Pytania i opracowania na egzamin z chemii fizycznej.
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:
poVo p1V1 p2V2 const gdzie: po,Vo,To - parametry gazu w
To T1 T2 w warunkach normalnych.
P1,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
mcz [g]
g =
22.4 [dm3]
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 + pw ... rów. st. gazu pAV = nART
PBV = nBrRT
V( pA + pB ) = RT (nA + nB )
pA nA
= = XA - ułamek molowy gazu A.
p n
4.) Co to jest stała gazowa i jaki jest jej wymiar.
pV=nRuT Ru - uniwersalna stała gazowa . [J \ mol K]
po Vo 101325 224
Ru = = = 8.314 [J\ mol K] gdzie : po = 101325 Pa
To 273.15 vo = 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 dlz = pdv
pracę techniczną dlt = -vdp Q = - W
Podać przykłady różnego typu prac.
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
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 + Qp Qp - ciepło przewodzenia
Q = const
dla układu zamkniętego
m = const dU = Q + W
Q = const
dla układu izolowanego
m = const U(T,p,V,n) = const Energia wewnętrzna układu izolowanego jest stała .
Q = const
Podać definicje :
pojemności cieplna jest to ilości energii cieplnej wymienionej z otoczenie o jeden kelwin [K]
dQ ∂U
= ( )V - jest to pojemności cieplna układu.
dT ∂ T
b.) 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 .
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
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.
ΔH0reak = Σnprod ΔH0prod - Σnsubst ΔH0subst
n - wsółczyniki stechiometryczne reakcji w równaniu reakcji
ΔH0 - standardowe entalpie tworzenia substratów reakcji .
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 ( yi ) określa d ile zmieni się wartości tej wielkości ekstensywnej lub też zmiennej ekstensywnej jeżeli do danej masy układu wprowadzi się 1 mol substancji .
ϑyi
yi = ( )T,p nj = i
ϑ ni
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.
dla procesu odwracalnego.
Qel
ΔS =
T
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
dcs dcp
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
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.
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.
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 cAa cBb cCc gdzie : A,B,C - substancje reagujące
cA, cB, cC - 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 cA
Gdy reakcja jest dwucząsteczkowa jednoetapowa to będzie reakcja to będzie reakcja drugiego rzędu.
V = k cA cB
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.
czynniki określające szybkości reakcji
temperatura
stężenia substancji reagujących
katalizator
b.) przykład reakcji i równanie
Fe(s) + H2O FeO (s) + H2 (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
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 = nzd / no
Stała dysocjacji jest to stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia częste nie zdysocjowanych . [A+m ]n [ B+n ]m
KAnBm =
[An Bm]
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
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.
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. pi = ki ci pi - ciśnienie gazu, ki - wspł. proporcjonalności
ci - 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.
Stała równowagi Ka, Kp, Kx.
Dla reakcji C(S )+O2(g) CoO2 (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
Xcc
Kx = - molowa stała równowagi
XAa XBb
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.