Контрольные вопросы и типовые задачи по дисциплине
«Физическая химия» для студентов заочной формы обучения специальностей ТПП, ХТНМ, ХТОМ, ФХМП, ООС, БТ
Весенний семестр
Контрольные вопросы
1. Основные понятия химической термодинамики: внутренняя энергия, теплота, работа. Функции состояния и функции процесса. Первый закон термодинамики. Связь тепловых эффектов при постоянном объеме и при постоянном давлении. Энтальпия.
2. Закон Гесса, следствия из закона Гесса. Стандартное состояние вещества. Стандартная энтальпия образования химического соединения из простых веществ, стандартная энтальпия сгорания химических соединений.
3. Теплоемкость истинная и средняя, удельная и молярная, изохорическая и изобарическая.
4. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры, уравнение Кирхгофа.
5. Энтропия, ее основные свойства. Второй закон термодинамики. Применение энтропии как критерия равновесия и возможности самопроизвольного протекания процессов в изолированных системах.
6. Постулат Планка. Абсолютная энтропия вещества. Расчет изменения энтропии в процессах фазовых превращений, изобарического нагревания (охлаждения) вещества, расширения (сжатия) идеального газа и в ходе химической реакции.
7. Объединенное выражение первого и второго начал термодинамики. Понятие о термодинамических потенциалах. Изменения энергии Гиббса и энергии Гельмгольца как критерии равновесия и направленности процессов.
8. Константа равновесия. Способы выражения константы равновесия в гомогенных и гетерогенных системах. Расчет константы равновесия химической реакции с использованием таблиц стандартных величин термодинамических функций.
9. Вычисление состава равновесной смеси, равновесного выхода продуктов реакции и равновесной степени превращения исходных веществ.
10. Влияние различных факторов (концентрация реагентов, температура, давление, введение в систему инертных примесей) на состояние равновесия химической реакции. Принцип Ле-Шателье.
11. Уравнение изотермы химической реакции. Расчет ΔGТ и использование этой величины для определения направления самопроизвольного протекания химической реакции при заданных начальных условиях.
12. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнения изобары химической реакции Вант-Гоффа.
13. Понятия «фаза», «компонент», «степень свободы». Правило фаз Гиббса, его применение для анализа фазовых равновесий в одно - и многокомпонентных системах.
14. Однокомпонентные системы. Уравнение Клапейрона–Клаузиуса в дифференциальном и интегральном видах. Использование интегрального вида уравнения Клапейрона–Клаузиуса для определения тепловых эффектов процессов сублимации и испарения.
15. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем с неограниченной растворимостью друг в друге: «давление – состав» и «температура – состав», их взаимосвязь. Правило рычага. Азеотропные смеси. Законы Коновалова.
16. Диаграммы плавкости двухкомпонентных систем: с простой эвтектикой, с образованием конгруэнтно и инконгруэнтно плавящихся соединений.
Типовые задачи
1. Рассчитать при р =1атм и Т = 400 К тепловой эффект и изменение энтропии реакции 2NO(г) + Cl2(г) ↔ 2 NOCl(г) .
2. Рассчитать тепловой эффект реакции образования 1 моль Н2О (ж) из простых веществ при температуре Т = 300 К. Определить тепловой эффект этой реакции при V = const и Т = 300 К.
3. Рассчитать изменение энтропии при переходе 1 моль С6Н6 из жидкого состояния при температуре 288 К в газообразное состояние при температуре 493 К. Температура кипения при р = 1 атм равна 353 К.
4. Константа равновесия реакции N2O4 (г) ↔ 2NO2 (г) при 500 К равна 1200. Начальное давление N2O4 (г) равно 1,2 атм, начальное давление продукта реакции равно нулю. Рассчитать равновесную степень превращения N2O4 (г).
5. На основании термодинамических данных для реакции
Mg(OH)2 (тв) ↔MgO(тв) + H2O(г) рассчитать при р=1атм и Т=500К следующие величины: ΔG°, Kр, Кс. Куда сместится равновесие при уменьшении температуры, увеличении общего давления?
Зимний семестр
Контрольные вопросы
1. Слабые электролиты. Степень диссоциации, константа диссоциации, рН раствора. Закон разведения Оствальда.
2. Сильные электролиты. Активность (а), средняя ионная активность (
), средний ионный коэффициент активности (
), средний ионный стехиометрический коэффициент (
), средняя ионная моляльность (
).
3. Предельный закон Дебая-Гюккеля и использование его для расчета среднего ионного коэффициента активности.
4. Удельная, эквивалентная и молярная электрические проводимости. Предельная эквивалентная электрическая проводимость. Закон Кольрауша.
5. Влияние концентрации, природы электролита и температуры на удельную и эквивалентные электропроводности растворов электролитов.
6. Применение измерений электропроводности для определения степени и константы диссоциации слабых электролитов, определения предельной эквивалентной электропроводности сильных электролитов. Уравнение Кольрауша.
7. Электроды. Правила записи электродов и электродных потенциалов. Стандартные электродные потенциалы. Стандартный водородный электрод.
8. Классификация электродов (1-го рода, 2-го рода, газовые, окислительно-восстановительные). Каломельный электрод. Хингидронный электрод.
9. Зависимость электродного потенциала от активности участников электродной реакции и температуры. Уравнение Нернста.
10. Понятие о гальваническом элементе. Правила записи гальванических элементов. Классификация гальванических элементов (химические и концентрационные гальванические элементы, гальванические элементы с переносом и без переноса).
11. Расчет величин ЭДС гальванического элемента и термодинамических параметров электрохимического процесса.
12. Скорость и константа скорости химической реакции. Основной постулат химической кинетики. Порядок, молекулярность химической реакции.
13. Кинетические уравнения необратимых реакций 0-го, 1-го, 2-го и 3-го (С0А = С0В) порядков в дифференциальной и интегральной формах. Период (время) полупревращения этих реакций. Линеаризация кинетических уравнений.
14. Методы определения порядка реакции (метод подстановки, графический метод, дифференциальный метод Вант-Гоффа).
15. Зависимость скорости и константы скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.
16. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации химической реакции. Аналитический и графический методы определения энергии активации химической реакции и предэкспоненциального множителя в уравнении Аррениуса.
Типовые задачи
1. Рассчитать при 25°С рН, удельную и эквивалентную электропроводности 0,25М водного раствора гидроксида аммония, используя табличные данные.
2. Гальванический элемент составлен из 2 электродов:
1) CuSO4 | Cu
m1 = 0,005 моль/кг Н2О.
2) ZnSO4 | Zn
m2 = 0,02 моль/кг Н2О.
Записать схему гальванического элемента, уравнения реакций, протекающих на электродах, суммарную реакцию, протекающую в гальваническом элементе. При Т=298 К рассчитать ЭДС гальванического элемента, ΔG, ΔG°, Ka.
3. Константа скорости гомогенной реакции 1-го порядка при температуре Т1 = 300К равна k1= 3,5∙10–2 мин–1, а при температуре Т2 = 340К константа скорости равна k2 = 48∙10–2 мин–1. Рассчитать константу скорости и период полупревращения при температуре Т3=360К.
4. Используя уравнение Аррениуса при Т = 350К рассчитать константу скорости гомогенной реакции 2-го порядка (С0А=С0В=1 моль/л), если
А = 4∙1015 (моль/л)–1∙с–1, Еа = 100 кДж/моль. Рассчитать период полупревращения при температуре Т = 350К.
Контрольные вопросы и типовые задачи по дисциплине
«Общая, неорганическая и физическая химия» для студентов заочной формы обучения специальностей МА, АТП
Зимний семестр
Контрольные вопросы
1. Основные понятия химической термодинамики: внутренняя энергия, теплота, работа. Функции состояния и функции процесса. Первый закон термодинамики. Связь тепловых эффектов при постоянном объеме и при постоянном давлении. Энтальпия.
2. Закон Гесса, следствия из закона Гесса. Стандартное состояние вещества. Стандартная энтальпия образования химического соединения из простых веществ, стандартная энтальпия сгорания химических соединений.
3. Теплоемкость истинная и средняя, удельная и молярная, изохорическая и изобарическая.
4. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры, уравнение Кирхгофа.
5. Энтропия, ее основные свойства. Второй закон термодинамики. Применение энтропии как критерия равновесия и возможности самопроизвольного протекания процессов в изолированных системах.
6. Постулат Планка. Абсолютная энтропия вещества. Расчет изменения энтропии в процессах фазовых превращений, изобарического нагревания (охлаждения) вещества, расширения (сжатия) идеального газа и в ходе химической реакции.
7. Объединенное выражение первого и второго начал термодинамики. Изменение энергии Гиббса как критерий равновесия и направленности процессов.
8. Константа равновесия. Способы выражения константы равновесия в гомогенных и гетерогенных системах. Расчет константы равновесия химической реакции с использованием таблиц стандартных величин термодинамических величин.
9. Вычисление состава равновесной смеси, равновесного выхода продуктов реакции и равновесной степени превращения исходных веществ.
10. Влияние различных факторов (концентрация реагентов, температура, давление, введение в систему инертных примесей) на состояние равновесия химической реакции. Принцип Ле-Шателье.
11. Уравнение изотермы химической реакции. Расчет ΔGТ и использование этой величины для определения направления самопроизвольного протекания химической реакции при заданных начальных условиях.
12. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнения изобары химической реакции Вант-Гоффа.
13. Понятия «фаза», «компонент», «степень свободы». Правило фаз Гиббса, его применение для анализа фазовых равновесий в одно - и многокомпонентных системах.
14. Однокомпонентные системы. Уравнение Клапейрона–Клаузиуса в дифференциальном и интегральном видах. Использование интегрального вида уравнения Клапейрона–Клаузиуса для определения тепловых эффектов процессов сублимации и испарения.
15. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем с неограниченной растворимостью друг в друге: «давление – состав» и «температура – состав», их взаимосвязь. Правило рычага. Азеотропные смеси. Законы Коновалова.
16. Скорость и константа скорости химической реакции. Основной постулат химической кинетики. Порядок, молекулярность химической реакции.
17. Кинетические уравнения необратимых реакций 0-го, 1-го, 2-го и 3-го (С0А = С0В) порядков в дифференциальной и интегральной формах. Период (время) полупревращения этих реакций. Линеаризация кинетических уравнений.
18. Зависимость скорости и константы скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.
19. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации химической реакции. Аналитический и графический методы определения энергии активации химической реакции и предэкспоненциального множителя в уравнении Аррениуса.
Типовые задачи
1. Рассчитать при р =1атм и Т = 400 К тепловой эффект и изменение энтропии реакции 2NO(г) + Cl2(г) ↔ 2 NOCl(г) .
2. Рассчитать тепловой эффект реакции образования 1 моль Н2О (ж) из простых веществ при температуре Т = 300 К. Определить тепловой эффект этой реакции при V = const и Т = 300 К.
3. Рассчитать изменение энтропии при переходе 1 моль С6Н6 из жидкого состояния при температуре 288 К в газообразное состояние при температуре 473 К. Температура кипения при р = 1 атм равна 353 К.
4. Константа равновесия реакции N2O4 (г) ↔ 2NO2 (г) при 500 К равна 1200. Начальное давление N2O4 (г) равно 1,2 атм, начальное давление продукта реакции равно нулю. Рассчитать равновесную степень превращения N2O4 (г).
5. На основании термодинамических данных для реакции
Mg(OH)2 (тв) ↔MgO(тв) + H2O(г) рассчитать при р=1атм и Т=500К следующие величины: ΔG°, Kр, Кс. Куда сместится равновесие при уменьшении температуры, увеличении общего давления?
6. Константа скорости гомогенной реакции 1-го порядка при температуре Т1 = 300К равна k1= 3,5∙10–2 мин–1, а при температуре Т2 = 340К константа скорости равна k2 = 48∙10–2 мин–1. Рассчитать константу скорости и период полупревращения при температуре Т3=360К.
