Химическая термодинамика



Скачать 265.5 Kb.
Дата13.07.2016
Размер265.5 Kb.


«Физическая химия»
Примеры вариантов задач

Тема «Химическая термодинамика».



  1. 3 грамма азота переведено через обратимый цикл. Вычислите для изобарного процесса изменение внутренней энергии, работы и теплоты, если давление составляет 1 атм, а объем изменяется от 4 м3 до 8 м3.

  2. Рассчитайте тепловой эффект реакции:

Al2O3 +3SO3 →Al2(SO4)3

при стандартных условиях. Если известны следующие реакции:

2Al + 3/2О2 → Al2O3 ∆Н°= -1675кДж/моль;

S +3/2О2 → SO3 ∆Н°= -395кДж/моль.

3. Истинная удельная теплоемкость алюминия выражается уравнением: Ср= 0,1830 + 1,09·10-4Т. Температура плавления равна 658,5°С. Вычислите теплоту, которая потребуется для расплава алюминия при начальной температуре 298К, а масса алюминия 500 грамм.

4. Рассчитайте энтропию сгорания бутана при температуре 700К, используя температурные зависимости:

С°р4Н10)= 18,23 + 303,56 ·10-3Т - 92,65·106Т-2

С°р 2)= 31,46 + 3,39·10-3Т - 3,77·105Т-2

С°р (СО2)= 44,12 + 9,04·10-3Т + 8,54·105Т-2

С°р 2О)= 39,02 + 76,65·10-3Т + 11,96·105Т-2

∆S°(С4Н10)=310 Дж/К·моль; ∆S°(О2)= 205 Дж/К·моль;

∆S°(СО2)= 213,67Дж/К·моль; ∆S°(Н2О)= 69,95 Дж/К·моль;


Тема «Химическое равновесие»

1. Вычислите выход этилового спирта реакции:

С2Н4 (газ) + Н2О(газ) →С2Н5ОН(газ)

при температуре 300°С и 1 атм. Из справочника: lgKf= - 4,55 .

Формула связи: Kf= Kγ·Кр, где γ- коэффициенты летучести. γ(С2Н4)=0,958; γ(Н2О)= 0,78; γ (С2Н5ОН) = 0,642.
2. Зависимость константы равновесия реакции:

3Н6 (газ) →С2Н4(газ) + С4Н8(газ)

от температуры между 300 К до 600К описывается уравнением:

lnKp= -1,04 - + .

Рассчитайте энергию Гиббса, энтропию и энтальпию данной реакции при температуре 400К.

3. Для реакции оксигенирования: Hr + O2→ HrO2, где: Hr- гемеритрин (пигмент), константы равновесия имеют следующие значения:


Т, °С

0

25

Кр

9120

380

Найдите стандартную теплоту оксигенирования, энергию Гиббса и изменение энтропии реакции при 25°С.

Тема «Фазовое равновесие»



  1. Вычислите молярную теплоту плавления дифениламина (М=170г/моль), если плавление 1 кг вещества сопровождается увеличением объема на 8,58·10-3м3 , а изменение температуры при изменении давления составляет 2,67·107 К/Па. Температура плавления равна 54°С.

  2. Плотности жидкого и твердого олова при температуре плавления (232°С) равны 6,98 и 7,18 г/см3 соответственно (р=1 атм). Энтальпия плавления олова равна 1,690 кКал/моль. Определите температуру плавления олова при давлении 500 атм. Молярная масса олова равна 118,7 г/моль.

  3. При замерзании бензола (5,5°С) его плотность изменяется от 0,88 до 0,89г/см3. Энтальпия кристаллизации равна 10,59 кДж/моль. Определите .

  4. Температура кипения жидкого метанола равна 35°С при давлении 26600 Па и 50°С при давлении 53200 Па. Найдите энтальпию испарения метанола.

  5. Вычислите температуру, при которой чистый кадмий находится в равновесии с раствором Cd-Bi, мольная доля кадмия в котором составляет 0,846. Энтальпия плавления кадмия при температуре плавления (321,1°С) равна 6,23 кДж

Тема «Химическая кинетика и катализ»



  1. При изучении кинетики гидролиза сахарозы были получены следующие данные:

t, мин

0

30

90

130

С, моль/л

0,5

0,45

0,36

0,31

Определите порядок реакции и константу скорости.


  1. При изучении гомогенно-каталитического разложения перекиси водорода получены следующие данные:

100, сек

0

5

8,40

12,84

С, моль/л

0,35

0,22

0,16

0,11

Определите порядок реакции и константу скорости.


  1. При изучении кинетики разложения бромистого нитрозила получены следующие данные:

t, сек

0

6

12

18

С, моль/л

0,0286

0,0253

0,0229

0,0208

Определите порядок реакции.


  1. Энергия активации вещества составляет 111кДж/моль. Во сколько раз увеличится константа скорости при повышении температуры с 27ºС до 127ºС. Энергия активации вещества составляет 111кДж/моль. Во сколько раз увеличится константа скорости при повышении температуры с 27ºС до 127ºС.

  2. Был предложен следующий механизм термического разложения озона:

О3 →О2 + О k1

О2 + О →О3 k2

О+ О3 → 2О2 k3

С помощью метода стационарных концентраций получите выражение для скорости распада озона.



  1. Определите число активных столкновений в реакции гидрирования этилена: С2Н4 + Н2 →С2Н6 при температуре опыта 787К. Диаметр молекулы этилена равен 0,2нм, молекулы водорода- 0,1нм.

  2. Константа скорости реакции первого порядка разложения бромэтана при 500ºС равна 7,3·1010 1/с. Определите энтропию активации этой реакции, если энтальпия активации равна 55 кДж/моль.

  3. В газовой фазе вещество А мономолекулярно превращается

в вещество В. Константы скорости реакции при температурах 120 и 140ºС равны 1,80·10-4 и 9,14·10-4 1/с. Рассчитайте энтропию активации.

9. Начальная скорость окисления сукцината натрия в фумарат натрия под действием фермента сукциноксидазы измерена для ряда концентраций субстрата:

[S], моль/л 0,01 0,002 0,001 0,0005

υ·106, моль/с·л 1,17 0,99 0,79 0,62

Определите константу Михаэлиса данной реакции.
Тема «Основы электрохимии»

1. Число переноса протона в 0,05н растворе соляной кислоты определяется методом движущейся границы. Под током, сила которого равна 0,003 А, выделившейся объем составил 0,1586 см3 за 5 минут 11 секунд. Вычислите число переноса протона.

2. При электролизе нитрата серебра с применением платиновых электродов на катоде выделилось 0,5831 г серебра. Убыль в катодном пространстве при расчете на серебро составляет 0,3079г. Найдите числа переноса катиона серебра и нитрат-аниона.

3. Рассчитайте ионную силу 0,1 моляльных растворов:

а) хлорида натрия,

б) хлорида кальция,

в) хлорида алюминия.

4. Определите потенциал медного электрода в растворе, содержащем 0,16 грамм сульфата меди в 200 см3 воды при 25ºС. Средний коэффициент активности γ±=0,573.

5. Для электрода Cl-│CuCl , стандартный потенциал которого равен 0,137 В, вычислите ПР хлорида меди (I) при 25ºС.

6. Рассчитайте максимальную работу для гальванического элемента Вестона, если известны значения:



Т, К

293

298

Е, В

1,01830

1,01807

7. ЭДС гальванического элемента, работающего за счет кадмиевого электрода, равна 0,188 В при температуре 25ºС. Температурный коэффициент равен (-4,8·10-4) В/К. Вычислите энтальпию и энтропию процесса.

Тема «Теория электролитов»

1.Определите ток, расходуемый на выделение водорода на никелевом электроде, площадь которого 5 см2, если перенапряжение равно 0,45В, а тафелевские константы составляют α= 0,63, β= 0,11.

2. Вычислите плотность тока для серебряного электрода, перенапряжение которого равно 123мВ, если тафелевские константы: α= 0,95, β= 0,10.

3. Определите величину поляризации, если электрохимическое перенапряжение равно 0,17 В, фазовое 0,25 В, а химическим можно пренебречь. Скорость диффузии равна 0,45м/с, сопротивление составляет 0,19 Ом, площадь кадмиевого электрода равна 0,75 см2. Число переноса катиона кадмия 0,54.

4. Рассчитайте скорость коррозии, которой подвергается железное изделие (масса 71 кг), за период активной эксплуатации в 2321 день, площадью рабочей поверхности 12 м2.

5. Вычислите объем детали из свинца, если скорость коррозии составляет 2,3·10-9 кг/м2·сек, период вредного атмосферного воздействия 31 день, площадь 10 см2, плотность свинца 11,35 г/см3.

6. Определите уменьшение толщины слоя свинцовой поверхности за 23 минуты, если скорость коррозии равна 3·10-12 кг/м2·сек, плотность свинца составляет 11,35 г/см3.

7. Вычислите время (в сутках), за которое разрушится 1,5 см детали, состоящей из железа. Скорость коррозии равна 8,7г/м2·час. Плотность железа составляет 7,86 г/см3.

8. Вычислите скорость коррозии железного электрода (площадь которого 1 см2), за 12,8 минут. Эквивалентная масса железа равна 5,6 грамм-экв., а сила тока составляет 10 А.
Примеры лабораторных работ:

Тема «Химическая термодинамика».

1. Определение удельной интегральной теплоты растворения соли.

2. Определение теплоты нейтрализации.

3. Определение теплоты реакции окисления при использовании эквивалентных количеств реагентов.

Тема «Химическое равновесие»



  1. Изучение равновесия жидкость – пар в двойных жидких системах.

  2. Определение коэффициента распределения иода между органическими и неорганическими растворителями.

  3. Изучение химического равновесия в растворах при помощи метода распределения.

  4. Изучение равновесия гомогенной реакции в растворах титриметрическим методом.

Тема «Фазовое равновесие»

  1. Изучение взаимной растворимости жидкостей методом построения фазовой диаграммы системы фенол-вода.

  2. Определение молекулярной массы методом эбуллиоскопии.

  3. Изучение взаимной растворимости в трехкомпонентной системе.

Тема «Химическая кинетика и катализ»

  1. Изучение скорости реакции иодирования ацетона.

  2. Изучение скорости разложения пероксида водорода газометрическим методом.

  3. Изучение кинетики реакции гидратации уксусного ангидрида колориметрическим методом.

Тема «Основы электрохимии»

1. Измерение электропроводности раствора сильного электролита и определение коэффициента электропроводности.

2. Определение растворимости труднорастворимых соединений методом электропроводности

Тема «Теория электролитов»

1. Определение ионного произведения воды Kw методом ЭДС.

2. Определение произведения растворимости труднорастворимой соли методом ЭДС.

3. Измерение электропроводности раствора слабого электролита и расчет константы диссоциации.

4. Определение коэффициента активности сильного электролита методом ЭДС.


. Текущий контроль


п/п


Наименование

раздела


Средства текущего контроля

1.

Химическая термодинамика

Коллоквиум №1.

Контрольная работа №1.

Защита лабораторных работ.


2.

Химическое равновесие

Коллоквиум №2.

Контрольная работа №2.

Защита лабораторных работ.


3.

Фазовое равновесие

Коллоквиум №3.

Контрольная работа №3.

Защита лабораторных работ.


4.

Химическая кинетика и катализ

Коллоквиум №4.

Контрольная работа №4.

Защита лабораторных работ.


5.

Основы электрохимии

Коллоквиум №5.

Контрольная работа №5.

Защита лабораторных работ.


6.

Теория электролитов

Коллоквиум №6.

Контрольная работа №6.

Защита лабораторных работ.


Примерный перечень вопросов к коллоквиумам

Таблица 5



п/п


Наименование

раздела


Примерный перечень вопросов к коллоквиумам:

1.

Химическая термодинамика

(коллоквиум №1)



  1. Предмет, методы и значение термодинамики. Какие виды систем вам известны? В чем заключается сущность нулевого закона термодинамики.

  2. Дайте определения внутренней энергии, работе расширения, энтальпии. В чем заключается сущность первого начала термодинамики? Применение первого закона термодинамики к идеальным газам.

  3. Какие процессы называются равновесными, обратимыми, самопроизвольными?

  4. Какие математические методы применяются в термодинамики? Выведите основные уравнения первого термодинамики. Дифференцирование сложной функции. Что такое цепное правило?

  5. Предложите определение и перечислите основные виды теплоемкостей. Чем отличается теплоемкость при постоянном давлении от теплоемкости при постоянном объеме? Дайте определение квантовой теплоемкости.

  6. Какие термодинамические потенциалы вам известны? Сформулируйте основные следствия из закона Гесса. Охарактеризуйте компьютерные методы расчета тепловых эффектов химических реакций. Предложите формулировку закона Кирхгофа. Каким образом рассчитывают энтальпии по теплоемкости?

  7. Поясните, что такое макро- и микросостояния системы.

  8. Приведите формулировки постулатов Клаузиуса, Томсона, Оствальда.

  9. Укажите несколько формулировок второго закона термодинамики, (математическое выражение).

  10. Дайте определение энтропии. Является ли энтропия функцией состояния?

  11. Как рассчитывают энтропию при различных физических и химических превращения, приведите примеры.

  12. Достижим ли абсолютный ноль (ответ поясните).

  13. Дайте определение свободной энергии Гиббса и Гельмгольца. Какова зависимость свободной энергии Гиббса и Гельмгольца от Т.

  14. Постулат Планка. Идеальный кристалл.

2.

Химическое равновесие

(коллоквиум №2)



  1. Химические равновесия и закон действующих масс. Выражение константы равновесия через различные концентрационные параметры. Константы равновесия для идеальных и реальных систем газов и растворов. Гетерогенные равновесия.

  2. Предложите вывод уравнений изотермы, изобары, изохоры Вант – Гоффа.

  3. Термодинамика растворов. Что такое растворы? Перечислите коллигативные свойства растворов? Выведите уравнение Гиббса – Дюгема.

  4. Растворы двух жидкостей. Охарактеризуйте перегонку и ректификацию.

  5. Растворы электролитов. Приведите основные положения теории Аррениуса. Какие достоинства и недостатки содержит данная теория? Что такое изотонический коэффициент? Может ли изотонический коэффициент быть больше единицы? Охарактеризуйте закон разбавления Оствальда.

  6. Что такое разбавленные растворы?

3.

Фазовое равновесие

(коллоквиум №3)



  1. Фазовые равновесия. В чем заключается правило фаз Гиббса? Охарактеризуйте основные понятия: фаза, компонент, степень свободы.

  2. Приведите вывод уравнения Клаузиуса – Клапейрона. Опишите фазовые диаграммы воды и серы.

  3. Что такое двухкомпонентные системы? Диаграммы плавкости?

  4. Каковы основные принципы построения тройных диаграмм?

  5. Эбуллиоскопия и криоскопия: основные определения и формулы.

  6. Укажите основные положения теории сильных электролитов. Что такое активность ионов? Приведите вывод уравнения Дебая- Хюккеля.

4.

Химическая кинетика и катализ

(коллоквиум №4)



  1. Что понимается под термином «скорость химической реакции» и «скорость химической реакции по данному веществу»?

  2. Может ли быть скорость отрицательной величиной?

  3. Как формулируется основной постулат химической кинетики? Каков смысл константы скорости реакции.

  4. Что называется порядком скорости реакции по веществу? Может ли быть порядок нулевым, дробным, отрицательным?

  5. Вывод уравнения скорости первого (второго и третьего) порядка и его анализ.

  6. Поясните термин «молекулярность» и в чем его отличие от понятия «порядок».

  7. Что означает термин «период полураспада»? Как связаны период полураспада и концентрации исходного вещества для реакций второго, третьего и n-го порядка.

  8. Как определить порядок реакции, укажите методы определения.

  9. Какие постулаты используются при выводе уравнений обратимых, параллельных и последовательных реакций?

  10. Вывод уравнения обратимой реакции первого порядка. Нарисуйте кинетические кривые для обратимой реакции первого порядка.

  11. Вывод уравнения параллельной необратимой реакции первого порядка. Нарисуйте кинетические кривые для обратимой реакции первого порядка.

  12. Вывод уравнения последовательной реакции.

  13. В чем сущность метода стационарных концентраций Боденштейна?

  14. Влияние температуры на скорость химической реакции. Какие предположения использовал Аррениус при выводе зависимости ?

  15. Цепные реакции, основные понятия и уравнения. Механизм разветвленных цепных реакций.

  16. Каков физический смысл энергии активации?

  17. Гетерогенные реакции и их отличие от гомогенных. Основные уравнения гетерогенной кинетики: уравнения: сжимающегося объема, уравнение Ерофеева.

  18. Катализ. Общий подход к выводу уравнения катализа. Кислотно-основной катализ (общий, специфический). Ферментативный катализ. Уравнение Михаэлиса- Ментен. Методы определения кинетических параметров ферментативного катализа. Ингибирование ферментативных реакций.

  19. В чем сущность теории активных столкновений? Вывод уравнения зависимости константы скорости реакции от различных параметров (Уравнение Траутца-Льюиса).

  20. Теория мономолекулярных реакций Теория Линдемана.

  21. Теория переходного состояния Статистическое и термодинамическое обоснование.

  22. Автокаталитические и колебательные реакции. Основные уравнения и их вывод.

  23. Неравновесная термодинамика и устойчивость кинетических систем (бифуркация, аттрактор, устойчивое, циклическое и хаотическое протекание реакций). Логистические уравнения.

  24. Термодинамические силы и сопряженные с ними потоки.

5.

Основы электрохимии

(коллоквиум №5)



  1. Активность, коэффициент активности, размерность данных величин.

  2. Физический смысл коэффициента активности?

  3. Какое состояние растворов электролитов называется стандартным?

  4. Каково соотношение между общей и средней активностью электролита в растворе?

  5. Ионная сила раствора. Сформулируйте правило ионной силы раствора Льюиса.

  6. Какой физической картине соответствует распределение ионов в растворе согласно модели Аррениуса и Дебая-Хюккеля?

  7. Сформулируйте основные положения теории Дебая - Хюккеля и допущения, которые используются при выводе уравнения для потенциала ионной атмосферы в первом приближении.

  8. Приведите уравнения, описывающие зависимости коэффициента активности электролита от ионной силы раствора согласно трем приближениям теории Дебая-Хюккеля?

  9. Поясните смысл термина «радиус ионной атмосферы». Можно ли его понимать геометрически как радиус сферы, за который действие центрального иона принимается равным нулю. Докажите расчетом, что величина радиуса ионной атмосферы зависит от концентрации ионов, их природы и природы растворителя. Зависит ли коэффициент активности от диэлектрической проницаемости?

  10. Что означает термин «удельная электропроводность»? Нарисуйте графическую зависимость удельной электропроводности от концентрации электролита и от разведения.

  11. Определение термина «абсолютная скорость движения ионов». Какова размерность ее величины. Сравните порядок величины с порядком величины скорости броуновского движения.

  12. Укажите причины аномальной подвижности ионов.

  13. Соотношение между абсолютной скорости движения ионов и подвижностью. Закон Кольрауша. Влияет ли вязкость раствора на величину эквивалентной электропроводности при бесконечном разведении?

  14. Основные положения Аррениуса. Закон разведения Оствальда.

  15. Как эквивалентная электропроводность слабых электролитов зависит от концентрации электролитов? Дать определение кислоты и основания согласно теории Бренстеда –Лоури, электронной теории Льюиса.

  16. Различия и сходства между уравнениями Кольрауша, Дебая-Хюккеля, Онзагера, представляющими зависимость молярной электропроводности сильных электролитов от концентрации.

  17. В чем заключается эффект Вина? При каких значениях напряженности эффект можно обнаружить? В чем заключается эффект Дебая- Фалькенгагена? При каких значениях частотах тока эффект можно обнаружить?

  18. В чем суть релаксационного и электрофоретического эффекта?

  19. Что означает термин «числа переноса». Как определить числа переноса.

  20. Опишите строение двойного электрического слоя. Теоретические модели.

  21. Сравнение теоретических моделей и экспериментальных данных. Особенности строения двойного слоя на границе полупроводник- электролит.

  22. Электрокапиллярные явления. Адсорбция ионов и поверхностно- активных веществ на электродах. Изотермы адсорбции. Изотермы Генри, Ленгмюра.

6.

Теория электролитов

(коллоквиум №6)



  1. Законы Фарадея. Выход по току. Изменение потенциалов электродов при прохождении тока при электролизе. Особенности электролиза водных растворов.

  2. Диффузионная электрохимическая кинетика. Основы диффузионной электрохимической кинетики. Основы полярографии – метода определения концентрации ионов в растворе.

  3. Перенапряжение концентраций (диффузия, миграция, конвекция). Уравнение перенапряжения диффузии. Предельный ток диффузии. Уравнение полярографической волны. Уравнение Тафеля.

  4. Применение полярографии. Химическая и концентрационная поляризация в гальванических элементах и при электролизе. Методы расчета тока диффузии, коэффициентов диффузии и определения кинетического тока.

  5. Кинетика выделения водорода при катодной поляризации. Стадийность в электрохимических процессах.

  6. Теория замедленного разряда. Теория электрохимической десорбции. Теория рекомбинации.

  7. Методы расчета и определения констант кислотно-основных равновесий на границе оксид- раствор. Методы расчета компонентов заряда, скачков потенциала и поверхностных концентраций в двойном электрическом слое на границе оксид- электролит.

  8. Гальванические элементы и аккумуляторы. Топливный элемент. Работа топливного элемента. Типы топливных элементов.

  9. Какие виды коррозии металлов вы знаете? Опишите основные методы защиты металлов от коррозии (протекторная, катодная и анодная защита). Что такое ингибиторы коррозии? Каковы основные функции защитных покрытий. Укажите основные преимущества комбинированных методов защиты. Электрохимическая коррозия металлов.

  10. Укажите основные химические источники тока. Опишите строение аккумулятора.


Примеры вариантов контрольных работ.

Контрольная работа №1

«Первый закон термодинамики, законы Гесса и Кирхгофа»

1. Диоксид углерода в количестве 100 г находится при 00С и давлении 101300Па. Определить изменение работы, внутренней энергии и теплоты при: а) при изотермном расширении до объема 0,2м3, б) при изобарном расширении до того же объема, в) при изохорном нагревании до достижения давления 202600Па.

2. Теплота растворения BaCl2 в воде равна 2070кал, теплота гидратации BaCl2 с образованием BaCl2 ·2H2O равна 6970 кал. Чему равна теплота растворения BaCl2 ·2H2O.

3. Определить тепловой эффект реакции при 800К и стандартном давлении:

SO2 + Cl2→ SO2Cl2

ΔHº SO2 = - 296,9 кДж/моль ΔСр(SO2)= 18,59Дж/ К·моль

ΔСр (Cl2) = 14,424 Дж/ К·моль ΔHº SO2Cl2 = - 358,7 кДж/моль

ΔСр (SO2Cl2) =35,087 Дж/ К·моль.


Контрольная работа №2

«Второй закон термодинамики»

  1. Определите изменение энтропии для изобарного нагревания 1 моля азота для 300 до 1000 К. Ср=6,4492 + 1,4125·10-3 Т – 0,807·10-7 Т2.

  2. Для некоторой реакции при 298К известна зависимость G(t)=8000 +35Т lgT - 0.007T2 . Вычислите изменение энтропии при 398 К.

  3. Определите изменение энтропии при превращении 1 кг переохлажденной воды в лёд при -10 0С, считая теплоемкость воды 1 кал/град· г, теплоемкость льда равной 0,45 кал/град· г и теплоту плавления льда равной 80 кал/г.


Контрольная работа №3

«Химическое равновесие и фазовое равновесие»

1. При температуре 8300С и давлении 1 атм степень диссоциации сероводорода на серу и водород равна 8,7 %. Найдите константы равновесия этой реакции диссоциации: Кр и Кс.

2. Рассчитайте изменение давления, необходимое для изменения температуры плавления льда на 10С. При 00С энтальпия плавления льда равна 333,5 Дж/г, удельные объемы жидкой воды и льда составляют соответственно 1,00 см3/г и 1,09см3/г.

3. Фазовая диаграмма системы, состоящей из двух частично смешивающихся жидкостей А и В, представлена на рис. 30 г чистой А смешены с 70г чистой В. Определите температуру кипения смеси при 1 атм. Найдите состав пара, находящегося в равновесии с жидкостью, когда смесь начинает кипеть при 1 атм?


Контрольная работа №4

«Химическая кинетика и катализ»

1. Используя основные теории химической кинетики рассчитайте следующие величины для гомогенной реакции в газовой фазе (вещество А2): энтропию активированного комплекса для столкновения двух атомов при температуре 500К. Радиусы атомов равны 0,03 и 0,09 нм, атомные массы 12 и 16 г/моль, стерический фактор 0,01. А также, используя статистический подход, найдите вращательную сумму по состояниям.

2. Для инициируемого радиацией распада некоторых неорганических нитратов при комнатной температуре предложен следующий механизм:

NO3 - → NO2- + O

NO2 - + O→ NO3-

NO3 - + O → NO2 - +O2

Использовав принцип квазистационарности к нитрит- анионам, лимитирующая стадия- образование нитрат- аниона, выразите константу скорости распада нитратов.

3. Определите порядок реакции взаимодействия этилена и брома, если были получены данные:

Время, мин 0 4 14

С этилена, моль/л 0,00714 0,0053 0,0034

С брома, моль/л 0,00324 0,0021 0,0022
Контрольная работа №5

«Основы электрохимии»


  1. Определите перенапряжение, возникающее на никелевом электроде, если фазовым перенапряжением можно пренебречь, электрохимическое и химическое перенапряжения равны 0,007В, сила тока процесса 18А, напряжение 0,89В, площадь электрода 0,78см2, а плотность потока 89 А/см2.

  2. При пропускании электрического тока через слаборазбавленный раствор серной кислоту на катоде выделяется в течении 5 мин 400см3 водорода, измеренных при 288К и 783 мм рт. ст. Определите сопротивление процесса, при напряжении 50В.

  3. Через раствор сульфата меди пропускается ток силой 0,15А. Число переноса меди равно 0,4. Сколько ионов меди пройдет через поперечное сечение электролита за полчаса.

Контрольная работа №6

«Теория электролитов»

1. При определении числа переноса иона натрия в 0,0200М хлорида натрия методом подвижной границы при 298К получены следующие результаты:

смещение подвижной границы, см 0 1,00 6,00 10,00

время, сек 0 344 2070 3453

Катод- хлор-серебряный, анод- кадмиевый. Площадь поперечного сечения трубы 0,1115 см2. Ток 0,0016001 А. Вычислите число переноса натрия в данных условиях.

2. Константа диссоциации 0,07М тиофенкарбоновой кислоты (одноосновная) равна 0,000033 при 298К. Определите степень диссоциации данной кислоты, используя приближение Дебая-Хюккеля.

3. Рассчитайте константу образования карбоната магния из оксидов при 300К, необходимые данные возьмите из справочника. Оцените вероятность данного процесса.
3) Промежуточная аттестация

Перечень вопросов к экзамену (5 семестр)



  1. Предмет, методы и значение термодинамики. Виды систем.

  2. Нулевой и первый законы термодинамики.

  3. Внутренняя энергия, работа расширения, энтальпия.

  4. Применение первого закона термодинамики к идеальным газам.

  5. Обратимые, равновесные и самопроизвольные процессы.

  6. Математические методы применяемые в термодинамики.

  7. Вывод основного уравнения первого и второго законов термодинамики. Дифференцирование сложной функции.

  8. Основные виды теплоемкостей. Квантовая теплоемкость.

  9. Термодинамические потенциалы.

  10. Закон Гесса и основные следствия из закона Гесса. Охарактеризуйте компьютерные методы расчета тепловых эффектов химических реакций.

  11. Закон Кирхгофа.

  12. Постулаты Клаузиуса, Томсона, Оствальда. Укажите несколько формулировок второго закона термодинамики, (математическое выражение). Принцип Каратеодори.

  13. Энтропия, как функция состояния системы.

  14. Макро- и микросостояния системы.

  15. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.

  16. Калориметрия. Тепловые эффекты химических реакций.

  17. Энтальпийные диаграммы Борна – Габера. Расчет энтальпии образования оксида кальция, объяснение ряда активности металлов. Расчет энтальпии и энергии химической связи, кристаллической решетки, гидратации, ионизации. Расчет изменения энтальпии при протекании химических реакций.

  18. Постулат Планка. Способы расчета. Экспериментальное определение энтропии при различных условиях. Направленность самопроизвольного процесса.

  19. Энтропия и ее статистический смысл. Термодинамическая вероятность нахождение системы в определенном макро- и микросостоянии системы Независимость энтропии от пути протекания процессов. Связь между термодинамической вероятностью системы и энтропией. Уравнение Больцмана и наиболее вероятное состояние системы.

  20. Третье начало термодинамики. Расчет энтропии при различных физических и химических превращениях. Теорема Нернста. Следствия: постулат Планка. Недостижимость абсолютного нуля. Абсолютная энтропия. Расчет энтропии при протекании различных химических и биохимических процессов. Охлаждение или нагревание при постоянном давлении, изотермическое расширение и сжатие, фазовые переходы, энтропия смешения при постоянных температурах и давлениях, изменение энтропии при химических реакциях. их вывод и анализ.

  21. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца. Полезная работа. Зависимость свободной энергии Гиббса и Гельмгольца от Т. Компьютерные методы расчета .

  22. Расчет изменения энергии Гиббса и энергии Гельмгольца при различных процессах (изменение энергии Гиббса и Гельмгольца при изменении температуры и давления, изменение энергии Гиббса и Гельмгольца при протекании химической реакции, приведенные потенциалы).

  23. Закон действующих масс. Константы химического равновесия и связь между ними.

  24. Уравнение изотермы, изобары и изохоры. Изотермы, изобары, изохоры Вант – Гоффа. Вывод уравнений. Смещение химического равновесия. Методы расчета констант химического равновесия и равновесных концентраций.

  25. Сумма по состояниям как функция выражения для основных термодинамических функций. Основной метод расчета констант равновесий. Молекулярная сумма по состояниям и сумма по состояниям макросистем. Поступательная, вращательная, электронная и колебательная суммы по состояниям. Статистический расчет энтропии.

  26. Способы выражения констант равновесия. Расчет равновесной степени превращения и состава равновесной смеси.

  27. Статистическая термодинамика и расчет термодинамических свойств веществ. Макро- и микросостояния химических систем. Фазовые Г- и μ- пространства. Термодинамическая вероятность и ее связь с энтропией. Распределение Максвелла-Больцмана. Каноническая функция распределения Гиббса.

  28. Сумма по состояниям как статистическая функция. Статистические выражения для основных термодинамических функций. Гармонический осциллятор.

  29. Расчет равновесной степени превращения и состава равновесной смеси. Методы решения нелинейных алгебраических уравнений с помощью стандартных программ Mathсad. Расчет констант равновесия по составу равновесных систем.

  30. Однокомпонентные системы. Жидкости. Аномальные свойства воды и ее зависимость от температуры (плотность, теплоемкость, теплота кипения и испарения).

  31. Испарение и кипение жидкостей. Зависимость давление насыщенного пара от температуры. Уравнение Клаузиуса – Клапейрона, его вывод из соотношений Максвелла и анализ.

  32. Фазовая диаграмма воды, серы.

  33. Теплота испарения и кипения. Фазовые диаграммы. Понятия: фаза, компонент, степень свободы.

  34. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса и его вывод. Основные понятия: фаза, компонент, степень свободы.

  35. Растворы, двух- и многокомпонентные системы. Растворы неэлектролитов.

  36. Способы выражения состава растворов. Коллигативные свойства растворов. Двухкомпонентные системы.

  37. Диаграммы плавкости.

  38. Принципы построения тройных диаграмм.

  39. Зависимость давления насыщенного пара от состава и температуры (закон Рауля). Растворы с положительным и отрицательным отклонением от закона Рауля.

  40. Термодинамика растворов.

  41. Растворы жидкость-газ. Зависимость растворимости газов от давления (закон Генри), температуры и природы растворителя. Растворимость азота и углекислого газа в живых организмах.

  42. Разбавленные растворы. Растворы газов и твердых веществ. Уравнение Шредера вывод и его интегрирование.

  43. Эбуллиоскопия и криоскопия.

  44. Осмос и обратный осмос.

  45. Перегонка и ректификация летучих веществ. Состав паровой и жидкой фазы. Диаграммы состав-давление, состав-температура и их построение. Законы Коновалова. Азеотропные смеси. Перегонка с паром.

  46. Экстрагирование.

  47. Теории строения воды (Самойлов, Яшкичев).

  48. Растворы жидкость- твердое вещество.

  49. Фазовые диаграммы первого и второго рода.

  50. Закон Вант- Гоффа и его вывод. Определение молярной массы в биологических системах.

Перечень вопросов к экзамену (6 семестр)

1. Теория растворов Вант- Гоффа.

2. Теория Аррениуса электролитической диссоциации электролитов. Изотонический коэффициент.

3. Закон разбавления Оствальда.

4. Электропроводность (удельная и молярная).

5. Эффекты: релаксационный, электрофоретический, эффект Фалькенгагена и Вина. Сверхпроводимость.

6. Теория сильных электролитов. Активность ионов. Вывод уравнения Дебая- Хюккеля.

7. Электростатическая теория сильных электролитов Дебая- Хюккеля (ее основные положения).

8. Кислотно-основные свойства (Бренстеда- Лоури, Льюиса). Методы расчета равновесий в растворах.

9. Термодинамика равновесных электрохимических систем. Электрохимический потенциал.

10. Строение двойного электрического слоя (теории Гельмгольца, Гуи-Чапмена, Штерна).

11. Вывод уравнения Нернста.

12. Электрохимические цепи.

13. Электроды первого, второго и третьего рода.

14. Гальванические элементы. Направленность окислительно-восстановительных реакций.

15. Химические источники тока.

16. Электроды первого рода (вывод уравнения Нернста). Водородная шкала потенциалов.

17. Электроды второго рода.

18. Мембранные скачки потенциалов.

19. Теория стеклянного электрода (уравнение Никольского).

20. Методы измерения рН: водородный, хингидронный, стеклянный.

21. Основные понятия в химической кинетике. Кинетические кривые. Скорость химической реакции.

22. Математические методы химической кинетики.

23. Основной постулат химической кинетики (закон действующих масс). Константа скорости и ее размерность.

24. Кинетика необратимых гомогенных реакций нулевого, первого и второго порядка.

25. Реакции n-го порядка. Вывод зависимости концентрации от времени и выражения константы скорости.

26. Молекулярность и порядок скорости реакции. Методы определения частных порядков скорости химической реакции (метод Оствальда-Нойеса, метод Вант-Гоффа).

27. Кинетика сложных реакций. Общие принципы и постулаты. Обратимые, последовательные, параллельные химические реакции.

28. Зависимость скорости химических реакций от температуры. Уравнения Вант- Гоффа и Аррениуса.

29. Методы определения энергии активации.

30. Идеальный катализ. Особенности каталитических процессов. Причина катализа.

31. Классификация каталитических процессов. Гомогенный катализ. Природа промежуточных соединений. Вывод уравнения каталитических реакций.

32. Кислотно-основной катализ (общий, специфический).

33. Ферментативный катализ. Уравнение Михаэлиса- Ментена, вывод и анализ.

34. Цепные реакции. Свободные радикалы. Зарождение, продолжение и обрыв цепей. Кинетика неразветвленных цепей. Ингибиторы цепных реакций.

35. Фотохимические реакции. Уравнение Бугера-Ламберта-Бера. Закон эквивалентности Эйнштейна- Штарка. Квантовый выход. Фотохимия атмосферы. Фотовозбуждение молекул. Триплетный и синглетные молекулы (кислород).

36. Кинетика автокаталитических и периодических (колебательных) реакций. Вывод уравнения автокатализа.

37. Колебательные реакции Белоусова-Жаботинского.

38. Сильно неравновесные системы.

39. Бифуркационные диаграммы. Нарушение самоорганизации системы, бистабильность.

40. Брюсселятор Пригожина, реакции Белоусова.

41. Радиационно – химические реакции.

42. Кинетика гетерогенных реакций.

43. Различие гомогенной и гетерогенной кинетики. Фронт реакции. Стадийность, лимитирующая стадия.

44. Кинетические и диффузионные области гетерогенного процесса. Внешняя и внутренняя диффузия.

45. Основные уравнения диффузионной кинетики. Теория конвективной диффузии.

46. Основные принципы и постулаты гетерогенной кинетики. Законы и уравнения зародышеобразования.

47. Кинетика гетерогенных процессов в случае одновременного вступления в реакцию всей поверхности образца.

48. Уравнения, описывающие кинетику протекания реакции на сферических частицах, пластинках и плоской поверхности (уравнения сжимающейся сферы Ерофеева – Авраамии, Дельмона).

49. Гетерогенный катализ. Роль адсорбции. История гетерогенного катализа: теория активных комплексов Кобозева, мультиплетная теория Баландина, электронная теория Волькенштейна.

50. Адсорбция и хемосорбция. Теплота адсорбции.

51. Изотермы адсорбции и их описание уравнениями Ленгмюра и БЭТ. Вывод уравнения БЭТ.

52. Методы определения удельной поверхности по изотермам адсорбции азота. Физическая адсорбция газов на пористых твердых телах. Адсорбционные методы определения фрактальной размерности шероховатой поверхности. Распределения пор по размерам.

53. Теория столкновений (общий подход). Упругие и неупругие столкновения. Простая теория активных столкновений.

54. Уравнение Траутца-Льюиса, теорема Толмена-Фаулера-Гугенгейма. Молекулярные реакции.

55. Теории: Линдемана, Хиншельвульда, Райса-Рамспергера- Косселя, Слейтера, Райса- Рамспергера- Косселя–Маркуса (РРКМ).

56. Теория переходного состояния. Основные постулаты теории активированного комплекса (ТАК). Основное уравнение теории переходного состояния.

57. Трансмиссионный коэффициент. Температурная зависимость предэкспоненциального множителя. Поверхность потенциальной энергии для двух и трехатомной системы.

58. Основные принципы и подходы неравновесной термодинамики. Линейная неравновесная термодинамика.

59. Производство энтропии, обобщенные координаты. Движущиеся силы процесса.

60. Диффузия, внутреннее трение, теплопроводность. Соотношение де Донде, производство энтропии, билинейная форма по силам и потокам.

61. Электропроводность, основные представления и понятия.

62. Удельная и молярная электропроводность. Зависимость их от концентрации электролита. Абсолютная скорость движения ионов.

63. Законы Кольрауша.

64. Закон Стокса. Правило Вальдена – Писсаржевского.

65. Числа переноса и их измерение.

66. Термодинамика в электрохимии. Граница раздела фаз.

67. Строение двойного электрического слоя. Теоретические модели: Гельмгольца, Гуи-Чапмана, Штерна. Сравнение теоретических моделей и экспериментальных данных.

68. Электрокапиллярные явления.

69. Адсорбция ионов и поверхностно- активных веществ на электродах.

70. Изотермы адсорбции. Изотермы Генри, Ленгмюра, Фрумкина, Темкина.

71. Законы Фарадея. Выход по току. Изменение потенциалов электродов при прохождении тока при электролизе. Особенности электролиза водных растворов.

72. Диффузионная электрохимическая кинетика. Основы диффузионной электрохимической кинетики.

73. Основы полярографии – метода определения концентрации ионов в растворе. Перенапряжение концентраций (диффузия, миграция, конвекция).

74. Уравнение перенапряжения диффузии. Предельный ток диффузии.

75. Электрохимическая кинетика.

76. Перенапряжение реакции.

77. Уравнение Тафеля.

78. Кинетика выделения водорода при катодной поляризации. Стадийность в электрохимических процессах. Перенапряжение электрохимических стадий переноса заряда.

79. Типы топливных элементов.



80. Коррозия и защита металлов от коррозии. Виды коррозии металлов. Защитные покрытия. Комбинированные методы защиты.
Каталог: wp-content -> uploads -> 2014
2014 -> "Сапсан" Авиационное и радиоэлектронное оборудование планера
2014 -> Руководство по летной эксплуатации Планера л-13 «Бланик» содержание предисловие 3 подготовка к взлету 3
2014 -> Учебный курс. Конструкция и эксплуатация планера л-13 «Бланик» Тема №1 «Общая характеристика и основные данные планера» Общая характеристика и основные данные планеров
2014 -> Виктор гончаренко
2014 -> Авиационно-технический спортивный клуб "Сапсан" Эксплуатация серийных планеров


Поделитесь с Вашими друзьями:


База данных защищена авторским правом ©uverenniy.ru 2019
обратиться к администрации

    Главная страница