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:
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):
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.
|