулярно-кинетическая теория. Некоторые
свойства растворов обусловлены этим движением, т. е. определяются не составом, а числом
кинетических единиц – молекул в единице объема или массы.
Билет №23
1. Ката́лиз (греч. κατάλυσις восходит к καταλύειν — разрушение) — избирательное
ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической
реакции под действиемкатализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное
химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический
состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий.[1]
Термин «катализ» был введён в 1835 году шведским учёным Йёнсом Якобом
Берцелиусом.
Явление катализа распространено в природе (большинство процессов, происходящих
в живых организмах, являются каталитическими) и широко используется в технике (в
нефтепереработке и нефтехимии, в производстве серной кислоты, аммиака, азотной
кислоты и др.). Большая часть всех промышленных реакций — каталитические.
Автокатализ — катализ химической реакции одним из её продуктов или исходных веществ.
Одним из наиболее широко известных примеров автокатализа является окисление щавелевой
кислотыперманганатом:
2MnO4− + 5C2O42− + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
Катализатором этой реакции являются ионы Mn2+. При комнатной температуре эта
реакция вначале протекает медленно, но по мере накопления в растворе продукта
катализатора, она ускоряется. Автокатализ играет ключевую роль в эволюционной химии,
поскольку реакция, катализируемая собственными продуктами, получает преимущество
перед реакциями, получающими катализатор извне (тем более — перед некаталитическими
реакциями), что создает условия для естественного отбора.
Гомогенный катализ – каталитические реакции, в которых реагенты и катализатор
находятся в одной фазе. В случае гомогенно-каталитических процессов катализатор образует
с реагентами промежуточные реакционноспособные продукты.
2. Гетерогенный катализ – каталитические реакции, идущие на поверхности раздела
фаз, образуемых катализатором и реагирующими веществами. Гетерогенный катализ
важнейшая область катализа, имеющая широкое практическое приложение. В то же время
гетерогенно-каталитические реакции – сложные и многомерные физико-химические
системы, представляющие большой научный интерес.
Преимущества гетерогенного катализа перед гомогенным состоят в малом расходе
катализатора на единицу количества продукта, снижении или полном устранении токсичных
сточных вод и расходов дополнительных реагентов на промывку реакционной массы. Это
обусловлено тем, что катализатор и реакционная масса находятся в разных фазах.
По способу осуществления гетерогенно-каталитические процессы делятся на
процессы со стационарным (неподвижным) катализатором, где он используется в виде
достаточно крупных гранул (0,3 – 1 см) и на процессы с подвижным катализатором
(плавающим, диспергированным или псевдоожиженным). В последнем случае катализатор
применяют только в диспергированном виде, когда он способен перемешиваться под
влиянием потока реакционной массы. Каталитические процессы осуществляются в газовой
или жидкой фазе.
Билет №24
1.Растворы – гомогенные (однофазные) системы, состоящие из растворенных
веществ, растворителей и продуктов их взаимодействия.
Из - за непостоянства состава растворов и неприменимости к ним основных
химических законов растворы приближены к механическим смесям.
С химическими соединениями их роднит однородность, химический состав веществ, в
них находящихся. Растворы по агрегатному состоянию делятся на три группы:
газообразные(воздух),
жидкие
(водные
и
спиртовые
растворы),
твердые
(стекло,сплавы,металлы) Растворение твердого вещества в жидкости по существу мало чем
отличается от растворения жидкости в жидкости. И в этом случае молекулы растворенного
вещества постепенно распределяются среди молекул растворителя. Масса растворенного
вещества,
приходящаяся
на
единицу
объема
растворителя,
носит
название концентрации раствора. Вещество растворяется в жидкости до некоторой
определенной концентрации, которая зависит от природы растворителя и растворяемого
вещества, а также от температуры. Растворы, концентрация которых имеет предельное
значение, называют насыщенными. Чем выше концентрация насыщенного раствора, тем
больше растворимость вещества в данном растворителе. Особенно хорошим растворителем
является вода, в которой очень многие вещества растворяются до значительных
концентраций. В спирте растворимость, вообще говоря, хуже, в бензоле — еще хуже, хотя
встречаются вещества, которые лучше растворяются в бензоле или спирте, чем в воде.
Растворимость различных веществ в одном и том же растворителе может быть различной.
Кроме того, растворимость может сильно зависеть от температуры.
2. Реальными называются растворы, которые не подчиняются законам идеальных
растворов. Обычно они составлены из компонентов с различными свойствами, строением
молекул и силами взаимодействия между молекулами компонентов. Образование таких
растворов сопровождается изменением объема и тепловыми эффектами. С уменьшением
концентрации реального раствора его свойства приближаются к свойствам идеального
раствора. Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его
составом; он формулируется следующим образом. Парциальное давление насыщенного пара
компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём
коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым
компонентом.
Для бинарного раствора, состоящего из компонентов А и В (компонент А считаем
растворителем) удобнее использовать другую формулировку:
Относительное понижение парциального давления пара растворителя над
раствором не зависит от природы растворённого вещества и равно его мольной доле в
растворе.
Давление насыщенного пара является важным свойством раствора.
Если к чистому растворителю с давлением насыщенного пара р0 добавить
постороннее нелетучее вещество, то давление пара растворителя над раствором изменится.
При растворении какого-либо нелетучего вещества в данном растворителе
понижается концентрация молекул последнего в единице объема жидкости, и уменьшается
число молекул, вылетающих в единицу времени из жидкой фазы в парообразную. При
меньшей концентрации пара, т.е. при меньшем его давлении, установится равновесие.
Следовательно, давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда
меньше, чем над чистым растворителем. Понижение давления насыщенного пара
растворителя над раствором тем больше, чем выше концентрация растворенного вещества.
Билет №25
1. Если привести в соприкосновение два раствора с разными концентрациями,
то молекулы будут диффундировать преимущественно в том направлении, где их
концентрация ниже. Двусторонняя диффузия приведет к выравниванию концентраций.
Диффузия может стать односторонней, если растворы разделить полупроницаемой
перегородкой, пропускающей только молекулы растворителя. Такая односторонняя
диффузия растворителя через полупроницаемую перегородку называется осмосом.Столб
жидкости с высотой h образовался за счет осмоса. Осмос прекращается тогда, когда скорости
перехода молекул растворителя в обоих направлениях становятся равными. Количественно
осмос характеризуется осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу
площади полупроницаемой перегородки, заставляющей молекулы растворителя проникать
через нее. При равновесии внешнее давление и осмотическое давления уравновешены. Если
внешнее давление, приложенное к более концентрированному раствору, будет выше
осмотического, то скорость перехода молекул растворителя из концентрированного раствора
будет больше, и растворитель будет переходить в разбавленный раствор. Этот процесс
называется обратным осмосом, используется для очистки природных и сточных вод, для
получения питьевой воды изморской. Осмотическое давление возрастает с увеличением
концентрации растворенного вещества и температуры. Вант-Гофф предположил, что для
осмотического давления можно применить уравнение состояния идеального газа:
π=
𝑛
𝑉
RT
Откуда:
π = CRT
где π-осмотическое давление; С – молярная концентрация раствора.
С = n/V, n = m/M, С = m/MV.
Осмос играет важную роль в биологических процессах, обеспечивая поступление
воды в клетки.
Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими. Если
осмотическое давление выше внутриклеточного, то оно называется гипертоническим, если
ниже внутриклеточного – гипотоническим.
Гипертонические растворы сахара (сироп) и соли (рассол) широко применяются для
консервирования продуктов, т.к. вызывают удаление воды из микроорганизмов.
2. Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля,
создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в
растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:
,
где ci — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), zi - заряды ионов.
Понятие «активность» в сфере научных знаний неоднозначно, и в должной мере не
освещается ни в общенаучных, ни в философских, ни в специальных психологических
энциклопедиях и словарях. Однако практически всегда активность выступает как
универсальное свойство, присущее всему живому. Но в одних случаях она соотносится с
поведением; в других сопоставляется с деятельностью; в третьих определяется по
составляющим ее компонентам. Термин активности широко используется в различных
сферах науки как самостоятельно, так и в качестве дополнительного в различных
сочетаниях. Причём в некоторых случаях это стало настолько привычным, что
сформировались самостоятельные понятия. Такие как: активный человек, активная
жизненная позиция, активное обучение, активист, активный элемент системы. величина
коэффициента активности, главным образом зависящая от силы электростатического
взаимодействия ионов, а также ряда других эффектов, характеризует степень отклонения
свойств реальных растворов электролитов от идеальных растворов. Различают активность
электролита и активность ионов.