Odpowiedzi egzamin 2 (28 06 12)

1. Omówić różnice między gazem rzeczywistym i doskonałym.

Pierwszą i zasadniczą różnicą jest to, że gaz doskonały spełnia równanie Clapeyrona (pV=nRT) a gaz rzeczywisty nie. Gazy doskonałe posiadają znikomo małe wymiary w porównaniu z odległościami pomiędzy nimi, przez co można traktować je jako punkty materialne, natomiast gazy rzeczywiste posiadają pewną objętość, której nie można zaniedbać. Równie istotną różnicą jest to, że cząsteczki gazów doskonałych nie oddziaływują na siebie na odległość a jedynie dochodzi do doskonale elastycznych zderzeń, w odróżnieniu do cząsteczek gazu rzeczywistego, które oddziaływują ze sobą na odległość a oddziaływania międzycząsteczkowe mają charakter odpychający i przyciągający.

2. Co to jest proces odwracalny?

Proces odwracalny (quasi statyczny) to taki, który zachodzi pod wpływem nieskończenie małej siły napędowej, poprzez szereg kolejnych stanów równowagi. W każdej chwili można go przerwać i po tej samej drodze cofnąć do stanu początkowego.

3. Omówić pierwszą zasadę termodynamiki.

Pierwsza zasada termodynamiki jest wnioskiem z ogólniejszego prawa zachowania energii, a także bilansem energii wymienianej przez układ z otoczeniem. Można wyróżnić I zasadę termodynamiki dla układu izolowanego (nie ma wymiany energii ani masy), która wygląda tak, że energia wewnętrzna jest stała (U=const.) a zmiana energii wewnętrznej jest równa zero (U=0) oraz dla układu zamkniętego, gdzie zamiana energii wewnętrznej układu jest sumą ciepła i pracy wymienionych przez ten układ z otoczeniem (U=q+w oraz dU=dq+dw).

5. Definicja standardowej entalpii spalania związku.

Standardowa entalpia spalania to zmiana entalpii towarzysząca pełnemu utlenieniu 1 mola związku w czystym tlenie, przy czym jako produkty reakcji powstają : CO_2(g), H₂O_(c), N_2(g), SO_2(g), w warunkach standardowych.

6. Prawo Hessa

Prawo Hessa mówi o tym, że ciepło reakcji chemicznej prowadzonej w stałej temperaturze i pod stałym ciśnieniem lub w stałej objętości nie zależy od drogi reakcji, a jedynie od stanu początkowego i końcowego (substratów i produktów). Jest wnioskiem z pierwszej zasady termodynamiki.

Jeśli reakcja może zachodzić przez etapy pośrednie, to całkowita zmiana entalpi reakcji (ciepło pod stałym ciśnieniem) jest równa sumie zmian entalpii etapów pośrednich. rH_całkowita=_rH₁ + _rH₂

7. Związek pomiędzy ciepłem reakcji pod stałym ciśnieniem a ciepłem reakcji w stałej objętości.

dH = dU + pdV + Vdp ∖ ngdy p = const. dp = 0 ∖ ndH = dU + pdV ∖ nrH = rU + prV

_rV - zmiana objętości dla reakcji. Oznacza różnicę objętości produktów i substratów.

Dla reagentów ciekłych i stałych różnica objętości jest niewielka i można ją zaniedbać.

Dla reagentów gazowych, objętość molową możemy wyrazić jako :

Ostatecznie ciepło reakcji pod stałym ciśnieniem i w stałej objętości można przeliczać nawzajem na siebie korzystając ze z wzoru :

– współczynnik stechiometryczny reagenta w równaniu reakcji

W obliczeniach uwzględniamy tylko reagenty gazowe.

8. Co to znaczy, że układ jest w stanie równowagi termodynamicznej?

Oznacza to, że układ jest w stanie, w którym makroskopowe parametry układu, takie jak ciśnienie, objętość i wszystkie funkcje stanu, są stałe w czasie.

9. Wyprowadzić i omówić warunek samorzutności procesu izobaryczno-izotermicznego.

Jeżeli proces przebiega w stałej temperaturze i pod stałym ciśnieniem, to :

p = const dp =0 i T = const dT = 0

Jeżeli proces przebiega w stałej temperaturze i pod stałym ciśnieniem i dodatkowo nie ma pracy nieobjętościowej, to :

p = const dp =0 i T = const dT = 0 dw’ = 0

Proces izotermiczno- izobaryczny przebiega w sposób samorzutny przy braku pracy nieobjętościowej, wtedy i tylko wtedy, gdy entalpia swobodna układu maleje.

11. Wyjaśnić w jaki sposób można wyznaczyć entalpię parowania cieczy w oparciu o równanie Clausiusa-Clapeyrona.

Jeśli całkowanie odbywa się w niewielkim zakresie temperatury, to można przyjąć, że entalpia parowania nie zależy od temperatury (jest stała).

Entalpię parowania można wyznaczyć graficznie.

12.

13.

1-A, 2-B
14. B, bo trzeba uwzględnić współczynnik izotoniczny van't Hoffa.

15.

1) $\mathbf{K}\mathbf{p}\mathbf{=}\frac{\frac{\mathbf{p}_{\mathbf{\text{CH}}\mathbf{4}}}{\mathbf{p}^{\mathbf{0}}}}{\left( \frac{\mathbf{p}_{\mathbf{H}\mathbf{2}}}{\mathbf{p}^{\mathbf{0}}} \right)^{\mathbf{2}}}$

2)$\mathbf{\text{\ K}}\mathbf{p}\mathbf{=}\frac{\frac{\mathbf{p}_{\mathbf{\text{Cl}}\mathbf{2}}}{\mathbf{p}^{\mathbf{0}}}}{\mathbf{1}}$

17. Zapisać graniczne prawo Debye'a-Huckla i objaśnij symbole w nim występujące

$$\lg\gamma_{i} = - z_{i}^{2}A \bullet \sqrt{I}$$

Prawo to jest słuszne dla I ≤ 0,01

γ_i - współczynnik aktywności jonu

A - stała, która dla wody w temperaturze 25ºC wynosi 0,5093

z_i - wartościowość jonu

I – siła jonowa

18.Obliczyć siłę jonową roztworu MgCl₂ o stężeniu 0,005 mol/kg.

19. Zdefiniować przewodnictwo właściwe i molowe roztworu elektrolitu.

WŁAŚCIWE:

Przewodnictwo właściwe elektrolitu jest to przewodnictwo roztworu elektrolitu zawartego pomiędzy równoległymi elektrodami odległymi o jednostkę (1 m) i polu przekroju poprzecznego słupa cieczy zawartego między nimi jednostkowym (1 m²), przy czym pole elektryczne pomiędzy elektrodami jest jednorodne.

jednostka:[ Ω^-1·m^-1 = S ·m^-1]

MOLOWE:

Przewodnictwo molowe () jest to przewodnictwo roztworu elektrolitu zawartego pomiędzy równoległymi elektrodami odległymi o jednostkę (1 m) i o takim polu przekroju poprzecznego słupa cieczy zawartego między nimi, że w tak utworzonej objętości zawarty jest jeden mol elektrolitu, przy czym pole elektryczne pomiędzy elektrodami jest jednorodne.

jednostka [Ω^-1m²mol^-1 = S·m²mol^-1]

20. Prawo niezależnej wędrówki jonów Kohlrauscha.

Jony w roztworze w polu elektrycznym wędrują niezależnie od siebie, a przewodnictwo roztworu elektrolitu jest sumą przewodnictw pochodzących od poszczególnych jonów (kationów i anionów).

21.

22. Podać definicję ruchliwości jonu.

Ruchliwość jonu to szybkość poruszania się jonu w polu elektrycznym o natężeniu jednostkowym.

jednostka [m²/V·s]

23. Zapisać reakcje połówkowe, reakcję całkowitą i wzór Nernsta dla ogniwa.

24. Co to jest ogniwo galwaniczne i jego siła elektromotoryczna?

Ogniwo galwaniczne to układ złożony z dwu półogniw, w którym entalpia swobodna reakcji chemicznej red-oks zamieniana jest na pracę elektryczną, a wymiana elektronów pomiędzy reagentami nie zachodzi bezpośrednio, a poprzez przewodnik metaliczny łączący elektrody obu półogniw.

Siła elektromotoryczna ogniwa jest to różnica potencjałów pomiędzy elektrodami, gdy ogniwo nie pracuje (jest otwarte), to znaczy opór zewnętrzny jest nieskończenie wielki, a natężenie prądu płynącego przez ogniwo wynosi zero.

25. Oblicz iloczyn rozpuszczalności PbCl₂ w temp. 25°C korzystając z tablic stand. poten. półogniw.

26. Zdefiniować szybkość reakcji chemicznej, całkowity rząd reakcji chemicznej i cząsteczkowość reakcji.

*Szybkość reakcji chemicznej to ubytek stężenia molowego substratu lub przyrost stężenia molowego produktu do czasu, w jakim nastąpiła ta zmiana.

jednostka: mol/dm³∙s lub mol/dm³∙min

* całkowity rząd reakcji chemicznej to suma wykładników potęgowych, w jakich stoją stężenia reagentów w kinetycznym równaniu reakcji. r=α+β+...+ ++...

* cząsteczkowość reakcji to liczba cząsteczek biorących udział w elementarnym akcie reakcji, decydującym o szybkości całej reakcji.

27. Omówić metodę wyznaczania rzędu reakcji w oparciu o czasy połowicznej przemiany.

Zauważmy, że zależność czasu połowicznej przemiany od stężenia początkowego możemy ogólnie zapisać jako :

gdzie : A - stała, której wartość zależy od rzędu reakcji

Jeśli wyznaczymy czas połowicznej przemiany dla dwu różnych stężeń początkowych substratu, to rząd znajdujemy ze wzoru :

28. Omówić reakcję pierwszego rzędu.
Reakcje I rzędu to taki reakcje dla których równanie kinetyczne ma postać:
v = k · [A], gdzie A jest chwilowym stężeniem substratu reakcji

Przykładem reakcji I rzędu jest reakcja:

2N₂O₅ → 4NO₂ + O₂

dla której równanie kinetyczne można przedstawić:

v = k · [N₂O₅]

Równanie reakcji I rzędu można podać też w postaci ilustrującej zmianę stężenia substratu w czasie:

lub c=c₀∙e^-kt

c₀ – początkowe stężenie molowe substratu

c – stężenie molowe substratu pozostałe po czasie t od zapoczątkowania reakcji

t – czas przebiegu reakcji

k – stała szybkości reakcji

Analogiczne wyrażenie można zapisać zastępując stężenie molowe substratu inną wielkością do niego proporcjonalna jak liczba moli, masa itp.

Jednostką stałej szybkości reakcji I rzędu jest s^-1.

Czas potrzebny do zaniku połowy substratu – czas połowicznej przemiany (t_1/2), związany jest ze stałą szybkości reakcji I rzędu zależnością:

29. Omówić równanie Arrheniusa.

Równanie Arrheniusa opisuje zależność szybkości reakcji od temperatury.

E_A – energia aktywacji

Dla większości reakcji szybkość rośnie wraz ze wzrostem temperatury.

Energia aktywacji to najmniejsza ilość energii, jaką muszą posiadać substraty, aby ulec przekształceniu w produkty, liczona na 1 mol elementarnych aktów reakcji.

k_o – czynnik przedwykładniczy (czynnik częstości)

Oznacza szybkość reakcji w nieskończenie dużej temperaturze, gdy wszystkie cząsteczki mają wystarczającą energię do pokonania bariery energetycznej na drodze reakcji.

30. Jaki jest mechanizm działania katalizatora?

Reakcja chemiczna bez katalizatora: A+B→AB

Rekacja chemiczna z katalizatorem: A+K→AK (produkt przejściowy)

AK+B→AB+K (produkt końcowy + odtworzony katalizator)

Katalizatory to substancje, które zwiększają szybkość reakcji chemicznej, pozornie nie wchodząc w nią. Po zajściu reakcji pozostają niezmienione.