Семестр 5

№ раз- дела	Наименование разделов	Количество часов
		Всего	Аудиторная работа			Самостоятельная работа
			Л	ПЗ	ЛР
1	2	3	4	5	6	7
1	Основы химической термодинамики	162	30	16	80	36
2	Элементы статической термодинамики.	54	10	4	-	40
	Итого:	216	40	20	80	76
	Всего:

Семестр 6

№ раз- дела	Наименование разделов	Количество часов
		Всего	Аудиторная работа			Самостоятельная работа
			Л	ПЗ	ЛР
1	2	3	4	5	6	7
1	Термодинамика растворов	43	6	4	8	25
2	Фазовые равновесия	60	8	4	18	30
3	Элементы линейной термодинамики необратимых процессов	30	6	2	2	20
4	Электрохимия.	74	8	4	32	30
5	Химическая кинетика	72	8	4	30	30
	Итого:	279	36	18	90	135
	Всего:	495	76	38	170	211

4.4. Лекционные занятия

№	Тема	Час.
	Основы химической термодинамики. Термодинамические системы. Основные понятия и определения. Координаты и потенциалы термодинамических систем. Обобщенная работа. Уравнения состояния. Нулевой закон термодинамики (закон термического равновесия).	3
	Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия, энтальпия. Математические и физические свойства внутренней энергии, энтальпии, теплоты и работы.	3
	Приложение Iначала термодинамики к химическим и физико-химическим процессам. Закон Гесса и его следствия. Расчет тепловых эффектов химических реакций при стандартных условиях. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (Закон Кирхгоффа).	3
	Второй закон термодинамики и его формулировка. Уравнения второго начала термодинамики. Энтропия как функция состояния и методы ее вычисления. Неравенство Клаузиуса. Изменение энтропии в изолированных и адиабатических системах.	3
5	Фундаментальные уравнения Гиббса. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца. Условия равновесия и критерии самопроизвольного протекания процессов в изобарно-изотермических и изохорно-изотермических условиях. Уравнения Гиббса-Гельмгольца.	3
6	Учение о парциальных мольных величинах. Свойства парциальных мольных величин.	3
7	Химические потенциалы, их определение, вычисление и свойства уравнения Гиббса-Дюгема.	3
8	Химические равновесия. Закон действующих масс. Уравнение изотермы химической реакции.	3
9	Уравнение изобары и изохоры химической реакции. Расчет констант равновесия химических реакций.	3
10	Третий закон термодинамики. Принцип недостижимости абсолютного нуля. Теорема Планка. Расчет химических равновесий методом абсолютных энтропий.	3
11	Элементы статической термодинамики. Механическое описание молекулярной системы. Канонические уравнения Гамильтона. Микро- и макросостояния. Фазовые Г- и -пространства	2
12	Метод ансамблей Гиббса. Эргоидная гипотеза. Теорема Лиувилля. Принцип равной вероятности.	2
13	Вероятность заданного макроскопического состояния системы. Статическое определение системы. Ограничения второго начала термодинамики.	2
14	Канонический ансамбль. Модуль канонического распределения. Статический интеграл и статическая сумма.	2
15	Приложения статической термодинамики. Распределение молекул по энергиям. Расчет термодинамических функций методами статистической термодинамики. Вычисление констант химического равновесия.	2
16	Термодинамика растворов. Термодинамическая классификация растворов. Давление насыщенного пара жидких растворов. Закон Рауля. Отклонения от законов Рауля.	2
17	Растворимость. Уравнение Шредера. Эбулио- и криоскопия. Осмотические явления. Уравнение Вант-Гоффа.	2
18	Равновесие жидкость-пар. Законы Гиббса-Коновалова. Диаграммы состояния. Разделение веществ путем перегонки. Азеотропные смеси и их свойства.	2
19	Фазовые равновесия. Понятия фазы, компонента, степени свободы. Правило фаз и его вывод. Классификация гетерогенных систем.	2
20	Однокомпонентные системы. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса. Энантиотропные и монотропные фазовые переходы.	2
21	Диаграммы состояния двухкомпонентных систем. Типы диаграмм состояния. Правило фаз.	2
22	Диаграммы состояния трехкомпонентных систем. Треугольники Гиббса-Розебома.	2
23	Элементы линейной термодинамики необратимых процессов. Описание необратимых процессов в термодинамике. Потоки и силы.	2
24	Феноменологические процессы. Открытые и закрытые системы.	1
25	Производство энтропии. Теорема Пригожина. Потоки при взаимодействии нескольких сил. Соотношение взаимности Онзагера.	1
26	Термодиффузия, эффект Дюфура. Электрокинетические процессы, их термодинамический анализ.	1
27	Приложение термодинамики неравновесных процессов к мембранным процессам. Уравнения Кедем-Качальского.	1
28	Электрохимия. Особенности электрохимических реакций. Электрохимическая цепь и ее компоненты. Структура электрохимии, ее разделы, прикладные аспекты. Развитие представлений о строении растворов электролитов (модели Гротгуса, Фарадея, Аррениуса). Теория электролитической диссоциации, ее критический анализ.	1
29	Энергия кристаллической решетки и энергия сольватации.Ион-дипольное взаимодействие в растворах электролитов, модели Борна, причины устойчивости ионных систем.	1
30	Ион-ионное взаимодействие в растворах электролитов и его термодинамическое описание. Понятие средней ионной активности и среднего ионного коэффициента активности, их связь с индивидуальными характеристиками ионов.	1
31	Основные допущения теории Дебая-Хюккеля. Модель ионной атмосферы, потенциал ионной атмосферы. Схема вывода предельного закона Дебая-Хюккеля. Уравнения для коэффициента активности во втором и третьем приближении теории Дебая-Хюккеля. Методы экспериментального определения коэффициентов активности.	1
32	Подвижность ионов и закон Кольрауша. Числа переноса ионов и методы их определения. Особые случаи электропроводности электролитов. Зависимость подвижности ионов, чисел переноса, электропроводности от концентрации в рамках теории Дебая-Хюккеля-Онзагера. Электрофоретический и релаксационный эффекты. Опыты Вина и Дебая-Фалькенгагена.	1
33	Электрохимические цепи, электродные потенциалы, электродвижущая сила (ЭДС). Уравнение Нернста для электродных потенциалов и ЭДС.	1
34	Классификация электродов и электрохимических цепей. Концентрационные цепи с переносом и без переноса. Метод ЭДС для определения коэффициентов активности.	1
35	Метод ЭДС для определения термодинамических характеристик электрохимических реакций: изменения энтропии, энтальпии, свободной энергии, констант равновесия и нестойкости комплексных соединений и др.	1
36	Химическая кинетика. Основные понятия химической кинетики. Скорость реакции. Кинетические уравнения. Порядок и молекулярность реакции.	1
37	Кинетический закон действия масс, его применение. Зависимость константы скорости от температуры. Уравнение Аррениуса. Эффективная и истинная энергия активации.	1
38	Необратимые реакции первого и второго порядков. Определение константы скорости, порядка реакции, энергии активации из результатов кинетических экспериментов.	1
39	Обзор теоретических представлений в химической кинетике. Теория соударений и теория абсолютных скоростей реакций на примере бимолекулярной реакции.	1
40	Метод активного комплекса. Поверхность потенциальной энергии. Схема вывода уравнения для константы скорости. Термодинамический аспект теории. Свободная энергия, энтальпия, энтропия активации.	2
41	Общие принципы катализа. Примеры механизмов каталитических реакций.	2

4.5. Практические занятия

№	Тема	Час.
	Расчет теплоты и работы в различных процессах. Первый закон термодинамики; внутренняя энергия, энтальпия. Расчет тепловых эффектов химических реакций по теплотам образования и сгорания. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры.	4
	Второй закон термодинамики. Расчет изменения энтропии в различных процессах.	2
	Расчет изменения энергии Гельмгольца и энергии Гиббса в различных процессах.	2
	Контрольная работа № 1	2
5	Парциальные мольные величины и определение их из опытных данных для бинарных систем.	2
6	Закон Рауля. Закон Генри. Идеальные растворы. Неидеальные растворы. Коэффициенты активности и определение их из опытных данных. Криоскопический эффект. Осмотическое давление.	2
7	Правило фаз Гиббса. Уравнение Клапейрона. Уравнение Клапейрона – Клаузиуса. Диаграммы состояния одно и двухкомпонентных систем, их анализ.	2
8	Закон действия масс. Изотерма Вант-Гоффа. Расчет констант равновесия химических реакций с использованием таблиц стандартных значений термодинамических функций. Расчет выхода продуктов химических реакций. Зависимость константы равновесия химической реакции от температуры.	4
9	Контрольная работа № 2	2
10	Термодинамическое описание ион-ионного взаимодействия. Расчет среднего коэффициента активности в первом, втором и третьем приближении теории Дебая – Хюккеля.	2
11	Неравновесные явления в растворах электролитов. Диффузионный потенциал. Удельная и эквивалентная электропроводность.Числа переноса. Подвижности ионов и закон Кольрауша. Зависимость подвижностей и чисел переноса ионов от концентрации в рамках теории Дебая – Хюккеля – Онзагера.	4
12	Равновесные электрохимические цепи и их ЭДС. Формула Нернста и уравнение Гиббса – Гельмгольца. Определение коэффициентов активности и чисел переноса на основе измерения ЭДС.	4
13	Контрольная работа № 3	2
14	Формальная кинетика необратимых реакций первого, второго и третьего порядков.	2
15	Методы определения порядка и константы скорости реакции. Зависимость константы скорости от температуры. Уравнение Аррениуса.	2
16	Формальная кинетика химических сложных (обратимых, параллельных, последовательных) реакций.	2
17	Контрольная работа № 4	2

4.6. Лабораторные работы

№	Тема	Час.
	Термодинамика и термохимия. Определение тепловых эффектов химических реакций растворения соли.	8
	Определение тепловых эффектов химических реакций реакции нейтрализации.	8
	Исследование свойств растворов методом криоскопии.	8
	Определение относительной молекулярной массы вещества в газообразном состоянии.	6
	Химическое равновесие. Изучение химического равновесия в гомогеной системе.	8
	Изучение равновесия гомогеной реакции в растворе.	8
	Определение константы ионообменного равновесия.	6
	Фазовое равновесие. Изучение равновесия жидкость – пар в двухкомпонентой системе.	8
	Изучение взаимной растворимости жидкостей в двухкомпонентной системе.	8
	Изучение равновесия в трехкомпонентной системе.	6
	. Растворы электролитов. Определение константы диссоциации индикатора.	6
	Исследование растворов сильных и слабых электролитов кондуктометрическим методом.	6
	Определение растворимости и произведения растворимости труднорастворимой соли по удельной электропроводности.	8
	Кондуктометрическое титрование.	6
	Измерение чисел переноса ионов в растворе методом Гитторфа.	6
	Определение коэффициента диффузии в системе H2O – NaCl.	6
	Электродвижущие силы. Определение потенциалов отдельных электродов, ЭДС гальванических цепей.	6
	Измерение температурного коэффициента ЭДС гальванического элемента и расчет термодинамических величин.	6
	Определение коэффициента активности соляной кислоты .	6
	Потенциометрическое определение рН растворов.	6
	Химическая кинетика. Определение константы скорости инверсии сахарозы.	8
	Исследование кинетики растворения малорастворимых веществ.	8
	Определение порядка реакции окисления иодид-ионов ионами трехвалентного железа.	6
	Определение порядка реакции по иодид-ионам	6
	Измерение температурного коэффициента ЭДС гальванического элемента и расчет термодинамических величин	6

5. Образовательные технологии

Семестр	Вид занятия (Л, ПР, ЛР)	Используемые интерактивные образовательные технологии	Количество часов
5	Л	Мультимейный комплекс в составе проектора, ноутбука и экрана	80
	ПР	ПК	20
	ЛР	ПК	80
6	Л	Мультимейный комплекс в составе проектора, ноутбука и экрана	36
	ПР	ПК	18
	ЛР	ПК	90
Итого:284

6. Оценочные средства для текущего контроля успеваемости и промежуточной аттестации

Контрольная работа

ВАРИАНТ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ № 1

по курсу «Физическая химия»

по теме «I, II, III начала термодинамики»

1.  Вывести, пользуясь справочными данными, наиболее точное уравнение для зависимости от температуры для газообразного сероуглерода CS_{2 (газ)}. Какое количество тепла необходимо для превращения 10 кг жидкого сероуглерода, взятого при температуре 15С, в газообразный при температуре 1273С?

2.  Найти изменение энтропии в процессе конденсации 1 моль переохлажденного водяного пара при давлении 1 атм. и температуре 25С, если давление паров воды при 298 K равно 0,03229 атм., теплота испарения воды равна 538,9 ккал/кг, теплоемкость при постоянном давлении парообразной воды равна 8,025 кал/моль, а жидкой 18,02 кал/моль.

3.  Вычислить A,Q,H,U,G,F,Sдля изотермического сжатия 1 моль идеального газа от давления 0,5 атм. до давления 1 атм. при 500С.

ВАРИАНТ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ № 2

по курсу «Физическая химия»

по теме «Химическое равновесие. Равновесие в гетерогенных системах. Растворы»

1. Определить температуру разложения известняка при давлении 1,01310⁵Па, если давление диссоциации при 900С равно 1,32210⁵Па, а тепловой эффект реакции при постоянном давлении равен 165,0 кДж/моль.

2. Определите парциальные молярные теплоёмкости HNO₃и H₂O в 0,5mрастворе. Удельные теплоёмкости растворов азотной кислоты приведены ниже:

CHNO3, %	0	1	2,5	5	10	15	20	25
Удельная теплоёмкость, Дж/(гК)	4,18	4,117	4,034	3,908	3,712	3,545	3,373	3,219

3. Зависимость давления пара водорода от температуры между 1 атм и Р_критможно выразить уравнением

Р= – 56,605 /Т+ 3,8015 – 0,10458Т+ 0,00332177Т ²+ 0,0432197Т ³

При Т= 27,47 КH_исп= 375,3466 кДж/кг,d_п= 0,00613 кг/дм³,d_ж= 0,06050 кг/дм³. Согласуются ли эти данные друг с другом?

ВАРИАНТ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ № 3

по курсу «Физическая химия»

по теме Электрохимия

1. Поясните, что называют «ионной атмосферой». В каких случаях, это понятие используется в физической химии? Приведите не менее трех уравнений, которые выводятся, и эффекты, которые объясняются существованием ионной атмосферы.

2. Определите ионную силу и коэффициент активности иона кальция в растворе, содержащем 1,62 г Ca(HCO₃)₂в 250 г воды.

3. Рассчитать рН буферного раствора, приготовленного смешиванием 20 мл 0,2 М раствора Na₂HPO₄и 50 мл 0,5 М раствора NaH₂PO₄.

4. Удельная электропроводность 0,135 моль/л раствора пропионовой кислоты равна 4,810^–2См/м. Рассчитать молярную электропроводность пропионовой кислоты, константу диссоциации кислоты и рН раствора.

5. ЭДС элемента Pt | H₂| HBr | AgBr | Ag в широком интервале температур описывается уравнением:

Е(В) = 0,07131 – 4,9910^–4(Т – 298) – 3,4510^–6(Т – 298)².

Рассчитать G^о,H^о,S^ореакции в элементе при 25^оС.

ВАРИАНТ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ № 4

по курсу «Физическая химия»

по теме Химическая кинетика 

1. Изучалась реакция между пропионовым альдегидом и синильной кислотой в водном растворе при 25 ^оС. В одном из опытов в различные моменты времени были получены следующие концентрации:

Время, мин	2.78	5.33	8.17	15.23	19.80	
[HCN], моль/л	0.0990	0.0906	0.0830	0.0706	0.0653	0.0424
[C3H7CHO], моль/л	0.0566	0.0482	0.0406	0.0282	0.0229	0.000

Каков порядок реакции и чему равно значение константы скорости k?

2. Константы скорости для реакции второго порядка атомов кислорода с бензолом равны 1.4410⁷при 300.3 К, 3.0310⁷при 341.2 К и 6.910⁷при 392.2 К. Найдите предэкспоненциальный множитель и энергию активации.

3. Реакция разложения перекиси бензоила протекает как реакция первого порядка. Период полупревращения перекиси бензоила в данных условиях равен 4,9 мин. Определить время разложения 83,0% перекиси бензоила.

2. Примеры вариантов контрольных тестов

ТЕСТ

по теме "Основные понятия и законы термодинамики. Первое начало термодинамики. Термохимия"

1. Какие величины обладают свойствами функций состояния?

а) A, Q, U, H; б) Q, U; в) A, U, H; г) U, H.

2. Работа, совершаемая системой, равна:

а) ;	в) ;
б) ;	г) .

3. Укажите правильную формулировку нулевого начала термодинамики:

а) если каждая из систем A и B находится в тепловом равновесии с системой С, то системы A и B не всегда находятся в тепловом равновесии друг с другом.

б) если каждая из систем A и B находится в тепловом равновесии с системой С, то системы A и B находятся в тепловом равновесии друг с другом;

в) если каждая из систем A и B находится в тепловом контакте с системой С, то системы A и B не обязательно находятся в тепловом равновесии друг с другом;

г) если каждая из систем A и B находится в тепловом контакте с системой С, то системы A и B находятся в тепловом равновесии друг с другом;

4. Укажите правильное уравнение для расчета теплового эффекта химической реакции:

C₆H₅OH_(г)+ 7O_2(г)^(;(6CO_2(г)+ 3H₂O_(г)

а) ;	в)
б) ;	г)

5.

На рисунке приведена зависимость теплового эффекта некоторой химической реакции от температуры. Укажите правильный знак изменения теплоемкости в процессе протекания данной реакции

а) C_p > 0; б)C_p < 0; в)C_p = 0;

г) при увеличении температуры вначале C_p > 0, затемC_p < 0.

ТЕСТ

по теме "Второе и третье начала термодинамики. Термодинамические потенциалы."

1. Соотношение между изменением энтропии термодинамической системы и теплотой необратимого процесса имеет вид

а) ; б); в); г).

2.

Какому процессу, протекающему в изолированной системе, соответствует график изменения энтропии, показанный на рисунке? а) самопроизвольному; б) несамопроизвольному; в) состоянию равновесия; г) для ответа не хватает данных.

3. Каково соотношение между энергией Гиббса Gи энергией ГельмгольцаFдля любой термодинамической системы?

а) G=F-pV; б)G=F+pV; в)G=F-TS; г)G=F+TS.

4. Как зависит от объема системы энергия Гельмгольца?

а) dF =pdV; б)dF =Vdp; в)dF = –Vdp; г)dF= –pdV.

5. Укажите правильное утверждение:

а) для любого вещества можно рассчитать абсолютное значение энтропии;

б) для любого вещества можно рассчитать абсолютное значение энтальпии;

в) в процессе плавления кристаллов серы ее энтропия уменьшается;

г) энтропия не является функцией состояния.

ТЕСТ

по теме "Химическое равновесие"

1. Для какой реакции константа равновесия, выраженная через концентрации (K_с), будет иметь размерность концентрации?

а) Zn_(т)+ Br_2(ж)= ZnBr_2(т); в) S_(т)+ O_2(г)= SO_2(г);

б) NH_3(г)+ HCl_(г)= NH₄Cl_(т); г) 2H₂O_2(ж)= 2H₂O_(ж)+ O_2(г).

2. Студент записал уравнение изотермы химической реакции

;

не вполне точно, так как не указал в тех местах, где стоят символы * и **, какие именно концентрации должны использоваться в расчете: концентрации в состоянии равновесия или концентрации в начальный момент времени. Правильной эта запись станет, если вместо символов * и ** вставить соответственно:

а) нач. и равн.; б) нач. и нач.; в) равн. и равн.; г) равн. и нач.

3.

В некотором диапазоне температур стандартный тепловой эффект некоторой химической реакции при постоянном объеме отрицателен U^0<0 и практически не зависит от температуры. Какая линия на рисунке правильно передает зависимость константы равновесияKсэтой реакции от температуры?

4. Расчет по уравнению изотермы некоторой химической реакции при начальных значениях концентраций исходных веществ и продуктов реакции при постоянных температуре и объеме показал, что F < 0. Какой процесс будет в этом случае самопроизвольным?

а) для ответа необходимы дополнительные данные;

б) никакие процессы протекать не будут, так как реакция уже находится в состоянии равновесия;

в) протекание реакции в обратном направлении;

г) протекание реакции в прямом направлении.

5.

В каком случае равновесие в реакции разложения салициловой кислоты сместится в сторону исходного вещества?

Все вещества, кроме диоксида углерода и воды твердые; CO₂газообразный; H₂O жидкая. Тепловой эффект реакции равенH⁰₂₉₈=14,63 кДж.

а) при понижении температуры;

б) при повышении температуры;

в) температура не влияет на состояние равновесия;

г) для ответа не хватает данных.

ТЕСТ

по теме "Фазовые равновесия"

1. Используя уравнение Гиббса С= К– Ф+ n, рассчитайте число степеней свободы в точке ”A” (рисунок) а) 0; б) 1; в) 2; г) 3.

2. Уравнение Клапейрона

а) позволяет рассчитать по экспериментальным данным теплоту плавления;

б) показывает, что давление, при котором происходит фазовый переход, всегда растет с ростом температуры;

в) позволяет рассчитать по соответствующим экспериментальным данным теплоту возгонки;

г) применимо для состояния равновесия “жидкость-пар”.

(... укажите неправильное утверждение)

3. Назовите фазы, которые находятся в полях диаграммы, помеченных цифрами 1, 2, 3 а) 1-пар, 2-жидкость, 3-жидкость и пар; б) 1-жидкость и пар, 2-пар, 3-жидкость; в) 1-жидкость, 2-пар, 3-жидкость и пар; г) 1-жидкость, 2-жидкость и пар, 3-пар.

4. Перегонка с водяным паром

а) применяется в том случае, когда нужно очистить органическое соединение неограниченно смешивающееся с водой;

б) применяется в том случае, когда органическое соединение легко разлагается при температуре кипения и, кроме того, практически не растворяется в воде;

в) протекает таким образом, что чем больше давление пара органической жидкости, тем меньше ее содержание в паре и конденсате;

г) протекает при температуре выше 100С, если давление равно 101,3 кПа.

5. Экстракция органического соединения из водного раствора в первом случае проводится однократно объемом эфира, равным 100 мл, а во втором случае - дважды объемами по 50 мл. В каком случае остаточная концентрация в водном растворе будет ниже?

а) в первом;

б) во втором;

в) будет одинакова в обоих случаях;

г) ответ дать нельзя: все зависит от природы органического соединения.

ТЕСТ

по теме "Термодинамика разбавленных растворов."

1. Идеальным считается раствор, в котором:

а) силы притяжения между частицами равны силам отталкивания;

б) образуется малодиссоциирующее вещество;

в) все компоненты – слабые электролиты;

г) все компоненты не взаимодействуют друг с другом.

2. Давление пара растворителя над раствором нелетучего вещества:

а) всегда выше, чем над чистым растворителем;

б) всегда ниже, чем над чистым растворителем;

в) такое же, как и над чистым растворителем;

г) зависит от природы растворителя.

3. Коллигативные свойства растворов:

а) зависят от природы частиц растворенного вещества;

б) не зависят от природы частиц растворенного вещества;

в) не зависят от концентрации;

г) не зависят от влажности воздуха.

Выберите неверное утверждение.

4. Закон Рауля справедлив только для:

а) идеальных разбавленных растворов;

б) идеальных концентрированных растворов;

в) идеальных и реальных разбавленных растворов;

г) концентрированных растворов сильных электролитов.

5. Осмотическое давление растворов электролитов рассчитывается по формуле:

а)  = icRT, где i – изотонический коэффициент;

б)  = cRT;

в)  =  cRT, где  – степень диссоциации;

г)  = K_дcRT, где K_д – константа диссоциации.

ТЕСТ

по теме "Термодинамика растворов электролитов. Буферные системы."

1. Степень диссоциации – это:

а) отношение числа продиссоциировавших молекул к исходному числу растворенных молекул;

б) отношение исходного числа растворенных молекул к числу продиссоциировавших молекул;

в) сумма чисел продиссоциировавших и растворенных молекул;

г) разность чисел растворенных и продиссоциировавших молекул.

2. Чем больше константа диссоциации слабого электролита, тем:

а) он сильнее диссоциирован

б) он слабее диссоциирован

в) он лучше растворим в воде

г) хуже он проводит электрический ток

3. Изотонический коэффициент i:

а) больше 1 для электролитов

б) больше 1 для неэлектролитов

в) равен 0 для электролитов

г) меньше 1 для электролитов

4. Связь коэффициента активности (), концентрации (с) и активности (а) и ионной силы (I) имеет вид:

а) lg  = –0,508 I^–1/2; б) a = с; в) ; г )

5. Буферная емкость системы может быть нарушена:

а) добавлением сильного электролита (кислоты или основания);

б) добавлением слабого электролита (кислоты или основания);

в) добавлением соли;

г) ничем не нарушается.

6. Выберите неверное утверждение. Ионная сила раствора тем больше, чем больше:

а) концентрация электролитов

б) заряды ионов, образующих раствор

в) число ионов, образующих раствор

г) концентрация растворителя

7. Ионная атмосфера образуется:

а) вокруг каждого иона в кристалле

б) вокруг каждого иона в растворе

в) вокруг электролитов и неэлектролитов

г) вокруг растворенного вещества и растворителя

ТЕСТ

по теме "Электропроводность растворов. Электродные потенциалы"

1. При разбавлении концентрированного раствора сильного электролита его электропроводность:

а) падает

б) увеличивается

в) не изменяется

г) растет, а потом падает

2. Число переноса катиона – это:

а) число Фарадея

б) заряд катиона

в) доля электричества, переносимая катионами

г) доля электричества, переносимая анионами

3. Гальванический элемент – это устройство, преобразующее:

а) химическую энергию в электрическую

б) электрическую энергию в химическую

в) электрическую энергию электродов

г) энергию электродов в энергию раствора

4. Потенциал нормального водородного электрода условно равен:

а) нулю

б) единице

в) бесконечности

г) может быть любым

5. К электродам сравнения относятся:

а) стеклянный, хлорсеребряный

б) хингидронный, стеклянный

в) хлорсеребряный, каломельный

г) хингидронный, каломельный

ТЕСТ

по теме "Химическая кинетика: основные понятия; формальная кинетика; зависимость скорости реакции от температуры"

1. Химическая кинетика – это:

а) учение о тепловых эффектах реакций;

б) учение о скоростях реакций;

в) учение о катализе и катализаторах;

г) учение об энергетике химических процессов.

2. Скорость химической реакции – это:

а) изменение объема в единицу времени

б) изменение массы вещества в единицу времени

в) изменение концентрации вещества в единицу времени

г) изменение числа фаз системы в единицу времени

3. Закон Гульдберга и Вааге для реакции аА + bB  cC имеет вид

а) б)в)г)

4. Выберите неверное утверждение. Порядок реакции – это величина:

а) всегда положительная и целая;

б) определяемая только экспериментально;

в) не всегда совпадающая с молекулярностью;

г) положительная, отрицательная, дробная или нулевая в зависимости от

механизма реакции.

5. Выберите неверное утверждение. Молекулярность – это:

а) число веществ-участников реакции;

б) число молекул, сталкивающихся одновременно с образованием новых соедине-

ний;

в) сумма коэффициентов в уравнении реакции;

г) величина, принимающая значение от 1 до бесконечности.

6. При увеличени температуры на каждые 10С скорость реакции:

а) увеличивается в 2–4 раза

б) уменьшается в 2–4 раза

в) возратает в 10 раз

г) не изменяется

7. Энергии активации – это:

а) тепловой эффект реакции;

б) энергия Гиббса;

в) избыточная энергия, которую должны иметь молекулы для начала реакции;

г) внутренняя энергия реагентов.

Вопросы к курсовым экзаменам

Термодинамика

1. Основные понятия и определения. Термодинамическая система. Изолированная, открытая и закрытая системы.

2. Процесс и состояние. Функция состояния. Уравнение состояния. Интенсивные и экстенсивные свойства.

3. Работа в равновесных и неравновесных процессах.

4. Энтальпия и внутренняя энергия.

5. Первое начало термодинамики. Свойства полного дифференциала и функции состояния.

6. Закон Гесса.

7. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа, его вывод.

8. Второе начало термодинамики. Обобщенное уравнение первого и второго начала термодинамики.

9. Энтропия и ее вычисление для равновесных процессов.

10. Энтропия смешения идеальных газов.

11. Статистический смысл энтропии. Уравнение Больцмана.

12. Третье начало термодинамики. Постулат Планка. Тепловая теорема Нернста.

13. Характеристические функции.

14. Уравнение Гиббса – Дюгема.

15. Уравнение Гиббса – Гельмгольца.

16. Уравнения Максвелла.

17. Химический потенциал.

Химическая термодинамика

18. Химическая переменная. Уравнение изотермы Вант-Гоффа.

19. Закон действующих масс. Различные виды констант равновесия и связь между ними.

20. Изменение энергии Гиббса и энергии Гельмгольца в химической реакции.

21. Расчеты констант равновесия химических реакций по термодинамическим данным.

22. Расчет констант равновесия химических реакций. Метод Темкина – Шварцмана.

1. Расчет констант равновесия химических реакций. Использование уравнений изобары и изохоры.

Фазовые равновесия

2. Зависимость константы химической реакции от температуры. Уравнение изобары (изохоры) химической реакции его вывод.

3. Основные понятия: фаза, компонент, степени свободы. Условие межфазного равновесия.

4. Правило фаз Гиббса и его вывод. Классификация гетерогенных систем.

5. Фазовые диаграммы однокомпонентных систем (вода, сера, фосфор).

6. Уравнение Клапейрона, уравнение Клаузиуса – Клайперона, их вывод.

7. Фазовая диаграмма состояния двухкомпонентной системы с эвтектикой.

8. Фазовые диаграммы двухкомпонентной системы с неограниченной растворимостью компонентов в жидком и твердом состоянии.

9. Фазовые диаграммы двухкомпонентных систем с ограниченной растворимостью компонентов в твердом состоянии.

10. Фазовая диаграмма двухкомпонентной системы с конгруэнтной точкой плавления.

11. Фазовая диаграмма двухкомпонентной системы с инконгруэнтной точкой плавления.

12. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем с ограниченной растворимостью в жидкой фазе.

13. Диаграммы состояния трехкомпонентных систем. Треугольники Гиббса и Розебома. Эвтектика в трехкомпонентной системе.