Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Ответы на экзамен по физколлоидной химии.docx
Скачиваний:
89
Добавлен:
04.10.2016
Размер:
217.91 Кб
Скачать

ТЕМА№1

1)Система- тело или совокупность тел, мысленно ограниченных от окружающей среды. Фаза- однородная часть системы, отделенная от других частей системы видимой границей раздела, при переходе через которую физ. и хим. свойства резко меняются.

Компонент- наименьшее число составных частей системы, с помощью которых можно выразить состав любой ее фазы.

2)Гомогенная система- не содержит видимых внутренних границ раздела (воздух). Гетерогенная система- содержит видимые внутренние границы раздела (SiO2+H2O). простая система- содержит молекулы одного вещества (S8).

Cложная система- состоит из молекул 2-х и более видов (водух).

Изолированная система- не обменивается с окр.средой ни веществом, ни энергией (термостат, калориметр.«бомба»).

Закрытая система- обменивается энергией, не обменивается веществом (АЭС, вулкан).

Открытая система- обменивается веществом и энергией (электростанция).

3)Правило фаз Гиббса: φ =k-Ф+2

φ -число переменных, описывающих состояние системы(степень свободы)

К-кол-во компонентов системы

Ф-число фаз системы.

Закон термодинамики многофазных многокомпонентных систем, согласно которому число фаз, существующих в равновесии, не превосходит числа независимых компонентов более чем на 2.

4) 1 начало термодинамики: кол-во тепловой энергии, подводимое к системе идет на изменение внутренней энергии системы и на совершение системой работы.

Q=∆E+A, Q-тепловая энергия, E- внутренняя энергия A-работа.

Следствия: Т=константа (изолированная), QТ=RTlnV2/V1

Изохорная V=const, QV=∆E

Изобарная P=const, QP=∆H

2 начало термодинамики: невозможен переход тепловой энергии от тела менее нагретого к телу более нагретому. ∆U=T*∆S-A, U- изменение внутренней энергии, T- температура, S-энтропия, A-работа. Самопроизвольно могут проходить процессы, в которых работа переходит в тепловую энергию, а сложные системы в простые (Клаузиус).

3 начало термодинамики: при стремлении температуры к абсолютному минимуму энтропия любого однородного тела стремится к 0. ∆G= ∆H-T∆S, S→0, ∆G→∆H, T→0.

5)Тепловой эффект реакции – кол-во выделенной или поглощенной теплоты при той или иной хим.р-ции при постоянной температуре.

Изотермический: T=const, Q=RTlnV2/V1

Изобарный: P=const, Q=∆H, Q=∆U+p∆V, H=U+pV

Изохорный: V= const, ∆V=0 A=p∆V=0, Q=∆H

6)Экзотермический процесс- реакции, идущие с выделением теплоты. CH4+2O2=CO2+2H2O+Q (874,92 кДж)

Эндотермический процесс- реакции, идущие с поглощением теплоты. CaCO3=(t®) CaO+ CO2-Q(179,08 кДж)

7)З. Лавуазье-Лапласа: кол-во теплоты, необходимое для разложения сложного вещества на более простые, равно кол-ву теплоты, выделенному при его образовании из простых веществ. 2As(к) + 3S(г) = As2S3(к), ΔH=-146 кДж.

З. Гесса: тепловой эффект хим.р-ции зависит только от начального и конечного состояния реагирующих вещ-в и не зависит от пути протекания реакции. Q=-∆H. ∆H=∑∆H®прод-∑∆H®реагентов

Следствие 1: если происходит 2 процесса, приводящих из разных начальных состояний к одинаковым конечным, то тепловой эффект перехода из одного начального состояния в другое равен разности тепловых эффектов двух процессов.

C(уг)+O2=CO2 + 402,2 кДж (Q1), C(гр)+O2=CO2+393.51 кДж (Q2), C(уг)→C(гр) (Q3), Q3=Q1-Q2

Следствие 2: если совершается 2 реакции, приводящие из одинаковых начальных состояний к различным конечным, то разница между тепловыми эффектами представляют тепловой эффект перехода из одного начального состояния в другое.

С+O2= CO2+402,2кДж Q1, C+1/2O2=CO+124,26кДж Q2, CO→CO2 Q3, Q3=Q1-Q2

8)То кол-во теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моль сложного вещ-ва из простых в-в, в термохимии называется теплотой образования данного вещ-ва.

9)методы определения тепловых эффектов реакций. Калориметрический: 1) определение постоянной калориметра(теплоемкость). K= Q1n1/∆T1. K-пост.калориметра, Q-тепловой эффект растворения вещ-ва стандарта, n- кол-во в-ва стандарта, T-изменение температуры в процессе растворения.

2) определение теплового эффекта р-рения испытуемого в-ва: Q2 = K*∆T2/ n2. K-пост.калориметра, Q-тепловой эффект растворения испытуемого вещ-ва, n- кол-во испытуемого в-ва, T-изменение температуры в процессе растворения.

Термографический метод: термостат+графопостроитель. T1-t3 – температура разложения компонентов смеси. С помощью термографического метода определяют компонентный состав почв, ГП, минералов и др. сложных объектов.

10(a)Энтропия – функция состояния, характеризующая хаотичность состояния системы. ∆S=Q/T SH2,O2≠0

б)Энтальпия- кол-во энергии, которая запасается в вещ-ве в форме энергии хим. связей. H(Дж/моль)=U(внутр.энергия)+pV

в)Свободная энергия – равняется той работе, которую может совершать система; та часть внутренней энергии, которая может быть превращена в работу. ∆G(Дж/моль)= ∆H-T∆S.

Изменение свободной энергии определяет начальное и конечное состояние системы и не ависит от характера поцесса.

г)Химический потенциал- максимальная работа, которую может совершить система при н.у. –F=A®max=G(Z) ∆G=∆U+pV-T∆S (p, T= const) ∆G=∆A-∆pV – для любого процесса.

11) Химический потенциал при необратимых процессах убывает. Следовательно, равновесное состояние системы при постоянных p и T соответствует минимуму изобарно-изотермического потенциала.

12)Изменение энтропии в процессе жизнедеятельности биосистемы:

А)В реакциях синтеза: S↓, A↑. 6CO2+6H2O= C6H12O6+6O2

Б)В реакциях разложения (дыхание в митохондриях): S↑, A↓.

В)В нормально функционирующих системах (р-ция ассимиляции и диссимиляции, уравновешивают друг друга) S=константа, A=константа.

Г)В отмирающих экосистемах преобладают реакции разложения и способность совершать работу: S↑, A↓.

Тема №2

1)Химическая кинетика – раздел физхимии, изучающий скорость и механизм хим.процессов, зависимость скорости от различных факторов-природы концентрации реагирующих веществ, давления, температуры, катализаторов.

2)Скорость химической р-ции – изменение концентрации реагирующих вещ-в в единицу времени. V=∆c/∆t.

3)Закон действующих масс (Гольдберг и Вааге): скорость взаимодействия 2-х хим.реагентов прямо пропорциональна их концентрациям в реакционной системе, а состояние хим.равновесия зависит от скоростей прямой и обратной реакций. Справедлив для идеальных газов и разбавленных растворов. Под действующими массами подразумевают молярные концентрации вещ-в А и В. При А→В v=kCA. K – константа скорости хим.р-ции. При mA+nB→pAB v=k[A]m[B]n.

4)Удельная скорость реакции-скорость реакции при концентрации реагирующих веществ равных единице. зависит от природы вещества, от температуры, присутствия посторонних примесей, pH среды, не зависит от концентрации. Физический смысл k: C = 1 моль /м3, то k = v реакции. Чем больше k, тем быстрее скорость реакции. К численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль на литр.

5)Молекулярность реакции — число частиц реагентов, которые, Согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия.

6)Мономолекулярная реакция: реакция распада изометана: ch3n2ch3 → C2H6 + N2.

Бимолекулярная реакция: реакция образования йодистого водорода: H2+Y2→2HY/ превращение йодистого нитрозила: NOJ + NOY→2no+Y2.

Тримолекулярная реакция: 2NO+O2→2NO2.

7)Порядок реакции - сумма показателей степеней, c которой концентрации реагентов входят в кинетическое уравнение реакции. Для элементарных реакций- целочисленная величина, совпадающая с молекулярностью реакции. Для сложных реакций порядки определяются экспериментально. N=n+m.v=k[A]n[B]m n,m-стехиометрические коэффициенты.

8)Реакции первого порядка: скорость химической реакции связана с концентрации реагирующих веществ: v=kC или Согласно уравнению: v= -dCА/dt=CА → -dC/dt=kC.

Если обозначить через C0 начальную концентрацию вещества до реакции, а через C0-x концентрацию вещества после реакции, где х- число молей вещ-ва, прореагировавших за время t, то:

Интегрируя получим:

Кинетическое уравнение р-ций 1 порядка: ,

Реакции второго порядка: реакции соединения типа А + B → C,А + B →C + D, реакции разложения и т.д.

При a=b:;

C0 – конц. в начале р-ции

C0-x – конц. в конце р-ции

t – время

x – число прореагировавших молей

кинетическое уравнение:

При ab:

9)Полупериод реакции( время полураспада)- время, за которое концентрация вещества уменьшается вдвое. Не зависит от концентрации исходного вещества.

10)Полупериод реакции для 1 порядка

Полупериод реакции для 2 порядка

11)Методы определения порядка реакций:

Метод подстановки в кинетическое уравнение реакции заключается в изучении зависимости концентрации вещества от времени, подсчета скоростей реакций, подстановки экспериментальных данных в кинетические уравнения различных порядков. Частный порядок реакции по данному веществу равен порядку того кинетического уравнения, для которого величина константы скорости остается постоянной во времени. Подставляя в уравнения значения концентрации реагента в разные моменты времени, вычисляем значения константы скорости первого порядка:

Второго порядка:

Метод избытка концентрации заключается в том, что реакция проводится в условиях, когда концентрация одного из реагентов много меньше концентрации другого, и скорость реакции зависит от концентрации только этого реагента. Порядок реакции по данному веществу определяется другими методами определения.

Метод полупериода или периода полупревращения. Заключается в определении периода полупревращения для нескольких начальных концентраций. Для реакций первого порядка время полупревращения не зависит от концентрации, для реакций второго порядка - обратно пропорционально концентрации. По характеру зависимости периода полупревращения от концентрации делают вывод о порядке реакции по данному веществу.

1 Порядка:

2 Порядка:

Графический метод заключается в построении графиков зависимости концентрации реагента от времени в различных координатах. Если построить графики зависимости на основании опытных данных, то лишь одна из них будет являться прямой. Если график, построенный по опытным данным, прямолинеен в координатах lnC=f(t), то частный порядок реакции равен единице.

1 Порядка:

  1. порядка:

12) а.Правило вант-гоффа: при изменении температуры системы на каждые 10 градусов, скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза. где v(T2) и v(T1) - скорости реакций, соответственно при температурах Т2 и T1 (T2> T1);

γ-температурный коэффициент скорости реакции.

б.Уравнение аррениуса: Константа скорости реакции при температуре прямо пропорциональна константе скорости при такой температуре, когда каждое столкновение молекул приводит к образованию продукта и находится в экспоненциальной зависимости от энергии активации, универсальной газовой постоянной и температуры. А-частота столкновений реагирующих молекул.

13)Температурный коэффициент-число, показывающее во сколько раз возрастает скорость данной реакции при увеличении температуры системы на 10 градусов.

14)Энергия активации-избыточная энергия активности молекулы по сравнению со средним значением энергии частиц системы, которую нужно сообщить молекулам, чтобы они при столкновении давали продукты реакции.

15)Способы определения энергии активации:

А)Математический

Б)Графический

16)Активированный комплекс-переходное состояние, перегруппировка атомов в решающий момент элементарного акта химической реакции.H2 + Y2 →2HY.

17)Уравнение больцмана: позволяет узнать количество активных молекул, которые при данной температуре дают продукт реакции. N= Noе-Ea/RT

18)Катализ-изменение скорости реакции, которое происходит в присутствии веществ,неизменяемых ни качественно, ни количественно.

19)Виды катализа:

А)положительный: скорость увеличивается.H2O2→(Mg)H2O + o2

Б)отрицательный: скорость уменьшается.H2O2→(CH=CCu)H2O + o2

В)если в ходе прямой реакции получают вещество, катализирующее эту реакцию, то говорят об автокатализе:ch3c=o-o-C2H5 + H2O→(H+)ch3cooh+C2H5OH

Г)Гомогенный катализ: наблюдают,если реагенты катализатор находятся в одном агрегатном состоянии.С увеличением концентрации катализатора увеличивается скорость реакции.

C12h22o11 (сахароза)+H2O→(H+)C6h12О6(фруктоза)+C6h12О6(Глюкоза).

Д)Гетерогенный: наблюдается,если катализатор и реагент находятся в разных агрегатных состояниях(реагент-жидкость,газ,катализатор-твердое вещество).Скорость реакции не зависит от концентрации катализатора,а зависит от площади его поверхности.

Ch3-ch2-ОН(газ)→(Al2O3(тв); 300®С)ch2=ch2(этилен)+H2O.

ферментативный-наблюдается при катализаторах белковой природы(ферментах). CO(NH2)2 мочевина+H2O→(уреаза)CO2+2NH3

20)Ингибиторы-вещества,которые не обладают каталитической активностью,но снижают активность катализатора.

21)Промоторы-вещества,не обладающие каталитической активностью,повышающие активность катализатора.

22)С увеличением концентрации катализатора в гомогенном катализе скорость реакции увеличивается

При гетерогенном катализе концентрация катализатора не влияет на скорость протекания реакции

23)Механизм гомогенного катализа: А + В = С.

1 стадия: A+kat→Akat; Eвзаимод. Ak <<E взаимод.A (активированный комплекс)

2 стадия: Ak+B→ABk

3 стадия: ABk→Ck; Ck=C+kat

Действие катализаторов связано с тем,что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к уменьшению энергии активации.

24)Стадии гетерогенного катализа:1 стадия: адсорбция А на катализаторе(изменение концентрации жидкостей или газов на границе раздела фаз). A+kat→A│kat

2 стадия: образование активированного комплекса: A│kat→Akat; Eвзаимод. Ak <<E взаимод.A

3 стадия: B+ Ak→BAk

4 стадия: получение продукта: BAk→C│k

5 стадия: выделение продукта(десорбция)от поверхности катализатора: C│k→C+kat