Pytania i opracowania na egzamin z chemii fizycznej

1. Opisać równanie stanu gazu.

a.)gaz doskonały

Równanie stanu gazu ma postać: pV=nRT gdzie: p – ciśnienie [Pa]

V – objętości [dm³]

R – stała gazowa [J\mol K]

T – temperatura bezwzględna [K]

n – ilości moli substancji gazowej

Jest to równanie gazu doskonałego.

Mutacje równania gazu doskonałego:

p_oV_o p₁V₁ p₂V₂ const gdzie: p_o,V_o,T_o – parametry gazu w

T_o T₁ T₂ w warunkach normalnych.

P_1,V₁,T₁ – parametry gazu w stanie 1

b.) gaz rzeczywisty :

a

( p + ) (V – b ) = RT jest to równanie Van der Wallssa

V²

a,b – są to poprawki Van der Wallsa.

2.)Do jakich celów można wykorzystać prawo dyfuzji Grahama.

Prawo dyfuzji Grahama dotyczy wpływu i napływu gazu, można je wykorzystywać do rozdzielenia argonu i neonu , wydzielenia izotopu uranu 235, wyznaczania masy cząsteczkowej gazu.

V₁ g ₂ V₁ m ₂ t ₂ m ₂

= = =

V₂ g ₁ V ₂ m ₁ t ₁ m ₁

m

gdzie: g = g – gęstości, m – masa, V – objętości (zależna od temperatury)

V

m_cz [g]

g =

22.4 [dm³]

3. Podać słownie i za pomocą wzorów prawo Daltona . Jakie jest ciśnienie parcjalne Azotu w temperaturze.

Prawo Daltona : Sumaryczna prężności pary mieszaniny gazów jest równa sumie poszczególnych ciśnień cząstkowych poszczególnych gazów.

P = p₁ + p₂ + p₃ + p_w ... rów. st. gazu p_AV = n_ART

P_BV = n_BrRT

V( p_A + p_B ) = RT (n_A + n_B )

p_A n_A

= = X_A - ułamek molowy gazu A.

p n

4.) Co to jest stała gazowa i jaki jest jej wymiar.

pV=nR_uT R_u – uniwersalna stała gazowa . [J \ mol K]

p_o V_o 101325 224

R_u = = = 8.314 [J\ mol K] gdzie : p_o = 101325 Pa

T_o 273.15 v_{o =} obj. 1 k mol w war.

normalnych. 22.4 m³/ k mol

Zależności pomiędzy stałą uniwersalną a indywidualną

Ru

Ri = gdzie: Ru – stała uniwersalna

M Ri – stała indywidualna

M - masa molowa

5.) Co to są funkcje termodynamiczne .

Termodynamika – jest nauka zajmująca określaniem warunków (V,pT,n) termodynamicznych w przyrodzie.

Funkcje termodynamiczne – są to funkcje stanu czyli nie zależą od drogi (sposobu przeprowadzania dowolnego procesu chemicznego) lecz od stanu początkowego i końcowego.

Układy termodynamiczne : Funkcje termodynamiczne :

• układ otwarty - energia wewnętrzna

• układ zamknięty - entalpia

• układ izolowany - entropia

- entalpia swobodna

- energia swobodna

6.) Co to jest energia wewnętrzna

Energia wewnętrzna jest funkcją parametru stanu nie zależy od drogi procesu, lecz od stanu początkowego i końcowego układu.. Energia wew. Jest to suma wszystkich energii cząstek w układzie i suma energii oddziaływań między nimi

dU = Q + W gdzie : Q – energia wymieniona z

otoczeniem na sposób ciepła

W – energ. wym. Z otoczeniem

₂ na sposób pracy

U = ∫ dU 1 – stan początkowy

¹ 2 – stan końcowy

7.)Co to jest ciepło i praca

Ciepło – sposób przekazywania ciepła nie jest funkcja stanu , czyli zależy od drogi prowadzenia procesu, jest to sposób przekazywania energii .

Praca – jest to ukierunkowany sposób przekazywania energii

Rozróżniamy pracę :

• pracę zewnętrzną dl_z = pdv

• pracę techniczną dl_t = -vdp Q = - W

8. Podać przykłady różnego typu prac.

   1. praca związana ze zmianą objętości

• praca odwracalna

v₁ p₂

W = 2.303 n RT log = 2,303 nRT log

V₂ p₁

- praca nieodwracalna W = pdv

b.) praca elektryczna W = qdE W = δS

8. Pierwsza zasada termodynamiki

Pierwsza zasada termodynamiki ma charakter bilansu energetycznego i jest sformułowana następująco :

Energia wewnętrzna może ulec zmianie na wskutek wymiany pracy i ciepła z otoczeniem

Du = Q + W

Pierwsza zasada termodynamiki dla:

a.) dla układu otwartego

m = const dU = Q + W + Q_p Q_p – ciepło przewodzenia

Q = const

2. dla układu zamkniętego

m = const dU = Q + W

Q = const

2. dla układu izolowanego

m = const U_(T,p,V,n) = const Energia wewnętrzna układu izolowanego jest stała .

Q = const

8. Podać definicje :

   1. pojemności cieplna jest to ilości energii cieplnej wymienionej z otoczenie o jeden kelwin [K]

dQ ∂U

= ( )_V - jest to pojemności cieplna układu.

dT ∂ T

1. ciepło molowe jest to ilości energii cieplnej dogrzania jednego mola substancji o jeden 1° C

Qp ΔH

Cp = = - ciepło molowe przy p = const.

ΔT ΔT

Qp ΔU

Cv = = - ciepło molowe przy V = const

ΔT ΔT

Zależności pomiędzy ciepłami : Cp – Cv = R

c.)ciepło właściwe jest to ilości ciepła potrzebna do ogrzania 1 grama substancji o 1° C .

2. ciepło reakcji jest to ilości energii wymieniona przez układ z otoczenie na sposób ciepła ΔU a wzrostu liczby postępu reakcji o jeden w czasie jej przebiegu w stałej objętości i temperaturze gdy układ wymienia energię tylko na sposób ciepła.

Qv = ΔU gdy T,V = const

Gdy p = const ilości energii wymieniona przez układ z otoczeniem na ciepła dla przyrostu liczby postępu reakcji o jeden pod stałym ciśnieniem i temperaturą gdy układ wymienia energię tylko na sposób ciepła i pracy objętościowej.

Qv = ΔH gdy T,p = const

2. ciepło tworzenia związku chem.(entalpia tworzenia zw. chemicznego) jest to efekt cieplny towarzyszący powstawaniu 1 mola związku z pierwiastków w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury

11.Podać prawo Hessa .

Według tego prawa ilości wydzielonego lub pochłoniętego przez układ reagujący zależy jedynie od stanu początkowego i końcowego tj. substratów i produktów reakcji nie zaś od sposobu prowadzenia procesu.

Def: Standardowa entalpia reakcji chemicznej równa jest sumie iloczynów standartowych entalpi tworzenia produktów i liczb ich moli pomniejszonej o sumę takich samych iloczynów dla substratów reakcji.

ΔH⁰_reak = Σn_prod ΔH⁰_prod - Σn_subst ΔH⁰_subst

n – wsółczyniki stechiometryczne reakcji w równaniu reakcji

ΔH⁰ – standardowe entalpie tworzenia substratów reakcji .

8. Jak zmienia się ΔU i ΔH ze zmiana temperatury.(!!!)

Jeżeli substancja znajduje się w stałej objętości to doprowadzone ciepło podnosi energię

dU

wewnętrzną (praca jest wykonywana) Cv = . Gdy substancja znajduje się pod

dT

stałym ciśnieniem doprowadzone ciepło układu używane jest do wykonania pracy przez układ

(Cp > Cv)

Cp – Cv = R dH

Cp = Cv – pdv , Cp =

dT

dU = U₂ – U₁

dH = H₁ – H₂

Określają to dwa prawa równania Kirchoffa.

d(ΔU)

= Cv₂ – Cv₁ = ΔCv Cv₁ – ciepło właściwe przy stałej obj. subst.

dT Cv₂ – ciepł. wł. przy stałej obj. produktów

d(dH)

= Cp₂ – Cp₁ = ΔCp

dT

13.) Jaka jest różnica pomiędzy ΔH I ΔH (Qv i Qp)

Ciepło reakcji w stałej objętości Qv jest równe zmianie energii wewnętrznej ΔU. Całkowita zmiana energii wewnętrznej jest spowodowana doprowadzeniem lub odprowadzeniem ciepła

ΔH = ΔU + p ΔH

Efekt cieplny pod stałą objętością , efekt cieplny pod stałą objętością definiujemy zmianą energii wewnętrznej ΔU

Qp = Qv + pΔV

Qp = Qv (fazy skondensowane )

pΔ ≅ Δn p ΔV(gazy)

14. Co to jest entropia

Entropia jest miarą nie uporządkowania układu, miarą swobody cząsteczek w układzie.

Qod

ΔS = [kal / stopień]

T

15.) co to jest entalpia swobodna

Do ilościowego określenia pracy użytecznej wprowadza funkcje termodynamiczną entalpie swobodną . Entalpia swobodna jest funkcją stanu nie zależy od drogi procesu lecz od stanu początkowego i końcowego ΔG.

G = H – TS ΔG = ΔH - TΔS ΔG = - ( W - pΔV )

Zmiana entalpi swobodnej jest termodynamiczną miarą pracy użytecznej jaką można uzyskać z przemiany zachodzącej w układzie.

16.) Co to jest molowa cząstkowa wielkości .

Molowa cząstkowa wielkości ( y_i ) określa d ile zmieni się wartości tej wielkości ekstensywnej lub też zmiennej ekstensywnej jeżeli do danej masy układu wprowadzi się 1 mol substancji .

ϑy_i

y_i = ( )_T,p n_j = i

ϑ n_i

17.)Podać definicje potencjału chemicznego .

Potencjał chemiczny µ jest energia swobodną Gibbsa w odniesieniu do 1 mola substancji i jest miarą tej tendencji do przemiany chemicznej .

Jeżeli w układzie otwartym nastąpi zmiana masy układu do dn moli ,to zmiana energi układu wyniesie dU = µ dn

Potencjał chemiczny jest funkcją termodynamiczną .

18.) Druga zasada termodynamiki

Nie możliwe jest przenoszenie ciepła z chłodnicy do źródła bez jednoczesnego przekształcenia pewnej ilości pracy w ciepło.

1. dla procesu odwracalnego.

Qel

ΔS =

T

1. dla procesu odwracalnego

Qel

ΔS >

T

KINETYKA.

Pod pojęciem szybkości reakcji rozumiemy zmianę stężenia molowego substancji ( substratu i produktu ) w jednostce czasu .Podczas reakcji chemicznej stężenie substratów maleje, a stężenie produktów rośnie. Wiec miarą szybkości reakcji chemicznej w danej chwili będzie nieskończenie mała zmiana stężenia substratów lub produktów w nieskończenie małym przedziale czasu

dc_s dc_p

v = - v =

dt dt

Szybkości reakcji jest pochodną stężeni względem czasu.

Szybkości reakcji nie zależy tylko od rodzaju substancji lecz też od:

• stężenia substancji reagujących

• temperatury

• katalizatora

1. Reakcje homogeniczne i heterogeniczne.

Reakcją homogeniczną ( jedno fazową) nazywamy zmianę szybkości reakcji gdzie substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie. Przykładowo jeżeli reakcja biegnie w fazie ciekłej to substraty i produkty znajdują się w fazie ciekłej.

Reakcją heterogeniczną (wielofazowa ) występuje wtedy gdy jeden z czynników biorących udział tworzy własną odrębną fazę różniącą się od innych faz składników reakcji.

1. Równanie kinetyczne (postać matematyczna, sposób wyznaczania).

Równanie kinetyczne szybkości reakcji na przykładzie reakcji zmydlania estru.

dx gdzie : a, b - początkowe stęż. Ługu i estru.

= k (a – x) ( b – x ) x – stęż anionu organicznego

dt k – stała szybkości reakcji.

1. Rząd reakcji.

W stałej temperaturze szybkości reakcji jest wprost proporcjonalna do iloczynu odpowiednich potęg stężeń substratów .

Zależności szybkości reakcji od stężenia reagujących substancji:

V = k c_A^a c_B^b c_C^c gdzie : A,B,C – substancje reagujące

c_A, c_B, c_C - stężenia molowe tych substancji.

a,b,c – liczba moli substancji

k – stało szybkości reakcji

Suma wykładników potęg w równaniu szybkości reakcji chemicznej nosi nazwę rzędowości .

Gdy reakcja jest jednocząsteczkowa w reakcji bierze udział jedna cząsteczka mamy do czynienia z reakcją pierwszego rzędu .

V = k c_A

Gdy reakcja jest dwucząsteczkowa jednoetapowa to będzie reakcja to będzie reakcja drugiego rzędu.

V = k c_A c_B

5.)Katalizatory, inhibitory

Zjawisko katalizy następuje wtedy gdy na skutek dodania do układu reagującego pewnych substancji następuje zmiana szybkości reakcji Dodawana substancja nosi nazwę katalizatora. W przypadku katalizy dodatniej dodatek katalizatora zmniejsza energię aktywacji

Jeżeli katalizator i reagenty stanowią jedną fazę to mamy do czynienia z katalizą jedno fazową . W przypadku gdy katalizator stanowi odrębną fazę w stosunku do reagentów mamy do czynienia z katalizą heterofazową.

W przypadku katalizy jednofazowej gdy powstają nie trwałe związki przejściowe szybkości reakcji chemicznych jest proporcjonalna do stężenia wprowadzonego katalizatora.

Substancje dodane które dodane do katalizatora likwidują jego jego aktywności katalityczną takie substancje nazywamy inhibitorami.

7.) Reakcje heterogeniczne.

1. czynniki określające szybkości reakcji

• temperatura

• stężenia substancji reagujących

• katalizator

b.) przykład reakcji i równanie

Fe_(s) + H₂O FeO _(s) + H_{2 (g)}

v = k c _H2O

ELEKTROCHEMIA

1.) Przewodniki 1i 2 rodzaju

Do przewodników pierwszego rodzaju zaliczamy wszystkie przewodniki , które przewodzą prąd na skutek ruchu elektronów stanowiących gaz elektronowy są to metale i ich stopy, grafit.

Przewodniki drugiej klasy przewodzą prąd na skutek ruchu jonów sa to elektrolity i ich roztwory.

2.) Elektrolity - substancje które podczas rozpuszczania w wodzie (lub innych rozpuszczalnikach rozpadają się na jony nazywamy elektrolitami. Rozróżniamy elektrolity:

• mocne, są to sole, części kwasów nieorganicznych, części wodorotlenków nie organicznych.

• słabe elektrolity części kwasów nieorganicznych, części wodorotlenków nieorganicznych, kwasy i zasady organiczne.

• Średnie elektrolity

1. dysocjacja elektrolityczna – proces rozpadania substancji na jony pod wpływem rozpuszczalnika nosi nazwę dysocjacji elektrolitycznej

Stopień dysocjacji – stosunek liczby cząstek rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząstek rozpuszczonych nosi nazwę stopnia dysocjacji. α = n_zd / n_o

Stała dysocjacji jest to stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia częste nie zdysocjowanych . [A^+m ]ⁿ [ B⁺ⁿ ]^m

K_AnBm =

[A_n B_m]

Prawo rozcieńczeń Ostwalda α² C

K =

1 - α

b.)przewodnictwo

• przewodnictwo właściwe Jest to przewodnictwo mierzone bezpośrednio za pomocą konduktometru. κ [om^-1 cm^-1] .Przewodnictwo roztworów rośnie ze wzrostem temperatury.

• przewodnictwo równoważnikowe przewodnictwo właściwe rośnie ze wzrostem stężenia roztworu do pewnej wartości maksymalnej następnie maleje.

κ - przewodnictwo właściwe

κ c – stężenie roztworu

Λ=

c

Przewodnictwo równoważnikowe jest więc przewodnictwem słupa roztworu znajdującego się między dwoma elektrodami odległymi od siebie o 1 cm , zawierającego 1 gramorównoważnik . Przewodnictwa równoważnikowe rosną wraz ze wzrostem temperatury i rozcieńczeniem roztworu elektrolitu. W przypadku roztworu elektrolitu słabego obserwujemy ciągły wzrost przewodnictwa w miarę spadku stężenia elektrolitu , w przypadku roztworu elektrolitu mocnego obserwujemy pewien wzrost , następnie stosunkowo prędko wartości przewodnictwa równoważnikowego maleje.

• przewodnictwo graniczne λ

RÓWNOWAGA FAZOWA

1. Reguła faz Gibbsa . Reguła faz wskazuje ile parametrów układu można zmienić , aby układ nie uległ zniszczeniu.

z = s – f - r + 2 gdzie : z – liczba parametrów układu które można zmienić

s – liczba składników układu.

f – liczba faz

r – liczba niezależnych reakcji chemicznych

2 – suma dwóch parametrów fizycznych , ciśnienia i

temperatury.

1. Stopień swobody - liczba parametrów układu , które można zmienić nie niszcząc struktury , nosi nazwę liczby stopni swobody.

3.) Cząsteczki z fazy gazowej przechodzą do fazy ciekłej i zostają związane na jej powierzchni. Stężenie gazu rozpuszczonego w cieczy zależy od jego ciśnienia w fazie gazowej Między tymi wielkościami istnieje zależności proporcjonalna . jeśli ciśnienie gazu nie jest zbyt wysokie , jego rozpuszczalności jest mała , temperatura jest stała . Jest to prawo Henrego. p_i = k_i c_i p_i - ciśnienie gazu, k_i – wspł. proporcjonalności

c_i – stęż gazu w cieczy

Jeżeli do czystej cieczy dodamy innej cieczy mieszającej się z nią bez ograniczeń, to ciśnienie cząstkowe pierwszej cieczy w parze nasyconej nad roztworem ciekłym (p₁) będzie mniejsze od ciśnienia pary nasyconej nad cieczą czystą (p₀₁). Obniżenie ciśnienia p₀₁ – p₁ zależy od stężenia dodanej cieczy w roztworze i jest proporcjonalne do jej stężenia wyrażonego za pomocą ułamka molowego x₂. Jest to prawo Raolta.

p₀₁ – p₁

= x₂

p₀₁

4).Prawo podziału Nersta . Jeż do układu zawierającego dwie ciecze nie mieszające się dodamy substancji trzeciej , która w nich się nie rozpuszcza to stosunek stężenia tej substancji w jednej warstwie ciekłej (c₁) do stężenia w drugiej warstwie ciekłej (c₂) jest wartością stałą w stałej temperaturze.

Substancja rozpuszczona dzieli się na miedzy dwie ciecze , tak ze tworzy roztwór bardziej stężony w tej cieczy, w której lepiej się rozpuszcza.

RÓWNOWAGA CHMICZNA

1.)Warunek równowagi chemicznej.

W przypadku reakcji chemicznej w jednym kierunku reakcji powstają produkty z substratów , z kolei w drugim kierunku następuje rozpad produktów na substraty. Obydwa te procesy maja odpowiednie szybkości reakcji W początkowym okresie reakcji proces pierwszy posiada większą szybkości po pewnym czasie szybkości obu procesów zrównują się i ustala się stan równowagi termodynamicznej.

1. Stała równowagi Ka, Kp, Kx.

Dla reakcji C_{(S )}+O_2(g) CoO_{2 (g)}

Cco₂

Kc =

Cc Co₂

Prawo działania mas : W stanie równowagi chemicznej stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów jest wielkością stałą , charakterystyczną dla danej reakcji chemicznej w danej temperaturze .

p co₂

Kp = - ciśnieniowa stała równowagi

p o₂

X_c^c

Kx = - molowa stała równowagi

X_A^a X_B^b

Zależności stałej równowagi od temperatury :

dlnKp ΔH⁰

=

dT RT²

Wzrost temperatury sprzyja reakcji endotermicznej związanej z pochłanianiem ciepła , a wywiera odwrotny wpływ na przemianę egzotermiczną . Natomiast obniżenie temperatury sprzyja procesowi egzotermicznemu.

4.)Wpływ temperatury na stan równowagi chemicznej – reguła przekory.

Reguła przekory:

Jeżeli układ będący w stanie równowagi poddamy działaniu zewnętrznemu (tj. zmianie stężeń reagentów, zmianie ciśnienia lub temperatury), to w układzie tym nastąpią zmiany zmierzające do osłabienia skutków tego działania.