(физическая химия).

Вопросы к занятиям по «Органической и физической химии»
для студентов МБФ по части физическая химия.
Занятие №1.
1. Правило работы в лаборатории физической химии.
2. Введение в лабораторный практикум по физической химии.
3. Проведение установочный контроль по знаниям химии.
4. Химическая термодинамика (предмет, задачи, основные цели, возможности).
5. Основные понятия химической термодинамики: термодинамическая система:
открытая, закрытая, изолированная; состояние системы; параметры и функции
состояния, уравнение состояния; процесс: изохорный, изобарный, изотермический,
адиабатический; самопроизвольный и несамопроизвольный, обратимый и
необратимый, равновесный и неравновесный; внутренняя работа; работа и теплота.
6. Первый закон термодинамики и его приложение к основным типам процессов.
7. Тепловой эффект химической реакции. Экзотермические и эндотермические
процессы. Закон Гесса и его следствия. Стандартная теплота образования,
сгорания. Теплота растворения, нейтрализации.
8. Теплоемкость и её виды. Интегральная и дифференциальная формы уравнения
Кирхгоффа.
9. Решение задач.
Занятие №2.
1. Принцип работы тепловой машины Карно. КПД тепловой машины.
2. Второй закон термодинамики. Статистический характер II ЗТД. Уравнение
Больцмана.
3. Энтропия, её свойства. Изменение энтропии как критерий направленности и
равновесия в изолированных системах.
4. Постулат Планка. Абсолютная и стандартная энтропии. Расчет энтропии для
различных химических процессов.
5. Термодинамические потенциалы. Критерии направленности самопроизвольных
процессов в закрытых системах.
6. Химический потенциал. Критерии протекания самопроизвольных химических
процессов в открытых системах.
7. Обратимые и необратимые химические реакции. Константа равновесия
химической реакции и способы её выражения. Закон действующих масс. Принцип
Ле-Шателье.
8. Уравнение изотермы химической реакции.
9. Зависимость константы равновесия от температуры: уравнение изохоры и изобары
(в дифференциальной и интегральной формах).
10. Решение задач.
Занятие № 3.
Лабораторная работа: «Определение теплоты растворения соли»
Занятие № 4.
1. Основные понятия: фаза, число компонентов, число степеней свободы. Фазовые
превращения и равновесия: испарение, сублимация, плавление, изменение
аллотропной модификации.
2. Правило фаз Гиббса.
3. Уравнение Клайперона-Клаузиса.
4. Диаграммы состояния воды.
5. Решение задач.
Занятие № 5.
Лабораторная работа: «Изучение взаимной растворимости фенола и воды»
Занятие № 6.
Итоговая работа: «Химическая термодинамика. Термодинамика фазовых равновесий»
Вопросы к итоговой №1.
1. Химическая термодинамика (предмет, задачи, основные цели, возможности).
2. Основные понятия химической термодинамики: термодинамическая система:
открытая, закрытая, изолированная; состояние системы; параметры и функции
состояния, уравнение состояния; процесс: изохорный, изобарный, изотермический,
адиабатический; самопроизвольный и несамопроизвольный, обратимый и
необратимый, равновесный и неравновесный; внутренняя работа; работа и теплота.
3. Первый закон термодинамики и его приложение к основным типам процессов.
4. Тепловой эффект химической реакции. Экзотермические и эндотермические
процессы. Закон Гесса и его следствия. Стандартная теплота образования,
сгорания. Теплота растворения, нейтрализации.
5. Теплоемкость и её виды. Интегральная и дифференциальная формы уравнения
Кирхгоффа.
6. Принцип работы тепловой машины Карно. КПД тепловой машины.
7. Второй закон термодинамики. Статистический характер II ЗТД. Уравнение
Больцмана.
8. Энтропия, её свойства. Изменение энтропии как критерий направленности и
равновесия в изолированных системах.
9. Постулат Планка. Абсолютная и стандартная энтропии. Расчет энтропии для
различных химических процессов.
10. Термодинамические потенциалы. Критерии направленности самопроизвольных
процессов в закрытых системах.
11. Химический потенциал. Критерии протекания самопроизвольных химических
процессов в открытых системах.
12. Обратимые и необратимые химические реакции. Константа равновесия
химической реакции и способы её выражения. Закон действующих масс. Принцип
Ле-Шателье.
13. Уравнение изотермы химической реакции.
14. Зависимость константы равновесия от температуры: уравнение изохоры и изобары
(в дифференциальной и интегральной формах).
15. Основные понятия: фаза, число компонентов, число степеней свободы. Фазовые
превращения и равновесия: испарение, сублимация, плавление, изменение
аллотропной модификации.
16. Правило фаз Гиббса.
17. Уравнение Клайперона-Клаузиса.
18. Диаграммы состояния воды.
19. Решение задач.
Занятие № 7.
1. Скорость движения ионов.
2. Удельная электропроводность, её зависимость от природы веществ, концентрации
растворов, температуры.
3. Молярная электропроводность, её зависимость от природы веществ, концентрации
растворов, температуры. Закон Кольрауша. Кондуктометрия.
4. Решение задач.
Занятие № 8.
1. Механизм возникновения электродного потенциала. Строение ДЭС на границе
раствор – металл.
2. Уравнение Нернста с выводом. Стандартный электродный потенциал.
3. Классификация обратимых электродов. Строение и принцип действия
4.
5.
6.
7.
8.
водородного, хлорсеребряного, хингидронного, стеклянного электродов.
Гальванический элемент Даниэля-Якоби.
Редокс-электроды и их типы. Уравнение Петерса.
Электрохимические цепи (химические и концентрационные).
Потенциометрия, определение термодинамических параметров химических
реакций, измерение рН растворов.
Потенциометрическое титрование.
Занятие №9.
Лабораторная работа: «Измерение ЭДС гальванического элемента».
Лабораторная работа: «Изучение зависимости ЭДС гальванического элемента от
температуры».
Занятие № 10: Итоговая работа № 2: «Электрохимия»
1. Скорость движения ионов.
2. Удельная электропроводность, её зависимость от природы веществ, концентрации
растворов, температуры.
3. Молярная электропроводность, её зависимость от природы веществ, концентрации
растворов, температуры. Закон Кольрауша. Кондуктометрия.
4. Механизм возникновения электродного потенциала. Строение ДЭС на границе
раствор – металл.
5. Уравнение Нернста с выводом. Стандартный электродный потенциал.
6. Классификация обратимых электродов. Строение и принцип действия
водородного, хлорсеребряного, хингидронного, стеклянного электродов.
7. Редокс-электроды, их типы. Уравнение Петерса.
8. Электрохимические цепи (химические и концентрационные).
9. Потенциометрия, определение термодинамических параметров химических
реакций, измерение рН растворов.
10. Потенциометрическое титрование.
11. Решение задач.
Занятие № 11.
1. Предмет и задачи химической кинетики.
2. Основные понятия химической кинетики: скорость, элементарный акт химического
3.
4.
5.
6.
взаимодействия, механизм химической реакции, молекулярность и порядок.
Зависимость скорости реакции от концентрации. Закон действующих масс для
простых и сложных реакций. Методы определения порядка реакции.
Зависимость скорости химической реакции от температуры: правило Вант-Гоффа и
уравнение Аррениуса.
Теории молекулярной кинетики: ТАС и ТПС. Методы определения энергии
активации.
Решение задач.
Занятие № 12.
1. Кинетика сложных реакций:
обратимые, последовательные, сопряженные,
параллельные реакции. Превращения лекарственного вещества в организме как
совокупность последовательных реакций.
2. Фотохимические реакции. Основные законы фотохимии
3. Цепные реакции. Кинетика цепных и разветвленных реакций. Квантовый выход
реакции.
4. Решение задач.
Занятие № 13.
1. Каталитические процессы: гомогенный и гетерогенный катализ. Особенности
каталитических процессов и теории катализа. Развитие учения о катализе (А. А.
Баландин, Н. И. Кобозев).
2. Ферментативный катализ. Уравнение Михаэлиса-Ментен и Лайнуивера-Берка.
3. Ингибиторы.
4. Решение задач.
Занятие № 14.
Лабораторная работа: «Изучение кинетики реакции окисления йодоводородной
кислоты пероксидом водорода», «Зависимость скорости реакции от концентрации,
температуры, наличия катализатора».
Занятие № 15: Итоговая работа №3: «Химическая кинетика».
Занятие № 16: Зачетное занятие.