Вопросы к экзамену по дисциплине
«Химия» для студентов, обучающихся по специальности
Технология продукции общественного питания
1,Содержание, задачи и методы физической и коллоидной химии.
2,Основные понятия термодинамики: система, фаза, термодинамический процесс, внутренняя энергия, теплота, работа.
3,Первый закон термодинамикиàПервое начало термодинамики — один из трёх основных законов термодинамики, представляет собой закон сохранения энергии для термодинамических систем.
Первое начало термодинамики было сформулировано в середине XIX века в результате работ немецкого учёного Ю. Р. Майера, английского физика Дж. П. Джоуля и немецкого физика Г. Гельмгольца. Согласно первому началу термодинамики, термодинамическая система может совершать работу только за счёт своей внутренней энергии или каких-либо внешних источников энергии. Первое начало термодинамики часто формулируют как невозможность существования вечного двигателя первого рода, который совершал бы работу, не черпая энергию из какого-либо источника.
Существует несколько эквивалентных формулировок первого начала термодинамики
В любой изолированной системе запас энергии остаётся постоянным.[2] Это — формулировка Дж. П. Джоуля (1842 г.).
Количество теплоты, полученное системой, идёт на изменение её внутренней энергии и совершение работы против внешних сил
Изменение внутренней энергии системы при переходе её из одного состояния в другое равно сумме работы внешних сил и количества теплоты, переданного системе, то есть, оно зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от способа, которым осуществляется этот переход. Это определение особенно важно для химической термодинамики[2] (ввиду сложности рассматриваемых процессов). Иными словами, внутренняя энергия является функцией состояния. В циклическом процессе внутренняя энергия не изменяется.
Изменение полной энергии системы в квазистатическом процессе равно количеству теплоты, сообщённому системе, в сумме с изменением энергии, связанной с количеством вещества при химическом потенциале, и работы [3], совершённой над системой внешними силами и полями, за вычетом работы, совершённой самой системой против внешних сил
.
Для элементарного количества теплоты, элементарной работы и малого приращения внутренней энергии первый закон термодинамики имеет вид:
.
Разделение работы на две части, одна из которых описывает работу, совершённую над системой, а вторая — работу, совершённую самой системой, подчёркивает, что эти работы могут быть совершены силами разной природы вследствие разных источников сил.
Важно заметить, что и являются полными дифференциалами, а и — нет.
4.Второй закон термодинамики-->Второе начало термодинамики — физический принцип, накладывающий ограничение на направление процессов передачи тепла между телами.
Второе начало термодинамики запрещает так называемые вечные двигатели второго рода, показывая, что коэффициент полезного действия не может равняться единице, поскольку для кругового процесса температура холодильника не может равняться абсолютному нулю (невозможно построить замкнутый цикл, проходящий через точку с нулевой температурой).
Второе начало термодинамики является постулатом, не доказываемым в рамках термодинамики. Оно было создано на основе обобщения опытных фактов и получило многочисленные экспериментальные подтверждения.
Существуют несколько эквивалентных формулировок второго начала термодинамики:
Постулат Клаузиуса: «Невозможен процесс, единственным результатом которого являлась бы передача тепла от более холодного тела к более горячему»[1] (такой процесс называется процессом Клаузиуса).
Постулат Томсона (Кельвина): «Невозможен круговой процесс, единственным результатом которого было бы производство работы за счет охлаждения теплового резервуара» (такой процесс называется процессом Томсона).
Эквивалентность этих формулировок легко показать. В самом деле, допустим, что постулат Клаузиуса неверен, то есть существует процесс, единственным результатом которого была бы передача тепла от более холодного тела к более горячему. Тогда возьмем два тела с различной температурой (нагреватель и холодильник) и проведем несколько циклов тепловой машины, забрав тепло у нагревателя, отдав холодильнику и совершив при этом работу. После этого воспользуемся процессом Клаузиуса и вернем тепло от холодильника нагревателю. В результате получается, что мы совершили работу только за счет отъёма теплоты от нагревателя, то есть постулат Томсона тоже неверен.
С другой стороны, предположим, что неверен постулат Томсона. Тогда можно отнять часть тепла у более холодного тела и превратить в механическую работу. Эту работу можно превратить в тепло, например, с помощью трения, нагрев более горячее тело. Значит, из неверности постулата Томсона следует неверность постулата Клаузиуса.
Таким образом, постулаты Клаузиуса и Томсона эквивалентны.
Другая формулировка второго начала термодинамики основывается на понятии энтропии:
«Энтропия изолированной системы не может уменьшаться» (закон неубывания энтропии).
Такая формулировка основывается на представлении об энтропии как о функции состояния системы, что также должно быть постулировано.
Второе начало термодинамики в аксиоматической формулировке Рудольфа ЮлиусаКлаузиуса (R.J. Clausius, 1865) имеет следующий вид[2]:
Для любой квазиравновесной термодинамической системы существует однозначная функция термодинамического состояния, называемая энтропией, такая, что ее полный дифференциал.
В состоянии с максимальной энтропией макроскопические необратимые процессы (а процесс передачи тепла всегда является необратимым из-за постулата Клаузиуса) невозможны.
5.Предмет и задачи термохимии. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса.
6.Газообразное состояние вещества, основные законы идеального газаàГаз (газообразное состояние) (от нидерл. gas, восходит к др.-греч. χάος) — агрегатное состояние вещества, характеризующееся очень слабыми связями между составляющими его частицами (молекулами, атомами или ионами), а также их большой подвижностью. Частицы газа почти свободно и хаотически движутся в промежутках между столкновениями, во время которых происходит резкое изменение характера их движения.
Газообразное состояние вещества в условиях, когда возможно существование устойчивой жидкой или твёрдой фазы этого же вещества, обычно называется паром.
Идеальный газ — газ, в котором взаимодействие между молекулами сводится к парным столкновениям, причём время межмолекулярного столкновения много меньше среднего времени между столкновениями. Идеальный газ является простейшим модельным объектом молекулярной физики.
Уравнение состояния идеального газа
Реальный газ — газ, в котором учитывается взаимодействие между молекулами. Уравнение состояния реального газа часто строится методами теории возмущений, при этом отличие от уравнения состояния идеального газа описывается набором вириальных коэффициентов.
Газ ван-дер-Ваальса — частный случай реального газа с достаточно простым модельным уравнением состояния. Важнейшим свойством газа ван-дер-Ваальса является существование в такой простой модели фазового перехода газ-жидкость.
Частично или полностью ионизованный газ называется плазмой.
Также газом часто кратко называют природный газ.
7.Жидкое состояние вещества. Поверхностное натяжение, вязкостьàЖи́дкость — одно из агрегатных состояний вещества. Основным свойством жидкости, отличающим её от других агрегатных состояний, является способность неограниченно менять форму под действием касательных механических напряжений, даже сколь угодно малых, практически сохраняя при этом объём.Вязкость
Кроме того, жидкости (как и газы) характеризуются вязкостью. Она определяется как способность оказывать сопротивление перемещению одной из частей относительно другой — то есть как внутреннее трение.
Когда соседние слои жидкости движутся относительно друг друга, неизбежно происходит столкновение молекул дополнительно к тому, которое обусловлено тепловым движением. Возникают силы, затормаживающие упорядоченное движение. При этом кинетическая энергия упорядоченного движения переходит в тепловую — энергию хаотического движения молекул.
Жидкость в сосуде, приведённая в движение и предоставленная самой себе, постепенно остановится, но её температура повысится.
8.Твердое состояние вещества. Возгонка, сублимация в технологическом процессеàТвёрдое тело — это одно из четырёх агрегатных состояний вещества, отличающееся от других агрегатных состояний (жидкости, газов, плазмы) стабильностью формы и характером теплового движения атомов, совершающих малые колебания около положений равновесия[1].
Различают кристаллические и аморфные твёрдые тела. Раздел физики, изучающий твёрдые тела называется физикой твёрдого тела.
Технические приспособления, созданные человеком, используют различные свойства твёрдого тела. В прошлом твёрдое тело применялось как конструкционный материал и в основе употребления лежали непосредственно ощутимые механические свойства как то твёрдость, масса, пластичность, упругость, хрупкость. В современном мире применение твёрдого тела основывается на физических свойствах, которые зачастую обнаруживаются только при лабораторных исследованиях.
9.Скорость химической реакции, факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действующих массàСкорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.Зако́нде́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.
10,Катализ и катализаторы. Ферментативные процессы в технологииàКата́лиз (греч. κατάλυσις восходит к καταλύειν — разрушение) — избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий.[1]
11,Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие.
Условия смещения химического равновесияàОбратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например:
3H2 + N2 ⇌ 2NH3.
Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ — участников реакции. Так в приведённой реакции, при малой концентрации аммиака в газовой смеси и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении химического равновесия, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции.
Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция
N2O4 ⇌ 2NO2
складывается из элементарных реакций
N2O4 ⇌ 2NO2 и 2NO2 ⇌N2O4.
Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, например уже упоминавшейся реакции синтеза аммиака, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.
Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.[1]
А2 + В2 ⇄ 2AB
12,Общая характеристика растворов. Способы выражения концентрации растворов.
13,Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри. Использование газов в пищевом производстве.
14. Растворимость жидкостей. Закон распределения. Экстракция в технологическом процессе.
15. Растворимость твердых веществ в жидкостях.
16.Диффузия, значение диффузии в технологических процессах.
17.Осмос и осмотическое давление. Значение осмоса в природе и в технологических процессах.
18.Первый и второй законы Рауля.
19.Диссоциация воды. Водородный показатель. Значение рН среды в технологических процессах. Буферные растворы.
1. Характеристика и классификация дисперсных систем. Примеры пищевых дисперсных систем.
2. Сорбция и ее виды. Зависимость сорбции от температуры, площади поверхности. ПАВ и ПНАВ. Сорбционные процессы в технологическом процессе.
3. Коллоидные растворы: понятие, методы получения и очистки. Примеры пищевых золей.
4. Важнейшие свойства золей: оптические, молекулярно-кинетические, электрокинетические.
5. Эмульсии: свойства, получение. Пищевые эмульсии.
6. Пены: свойства, получение. Примеры пищевых пен.
7. Порошки, суспензии, аэрозоли. Пищевые продукты, относящиеся к этим системам.
8. Жиры, как важнейшие органические вещества пищевых продуктов. Изменения жиров в процессах технологической обработки пищевых продуктов.
9. Углеводы, как важнейшие органические вещества пищевых продуктов. Изменения углеводов в процессах технологической обработки пищевых продуктов.
10. Белки, как важнейшие органические вещества пищевых продуктов. Изменения белков в процессах технологической обработки пищевых продуктов.
11. Студни, их характеристика и свойства.
28.Предмет, задачи и практическое значение аналитической химии.
29.Методы анализа в аналитической химии.
30.Аналитические реакции и способы их выполнения.
31.Классификация реактивов в качественном анализе.
32.Дробный и систематический анализ.
33.Электролиты и неэлектролиты. Степень электролитической диссоциации.
Диссоциация кислот, оснований, солей.
34.Методы и задачи качественного анализа.
35.Аналитическая классификация катионов.
36.Аналитическая классификация анионов.
37.Понятие «произведение растворимости». Условия растворения и
образования осадка.
38.Методы и задачи количественного анализа.
39.Точность аналитических определений.
40.Правила работы в лаборатории количественного анализа.
41.Сущность гравиметрического метода анализа.
42.Титриметрический метод анализа.
43.Систематические и случайные ошибки в количественном анализе.
46.Метод кислотно-основного титрования. Индикаторы в химическом анализе.
47.Метод окисления-восстановления в объемном анализе.
48.Физико-химические методы анализа.
49.Эквивалент кислот, щелочей, солей.
50.Оборудование в титриметрическом анализе.
Подпись преподавателя _________
| Согласовано Председатель цикловой методической комиссии общеобразовательных дисциплин Буре Л.В. ______________ | УТВЕРЖДАЮ Руководитель структурного подразделения __________ Капранова Е.В. 28 марта 2013 г. |