Сделай Сам Свою Работу на 5

Фазовое и химическое равновесие





№1. Реакции в идеальной газовой фазе, равновесие которых при уменьшении общего давления смещается влево (в сторону исходных веществ):

1) 2NO2 = 2NO + O2;

2) N2 + 3H2 = 2NH3;

3) H2 + I2(г) = 2HI(г);

4) 2SO2 + O2 = 2SO3;

5) CO + H2O(г) = CO2 + H2;

6) CH4 + H2O(г) = CO + 3H2;

7) CH4 + CO2 = 2CO + 2H2.

 

№2. Реакции в идеальной газовой фазе, равновесие которых при уменьшении общего давления смещается вправо (в сторону продуктов):

1) 2NO2 = 2NO + O2;

2) N2 + 3H2 = 2NH3;

3) H2 + I2(г) = 2HI(г);

4) 2SO2 + O2 = 2SO3;

5) CO + H2O(г) = CO2 + H2;

6) CH4 + H2O(г) = CO + 3H2;

7) CH4 + CO2 = 2CO + 2H2.

 

№3. Реакции в идеальной газовой фазе, на равновесие которых не влияет изменение общего давления:

1) 2NO2 = 2NO + O2;

2) N2 + 3H2 = 2NH3;

3) H2 + I2(г) = 2HI(г);

4) 2SO2 + O2 = 2SO3;

5) CO + H2O(г) = CO2 + H2;

6) CH4 + H2O(г) = CO + 3H2;

7) CH4 + CO2 = 2CO + 2H2.

 

№4. Реакции в идеальной газовой фазе, для которых константы равновесия, выраженные через равновесные парциальные давления, мольные доли или молярные концентрации численно совпадают:

1) 2NO2 = 2NO + O2;

2) N2 + 3H2 = 2NH3;

3) H2 + I2(г) = 2HI(г);

4) 2SO2 + O2 = 2SO3;

5) CO + H2O(г) = CO2 + H2;

6) CH4 + H2O(г) = CO + 3H2;

7) CH4 + CO2 = 2CO + 2H2.

 

5.Уравнения, справедливые для констант равновесия, выраженных через равновесные парциальные давления (P), мольные доли (x) или молярные концентрации (c), для химических реакций в идеальной газовой фазе:



1)    
4) 3) 2)    

5) 6)

 

 

№6. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса описывает зависимость равновесного давления от температуры для:

1) однокомпонентной однофазной системы;

2) однокомпонентной двухфазной системы;

3) двухкомпонентной однофазной системы;

4) двухкомпонентной двухфазной системы;

5) двухкомпонентной трехфазной системы.

 

№7. На диаграмме состояния чистого вещества имеются точки:

1) эвтектики;

2) азеотропа;

3) тройная точка;

4) точка кипения;

5) точка перитектики.

 

№8. Взаимные переходы кристаллических модификаций чистого вещества, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях в условиях равновесия:

1) монотропные;

2) энантиотропные;

3) необратимые;

4) обратимые.

 

№9. Находящаяся в состоянии равновесия система 2SO2(г) + О2(г) = 2SO3(г):

1) гомогенная;

2) гетерогенная;

3) однофазная;

4) двухфазная;

5) трехфазная;

6) четырехфазная.



 

№10. Число степеней свободы (вариантность состояния) системы, состоящей из К компонентов и Ф фаз, на которую из внешних условий влияют только давление и температура

1) К+Ф+2; 2) К+Ф-2; 3) К-Ф+2;
4) К-Ф-2; 5) Ф-К+2; 6) Ф-К-2.

 

№11. Число степеней свободы (вариантность состояния) системы, состоящей из К компонентов и Ф фаз, на которую из внешних условий влияет только температура (давление постоянно):

1) К+Ф+1; 2) К+Ф-1; 3) К-Ф+1;
4) К-Ф-1; 5) Ф-К+1; 6) Ф-К-1.

 

№12. Диаграмма состояния воды при невысоких давлениях:

 

Выберите номер области существования жидкости на фазовой диаграмме воды.

№13. Линии ликвидус на диаграмме плавкости системы AB:

 

1) CM и DK;

2) ТАC и ТBD;

3) ТАЕ и ТBЕ;

4) ТАЕ и ТAC;

5) ТBЕ и ТBD.

 

№14. Фазовая диаграмма двухкомпонентной системы с одним химическим соединением АхВу, плавящимся конгруэнтно:

 

В эвтектическом равновесии, представленном коннодой DЕ2D’ сосуществуют фазы:

1) кристаллы А, кристаллы В и жидкость;

2) кристаллы А, кристаллы В и кристаллы АхВу ;

3) кристаллы А, кристаллы АхВу и жидкость;

4) кристаллы B, кристаллы АхВу и жидкость;

5) кристаллы А и кристаллы АхВу;

6) кристаллы B и кристаллы АхВу;

7) только кристаллы А;

8) только кристаллы В;

9) только кристаллы АхВу.

 

№15. На диаграмме состояния для чистого вещества имеются линии

1) для равновесия жидкость-пар;

2) для равновесия трех фаз;

3) для равновесия двух газообразных фаз;

4) для равновесия кристаллы-пар;

5) для равновесия жидкость-кристаллы.

 

Растворы

№1. Метод исследования разбавленных растворов, основанный на сравнении температуры начала кипения раствора и температуры кипения растворителя при постоянном давлении:



1) калориметрия;

2) криоскопия;

3) осмометрия;

4) тензиметрия;

5) эбуллиоскопия;

6) фотометрия.

 

№2. Повышение температуры начала кипения разбавленного раствора нелетучего растворенного вещества в летучем растворителе по сравнению с температурой кипения растворителя выражается формулой ΔT = iEm. Буквой m в этой формуле обозначена:

1) масса растворителя;

2) масса растворенного вещества;

3) масса раствора;

4) молярная концентрация растворенного вещества;

5) моляльная концентрация растворенного вещества;

6) число моль растворенного вещества в растворе.

 

№3. Утверждения, справедливые для эбуллиоскопической константы:

1) зависит только от свойств растворителя;

2) зависит от свойств растворителя и растворенного вещества;

3) зависит от свойств растворителя и концентрации раствора;

4) зависит от температуры и концентрации раствора;

5) увеличивается с ростом соотношения удельной теплоты испарения к квадрату температуры кипения;

6) уменьшается с ростом соотношения удельной теплоты испарения к квадрату температуры кипения.

 

№4. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа это поправка, учитывающая:

1) увеличение равновесного давления пара над чистым растворителем при нагревании;

2) непостоянство давления при нагревании или охлаждении раствора;

3) различие молярных масс растворителя и растворенного вещества;

4) изменение числа частиц в растворе при диссоциации или ассоциации молекул;

5) изменение плотности раствора при диссоциации или ассоциации молекул;

6) изменение изотопного состава молекул растворенного вещества.

 

№5. Ионная сила раствора выражается через моляльности ионов mi и их заряды zi формулой:

1) ∑mizi; 2) 1/2∑mizi; 3) ∑(mizi)2;
4) 1/2∑(mizi)2; 5) ∑mizi2; 6) 1/2∑mizi2.

 

№6. Уменьшение эквивалентной проводимости водного раствора уксусной кислоты при повышении концентрации электролита обусловлено главным образом:

1) электрофоретическим эффектом;

2) релаксационным эффектом;

3) уменьшением вязкости раствора;

4) снижением степени диссоциации;

5) увеличением степени диссоциации;

6) увеличением кинетической энергии ионов.

 

№7. При бесконечном разведении эквивалентная электропроводность водного раствора электролита равна:

1) нулю;

2) электропроводности воды;

3) сумме предельных подвижностей ионов;

4) разности предельных подвижностей ионов;

5) произведению предельных подвижностей ионов.

 

№8. Эквивалентная электропроводность водного раствора электролита максимальна:

1) в его насыщенном растворе;

2) в его пересыщенном растворе;

3) при бесконечном разведении;

4) в его разбавленном растворе;

5) в его концентрированном растворе.

 

№9. С увеличением концентрации растворённого вещества температура кристаллизации раствора:

1) убывает;

2) растет пропорционально квадрату концентрации;

3) не меняется;

4) убывает по экспоненциальному закону;

5) растет по экспоненциальному закону.

 

№10. Для расчёта криоскопической постоянной необходимо знать:

1) мольную массу растворенного вещества;

2) мольную массу растворителя;

3) универсальную газовую постоянную;

4) температуру кристаллизации чистого растворителя;

5) постоянную Планка.

 

№11. Азеотропный раствор – это раствор:

1) пар над которым имеет тот же состав, что и жидкость;

2) пар над которым более обогащен легколетучим компонентом;

3) имеющий самую большую мольную массу;

4) нелетучего вещества;

5) соответствующий точке эвтектики.

 

№12. Для измерения электропроводности растворов используется:

1) мост постоянного тока;

2) мост переменного тока;

3) мост Кольрауша;

4) потенциометр;

5) потенциостат.

 

№13. Резкое падение электропроводности раствора при нейтрализации щёлочью связано:

1) с уменьшением суммарной концентрации ионов;

2) с уменьшением концентрации очень подвижных ионов гидроксония;

3) с накоплением в системе ионов гидроксила;

4) с образованием осадка;

5) с разбавлением раствора.

 

№14. Буферный раствор это:

1) раствор соли сильного основания и слабой кислоты и соответствующего основания;

2) раствор сильной кислоты и слабого основания;

3) раствор, способный поддерживать постоянство состава при добавлении к нему других веществ;

4) раствор, способный поддерживать постоянство pH при добавлении небольших количеств кислоты или основания.

 

№15. Температура кристаллизации линейно зависит от концентрации второго компонента:

1) для концентрированных идеальных растворов;

2) для концентрированных реальных растворов;

3) для идеальных разбавленных растворов;

4) для неидеальных растворов;

5) для совершенных растворов.

 

Электрохимия

№1. Известны следующие методы измерения ЭДС гальванического элемента:

1) потенциометрический;

2) полярографический;

3) метод вольтметра с высоким внутренним сопротивлением;

4) компенсационный;

5) кондукторометрический.

 

№2. Для нормально разомкнутого гальванического элемента электродвижущая сила равна:

1) разности электродных потенциалов на выводах ГЭ;

2) падению напряжения на внешнем участке цепи с гальваническим элементом;

3) напряжению на выводах работающего элемента;

4) произведению тока на сумму сопротивлений;

5) полусумме произведений квадратов зарядов частиц на концентрацию.

 

№3. Величину гальванического элемента можно рассчитать:

1) с помощью уравнения Фарадея;

2) с помощью уравнения Фрумкина;

3) с помощью уравнения Нернста;

4) с помощью уравнения Гиббса-Дюгема;

5) как разность условных электродных потенциалов.

 

№4. Для расчёта ЭДС с помощью уравнения Нернста необходимо знать:

1) стандартную ЭДС элемента и температуру;

2) ЭДС нормального элемента Вестона;

3) стехиометрическое уравнение реакции в элементе;

4) электропроводность растворов, входящих в состав элемента;

5) атмосферное давление.

 

№5. Электрод, стандартный электродный потенциал которого при 298К в водном растворе принят равным нулю:

1) платиновый;

2) серебряный;

3) хлорсеребряный;

4) каломельный;

5) кислородный в растворе кислоты;

6) кислородный в растворе щёлочи;

7) водородный в растворе кислоты;

8) водородный в растворе щёлочи.

 

№6. Химический гальванический элемент с двумя электродами первого рода:

1) Cu|Zn|ZnCl2(р-р)||CuCl2(р-р)|Cu;

2) Zn|ZnCl2(р-р)||ZnCl2(р-р)|Zn;

3) Ag|Zn|ZnCl2(р-р)||KCl(р-р)|AgCl(тв)|Ag;

4) Ag|AgCl(тв)|KCl(р-р)||KCl(р-р)|AgCl(тв)|Ag;

5) Pt|Ag|AgCl (тв)|KCl(р-р)|Cl2, Pt;

6) Ag|Zn|ZnCl2(р-р)|AgCl(тв)|Ag;

 

№7. Концентрационным называется гальванический элемент, у которого:

1) величина ЭДС определяется изменением энергии Гиббса в самопроизвольной химической реакции;

2) величина ЭДС определяется изменением энергии Гиббса в самопроизвольной химической реакции и не зависит от концентрации реагентов и продуктов;

3) величина ЭДС определяется изменением энергии Гиббса в самопроизвольной химической реакции и зависит от концентрации реагентов и продуктов;

4) электроды содержат одни и те же фазы, величина ЭДС определяется отношением активности веществ или ионов;

5) величина ЭДС определяется только разностью температур электродов.

 

№8. Уравнение Нернста для потенциала хлорного электрода (E) при небольших давлениях газообразного хлора (P(Cl2), атм):

1)  
2) 4)  
3) 5)  

6)

 

 

№9. Выберите гальванический элемент, по измерениям стандартной ЭДС которого возможно определить константу равновесия реакции 2Ag + Cl2 = 2AgCl:

1) Cu|Zn|ZnCl2(р-р)||CuCl2(р-р)|Cu;

2) Zn|ZnCl2(р-р)||ZnCl2(р-р)|Zn;

3) Ag|Zn|ZnCl2(р-р)||KCl(р-р)|AgCl(тв)|Ag;

4) Ag|AgCl(тв)|KCl(р-р)||KCl(р-р)|AgCl(тв)|Ag;

5) Pt|Ag|AgCl (тв)|KCl(р-р)|Cl2, Pt;

6) Ag|Zn|ZnCl2(р-р)|AgCl(тв)|Ag.

 

№10. Электродный потенциал цинкового электрода в стандартных условиях в водном растворе при температуре 298К равен –0,763 В. Из данного электрода и стандартного водородного электрода в растворе кислоты при 298 К составлен гальванический элемент, в котором отсутствует диффузионная разность потенциалов. Выберите все справедливые утверждения, описывающие этот элемент.

1) цинковый электрод образует положительный полюс гальванического элемента;

2) цинковый электрод образует отрицательный полюс гальванического элемента;

3) в цинковом электроде самопроизвольно протекает реакция восстановления;

4) в цинковом электроде самопроизвольно протекает реакция окисления;

5) в названном гальваническом элементе самопроизвольная химическая реакция не протекает;

6) названный гальванический элемент является химическим;

7) названный гальванический элемент является концентрационным;

8) ЭДС названного гальванического элемента равна 0,763 В;

9) ЭДС названного гальванического элемента равна –0,763 В;

10) ЭДС названного гальванического элемента по условию задачи определить невозможно.

 

№11. Число Z, входящее в уравнение Нернста соответствует:

1) числу электронов, участвующих в реакции;

2) числу электродных реакций;

3) зарядовому числу анионов в растворе;

4) зарядовому числу ионов гидроксония;

5) произведению зарядовых чисел катионов и анионов.

 

№12. Используемый в хингидронном электроде хингидрон представляет собой:

1) эквимолекулярное соединение хинона и гидроксиламина;

2) легко растворимая смесь хинона и гидроокиси хрома;

3) малорастворимое соединение;

4) малорастворимое соединение хинона со следами гидрохинона;

5) эквимолекулярное соединение хинона и гидрохинона.

 

№13. Каломельный электрод относится к:

1) окислительно-восстановительным;

2) электродам 1 рода;

3) электродам 2 рода;

4) электродам сравнения;

5) ионообменным электродам.

 

№14. Электролитический ключ, служащий для элиминирования диффузионного потенциала:

1) заполнен дистиллированной водой;

2) содержит ионы с одинаковой подвижностью;

3) содержит ионы в аномальной подвижностью;

4) заполнен исследуемым раствором;

5) содержит раствор хлористого калия.

 

№15. Металл, используемый в газовых электродах должен:

1) участвовать в электродной реакции;

2) быть инертным к электродной реакции;

3) хорошо сорбировать газы;

4) полностью исключать сорбцию газов;

5) иметь сильно развитую поверхность.

 

Кинетика и катализ

№1. Уравнение, соответствующее реакции первого порядка:

1) υ = кС2(А)С(В);

2) υ = кС2(А);

3) υ = кС(А)С(В);

4) υ = кС(А)С2(В).

 

№2. Стадия, определяющая скорость реакции:

1) медленной стадией;

2) быстрой стадией;

3) разностью скоростей всех стадий;

4) суммой скоростей всех стадий.

 

№3. На активность катализатора влияет:

1) наличие активных адсорбционных центров;

2) химический состав;

3) достаточно развитая поверхность;

4) характер пористости катализатора.

 

№4. При каталитических процессах изменяется:

1) скорость реакции;

2) состояние равновесия в реакционной системе;

3) предел протекания реакции;

4) энергия активации.

 

№5. Каталитическая активность имеет место, когда:

1) атомы или ионы катализатора частично связываются с молекулами реагирующих веществ;

2) расположение атомов или ионов катализатора находится в пространственном соответствии с расположением атомов в молекулах реагирующих веществ;

3) происходит частичное ослабление связей в молекулах реагирующих веществ;

4) происходит деформация связей в реагирующих молекулах.

 

№6. Гетерогенными каталитическими реакциями называю такие, у которых:

1) реагирующие вещества находятся в различных фазах;

2) реагирующие вещества и продукты реакции находятся в различных фазах;

3) катализатор составляет самостоятельную фазу;

4) катализатор и продукты реакции находятся в различных фазах.

 

№7. Радикальными реакциями являются:

1) получение HCl из Cl2 и H2;

2) образование воды из H2 и O2 ;

3) образование HI из H2 и I2;

4) окисление углеводородов.

 

№8. Под специфичностью катализатора понимают:

1) способность катализатора увеличивать скорость реакций, для которых одно из реагирующих веществ является общим;

2) способность катализатора влиять только на одну из реакций при наличии нескольких параллельных реакций;

3) способность катализатора изменять скорость реакции только для одного из изомеров;

4) способность катализатора увеличивать скорость реакции только между определённой парой реагирующих веществ.

 

№9. Значение констант скорости реакции зависит:

1) от температуры;

2) от концентрации реагентов;

3) от вида растворителя;

4) от концентрации продуктов;

5) от давления.

 

№10. Константа скорости реакции при увеличении температуры:

1) возрастает по экспоненциальному закону;

2) убывает по экспоненциальному закону;

3) возрастает в соответствии с уравнением Аррениуса;

4) убывает с ростом температуры;

5) растет пропорционально квадрату температуры.

 

№11. Размерность константы скорости реакции первого порядка:

1) м/с.

2) 1/с.

3) м3/(моль×с).

4) м6/(моль2×с).

5) с/м.

 

№12. Выберите заключения, справедливые для реакции в растворе, в случае, когда молекулы исходных веществ сольватированы, а переходное состояние не сольватировано:

1) сольватация молекул исходных веществ уменьшает энергию активации;

2) сольватация молекул исходных веществ увеличивает энергию активации;

3) сольватация молекул исходных веществ сводит энергию активации к нулю;

4) сольватация молекул исходных веществ делает энергию активации отрицательной;

5) сольватация молекул исходных веществ делает реакцию невозможной.

 

№13. Порядком реакции называется:

1) количество различных видов частиц исходных веществ;

2) количество различных видов частиц исходных веществ и продуктов;

3) количество частиц исходных веществ, взаимодействующих в одном элементарном акте превращения;

4) количество частиц, взаимодействующих и образующихся в одном элементарном акте превращения;

5) показатель степени при концентрации в дифференциальной форме кинетического уравнения;

6) показатель степени при концентрации в интегральной форме кинетического уравнения.

 

№14. Молекулярностью реакции называется:

1) количество различных видов частиц исходных веществ;

2) количество различных видов частиц исходных веществ и продуктов;

3) количество частиц исходных веществ, взаимодействующих в одном элементарном акте превращения;

4) количество частиц, взаимодействующих и образующихся в одном элементарном акте превращения;

5) показатель степени при концентрации в дифференциальной форме кинетического уравнения;

6) показатель степени при концентрации в интегральной форме кинетического уравнения.

 

№15. В совокупности стадий неразветвленной цепной реакции образования фосгена (CO + Cl2 = COCl2) выберите стадии развития цепи

1) Cl2 + M ® 2Cl• + M;

2) Cl• + X(стенка) ® XCl(стенка);

3) 2Cl• + M ® Cl2 + M;

4) Cl• + CO + M ® COCl• + M;

5) COCl• ® Cl• + CO;

6) COCl• + Cl2 ®COCl2 + Cl•.

 

 

Вопросы для подготовки к экзамену

1. Первый закон термодинамики, математическое выражение его для изолированной, закрытой, адиабатной и открытой системы.

2. Общая характеристика электрохимических процессов и систем. Гальванический элемент, химический и концентрационный. Возникновение электродного потенциала. Уравнение Нернста.

3. Первый закон термодинамики. Функции состояния, их признаки. Внутренняя энергия. Энтальпия. Работа и теплота.

4. Растворы. Термодинамические и молекулярно-кинетические условия образования растворов. Классификация растворов по агрегатному состоянию, размеру частиц, способности к диссоциации. Особенности газообразных, жидких и твёрдых растворов. Природные растворы.

5. Теория теплоёмкости газов и твёрдых веществ. Теплоёмкость при постоянном давлении и объёме.

6. Термодинамическая классификация растворов. Идеальные растворы. Законы Вант-Гоффа и Рауля. Закон Генри и вытекающие из него следствия.

7. Основные положения электролитической диссоциации Аррениуса. Причины и механизм электролитической диссоциации. Сольватация ионов. Энергия сольватации. Недостатки теории Аррениуса и её развитие в работах Д. Бренстеда, Т. Лоури, Н.А. Измайлова.

8. Гетерогенный катализ. Теории гетерогенного катализа А.А. Баландина и Н. И. Кобозева.

9. Второй закон термодинамики. Обратимые и необратимые, самопроизвольные и не самопроизвольные процессы. Изменение энтропии при изменении V системы, Т, числа частиц при фазовых превращениях.

10. Реальные растворы. Растворы с положительными и отрицательными отклонениями от закона Рауля. Причины отклонений.

11. Энтропия как функция состояния. Доказательство существования энтропии. Уравнение Больцмана. Энтропия α- и β-.

12. Кинетическая классификация химических реакций. Кинетические уравнения сложных химических реакций. Молекулярность и порядок реакции.

13. Третий и нулевой законы термодинамики, их значение.

14. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Энтальпия и энтропия активации.

15. Электрохимическая коррозия металлов и методы защиты от неё. Ингибиторы коррозии. Пассивность металлов.

16. Фотохимические и радиационно-химические реакции. Закон эквивалентности. Квантовый выход. Значение фотохимических и радиационно-химических реакций в природе и химической промышленности.

17. Растворы электролитов. Основные положения теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Термодинамическая константа диссоциации.

18. Цепные реакции. Классификация элементарных стадий. Ингибиторы цепных реакций. Разветвлённые и неразветвлённые цепные реакции.

19. Основные термодинамические функции. Термодинамические потенциалы, их физический смысл, применение. Условия самопроизвольного протекания процессов и достижения равновесия.

20. Сложные реакции. Кинетические закономерности последовательных реакций, слагающиеся из реакций первого порядка. Автокаталитические и самотормозящиеся реакции.

21. Теория электрической проводимости растворов Дебая-Онзагера. Электрофоретический и релаксационный эффекты. Ионная атмосфера, время релаксации ионного облака.

22. Методы определения порядка и константы скорости реакции по экспериментальным данным.

23. Константа химического равновесия. Способы выражения и зависимость от температуры. Уравнение изобары и изохоры химической реакции.

24. Электрохимическая кинетика. Законы Фарадея. Выход вещества по току.

25. Фазовое равновесие. Условия равновесия между фазами. Критические фазы. Характеристика агрегатных состояний вещества. Правило фаз Гиббса, его применение в производстве и для исследования биологических систем.

26. Электрохимические цепи, химические и концентрационные. Измерение ЭДС гальванических элементов.

27. Электрохимический метод определения рН: водородный, хингидронный, стеклянный.

28. Химическое равновесие. Принципы смещения химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции. Энергия Гиббса и Гельмгольца в стандартных условиях, способы их расчёта.

29. Предмет, задачи и методы химической кинетики. Гомогенные и гетерогенные реакции, их скорость. Основной постулат химической кинетики.

30. Теплоёмкость истинная, средняя, молярная, удельная. Зависимость теплоёмкости от температуры.

31. Максимальная работа процесса. Химическое сродство.

32. Приложение I закона термодинамики к химическим процессам. Термохимические уравнения. Закон Гесса и вытекающие из него следствия. Тепловые эффекты химических реакций при постоянном давлении и объёме. Закон Кирхгофа.

33. Энтальпия. Энтальпийные диаграммы. Энтальпия образования, сгорания, растворения, фазовых переходов. Энергия связи, кристаллической решётки, ионизации, гидратации.

34. Химическое равновесие. Термодинамический вывод для константы химического равновесия. Химическое равновесие в гетерогенных реакциях. Различные способы выражения констант равновесия, соотношения между ними.

35. Предмет и роль химической термодинамики в изучении химических и физико-химических процессов. Методы и ограничения термодинамики.

36. Историческая обусловленность возникновения физической химии и других смежных наук. Предмет, задачи и методы физической химии.

37. Двухкомпонентные жидкие и твёрдые системы. Диаграммы состав – температура кристаллизации бинарных неизоморфных смесей с простой эвтектикой и смесей, образующих устойчивое и неустойчивое химическое соединения. Применение фазовых диаграмм в производстве и для исследования биологических систем.

38. Коллигативные свойства разбавленных растворов. Криоскопия и эбуллиоскопия, их применение. Осмос и его роль в биологических процессах. Изотонические растворы.

39. Зависимость температуры кипения и давления пара бинарного раствора от его состава. Законы Коновалова. Азеотропные растворы. Законы Вревского. Методы разделения азеотропных смесей.

40. Химические потенциалы и стандартные состояния компонентов раствора. Парциальные молярные величины. Уравнение Гиббса-Дюгема-Маргулеса.

41. Электрическая проводимость растворов электролитов. Удельная и молярная (эквивалентная) электрические проводимости, зависимость их от различных факторов. Закон Кольрауша. Подвижность ионов и числа переноса. Аномальная подвижность ионов Н+ и ОН.

42. Молекулярная кинетика. Теория молекулярных столкновений и её применение к биомолекулярным реакциям.

43. Молекулярная кинетика. Теория переходного состояния или активного комплекса.

44. Катализ. Влияние на механизм снижения энергетических барьеров. Селективность. Отравление, промотирование и модифицирование катализаторов.

45. Классификация каталитических процессов. Гомогенный катализ. Кислотно-основной катализ. Автокатализ.

46. Классификация обратимых электродов по типу электродных реакций. Характеристика электродов I и II рода, редокс-электродов. Использование редокс-электродов для определения направления реакции.

47. Гетерогенный катализ. Общая стадийная схема катализа. Электронная и цепная теории катализа.

48. Сложные реакции. Кинетические закономерности обратимых, параллельных и сопряжённых реакций, слагающихся из реакций первого порядка.

49. Поляризация электродов при прохождении электрического тока. Перенапряжение электрохимической реакции и перенапряжение концентрации. Перенапряжение восстановления.

50. Химические источники электрической энергии. Первичные сухие элементы. Элемент Лекланше. Характеристика топливных элементов на примере водородно-кислородного. Аккумуляторы кислотные и щелочные.

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.