4. Выразить концентрации 3М водного раствора NAOH (плотность 1,3) другими способами.

5. При 55 оС для раствора 1 г белка в 150 мл воды обнаружено повышение уровня раствора на 500 мм. Вычислить молекулярный вес белка.

1. Рассчитать константу равновесия в системе А + 2В = 2С + Д, если при смешении двух молей вещества А и двух молей вещества В к моменту равновесия остается 1 моль вещества А. Считать все вещества газообразными.

2. Определить Кр реакции Sb2S(тв) + 3H2(газ) = 2Sb(тв) + 3H2S(газ) при стандартных условиях, если стандартные энергии образования SbS(тв) и H2 S(газ) равны, соответственно, –19 и –95 кДж/моль.

3. Константа равновесия Кр реакции 2CuCl(тв) + H2(газ) = 2Cu(тв) + 2HCl(газ) при 300 К равна 3·103 (Па). Определить направление реакции при 600 К, если при этой температуре создано давление водорода 105 Па, а хлористого водорода – 104 Па. Средний тепловой эффект реакции принять равным 290 кДж/моль.

4. Выразить концентрации 2М раствора H2SO4 (плотность 1,8) другими способами.

5. Найти молекулярный вес растворенного вещества, если водный раствор 1 г вещества в 150 мл воды замерзает при температуре –0,07 оС. Какое давление паров воды будет над этим раствором при 100 оС?

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

СПИСОК ВОПРОСОВ И ЗАДАЧ

ДЛЯ ПРОМЕЖУТОЧНОГО КОНТРОЛЯ

НА СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЯХ

2. Классификация термодинамических систем 3. Что такое термодинамические параметры? Какие параметры являются интенсивными, а какие экстенсивными?

4. Что такое термодинамическая система?

5. Дайте определение равновесного состояния.

6. Что такое уравнение состояния?

1.2. Идеальные газы 1. Какие газы называются идеальными?

2. В каких условиях поведение реальных газов описывается уравнением состояния идеальных газов?

3. Почему уравнение Клапейрона – Менделеева является универсальным?

4. Каковы величина и размерность универсальной газовой постоянной?

5. Почему уравнение Ван-дер-Ваальса не является универсальным? Каков физический смысл параметров a и b в этом уравнении?

1.3. Внутренняя энергия, теплота, работа.

Первый закон термодинамики 1. Что такое внутренняя энергия?

2. Что такое работа?

3. Чему равна работа расширения идеального газа?

4. Что такое теплота?

5. Что такое функция состояния?

6. Почему в уравнении 1-го закона термодинамики используются дифференциал внутренней энергии и приращение теплоты?

7. Что такое энтальпия?

8. Какой вид имеет запись первого закона термодинамики в изобарных условиях?

9. Какой вид имеет запись первого закона термодинамики в изохорных условиях?

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

СПИСОК ВОПРОСОВ И ЗАДАЧ ДЛЯ ПРОМЕЖУТОЧНОГО КОНТРОЛЯ НА СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЯХ

11. Какой вид имеет запись первого закона термодинамики в адиабатических условиях?

12. Приведите примеры превращения химической энергии в механическую, электрическую, световую.

13. В каком процессе (изобарном или изохорном) затрачивается больше тепла при нагревании системы?

14. Что такое теплоемкость? Удельная теплоемкость?

15. Как изменяется внутренняя энергия вещества с ростом температуры?

16. Как изменяется энтальпия вещества с ростом температуры?

17. Молотком с одинаковой силой ударили по свинцовому и стальному кубикам одинаковой массы. Какой из кубиков нагреется сильнее? Предположить, что вся энергия переходит в тепло.

18. Сколько тепла потребуется для нагревания 100 г золота от 298 до 500 К?

19. Как рассчитать тепло, необходимое для нагрева 4 г гелия от 20 до 50 °С: а) при постоянном давлении; б) при постоянном объеме?

20. Сколько угля потребуется для нагревания 5 л воды от комнатной температуры до кипения?

1.4. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса 1. Что такое тепловой эффект химической реакции?

2. Какой знак имеет величина теплового эффекта в эндотермической реакции?

3. В каких случаях изменение энтальпии в ходе реакции является тепловым эффектом этой реакции?

4. В каких случаях изменение внутренней энергии в ходе реакции является тепловым эффектом этой реакции?

5. В каких условиях справедлив закон Гесса?

6. Что такое стандартный тепловой эффект реакции?

7. Что такое теплота (энтальпия) образования вещества?

8. Что такое простое вещество?

9. Чему равны теплоты образования простых веществ?

10. Как рассчитать стандартный тепловой эффект химической реакции, если известны стандартные теплоты образования исходных веществ и продуктов?

11. Что такое теплота (энтальпия) сгорания вещества?

12. Что такое высший оксид?

13. Чему равны теплоты сгорания высших оксидов?

14. Как рассчитать тепловой эффект химической реакции, если известны теплоты сгорания исходных веществ и продуктов?

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

СПИСОК ВОПРОСОВ И ЗАДАЧ ДЛЯ ПРОМЕЖУТОЧНОГО КОНТРОЛЯ НА СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЯХ

16. Известны стандартные тепловые эффекты двух реакций Н01 и Н02:

Найти Н0 для следующих реакций:

17. Вычислить тепловой эффект реакции если энтальпии сгорания ацетилена На и бензола Нб, соответственно, равны – 1 298,3 кДж/моль и 3 264,2 кДж/моль.

18. Найти стандартный тепловой эффект Н0 реакции получения кристаллического Аl2(SО4)3 при 25 °С из кристаллического Аl2О3 и газообразного SО3:

Аl2О3(кр) + 3 SО3(газ) = Аl2(SО4)3(кр) если стандартные энтропии образования веществ, участвующих в данной реакции, составляют: Н0обр (Аl2О3) =1 674,0 кДж/моль; Н0обр(SО3) = = 395,4 кДж/моль; Н0обр (Аl2(SО4)3) = 3 439,3 кДж/моль.

19. Теплота полного сгорания глюкозы составляет 2 538,6 КДж/моль.

Рассчитайте теплоту образования глюкозы, если известны теплоты образования СО2 (–393,5 КДж/моль) и Н2О (–241,8 КДж/моль).

20. Рассчитать стандартные тепловые эффекты следующих реакций, пользуясь термодинамическими таблицами (см. прил. 1, табл. 1):

а) 2PbS(тв) + 3O2(г) 2PbO(тв) + 2SO2(г) б) PbS(тв) + PbSO4(тв) 2Pb(тв) + 2SO2(г) в) C(тв) + CO2(г) 2CO(г) г) C(тв) + H2 O(г) CO(г) + H2(г) д) 2C(тв) + 2H2 O(г) + O2(г) 2CO2(г) + 2H2 O(г) 1.5. Уравнение Кирхгофа 1. Найдите уравнения зависимости теплового эффекта реакции от температуры:

а) 2PbS(тв) + 3O2(г) 2PbO(тв) + 2SO2(г) б) PbS(тв) + PbSO4(тв) 2Pb(тв) + 2SO2(г) в) C(тв) + CO2(г) 2CO(г) Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

СПИСОК ВОПРОСОВ И ЗАДАЧ ДЛЯ ПРОМЕЖУТОЧНОГО КОНТРОЛЯ НА СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЯХ

2. Рассчитайте изменение энтропии в химических реакциях (а)–(д) при повышенных температурах.

3. В чем состоят принципиальные различия 1-го и 2-го законов термодинамики?

4. Чем отличается «вечный» двигатель второго рода от «вечного» двигателя первого рода?

5. Что такое самопроизвольный процесс? Несамопроизвольный процесс? Приведите примеры.

6. Что такое наиболее вероятное состояние системы?

7. Что такое энтропия?

8. Как изменяется энтропия изолированной системы, если в системе происходит самопроизвольный процесс?

1.7. Третий закон термодинамики 1. Сравните энтропии одного и того же вещества в твердом, жидком и газообразном состояниях при постоянной температуре. В каком состоянии энтропия больше? Объясните.

2. Как можно объяснить рост энтропии системы при повышении температуры?

3. Что такое абсолютная энтропия?

1.8. Термодинамические потенциалы 1. Рассчитайте стандартное изменение энергии Гиббса в химических реакциях (а)–(д) двумя способами.

2. Рассчитайте изменение энергии Гиббса в химических реакциях (а)–(д) при повышенных температурах.

3. Какое основное условие самопроизвольности процесса?

4. Что такое максимальная полезная работа?

5. Какие условия определяют возможность процесса при p, T = const ?

При V, T = const ? При S = const ?

6. Какое условие необходимо для системы, находящейся в равновесии?

7. Что такое характеристические функции?

8. Экстремальными или интенсивными параметрами являются термодинамические потенциалы? Докажите.

9. Как влияет повышение температуры на G, F, H процессов?

10. Выведите уравнение, связывающие G и F. В чем разница между ними?

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

СПИСОК ВОПРОСОВ И ЗАДАЧ ДЛЯ ПРОМЕЖУТОЧНОГО КОНТРОЛЯ НА СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЯХ

13. Всегда ли устойчивы при нормальных условиях соединения, для которых G 0 < 0 ?

14. Определите условия возможности протекания экзотермической и эндотермической реакций.

15. Разберите с позиции термодинамики процесс растворения соли в воде.

16. В каких случаях изменение энтальпии может служить критерием возможности процесса?

17. В каких случаях изменение энтропии определяет направление процесса?

18. Как изменяется влияние энтропийного фактора (ТS) в величину G при повышении температуры?

19. Как можно рассчитать G 0 процесса?

20. При каких условиях G 0 определяет направление процесса?

21. Что такое химический потенциал?

22. Определите понятия: активность, фугитивность, коэффициент активности.

23. По термодинамическим характеристикам белого и серого олова определите, какая форма устойчива при нормальных условиях. При какой температуре эти формы находятся в равновесии?

24. Возможны ли при нормальных условиях реакции:

а) N 2(г) + 3H2 O(г) 2NH3(г) + O2(г) б) 2N 2(г) + 5O2(г) + 2H2 O(г) 4HNO3(ж) 25. Возможны ли при нормальных условиях процессы:

а) C(гр) + H2 O(г) CO(г) + H2(г) б) С(гр) + 2H2 O(г) CO2(г) + 2H2(г) в) 3C(гр) + H2 O(г) + O2(г) 3CO(г) + H2(г) г) 2C(гр) + 2H2 O(г) + O2(г) 2CO2(г) + 2H2(г) 26. Возможно ли получение анилина по реакции Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

СПИСОК ВОПРОСОВ И ЗАДАЧ ДЛЯ ПРОМЕЖУТОЧНОГО КОНТРОЛЯ НА СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЯХ

2. Сколько фаз может быть в однокомпонентной системе, в двухкомпонентной системе?

3. При каких условиях правило фаз Гиббса может быть описано формулами F= k n ; F = k n + 1 ; F = k n + 3 ?

4. Сколько фаз может быть в системе NaCl H 2O ? Какие фазы могут существовать в этой системе?

5. Система представляет собой насыщенный раствор NaCl твердый NaCl, водяной пар. Сколько степеней свободы имеет эта система? Можно ли произвольно менять температуру в системе? Температуру и давление?

6. Жидкая вода находится в равновесии с водяным паром. Сколько степеней свободы в этой системе? Как связаны с ней между собой температура и давление?

7. Одним из методов анализа системы является исследование кривых охлаждения. Постройте кривую охлаждения для воды от –10 °С до +150 °С при р = 1 атм. Как изменится кривая охлаждения, если процесс идет при р = 0,5 атм? р = 2 атм?

8. Почему температура тройной точки воды отличается от температуры плавления? Какую информацию о процессе плавления льда можно получить, исходя из температуры плавления и температуры тройной точки?

1. Что такое химическое равновесие? Дать определение этого термина, исходя из термодинамических представлений и скоростей химических реакций в системе.

2. Что такое смещение химического равновесия?

3. Какая разница между истинным равновесием и «замороженным» состоянием? Как доказать истинность равновесия?

4. В чем заключается разница между K p и K c ? Как связаны эти величины? В каких случаях K p = K c ?

5. Написать уравнения K p для реакций:

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

СПИСОК ВОПРОСОВ И ЗАДАЧ ДЛЯ ПРОМЕЖУТОЧНОГО КОНТРОЛЯ НА СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЯХ

6. Сформулировать принцип Ле-Шателье.

7. Как изменяется химическое равновесие в системе при повышении температуры. Покажите это на основе принципа Ле-Шателье и уравнения Вант-Гоффа.

8. Как зависит константа равновесия от температуры?

9. В сосуде смешали 3 л Н2 и 2 л F2 при давлении 1 атм. Какое давление установится в сосуде после протекания реакции и установления начальной температуры?

10. В системе протекает реакция A + 2B 3C. Если смешать по 2 моля A и B, то к моменту равновесия прореагирует 0,5 моля A. Найдите константу равновесия.

11. При некоторой температуре в смеси 1 моля Н2 и 1 моля I 2 в 1 л после протекания реакции содержится 1,6 моля HI. Рассчитайте состав смеси, образующейся при этой температуре, если смешаны (2 моля Н2 и 3 моля I 2 ) 2 моля Н2, 2 моля I 2, 2 моля HI ?

12. Рассчитайте равновесные концентрации в системе 2A B + C K c = 2, если смешаны по 3 моля веществ А, В и С.

1. Дайте определение разных способов выражения концентрации растворов: молярности, моляльности, мольной доли, весовой доли.

2. Выразите концентрации приведенных ниже водных растворов всеми способами, известными вам. В скобках приведена плотность растворов г/см3:

3. Сколько грамм KOH необходимо для приготовления 3 л 20 %-го раствора (плотность раствора – 1,18 г/см3). Рассчитайте моляльность и молярность этого раствора и мольную долю воды в нем.

4. Что такое идеальный раствор? Какие вещества могут образовывать растворы, близкие к идеальным?

5. Сформулируйте первый закон Рауля. Чем объясняются отклонения от него в реальных растворах?

6. Что такое азеотропная смесь? Как ее разделить?

7. Что такое парциальные мольные величины? Как их рассчитать?

8. Что такое коэффициент активности?

9. Под колпаком находится стакан с холодным сладким чаем и стакан с водой. Какой процесс будет происходить? Когда он остановится?

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

СПИСОК ВОПРОСОВ И ЗАДАЧ ДЛЯ ПРОМЕЖУТОЧНОГО КОНТРОЛЯ НА СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЯХ

11. Какой чай в стакане быстрей остынет, сладкий или несладкий?

12. Что такое осмос? Осмотическое давление? Где встречается и используется явление осмоса дома? В биологических явлениях?

13. Какую информацию можно получить из криоскопических измерений?

14. Найти давление паров воды над раствором 30 г сахара в 200 г Н2О при 100 °С. При какой температуре закипит раствор?

15. Почему лед весной становится рыхлым? Почему замороженное мясо перед оттаиванием теряет твердость?

16. Водный раствор некоторого нелетучего вещества замерзает при –1 °С.

При какой температуре он будет кипеть? Какое давление пара будет над ним при 100 °С?

17. Найти молекулярный вес растворенного вещества, если водный раствор 1 г вещества в 50 мл воды замерзает при температуре –0,015 °С.

18. В виде каких частиц находится йод в растворе в нитробензоле, если раствор 0,1482 г йода в 22,4051 г нитробензола замерзает при 5,39 °С. Чистый нитробензол замерзает при 5,82 °С. Криоскопическая константа нитробензола – 8,1 Ккг/моль.

19. Для раствора 0,8 г белка в 150 мл воды в осмометре обнаружено при 25 °С повышение уровня раствора на 248 мм. Вычислите молекулярный вес белка. При какой температуре этот раствор будет замерзать? Кипеть?

20. Рассчитайте G 0 процесса диссоциации уксусной кислоты из константы диссоциации. Что можно сказать о самопроизвольности процесса диссоциации?

21. Что такое изотонический коэффициент? В каких пределах может меняться изотонический коэффициент в растворе H 2SO 4 при изменении коэффициента?

22. Что такое кажущаяся степень диссоциации сильного электролита в растворе?

23. Имеются растворы уксусной кислоты и ацетата натрия одинаковой концентрации. Какой раствор замерзнет при более низкой температуре? Какой раствор закипит при более высокой температуре?

24. Раствор тростникового сахара концентрацией 0,8718 М при Т = 291 К изоосмотичен с раствором HCl концентрацией 0,5М. Рассчитайте изотонический коэффициент и кажущуюся степень диссоциации в растворе HCl. Что является причиной неточности расчета?

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

СПИСОК ВОПРОСОВ И ЗАДАЧ ДЛЯ ПРОМЕЖУТОЧНОГО КОНТРОЛЯ НА СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЯХ

1. Что такое порядок химической реакции? Какие вы знаете способы его определения?

2. Как найти константу скорости химической реакции?

3. Почему порядок химической реакции отличается от стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции?

4. Что такое последовательные реакции? Как оценить скорость реакции, которая проходит в несколько этапов?

5. Что такое цепные реакции?

6. В некоторых случаях скорость реакции зависит от объема реакционной смеси. Как это можно объяснить?

7. Период полураспада трития – около 12 лет. Рассчитайте время, необходимое для распада 90 % трития, 99 % трития. Сколько трития распадется через 120 лет?

8. При повышении температуре на 30 К скорость реакции выросла в раз. Рассчитайте температурный коэффициент реакции и энергию активации при 300 К.

9. Рассчитайте энергии активации реакций, если их температурные коэффициенты при 300 К равны 0,5; 1; 2; 4.

10. Константы скорости некоторой реакции при 273 и 373 К равны, соответственно, 3,4 и 27,6. Найдите значение константы скорости этой реакции при 298 К.

11. Рассмотрите с позиции химической кинетики процессы разжигания и горения костра:

а) Почему для разжигания костра используют тонкие веточки или бересту?

б) Почему ветер гасит горящую спичку, но раздувает костер?

в) Почему плохо горит костер из сырых дров?

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

СПИСОК ВОПРОСОВ И ЗАДАЧ ДЛЯ ПРОМЕЖУТОЧНОГО КОНТРОЛЯ НА СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЯХ

2. Приведите классификации дисперсных систем: а) по размеру частиц дисперсной фазы; б) по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.

3. Чем отличаются коллоидные системы от истинных растворов?

4. За счет каких взаимодействий формируются силы поверхностного натяжения? Каково их направление?

5. Что такое поверхностное натяжение?

6. Каково строение молекул поверхностно-активных веществ?

7. Чем отличается поведение на поверхности раздела фаз поверхностно-активных и поверхностно-инактивных веществ?

8. Что такое критическая концентрация мицеллообразования?

9. Какова физическая природа гидрофильных и гидрофобных взаимодействий?

10. Какова физическая природа выталкивания неполярных фрагментов молекул из полярной среды?

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

ВОПРОСЫ ДЛЯ ТЕСТИРОВАНИЯ

СТУДЕНТОВ ПО ЛЕКЦИОННОМУ КУРСУ

«ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»

2. Определить условия протекания экзотермических реакций.

3. Каковы условия самопроизвольности процесса при p, T = const?

4. Определить условия протекания эндотермических реакций.

5. Каковы условия самопроизвольности процесса при V, T = const?

6. Каковы отличия в применимости 1-го и 2-го законов термодинамики.

7. Каковы условия самопроизвольности процесса при V, S = const?

8. Как изменяется тепловой эффект реакции (Н) c с ростом температуры?

9. Каковы условия самопроизвольности процесса при p, S = const?

10. Как изменяется S реакции с ростом температуры?

11. Что такое стандартная абсолютная энтропия вещества? Как ее рассчитать для твердого и жидкого состояния?

12. Как изменяется тепловой эффект реакции (U) с ростом температуры?

13. В каком случае изменение энтропии химической реакции может служить критерием возможности процесса?

14. В каком случае U = Н химической реакции.

15. В каком случае знак теплового эффекта реакции (Н) определяет направление процесса?

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

ВОПРОСЫ ДЛЯ ТЕСТИРОВАНИЯ СТУДЕНТОВ ПО ЛЕКЦИОННОМУ КУРСУ «ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»

17. Как зависит G химической реакции от температуры?

18. Привести примеры процессов с ростом энтропии.

19. Как зависит F химической реакции от температуры?

20. В каком случае G химической реакции равно нулю?

21. В каком случае для химической реакции G = F?

22. Каково изменение энтропии в химической реакции при стандартной температуре и при температуре Т?

23. Каково условие самопроизвольности реакции при нулевых тепловых эффектах реакции (H = 0 или U = 0)?

24. Что такое G реакции образования соединения?

25. В каких условиях F используется в качестве критерия самопроизвольности и равновесности химической реакции?

26. Как изменяется влияние энтропийного фактора на G с ростом температуры?

27. Определите условия протекания экзотермических реакций.

28. Каковы условия самопроизвольности процесса при p, T = const?

29. Определить условия протекания эндотермических реакций.

30. Каковы условия самопроизвольности процесса при V, T = const?

31. Каковы различия в применимости 1-го и 2-го законов термодинамики.

32. Каковы условия самопроизвольности процесса при V, S = const?

33. Как изменяется тепловой эффект реакции (Н) c с ростом температуры?

ВОПРОСЫ ДЛЯ ТЕСТИРОВАНИЯ СТУДЕНТОВ ПО ЛЕКЦИОННОМУ КУРСУ «ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»

35. Как изменяется S реакции с ростом температуры?

36. Что такое стандартная абсолютная энтропия вещества? Как ее рассчитать для твердого и жидкого состояния?

37. Как изменяется тепловой эффект реакции (U) с ростом температуры?

38. В каком случае изменение энтропии химической реакции может служить критерием возможности процесса?

39. В каком случае U = Н химической реакции.

40. В каком случае знак теплового эффекта реакции (Н) определяет направление процесса?

41. Пояснить физический смысл энтропии.

42. Как зависит G химической реакции от температуры?

43. Привести примеры процессов с ростом энтропии.

44. Как зависит F химической реакции от температуры?

45. В каком случае G химической реакции равно нулю?

46. В каком случае для химической реакции G = F?

47. Каково изменение энтропии в химической реакции при стандартной температуре и при температуре Т?

48. Каково условие самопроизвольности реакции при нулевых тепловых эффектах реакции (H = 0 или U = 0)?

ВОПРОСЫ ДЛЯ ТЕСТИРОВАНИЯ СТУДЕНТОВ ПО ЛЕКЦИОННОМУ КУРСУ «ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»

50. Как изменяется влияние энтропийного фактора на G с ростом температуры?

51. Определить условия протекания экзотермических реакций.

52. Каковы условия самопроизвольности процесса при p, T = const?

53. Определить условия протекания эндотермических реакций.

54. Каковы условия самопроизвольности процесса при V, T = const?

55. Каковы отличия в применимости 1-го и 2-го законов термодинамики.

56. Каковы условия самопроизвольности процесса при V, S = const?

57. Как изменяется тепловой эффект реакции (Н) c с ростом температуры?

58. Каковы условия самопроизвольности процесса при p, S = const?

59. Как изменяется S реакции с ростом температуры?

60. Что такое стандартная абсолютная энтропия вещества? Как ее рассчитать для твердого и жидкого состояния?

61. Как изменяется тепловой эффект реакции (U) с ростом температуры?

62. В каком случае изменение энтропии химической реакции может служить критерием возможности процесса?

63. В каком случае U = Н химической реакции.

64. В каком случае знак теплового эффекта реакции (Н) определяет направление процесса?

65. Пояснить физический смысл энтропии.

66. Как зависит G химической реакции от температуры?

ВОПРОСЫ ДЛЯ ТЕСТИРОВАНИЯ СТУДЕНТОВ ПО ЛЕКЦИОННОМУ КУРСУ «ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»

68. Как зависит F химической реакции от температуры?

69. В каком случае G химической реакции равно нулю?

70. В каком случае для химической реакции G = F?

71. Каково изменение энтропии в химической реакции при стандартной температуре и при температуре Т?

72. Каково условие самопроизвольности реакции при нулевых тепловых эффектах реакции (H = 0 или U = 0)?

73. Как изменяется влияние энтропийного фактора на G с ростом температуры?

74. Определить условия протекания экзотермических реакций.

75. Каковы условия самопроизвольности процесса при p, T = const?

76. Определить условия протекания эндотермических реакций.

77. Каковы условия самопроизвольности процесса при V, T = const?

78. Каковы различия в применимости 1-го и 2-го законов термодинамики.

79. Каковы условия самопроизвольности процесса при V, S = const?

80. Как изменяется тепловой эффект реакции (Н) c с ростом температуры?

81. Каковы условия самопроизвольности процесса при p, S = const?

82. Как изменяется S реакции с ростом температуры?

83. Что такое стандартная абсолютная энтропия вещества? Как ее рассчитать для твердого и жидкого состояния?

84. Как изменяется тепловой эффект реакции (U) с ростом температуры?

ВОПРОСЫ ДЛЯ ТЕСТИРОВАНИЯ СТУДЕНТОВ ПО ЛЕКЦИОННОМУ КУРСУ «ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»

86. В каком случае U = Н химической реакции.

87. В каком случае знак теплового эффекта реакции (Н) определяет направление процесса?

88. Пояснить физический смысл энтропии.

89. Как зависит G химической реакции от температуры?

90. Привести примеры процессов с ростом энтропии.

91. Как зависит F химической реакции от температуры?

92. В каком случае G химической реакции равно нулю?

93. В каком случае для химической реакции G = F?

94. Каково изменение энтропии в химической реакции при стандартной температуре и при температуре Т?

95. Каково условие самопроизвольности реакции при нулевых тепловых эффектах реакции (H = 0 или U = 0)?

96. Что такое G реакции образования соединения?

ПЕРЕЧЕНЬ ВОПРОСОВ К ЗАЧЕТУ

2. Классификация термодинамических систем. Термодинамические параметры.

3. Уравнения состояния: Клапейрона – Менделеева, Ван-дер-Ваальса.

4. Внутренняя энергия. Теплота и работа как формы передачи энергии.

5. Первый закон термодинамики и следствия, из него вытекающие.

6. Энтальпия.

7. Закон Гесса. Стандартные тепловые эффекты.

8. Теплоты образования и теплоты сгорания хим. веществ. Следствия из закона Гесса 9. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Теплоемкость. Уравнение Кирхгофа.

10. Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Математическая запись 2-го закона термодинамики.

11. Изменение энтропии как критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированной системе.

12. Постулат Планка. Вычисление абсолютного значения энтропии.

13. Изохорно-изотермический и изобарно-изотермический потенциалы.

14. Изменение энергии Гиббса при химических реакциях.

15. Изменение термодинамических функций при изменении масс компонентов. Химический потенциал. Условия равновесия и самопроизвольности в химических реакциях.

16. Химическое равновесие. Закон действия масс.

17. Константы равновесия. Равновесия в идеальных и реальных системах.

18. Изотерма химической реакции.

19. Зависимость константы равновесия от температуры (изобара и изохора химической реакции).

20. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса.

21. Фазовое равновесие в однокомпонентных системах. Фазовая диаграмма воды.

22. Представления о фазовом равновесии в двухкомпонентных системах.

23. Термодинамика систем жидкий раствор – пар. Законы Коновалова.

Ректификация.

24. Ограниченная растворимость жидкостей. Экстракция.

25. Растворы неэлектролитов. Идеальные и неидеальные растворы.

26. Понижение давления насыщенного пара растворителя. Закон Рауля.

Отклонения от закона Рауля.

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

ПЕРЕЧЕНЬ ВОПРОСОВ К ЗАЧЕТУ (4-Й СЕМЕСТР)

28. Осмос. Осмотическое давление. Биологическое значение осмоса.

29. Понижение температуры кристаллизации разбавленных растворов.

30. Повышение температуры кипения разбавленных растворов.

31. Коллигативные свойства растворов.

32. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Изотонический коэффициент. Коэффициент активности. Ионная сила раствора.

33. Кинетика химических реакций. Скорость химических реакций.

Факторы, влияющие на скорость реакций.

34. Зависимость скорости реакции от концентрации. Основной постулат химической кинетики. Порядок и молекулярность реакции.

35. Уравнения односторонних реакций 0-го, 1-го и 2-го порядков.

36. Методы определения константы скорости и порядка реакции.

37. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса и правило Вант-Гоффа.

38. Энергия активации.

39. Цепные реакции. Роль свободных радикалов в химической кинетике.

40. Механизм действия катализаторов. Ферменты как биокатализаторы. Кинетика ферментативных реакций. Уравнение Михаэлиса.

41. Основные понятия физико-химии дисперсных систем и явлений.

Дисперсность.

42. Получение дисперсных систем.

43. Молекулярно-кинетические свойства дисперсных систем (броуновское движение, диффузия).

44. Оптические свойства дисперсных систем.

45. Граница раздела фаз. Поверхностное натяжение.

46. Поверхностно-активные вещества. Их свойства и классификация.

47. Зависимость поверхностного натяжения от концентрации ПАВ.

48. Адсорбционное уравнение Гиббса.

49. Уравнение изотермы адсорбции Ленгмюра.

50. Состояние вещества в адсорбционном слое. Мицеллообразование.

Критическая концентрация мицеллообразования.

51. Гидрофобные и гидрофильные взаимодействия.

52. Электрокинетические явления. Двойной электрический слой. Амфолиты. Коагуляция электролитами.

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК,

ИНФОРМАЦИОННЫЕ РЕСУРСЫ

2. Физическая химия. Принципы и применение в биологических науках / И. Тиноко, К. Зауэр, Д. Вэнг, Д. Паглиси ; пер. с англ. Е. Р. Разумова ;

под ред. В. И. Горшкова. – М. : Техносфера, 2005. – 743 c.

3. Чанг, О. Физическая химия с приложениями к биологическим системам / О. Чанг. – М. : Мир, 1980. – 662 с.

4. Стромберг, А. Г. Физическая химия : учеб. для вузов по хим. спец. / А. Г. Стромберг, Д. П. Семченко ; под ред. А. Г. Стромберг. – 6-е изд., стер. – М. : Высш. шк., 2006. – 527 c.

5. Сумм, Б. Д. Основы коллоидной химии / Б. Д. Сумм. – М. : Издат.

центр «Академия», 2006. – 236 с.

6. Гельфман, М. И. Коллоидная химия / М. И. Гельфман, О. В. Ковалевич, В. П. Юстратов. – 3-е изд., стер. – СПб. : Лань, 2005. – 332 c.

7. Захарченко, В. Н. Коллоидная химия / В. Н. Захарченко. – М. : Химия, 1985. – 300 с.

8. Киреев В. А. Курс физической химии / В. А. Киреев. – М. : Химия, 1975. – 775 с.

9. Левченков, С. И. Физическая и коллоидная химия [Электронный ресурс] / С. И. Левченков ; каф. физ. и коллоид. химии Ростов. гос. ун-та. – Режим доступа : ttp://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/PhCol_Lc.html.

10. Кожевникова, О. В. Лекции по энзимологии [Электронный ресурс] :

учеб. для студентов фак. мед. биотехнологии / О. В. Кожевникова ; фак. мед.

биотехнологии УдГУ. – Режим доступа : http://www.distedu.ru/edu2/index.php.

11. Коллоидная химия и химия высокомолекулярных соединений : метод. указания / сост. В. Н. Измайлова, В. С. Пшежецкий. – М. : Изд-во Моск.

ун-та, 1988. – 48 с.

12. Захарченко, В. Н. Сборник задач и упражнений по физической химию : учеб. пособие для пед. институтов / В. Н. Захарченко. – М. : Просвещение, 1978. – 175 с.

13. Киселева, Е. В. Сборник примеров и задач по физической химии :

учеб. пособие для химико-технологических вузов / Е. В. Киселева, Г. С. Каретников, И. В. Кудряшов. – М. : Высш. шк., 1976. – 381 с.

14. Контрольные вопросы и задачи по физической химии : метод. пособие / сост. Л. Н. Ефанов ; КГУ. – Красноярск, 1990. – 22 с.

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК, ИНФОРМАЦИОННЫЕ РЕСУРСЫ

Химия, 1969. – 314 с.

2. Эмануэль, Н. М. Курс химической кинетики / Н. М. Эмануэль, Д. Г. Кнорре. – М. : Высш. шк., 1969.

3. Панченков, Г. М. Химическая кинетика и катализ / Г. М. Панченков, В. П. Лебедев. – М. : Химия, 1985.

4. Карапетьянц, М. Х. Химическая термодинамика / М. Х. Карапетьянц.

– М. : Химия, 1995. – 984 с.

5. Семиохин, И. А. Кинетика гомогенных химических реакций / И. А. Семиохин, В. В. Страхов, И. А. Осипов. – М. : Изд-во Моск. ун-та, 1986.

6. Полторак, О. М. Лекции по химической термодинамике / О. М. Полторак. – М. : Высш. шк., 1971. – 256 с.

7. Кудряшева, Н. С. Физико-химические основы биолюминесцентного анализа / Н. С. Кудряшева, В. А. Кратасюк, Е. Н. Есимбекова. – Красноярск :

Графити, 2002. – 154 с.

8. Кудряшева, Н. С. Физико-химические основы биолюминесцентного анализа [Электронный ресурс] : учеб. пособие / Н. С. Кудряшева, В. А. Кратасюк, Е. Н. Есимбекова ; КГУ. – Красноярск, 2002 // Электронная библиотека системы образовательных порталов министерства образования и науки Российской Федерации. Рег. №. 08-06/2491. – Режим доступа : http:// window.edu.ru/window/library.

9. Кольман, Я. Наглядная биохимия [Электронный ресурс] / Я. Кольман, К.-Г. Рем. – М. : Мир, 2000. – Режим доступа : http://yanko.lib.ru/books/ biolog/nagl_biochem/index.htm.

Физическая химия. Метод. указания к семинарским занятиям

ПРИЛОЖЕНИЕ

ПРИЛОЖЕНИЕ

Криоскопические (К) и эбулиоскопические (Е) константы Константы диссоциации некоторых слабых электролитов

ПРИЛОЖЕНИЕ