Ответы на билеты (Билеты)

Посмотреть архив целиком

Билет №1

  1. Основные законы химии.

  1. Закон кратных отношений.

если два элемента образуют несколько соединений, то весовые количества одного элемента (кислород), который соединен с одним и тем же количеством другого элемента относятся между собой, как небольшие целые числа.


H2O

2:1 Закон справедлив для соединений с постоянным составом.

H2O2

Для соединений с переменным составом закон не выполняется. ZnO1-x

2) Закон Авогадро.

В равных объемах различных газов и паров при нормальных условиях содержится одинаковое число молекул.



+ =





H2 + O2 = 2H2O

  1. 1 моль любого газа или пара при н.у. содержит 6,02*1023 структурных единиц.

н.у. всегда задаются 273 град. К

p=105Па

  1. 1 моль любого газа или пара при н.у. занимает объем 22,4л.

  2. Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс и называется относительной плотностью первого газа по второму.


m1/m2=M1/M2=D


  1. Закон эквивалентов

Все вещества реагируют друг с другом в количествах, равных или пропорциональных их химическим эквивалентам.

Химическим эквивалентом называется такое весовое количесвто, которое без остатка взаимодействует с 1г. водорода или же вытесняет такое количество водорода из кислоты.

m1/m2=Э1/Э2

Для расчета эквивалента элемента надо его атомную массу разделить на его валентность.

Определение эквивалента сложных веществ.

1. Экислоты=Mrкислоты/основность

Для расчета эквивалента кислоты надо молярную массу разделить на основность.

  1. Расчет эквивалентов оснований.

Эоснования=Mrоснования/кислотность(количество ОН)

  1. Расчет эквивалентов солей и окидов.

Эсолей=Mrсоли/оксида/число атомов металла*валентность

Необходимо делить на произведение числа атомов металла и его валентность.



  1. Катализ. Гомологический катализ.

Основные положения теории Арениуса.

Чтобы произошло химическое взаимодействие, надо:

  1. столкновение молекул

  2. энергия молекул должна быть больше или равна энергии активации

  3. столкновение должно приходится на функциональную группу.

Недостатки теории.

  1. Реальная скорость часто оказывается ниже, чем рассчитанная по теореме Арениуса

  2. Она не объясняет явление катализа.

Теория активированного состояния или переходного комплекса.

H2+J2=2HJ

В ходе химической реакции взаимодействия продукты образуются не сразу после столкновения исходных веществ, а сначала образуется промежуточный комплекс. Это реальная молекула, в которой старые связи ещё не совсем разорвались, а новые связи не совсем образованы.

При распаде активированного комплекса образуются продукты реакции. Т.о. энергия активации – это энергия, которая затрачивается на образование активного комплекса.

Катализатор только образует промежуточный комплекс и не меняется в ходе реакции химически (он снижает энергию активации реакции).

Ингибиторы – повышают энергию активации.

Билет №2

1. Химическая термодинамика. Основные понятия. Первый закон.

Термодинамика изучает законы, которые описывают обмен энергии между системой и окружающей средой и, в частности, превращение тепловой энергии в другие формы энергии.

Но не изучает протекание процессов во времени.

Классическая термодинамика изучает макроскопические свойства веществ, а статистическая – микроскопические свойства, от которых зависят макроскопические.

Классическая термодинамика базируется на трех законах, которые установлены опытным путем.


Основные понятия.

Всю Вселенную условно можно разбить на систему, которая подвергнута теоретическому и экспериментальному изучению и окружающую среду. Если система не обменивается с внешней средой ни веществом, ни энергией, то система называется изолированной. Если наоборот, то открытая. Если обмен веществом невозможен, то закрытая.

С

A+

истема знаков.

Q+


окружающая среда




система

-A




-Q





Теплота и работа – форма передачи энергии. (Теплота – в форме хаотичного движения частиц; работа – в форме упорядоченного движения частиц).

Параметры состояния – величины, позволяющие определить состояние системы.(P, V, T, состав).

Различают экстенсивные (m, V) и интенсивные параметры состояния.

Функции состояния.

Функция F параметров состояния (P, V, T) – называется функцией состояния, если её значение зависит только от параметров состояния и не зависит от пути перехода системы от одного состояния в другое.

Потенциальная энергия является функцией состояния, так как она не зависит от пути перехода из одного состояния в другое, а зависит только от разности высот.

Uпот.=mgh

Рассмотрим процесс расширения идеального газа.


Pвнутр.газа

Pвнешн.среды


A=-pdV




1. Обратимый процесс – такое превращение, если система бесконечно медленно переходит из одного состояния равновесия в другое через промежуток равновесных состояний.

При этом параметр системы и окружающей среды отличается друг от друга на бесконечно малую величину.

Система находится в состоянии равновесия, если значение параметров одинаково во все точках и остается фиксированным, т.е. неизменным во времени.

При этом одновременно осуществляется термическое равновесие, механическое равновесия (давление) и химическое (состав).

Pвнутр=Pвнеш

A=v1V2PвнешdT= - Pвнеш(V2-V1)

2. Необратимый процесс.

PвнутрPвнеш

PV=nRT

P=nRT/V

A= - v1V2nRTdv/v= - nRTLnv2/v1

Т.о. величина A зависит от пути процесса (обратимого или необратимого), поэтому А не является функцией состояния и её бесконечно малые изменения обозначаются: A.



обратимый

P

V






необратимый




1 закон термодинамики. Подводящееся к системе тепло тратится на изменение внутренней энергии системы и на совершение работы.

U=A+Q

В

A3,Q3

нутренняя энергия системы является функцией состояния, т.е. её значение зависит от параметров состояния.



U=U2-U1=A1+Q1=A2+Q2=A3+Q3


U2


A1,Q1



U1


A2,Q2




Частный случай:


  1. Если система совершает циклическое превращение и возвращается в исходное состояние, то изменение внутренней энергии равно 0.

  2. Процессы при V=const.

Рассмотрим только механическую работу расширения газа.

A=-pV=0 Следовательно: U=Qv

Физический смысл: то тепло, которое сообщается системе при V=const. (тепловая энергия при постоянном объеме).

  1. Процессы при P=const

U=U2-U1=A+Q

Qp=(U2+pV2)-(U1-pV1)=H2-H1=H

H-энтальпия

Qp – изменение теплоты при постоянном давлении.

H=U+pV


2. Растворы. Образование растворов. Способы выражения концентрации растворов.


Растворы – гомогенные системы переменного состава.

  • газообразные (воздух)

  • жидкие (нефть)

  • твердые (чугун)

Растворитель и растворимые вещества= растворы

Если растворитель и растворимое вещество находятся в одной фазе, то раствор считается того вещества, которого больше.

Способ выражения концентрации растворов.

  1. М – молярность.

По числу молей растворенного вещества в л раствора. Моль/л

  1. N, н – нормальность г.эквив/л

По числу грамм эквивалента раствора вещества л раствора

  1. m – маляльность

По числу молей растворенного вещества в 1 кг растворителя. Молей/1000г р-ля

  1. % вес – число весовых частей растворенного вещества в 100 весовых частях раствора.

  2. T – титр. г. раств. в-ва/см3

  3. i – мольная доля – отношение числа молей данного компонента к сумме молей всех компонентов раствора.


i=к/j


Билет №3

1. Закон Гесса. Следствие закона Гесса.

Теплота реакции является следствием того, что энергия продуктов реакции отличается от энергии реакции исходных веществ.

Реакции, в которых теплота выделяется (H2>H1) – экзотермические. Если наоборот, то эндотермические.

Тепловой эффект одного ряда последовательных химических реакций равен тепловому эффекту другого ряда последовательных химических реакций, если исходные вещества и продукты реакции одинаковы и процесс протекает либо при V=const, либо при P=const.






C1O2



Q1+Q2+Q3+Q4=Q5+Q6

Следствие закона Гесса.

1.Тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования продуктов и реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении.


H0р-ции=njH0продукты-niH0реагентов

Теплотой образования любого вещества называется тепловой эффект реакций, образующий 1 моль сложного вещества из простых,

Т.к. абсолютное значение энтальпии измерить невозможно, то в термохимии условно теплообразование простых веществ принимают равным 0.

Чтобы все тепловые эффекты можно было сравнивать между собой все вещества берут в стандартном состоянии (выбирается).

Газа – состояние с Р=105Па

Твердое вещество – состояние, наиболее установившееся кристаллографическая модификация. (CO2графит, алмаз).

Жидкость – концентрация C=1 моль/л

T=298K

Теплоты образования веществ приводятся в справочниках.

2. Для высокомолекулярных органических веществ удобно пользоваться теплотами сгорания – тепло, которое выделяется (Hсгор) при сгорании 1 моля вещества в тонне(???) кислорода при Pатм., с образованием высших оксидов.

Тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот сгорания реагентов и продуктов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении.


H0р-ции=njH0сгор.реагенты-niH0сгор.продукты

Тепловой эффект реакции одинаков, является постоянным, рассчитать его можно двумя способами. В зависимости от того, какие данные имеются.

2. Растворимость газов в жидкости.


  1. Влияние давления

Закон Генри: растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна парциальному давлению газа.



С=2P





  1. Влияние температуры на растворимость газа в жидкости

Процесс растворения обычно сопровождается выделением тепла. С ростом температуры растворимость уменьшается.

dLnK/dT=H/RT2

3. Влияние нелетучих компонентов






Согласно признаку Ле Шателье, добавление нелетучего компонента приводит к уменьшению растворимости газа в жидкости.




Равновесие смещается в том направлении, в котором ослабляется приложенное воздействие, которое уменьшает концентрацию кислорода в воде, за счет его испарения.

(P01-P02)/P1=2

Рассмотрим чистый растворитель – вод. При определенной температуре на поверхности растворителя наступает момент динамического равновесия, при котором скорость испарения молекул воды равна скорости конденсации. Если в чистый растворитель добавить неэлектролит, то равновесие будет нарушено (концентрация воды в растворе станет меньше). Система отреагирует следующим образом: часть молекул воды из газообразной фазы перейдет в жидкую до тех пор, пока не восстановится равновесие.



Закон Рауля: относительное понижение P01 (давление насыщенного пара раствора над читсым растворителем) прямо пропорционально мольной доле растворенного вещества.









Билет №4

1. Расчет абсолютного значения энтропии. Третий закон термодинамики.

Для изолированных систем критерием самопроизвольного течения процесса является рост энтропии.

Энтропия (физический смысл). Каждое макросостояние осуществляется за счет бесчисленного числа микросостояний.

Больцман показал, что чем большее число микросостояний соответствует данному макросостоянию, тем больше термодинамическая вероятность системы, т.е абсолютное значение энтропии является функцией термодинамической вероятности W.

S=KLnW

K-постоянная Больцмана.

Энтропия – мера молекул состояния, мера хаотичности системы.


Sпара>Sжидкости>Sтверд.

Абсолютное значение энтропии всех веществ приводится в справочнике. Для расчета надо:


S0р-ции=njS0jпродукты-niS0iисх.в-в

[Дж/моль*К]


Третий закон термодинамики.

Энтропия идеального кристалла при 0град. К равна S=0.

Идеальный – кристалл, в котором атомы занимают узлы кристаллической решетки в строгом соответствии с геометрическими законами, т.е. одно возможное микросостояние реализует одно макросостояние.

Энтропия идеального кристалла при 0град.К служит точкой отсчета в шкале энтропии.


2. Закон Рауля. Криоскопия и эбуллиоскопия.

Равновесие смещается в том направлении, в котором ослабляется приложенное воздействие, которое уменьшает концентрацию кислорода в воде, за счет его испарения.

(P01-P02)/P1=2

Рассмотрим чистый растворитель – вод. При определенной температуре на поверхности растворителя наступает момент динамического равновесия, при котором скорость испарения молекул воды равна скорости конденсации. Если в чистый растворитель добавить неэлектролит, то равновесие будет нарушено (концентрация воды в растворе станет меньше). Система отреагирует следующим образом: часть молекул воды из газообразной фазы перейдет в жидкую до тех пор, пока не восстановится равновесие.


Закон Рауля: относительное понижение P01 (давление насыщенного пара раствора над читсым растворителем) прямо пропорционально мольной доле растворенного вещества.

Криоскопия и эбуллиоскопия.

Температура кипения - температура, при которой давление насыщенных паров растворителя над раствором равно внешнему атмосферному давлению.

Повышение температуры кипения и понижение температуры закипания прямо пропорционально молярной концентрации неэлектролитов.

T кип=Em

E – эбуллиоскопическая постоянная

T закип=Km

K– криоскопическая постоянная


EH20=0,52

KH20=1,86

Метод позволяет рассчитывать молярную массу неизвестного неэлектролита.


m=(g1*1000)/(M*g2)

где g1 – навеска растворителя неэлектролита в г.

g2 – навеска растворителя в г.

M – молярная масса неэлектролита.


Билет №5

1. Второй закон термодинамики.

Термодинамика изучает законы, которые описывают обмен энергии между системой и окружающей средой и, в частности, превращение тепловой энергии в другие формы энергии.

Но не изучает протекание процессов во времени.

Классическая термодинамика изучает макроскопические свойства веществ, а статистическая – микроскопические свойства, от которых зависят макроскопические.

Классическая термодинамика базируется на трех законах, которые установлены опытным путем.


2 закон термодинамики.

Существует функция состояния, называемая энтропией S, при чем dS – полный дифференциал, который для обратимых процессов равен dS=SQобр/T, а для необратимых dS>SQобр/T.

Для изолированных систем теплообмена с окружающей средой не происходит и

Обр. S=0

Необр S>0

Для изолированных систем критерием самопроизвольного течения процесса является рост энтропии.

Энтропия (физический смысл). Каждое макросостояние осуществляется за счет бесчисленного числа микросостояний.

Больцман показал, что чем большее число микросостояний соответствует данному макросостоянию, тем больше термодинамическая вероятность системы, т.е абсолютное значение энтропии является функцией термодинамической вероятности W.

S=KLnW

K-постоянная Больцмана.

Энтропия – мера молекул состояния, мера хаотичности системы.


Sпара>Sжидкости>Sтверд.

Абсолютное значение энтропии всех веществ приводится в справочнике. Для расчета надо:


S0р-ции=njS0jпродукты-niS0iисх.в-в

[Дж/моль*К]


2. Растворы электролитов. Закон разведения Освальда.

Электролиты – вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Закон Рауля можно использовать и для электролитов, если ввести поправочный коэффициент:

i – изотермический

Коэффициент показывает во сколько раз температура кипения раствора электролита выше, чем температура кипения, рассчитанная по закону Рауля.

i = Tкип.электр/Tкип.теор. = Tзамерз.электр/Tзамерз.теор

NaCl – i=2

Tкип=i*E*m

Tзамерз=i*K*m

Для электролитов этот коэффициент связан со степенью диссоциации . – это отношение числа молекул распавшихся на ионы, к первоначальному числу молекул.


in n – число частиц, на которое распался электролит.

Закон разведения Освальда.

Если первоначальная концентрация электролита C0, а степень диссоциации то


Kд= C02/1-

Для слабых электролитов: 1-

Kд C02


Kд/ C0)

Билет №6

1. Свободная энергия Гиббса, как критерий самопроизвольного течения процесса.

Энтрапия является критерием самопроизвольного течения процесса только в изолированных системах. На практике надо знать критерии, описывающие реальные процессы.

Рассмотрим изотермический процесс в закрытой системе.


Обратимый процесс

Необратимый процесс

SQобр./T

p=const

Qp=H

H-TS=0

G=0

G=H-TS

SQнеобр./T

p=const

H-TS<0

G<0


Случайные файлы

Файл
11615.rtf
itu.doc
14786.rtf
30187-1.rtf
181041.rtf




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.