ПЕРЕЧЕНЬ ТЕОРЕТИЧЕСКИХ ВОПРОСОВ

1. Предмет физической химии и ее значение. Основные разделы. Роль выдающихся ученых в развитии физической химии. Прикладное значение физической и коллоидной химии

2. Агрегатные состояния вещества, их различия с точки зрения кинетической энергии частиц. Плазменное состояние вещества

3. Газообразное состояние вещества. Модель идеального газа. Газовые законы. Уравнение Клапейрона - Менделеева. Универсальная газовая постоянная, её физический смысл.

4. Газовые законы. Их графическое выражение. Объединенный газовый закон.

5. Реальные газы. Причины отклонения в поведении реальных газов от законов иде­альных газов. Уравнение состояния реаль­ного газа Ван-дер-Ваальса.

6. Критическое состояние и критические параметры вещества. Газовые смеси. Со­став смеси по массовым, объемным и мо­лярным долям. Парциальное давление. За­кон Дальтона.

7. Жидкое состояние вещества (общая ха­рактеристика, современные представления), Поверхностное натяжение, его зависимость от температуры. Вязкость жидко­стей и газов. Испарение и кипе­ние жидкостей.

8. Твердое состояние вещества. Кристалли­ческое и аморфное состояние. Основные типы кристаллических решеток

9. Предмет термодинамики и его значение для изучения химических процессов. Основные термодинамические понятия: система, процесс, функция состояния.

10. Первое начало термодинамики и его математическое выражение. Значение первого начала термодинамики. Термохимия.

11. Теплоемкость веществ. Молярная, удельная и объемная теплоемкость. Зависимость теплоемкости от температуры и давления. Связь между различными видами теплоемкости.

12. Работа расширения газа при изобарическом, изохорическом, изотермическом и адиабатическом процессах.

13. Тепловые эффекты химических превращений. Факторы, влияющие на тепловой эффект. Закон Кирхгофа. Связь между тепловыми эффектами при постоянном давлении и постоянном объеме.

14. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Стандартная энтальпия образования вещества. Теплота горения, растворения, нейтрализации, изменения агрегатного состояния вещества. Значение термохимических расчетов.

15. Второе начало термодинамики. Его значение и формулировки. Математическое выражение. Энтропия как характеристическая функция состояния системы.

16. Энергия Гиббса. Направление химических процессов. Расчет изменения энергии Гиббса по справочным данным.

17. Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия. Различные способы выражения констант равновесия. Связь между ними.

18. Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия. Связь между К_р и К_с. Максимальная работа обратимого процесса.

19. Термодинамические потенциалы. Уравнения изохоры и изобары реакции (вывод уравнений).

20. Факторы, влияющие на положение равновесия. Связь константы равновесия с энергией Гиббса. Принцип Ле Шателье, его практическое применение.

21. Гомогенные и гетерогенные системы. Понятие о фазе, компоненте, числе степеней свободы. Правило фаз Гиббса.

22. Правило фаз Гиббса. Фазовые диаграммы однокомпонентных систем. Анализ диаграммы состояния воды.

23. Растворение как физико-химический процесс. Факторы, влияющие на процесс растворения. Растворы идеальные, реальные, предельно разбавленные.

24. Растворение как физико-химический процесс. Гидратная теория растворов Д.И.Менделеева. Виды растворов

25. Явление осмоса. Осмотическое давление в растворах электролитов и неэлектролитов.

26. Применение модели идеальных растворов к разбавленным растворам. Закон Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации.

27. Давление пара над разбавленными растворами. Первый закон Рауля. Температура замерзания и кипения растворов.

28. Давление пара над разбавленными растворами. Второй закон Рауля. Эбулиоскопия и криоскопия. Их применение для определения молярной массы вещества.

29. Давление пара над смесью неограниченно растворимых жидкостей. Законы Коновалова. Азеотропные смеси. Сущность процессов перегонки и ректификации. Значение этих процессов в нефтепереработке.

30. Равновесие в системе жидкость – жидкость. Распределение веществ между двумя несмешивающимися жидкостями. Закон распределения. Экстракция.

31. Растворы газов в жидкостях. Закон Генри. Закон Генри – Дальтона. Их применение.

32. Задачи электрохимии. Проводники первого и второго рода. Полупроводники. Удельная и эквивалентная электропроводность.

33. Электропроводность: удельная и эквивалентная. Закон Кольрауша. Связь между степенью диссоциации и эквивалентной электропроводностью. Закон разбавления Оствальда.

34. Понятие об электродном потенциале. Уравнение Нернста для равновесных электродных потенциалов. Стандартные электродные потенциалы.

35. Гальванические элементы. Элементы Якоби-Даниэля, Вестона; концентрационные элементы.

36. Гальванический элемент. ЭДС гальванического элемента, её измерение. Процессы, происходящие при работе элемента.

37. Электролиз растворов и расплавов электролитов. Законы Фарадея.

38. Электрохимическая коррозия металлов. Способы защиты от нее.

39. Потенциометрия. Потенциометрическое определение среды раствора. Потенциометрическое титрование.

40. Основные понятия химической кинетики: скорость реакции, константа скорости реакции, температурный коэффициент, катализ.

41. Понятие о скорости химической реакции. Факторы, от которых она зависит. Закон действия масс. Константа скорости реакции, ее физический смысл.

42. Зависимость скорости химических реакций от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса, его использование для определения констант скоростей реакций и энергии активации.

43. Цепные реакции, их особенности и механизм. Фотохимические и радиационно – химические процессы. Понятие о порядке реакции. Полупериод реакции.

44. Адсорбция. Особенности адсорбции на поверхности твердого тела, ее зависимость от различных факторов. Изотерма адсорбции Ленгмюра.

45. Катализ. Физико-химическая сущность процесса катализа. Значение катализа.

46. Гомогенный и гетерогенный катализ. Особенности каталитических процессов. Применение каталитических процессов в химической технологии.

47. Предмет коллоидной химии. Дисперсные системы. Классификация дисперсных систем. Мера дисперсности.

48. Классификация дисперсных систем. Методы получения и очистки дисперсных систем.

49. Молекулярно-кинетические свойства коллоидных систем: броуновское движение, диффузия, осмотическое давление, агрегативная и седиментационная устойчивость.

50. Оптические свойства коллоидных систем. Явление светорассеяния. Эффект Тиндаля - Фарадея. Опалесценция, окраска. Практическое использование явления светорассеяния.

51. Гидрофобные золи. Строение коллоидной частицы. Условная форма записи. Механизм возникновения заряда коллоидной частицы.

52. Понятие об электрокинетическом потенциале. Влияние электролитов на величину электрокинетического потенциала. Значение электрокинетического потенциала.

53. Термодинамический и электрокинетический потенциалы. Изоэлектрическое состояние.

54. Электрокинетические явления в золях. Электрофорез и электроосмос.

55. Коагуляция. Коагулирующее действие различных факторов. Правило Шульце – Гарди. Порог коагуляции

56. Эмульсии, их классификация, свойства, получение, значение. Эмульгаторы.

57. Суспензии, их получение, свойства, значение.

58. Пены, их получение, свойства, применение. Пенообразователи и пеногасители.

59. Аэрозоли, их классификация, свойства, применение. Разрушение аэрозолей.

60. Состав, получение, классификация полимеров. Первичная структура, гибкость и эластичность цепей макромолекул. Фазовые и агрегатные состояния полимеров.

61. Механические свойства полимеров: упругость, деформация, вязкость, прочность, пластичность. Взаимодействие полимеров с растворителями. Набухание, растворение полимеров.

62. Растворы высокомолекулярных соединений. Их классификация. Свойства разбавленных растворов. Применение полимеров.

ПЕРЕЧЕНЬ ЗАДАЧ

1. Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух электродов:

Ti | Ti²⁺ (0,01 моль/л) || Ni²⁺ (1 моль/л) | Ni. (1,439 В)

1. Какое вещество и в каком количестве выделится на катоде при электролизе раствора Hg(NO₃)₂ (анод графитовый) в течение 10 минут при силе тока 8А? (5 г ртути)
2. Рассчитайте D H ^o₂₉₈ химической реакции Na₂O(т) + H₂O(ж) ® 2NaOH(т)
   по значениям стандартных теплот образования веществ. Стандартные энтальпии образования Na₂O(т), H₂O(ж) и NaOH(т) при 298К равны соответственно –416, –286 и –427,8 кДж/моль. Укажите тип реакции (экзо- или эндотермическая). Ответ: –153,6 кДж.
3. Рассчитайте величину D S ^o₂₉₈для процесса
   Na₂O(т) + H₂O(ж) ® 2NaOH(т), используя значения стандартных энтропий веществ: S ^o(NaOH,т) = 64,16 Дж/(моль×К), S ^o(Na₂O,т) = 75,5 Дж/(моль×К), S ^o(H₂O,ж) = 70 Дж/(моль×К)

Ответ: –17,18 Дж/К.

1. Определите, возможно ли при 95 ^oС самопроизвольное протекание процесса Na₂O(т) + H₂O(ж) ® 2NaOH(т). Ответ обоснуйте, рассчитав величину изменения энергии Гиббса приданной температуре. Ответ: –147,3 кДж; возможно.
2. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции N₂(г)+3Н₂(г) 2NH₃(г), если давление в системе увеличить в 2 раза? Ответ: скорость реакции увеличится в 32 раза.
3. В реакции С(т)+2H₂(г) CH₄(г) концентрацию водорода уменьшили в 3 раза. Как изменится скорость реакции? Ответ: скорость реакции уменьшится в 9 раз.
4. Определите константу равновесия реакции
   NOCl₂(г)+NO(г) 2NOCl(г), если при некоторой температуре равновесные концентрации веществ составляют [NOCl₂]=0,05; [NO]=0,55; [NOCl]=0,08 моль/л. Ответ: 0,233.
5. Какие процессы происходят у электродов медного концентрационного гальванического элемента, если у одного из электродов С(Сu²⁺)= 0,1 моль/л, а у другого С(Сu²⁺)= 10^-4 моль/л? В каком направлении движутся электроны по внешней цепи? Ответ дайте исходя из величины ЭДС.
6. Рассчитайте ЭДС элемента, в котором при 298 К установилось равновесие:

Cd + Cu²⁺ = Cd²⁺ + Cu. [Сu²⁺] = 10^-3моль/л [Cd²⁺] = 10^-2 моль/л. Напишите электронные уравнения электродных процессов.

1. При пропускании тока силой 2 А в течении 1 часа 14 минут 24 секунд через водяной раствор хлорида металла (2) на одном из графитовых электродов выделился металл массой 2,94г. Чему равна атомная масса металла, если выход по току 100% и что это за металл. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах.
2. Рассчитать давление, оказываемое одним молем оксида углерода (4) в объеме 0,4 л при температуре 24 ⁰С, используя закон идеального газа. (6170,18 кПа)
3. При сжатии газа его объем уменьшился с 8 л до 5 л, а давление повысилось на 60 кПа. Найдите первоначальное давление p. (p = 10⁵ Па)
4. Напишите формулу мицеллы, полученную сливанием равных объемов электролитов указанной концентрации 0,01 н КСl и 0,001 н AgNO3. Привести названия всех слоев мицеллы. Укажите место возникновения - потенциала.

15. Найдите энтальпию и энтропию реакции по величинам энтальпий образования и энтропий исходных веществ и конечных продуктов (см. приложение): Fe₂O₃ + 3CO = 2 Fe + 3 CO₂

1. Определите, как влияет изменение давления на положение равновесия реакции. Составьте выражение для константы равновесия и вычислите ее значение. Равновесные концентрации (моль/л) реагирующих веществ приведены под соответствующими формулами в уравнении реакции. Какова связь между константой равновесия и изобарно-изотермическим потенциалом?

2SO₂ + O₂ → 2SO₃

0,1 0,05 0,9

1. Определите осмотическое давление 18%-ного раствора виноградного сахара при 20⁰C, если плотность раствора равна 1,0712 г/см³.
2. Вычислите константу равновесия для реакции СО + Н₂O= СO₂ + Н₂
   при температуре T, если исходные концентрации оксида углерода (II) и паров воды составляли 0,03 моль/л, а равновесная концентрация СO₂ оказалась равной 0,01 моль/л.
3. Напишите схему строения мицелл сульфата бария, получающегося при взаимодействии хлорида бария с некоторым избытком сульфата натрия:
   ВаСl₂ + Na₂SО₄ = BaSО₄ + 2 NaCl.
4. В закрытом сосуде вместимостью 20 л находятся водород массой 6 г и гелий массой 12 г при температуре Т=300К. Определите давление и молярную массу газовой смеси в сосуде.
5. Вычислить теплоту реакции получения гидроксида кальция из оксида кальция и воды, если теплота образования оксида кальция равна +635,7 кДж/моль, теплота образования воды равна +285,8 кДж/моль, а теплота образования гидроксида кальция равна +986,8 кДж/моль.
6. При сгорании этилена выделилось 6226 кДж теплоты. Найти объем (н.у.) кислорода, вступившего в реакцию, если тепловой эффект данной реакции составляет 1410,9 кДж.
7. Чему равна ∆G° реакции (н.у.) NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(кр); ∆H°= –175,97 кДж

(S°(NH4Clкр) = 95,81 кДж/моль⋅ K; S°(NH3(г)) = 192,66 кДж/моль⋅ K;

S°(HCl(г)) = 186,79 кДж/моль⋅ K)

1. Можно ли получить силикат натрия Na₂SiO₃ по реакции в стандартных условиях: SiO_2(тв) + 2NaOH_(p) = Na₂SiO_3(p) + H₂O_(ж), если стандартные энергии Гиббса всех четырех реагентов, соответственно, равны –804, –420, –1428 и –238 кДж∙моль^–1?
2. При какой температуре наступит равновесие системы:

4HCl(г) + O₂(г) = 2H₂O(г) +2Cl₂(г); ∆H° = -114,42 кДж (S°(Cl₂) = 222,98 кДж/моль⋅ K; S°(H₂O) = 188,72 кДж/моль⋅ K; S°(HCl) = 186,79 кДж/моль⋅ K; S°(O₂) = 205,04 кДж/моль⋅ K)

1. Укажите соотношение между температурами замерзания растворов уксусного альдегида (Т₁) и цианистым аммонием (Т₂), каждый из которых содержит 5г растворенного вещества в 100г воды.
2. Сколько граммов глицерина надо прибавить к I л воды, чтобы понизить температуру замерзания ее до -3°С?
3. Найти изотонический коэффициент раствора, содержащего 2,1г гидроксида калия в 250 г воды, если этот раствор замерзает при -0,519 ⁰С
4. Составьте схему, напишите уравнения электродных реакций элемента, у которого один электрод цинковый с с=0,01 моль/л, а второй – водородный при стандартном давлении водорода и рН=2. Рассчитайте ЭДС этого элемента при 298 К. (0,7 В)
5. Константа скорости прямой реакции 2PbS_(т) + 3O_2(г) = 2PbO_(т) + 2SO_2(г) равна 1,2×10^-4, начальная концентрация кислорода – 0,8 моль/л. Определите концентрацию оксида серы (IV) и скорость прямой реакции в тот момент, когда прореагирует 25 % кислорода.