Для студентов заочной формы обучения на базе среднего специального образования (3-й курс)

ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ по дисциплине

Физическая и коллоидная химия

для студентов заочной формы обучения на базе среднего специального образования (3-й курс).

1. Основы химического равновесия в растворе. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Влияние свойств растворителя на силу электролитов.

2. Равновесие в растворах слабых электролитов. Степень диссоциации и константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.

3. Первое начало термодинамики. Теплота δQ и работа δA, их знаки. Полезная работа. Внутренняя энергия, энтальпия. Функции состояния системы.

4. Тепловые эффекты химических реакций Qp и Qv, их взаимосвязь. Расчет количества тепла H⁰_T–H⁰₂₉₈, необходимого для нагревания вещества от стандартной до заданной температуры T.

5. Закон Гесса и его использование для расчета тепловых эффектов различных процессов. Теплота сублимации, плавления, испарения. Зависимость тепловых эффектов от температуры (уравнение Кирхгофа). 

6. Теплота химической реакции, различные способы ее расчета. Стандартная энтальпия образования веществ из простых тел Δ_fH⁰₂₉₈.

7. Второе начало термодинамики, энтропия. Обратимые и необратимые процессы. Критерии равновесия и направленности процессов в изолированной системе.

8. Объединенные уравнения I и II начала термодинамики. Зависимость энтропии от температуры. Расчет энтропии вещества при нагревании.

9. Изменение энтропии в изотермических процессах, при фазовых переходах. Зависимость энтропии от давления, стандартная энтропия S⁰₂₉₈.

10. Стандартная энтропия химической реакции, ее расчет по термодинамическим таблицам. Расчет энтропии реакции при повышенных температурах.

11. Критерии равновесия и направленности процессов в неизолированной системе. Термодинамические потенциалы (G и F).

12. Характеристические функции. Зависимость изобарно-изотермического потенциала G от давления и температуры.

13. Использование ΔG^o_T как критерия равновесия и направленности химических процессов, графики ΔG^o_T – T.

14. Химический потенциал. Парциальные молярные величины и молярные величины в химической термодинамике. Зависимость химического потенциала от температуры и давления.

15. Химический потенциал идеального газа, компонента в идеальном растворе. Химический потенциал компонента в реальном газе, в реальном растворе, активность, коэффициент активности.

16. Изотерма химической реакции (для системы с участием чистых компонентов и идеальных газов).

17. Константа химического равновесия и ее свойства. Константа равновесия гетерогенных химических реакций.

18. Влияние давления и температуры на химическое равновесие, принцип Ле-Шателье.

19. Температурная зависимость константы равновесия. Определение энтальпии и энтропии реакции по значениям константы равновесия при различных температурах.

20. Термодинамический расчет констант равновесия химических реакций, расчет состава равновесной системы с участием газов.

21. Температурная зависимость давления насыщенного пара. Влияние плавления на ход кривой давления насыщенного пара в координатах p - T и ln p - 1/T.

22. Критерии фазового равновесия и направленности самопроизвольных процессов в гетерогенной системе (использование химического потенциала).

23. Правило фаз Гиббса. Понятие компонента и определение числа компонентов в системе. Понятие фазы и определение числа фаз в системе. Понятие степени свободы системы и определение числа степеней свободы по правилу фаз Гиббса.

24. Уравнение Клаузиуса-Клапейрона. Уравнения зависимости давления насыщенного пара от температуры. Влияние давления на температуру плавления вещества.

25. Диаграммы состояния однокомпонентных систем (поля, линии, изменение состояния системы при изменении температуры или давления, вариантность системы).

26. Давление насыщенного пара летучего компонента над раствором. Закон Рауля. Закон Генри.

27. Коллигативные свойства растворов, методы определения молярной массы растворенных веществ – барометрия, эбулиометрия, криометрия.

28. Осмос как следствие различия химических потенциалов в двух фазах, осмотическое давление. Осмометрия как метод определения молярной массы растворенного вещества.

29. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем с расслаиванием в жидкой фазе. Фазовые превращения и изменение состава фаз при нагревании и охлаждении, при движении фигуративной точки вдоль оси состава. Правило рычага.

30. Диаграммы плавкости – с простой эвтектикой, с устойчивым химическим соединением. Фазовые превращения и изменение состава фаз при нагревании и охлаждении. Термический анализ. Кривые нагревания и охлаждения.

31. Диаграммы плавкости – с инконгруентно плавящимся химическим соединением. Фазовые превращения и изменение состава фаз при нагревании и охлаждении. 

32. Состав насыщенного пара в двухкомпонентной системе, I закон Коновалова в простейшей формулировке. Разгонка жидких смесей (диаграммы жидкость – пар без азеотропа).

33. Диаграммы жидкость – пар без азеотропа. Фазовые превращения и изменение состава фаз при нагревании и охлаждении, при движении фигуративной точки вдоль оси состава.

34. Диаграммы жидкость – пар с азеотропом, II закон Коновалова. I закон Коновалова в общей формулировке. Разгонка жидких смесей (с азеотропом).

35. Скорость химических реакций, ее физический смысл. Графики зависимости концентрации исходных и конечных веществ от времени, понятие скорости на этих графиках.

36. Молекулярность и порядок реакции, их физический смысл. Зависимость скорости реакции от концентрации. Константа скорости - ее физический смысл, свойства, размерность.

37. Температурный коэффициент скорости химической реакции и его определение по экспериментальным данным. Уравнение Аррениуса в дифференциальной и интегральной форме.

38. Энергия активации и ее определение по экспериментальным данным. Объяснение сильной зависимости скорости химических реакций от температуры с точки зрения теории активных соударений.

39. Необратимые химические реакции I порядка, интегрирование дифференциального уравнения скорости этих реакций. Получение прямолинейной зависимости концентрации от времени. Период полупревращения.

40. Необратимые химические реакции II порядка, интегрирование дифференциального уравнения скорости этих реакций. Получение прямолинейной зависимости концентрации от времени. Период полупревращения.

41. Необратимые химические реакции n-порядка, интегрирование дифференциального уравнения скорости этих реакций. Получение прямолинейной зависимости концентрации от времени. Период полупревращения.

42. Определение порядка и константы скорости реакций по экспериментальным данным. Период полупревращения, его расчет и использование для построения графиков С – t.

43. Сложные химические реакции (параллельные, обратимые, последовательные). Принцип независимости отдельных реакций при рассмотрении сложных химических процессов.

44. Лимитирующая стадия процесса. Гетерогенные химические реакции, их кинетическая и диффузионная области. Влияние температуры и перемешивания на скорость гетерогенного процесса.

45. Каталитические химические процессы, влияние катализатора на энергию активации. Гомогенный катализ, гетерогенный катализ.

46. Роль активных частиц в кинетике химических реакций. Использование метода стационарных концентраций для описания особенностей кинетики мономолекулярных газофазовых реакций.

47. Адсорбция и единицы ее измерения. Адсорбционное равновесие, теория Лэнгмюра и изотерма адсорбции Лэнгмюра.

48. Физический смысл констант уравнения Лэнгмюра, их зависимость от температуры.

49. Изобара и изостера адсорбции – общий вид графиков, исходя из принципов смещения равновесия.

50. Кинетические кривые адсорбции, их зависимость от температуры.

51. Определение констант уравнения Лэнгмюра по экспериментальным данным.

52. Удельная поверхность адсорбента s_уд, ее смысл и методика расчета по экспериментальным данным.

53. Условия проведения реакций получения золей методом химической конденсации.

54. Строение мицелл. Потенциалопределяющие ионы (правила Фаянса-Паннета). Противоионы.

55. Для заданного золя нарисовать схему строения двойного электрического слоя. Показать на ней термодинамический, электрокинетический и пси-прим-потенциалы. Пояснить их физический смысл. Покажите графически, как зависят величины этих потенциалов от концентрации индифферентных электролитов в золе.

56. Устойчивость дисперсных систем (агрегативная и седиментационная). Факторы агрегативной устойчивости золей (адсорбционно-сольватный и электрический). Факторы седиментационной устойчивости (размер частиц и их плотность).

57. Стабилизаторы дисперсных систем и их виды. Правила коагуляции золей электролитами.

Лектор потока                                       Е.Н. Дудкина