Первая страница
Наша команда
Контакты
О нас

    Головна сторінка



Перелік питань до іспиту з фізичної І колоїдної хімії

Скачати 152.18 Kb.

Перелік питань до іспиту з фізичної І колоїдної хімії




Скачати 152.18 Kb.
Сторінка1/2
Дата конвертації28.03.2017
Розмір152.18 Kb.
  1   2

Перелік питань до іспиту з фізичної і колоїдної хімії

  1. Предмет хімічної термодинаміки.
    Хімі́чна термодина́міка - розділ фізичної хімії, що вивчає процеси взаємодії речовин методами термодинаміки. Під хімічною термодинамікою часто розуміють вчення про хімічну рівновагу, основними задачами якого є передбачення напрямку хімічної реакції, її виходу і рівноважного стану реакційного середовища в залежності від вихідного складу, температури та тиску.
    Коло́їдна хі́мія - наука про високодисперсний стан речовини та поверхневі явища, які виникають на межі поділу фаз. Одна фаза не повинна бути розчинена в іншій.
    Основні положення хімічної термодинаміки. Основні поняття термодинаміки: система, процес, термодинамічні зміни. Інтенсивні та екстенсивні властивості системи.

  2. Основні параметри стану. Функції стану. Термодинамічний прцес.

  3. Внутрішня енергія, теплота, робота. Розрахунок роботи в термодинамічних процесах: ізобаричному, ізохоричному, ізотермічному.
    Пара́метри ста́ну - фізичні величини, що характеризують стан термодинамічної системи: температура, тиск, питомий об'єм,електрична поляризація та ін.
    Фу́нкція ста́ну (англ. state function, function of state, state quantity, state variable) - поняття термодинаміки, яке описує термодинамічну величину, значення якої залежить лише від стану термодинамічної системи й не залежить від шляху, яким система прийшла в цей стан, тобто від попередніх станів системи.
    Термодинамі́чний проце́с - це сукупність послідовних станів, через які проходить термодинамічна система при взаємодії її з навколишнім середовищем. При цьому усі чи частина параметрів зазнають змін. Ці зміни параметрів відбуваються таким чином, щоб система прямувала до стану рівноваги.


  4. Перший закон термодинаміки та його математичний вираз. Застосування першого закону термодинаміки для ізотермічного, ізохоричного, ізобаричного та адіабатичного процесів.

  5. Термохімія. Закон Гесса. Теплоти розчинення, нейтралізації, утворення, згоряння.

  6. Стандартний стан речовини. Обчислення теплових ефектів реакцій за допомогою таблиць стандартних теплот утворення і згоряння.

  7. Залежність ентальпії від температури. Рівняння Кірхгоффа в диференціальній та інтегральній формах.

  8. Оборотні та необоротні процеси. Другий закон термодинаміки та його математичний вираз.
    Зако́н Ге́сса - тепловий ефект хімічної реакції при постійному об'ємі або тиску (коли відсутня не пов'язана з розширенням робота) не залежить від шляху реакції, а лише від початкового й кінцевого станів системи.
    Друге начало термодинаміки виникло як робоча гіпотеза теплового двигуна, що встановлює умови перетворення теплоти в роботу з метою досягнення максимального ефекту такого перетворення. Аналіз другого начала термодинаміки показує, що мала величина цього ефекту - коефіцієнта корисної дії - є наслідком не технічної недосконалості теплових двигунів, а особливістю теплоти, яка ставить певні обмеження відносно його величини. Уперше робота теплових двигунів була теоретично розглянута французським інженером Саді Карно. Він прийшов до висновку, який у сучасній термодинамічній теорії теплових двигунів називають теоремою Карно: ККД теплового двигуна не залежить від термодинамічного циклу і природи робочої речовини і цілком визначається в залежністі від температур зовнішніх джерел ─ нагрівника і холодильника. Робота Карно була написана до відкриття принципу еквівалентності теплоти і роботи і до загального визнання закону збереження енергії. В своєму доказі Карно, розлядаючи зворотні цикли теплових машин - теплового двигуна A і механічно зв’язанної з ним холодильної машини B - спирався на пануючу в той час теплородну теорію, яка була незабаром відкинута. Пізніше Р. Клаузіус і В. Томсон-Кельвін майже одночасно узгодили теорему Карно з законом збереження енергії і поклали основу тому, що тепер входить в зміст другого начала термодинаміки. Для обґрунтування теореми Карно і для подальших побудов другого начала термодинаміки необхідно було ввести новий постулат.
    Ентропія та її фізичний зміст. Зміна ентропії як критерій направленості спонтанних процесів в ізольованих ситемах.

  9. Третій закон термодинаміки. Абсолютне значення ентропії. Обчислення ентропії. Зміна ентропії в різних процесах.

  10. Термодинамічні потенціали (внутрішня енергія, ентальпія, енергія Гіббса, енергія Гельмгольца). Критерії рівноваги та направленості процесів у хімічних системах. Рівняння Гіббса-Гельмгольца.

  11. Активність. Закон діяння мас. Різні способи вираження константи хімічної рівноваги.
    Абсолютна величина чи модуль - у математиці, величина, значення або число незалежно від знака. Абсолютна величина числа n записується |x| (іноді - Abs(x) ) і визначається як додатній квадратний корінь з x².
    Конста́нта рівнова́ги - кількісна характеристика хімічної рівноваги, що описує ймовірність перебігу реакції. Константа обчислюється як відношення добутку концентрації продуктів реакції (або їхніх парціальних тисків) до добутку концентрації вихідних речовин із їхніми стехіометричними коефіцієнтами у степенях.
    Рівновага в гетерогенних реакціях. Рівняння ізотерми хімічної реакції Вант-Гоффа і його аналіз.
    Хімі́чна реа́кція - це перетворення речовин, при якому молекули одних речовин руйнуються і на їхньому місці утворюються молекули інших речовин з іншим атомним складом. Усі хімічні реакції зображують хімічними рівняннями.


  12. Залежність константи рівноваги від температури. Рівняння ізохори та ізобари хімічної реакції. Константа хімічної рівноваги та принцип Ле-Шательє.
    Хімічна рівновага - різновид термодинамічної рівноваги в системах, де відбуваються хімічні реакції, такий стан коли концентрації реагентів залишається незмінним. У стані хімічної рівноваги процеси утворення хімічних сполук та їхнього розпаду в прямих та зворотніх реаціях, відповідно, зрівноважені.


  13. Термодинаміка фазової рівноваги. Поняття про фазу, компонент, складові частини, фазові перетворення, термодинамічні ступені свободи та хімічний потенціал. Правило фаз Гіббса.

  14. Діаграма стану для системи з одного компонента. Рівняння Клапейрона-Клаузіуса (плавлення, випаровування та сублімація).

  15. Поняття про розчин. Способи вираження концентрації розчинів. Ідеальні та реальні розчини. Властивості ідеальних розчинів.

  16. Закон Рауля. Тиск насиченої пари в ідеальних системах, утворених леткими компонентами.
    Співвідно́шення Кла́узіуса - Клапейро́на - рівняння, яке задає закон залежності тиску від температури на кривій співіснування фаз.
    Хімíчний потенціáл - один з термодинамічних параметрів системи; енергія додавання однієї частки в систему без здійснення роботи. Поняття хімічного потенціалу запровадив 1875 року Джозая Віллард Ґіббс.
    Наси́чена па́ра - пара, що перебуває в термодинамічній рівновазі з рідиною або твердим тілом. Тиск, температура і хімічний потенціал у насиченої пари однаковий із тими фазами, з якими вона співіснує.
    Відхилення від закону Рауля в реальних розчинах.

  17. Зміна температур замерзання та кипіння розчинів. Кріоскопія та ебуліоскопія. Осмос. Осмотичний тиск. Осмометрія.

  18. Закон розподілу Нернста. Рівняння Шилова-Лепінь. Екстракція, її значення для фармації.

  19. Термодинаміка розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Теорія Арреніуса. Ступінь дисоціації. Закон розведення Оствальда.
    Сту́пінь дисоціа́ції або коефіціє́нт дисоціа́ції - кількісний показник, обчислений як відношення числа формульних одиниць розчиненої речовини, що розпалися на його йони, до їх загального числа дисоціації.
    Осмоти́чний ти́ск (або дифу́зний ти́ск) - термодинамічний параметр, що характеризує прагнення розчину понизити свою концентрацію при зіткненні з чистим розчинником внаслідок зустрічної дифузії молекул розчинника та розчиненої речовини.
    Зако́н розба́влення О́ствальда - співвідношення, що виражає залежність еквівалентної електропровідності розведеного розчину бінарного слабкого електроліту від концентрації розчину.
    Активність. Коефіцієнт активності електроліту і його залежність від іонної сили розчину.

  20. Електрична провідність розчинів електролітів. Питома електрична провідність, залежність її від концентрації розчину для сильних і слабких електролітів.

  21. Молярна електрична провідність, залежність її від розведення. Закон Кольрауша.

  22. Кондуктометрія. Кондуктометричне титрування та його значення для фармацевтичного аналізу. Потенціометрія. Потенціометричне титрування. Визначення концентрації розчину. Амперометричне титрування.

  23. Електродні потенціали та електрорушійні сили. Механізм виникнення електродного потенціалу.
    Поте́нціометричне титрува́ння - титриметричний метод, що використовує електрохімічний елемент як детектор, за допомогою чого реєструється вся крива титрування (у вигляді залежності електрорушійної сили ΔE від доданого об'єму ΔVR) чи сама кінцева точка.
    Електродний потенціал - різниця електричних потенціалів між електродом та електролітом, в контакті з яким він знаходиться (найчастіше між металом і розчином електроліту).
    Стандартний електродний потенціал. Рівняння Нернста.

  24. Класифікація електродів. Електроди першого роду. Рівняння Нернста. Водневий електрод, нормальний водневий потенціал. Електроди другого роду. Хлорсрібний та каломельний електроди.

  25. Гальванічні елементи. Класифікація гальванічних елементів.
    Водне́вий електро́д - відновно-окисний електрод, що береться за основу термодинамічної шкали відновлювально-окисних потенціалів. Абсолютний електродний потенціал водневого електроду дорівнює 4,44 ± 0,02 В при 25 °C, але для порівняння з потенціалами інших електродів вважається нульовим при низькій температурі.
    Рівня́ння Не́рнста - рівняння, що описує залежність рівноважного потенціалу електрода від термодинамічної активності (концентрації) потенціал-визначальних компонентів розчину електроліту.
    Гальвані́чний елеме́нт - хімічне джерело живлення, в якому використовується різниця електродних потенціалів двох металів, занурених у електроліт. Гальванічний елемент є непідзарядним хімічним джерелом електроенергії.
    Оборотні та необоротні гальванічні елементи. Кола без переносу і з переносом. Хімічні та концентраційні кола. Дифузійний потенціал.

  26. Нерівноважні електродні процеси. Електроліз. Перший закон Фарадея, другий закон Фарадея, число Фарадея.

  27. Хімічна кінетика. Швидкість хімічної реакції та методи її вимірювання. Основний постулат хімічної кінетики.
    Число́ Фараде́я або ста́ла Фараде́я - фізична стала, заряд моля електронів. Входить у співвідношення, що визначає масу речовини, що виділяється на електроді при електролізі.
    Хімічна кінетика - розділ хімії, що вивчає швидкість хімічних процесів. Ця наука включає в себе вивчення впливу різних експериментальних умов на швидкість хімічних реакцій та досліджує їх механізми, що включає в себе знаходження також і характеризацію перехідного стану.
    Порядок і молекулярність еакції. Складні реакції. Оборотні реакції.
    Оборо́тні реа́кції - хімічні реакції, які можуть протікати одночасно в прямому і зворотньому напрямках. Після встановлення рівноваги у реакційній суміші наявні всі учасники реакції - і реагенти, і продукти.
    Паралельні реакції. Послідовні реакції.

  28. Кінетика простих реакцій. Реакції 0, 1, 2, 3 порядків.

  29. Методи визначення порядків реакції. Інтегральні методи. Метод підбору кінетичного рівняння. Метод періоду напівперетворення.

  30. Залежність константи швидкості реакції від температури. Правило Вант-Гоффа. Рівняння Ареніуса. Розрахунок енергії активації та передекспоненційного множника. Метод прискореного старіння ліків, розрахунки, значення для фармації.

  31. Предмет колоїдної хімії, її значення для фармації. Класифікація дисперсних систем. Поняття дисперсності. Питома поверхня.

  32. Питома поверхня, її з”вязок з розмірами частинок. Вільна поверхнева енергія та поверхневий натяг.
    Диспе́рсна систе́ма (рос. дисперсная система, англ. dispersive system, нім. Dispersionssystem n) - гетерогенна система з двох або більше фаз з сильно розвиненою поверхнею розділу між ними. Фізично неоднорідна система, що складається з дисперсійного середовища та дисперсної фази.
    Пито́ма пове́рхня (англ. specific surface area, SSA) - усереднена характеристика розмірів внутрішніх порожнин (каналів, пор) пористого тіла або часток роздробленої фази дисперсної системи.
    Енергія активації Енергія активації - характерний параметр процесів, зокрема хімічних реакцій, кінетика яких описується рівнянням Арреніуса.
    Поверхне́ва ене́ргія - енергія, яка потрібна на виконання роботи зі збільшення площі поверхні на одиницю.
    Поверхневий натяг Поверхне́вий на́тяг - фізичне явище, суть якого полягає в прагненні рідини скоротити площу своєї поверхні при незмінному об'ємі.
    Методи визначення поверхневого натягу.

  33. Методи одержання дисперсних систем. Пептизація. Діаліз.

  34. Стійкість дисперсних систем з точки зору термодинаміки. Поняття про ліофільні та ліофобні системи.

  35. Молекулярно-кінетичні властивості дисперсних систем. Броунівський рух, його характеристики. Рівняння Ейнштейна.
    Аспект (лат. aspectus - вигляд, погляд) - поняття філософії (онтології, теорії пізнання). У філософії аспект розглядається
    Рівня́ння Ейнште́йна - основні рівняння загальної теорії відносності. Невідомою величиною в рівняннях Ейнштейна є метричний тензор g i k }


  36. Колігативні властивості дисперсних систем. Дифузія. Рівняння Ейнштейна і його застосування для визначення розмірів частинок. Осмотичний тиск в дисперсних системах і його особливості в порівнянні з істинними розчинами.

  37. Седиментаційно-дифузійна рівновага в дисперсних системах. Рівняння Стокса. Седиментаційний аналіз дисперсних систем6 методика аналізу, інтегральна і диференціальна криві.

  38. Осмотичний тиск в дисперсних системах. Мембранна рівновага Доннана і її біологічне значення.

  39. Оптичні властивості колоїдних розчинів. Ефект Тіндаля. Рівняння Релея. Оптичні методи визначення форми і розмірів частинок дисперсної фази.

  40. Механізм виникнення електричного заряду колоїдних частинок.
    Ефект Тіндаля - світіння оптично неоднорідного середовища внаслідок розсіяння світла, яке через нього проходить.
    Седиментаційний аналіз Седиментаційний аналіз (рос. седиментационный анализ; англ. sedimentation analysis; нім. Sedimentationsanalyse f) - послідовне виділення з зависі у воді частинок різної крупності за швидкістю їх вільного падіння (осідання) з метою одержання характеристики крупності тонкодисперсного матеріалу.
    Коло́їд - речовина, що складається з дуже маленьких часток матерії (дисперсна фаза), які присутні в іншому матеріалі.
    Електри́чний заря́д - фізична величина, яка є кількісною мірою властивості фізичних тіл або частинок речовини, що вступають в електромагнітну взаємодію. Електричний заряд звичайно позначають латинськими літерами q або великою буквою Q .
    Подвійний електричний шар. Правило Панета-Фаянса для вибіркової адсорбції електролітів. Будова міцели гідрофобного золю.

  41. Електрокінетичні явища: електрофорез, електроосмос, потенціал седиментації, потенціал протікання.
    Потенціал седиментації (потенціал осідання), (рос. потенциал седиментации (потенциал осаждения), англ. sedimentation potential, нім. Sedimentationspotential n) - електрокінетичне явище, зворотне електрофорезу, яке полягає у виникненні різниці потенціалів у нерухомому стовпі рідини при осіданні у ньому заряжених частинок дисперсної фази.
    Потенціал протікання (рос. потенциал протекания (течения), англ. flow potential, нім. Flüssigkeitsspotential n) - електрокінетичне явище, зворотне електроосмосу, яке полягає у виникненні різниці потенціалів у рідині при протіканні її через пористе тіло під дією перепаду тиску.
    Практичне застосування цих явищ у техніці, медицині і фармації.

  42. Кінетична та агрегативна стійкість колоїдних систем. Фактори стійкості.

  43. Коагуляція і фактори, що її викликають. Поріг коагуляції, його визначення. Правило Шульце-Гарді.

  44. Коагуляція електролітами. Залежність швидкості коагуляції від концентрації електроліту.

  45. Основні положення теорії коагуляції. Кінетика коагуляції. Теорія швидкої коагуляції. Фізична теорія стійкості.

  46. Способи стабілізації дисперсних систем. Колоїдний захист. Захисне число.

  47. Поверхневі явища та їх значення для фармації. Адгезія, когезія. Змочування. Критерії змочування. Крайовий кут. Рівняння Юнга.

  48. Сорбція. Абсорбція. Адсорбція. Фізична та хімічна адсорбція. Природа адсорбційних взаємодій. Адсорбенти: класифікація та основні характеристики.

  49. Адсорбція. Рівняння ізотерми адсорбції Гіббса. Поверхнева активність.
    Хемосо́рбція (або Хемосорбційний процес) - це хімічний процес, частинний випадок адсорбції. На відміну від фізичної адсорбції під час хемосорбції не зберігається індивідуальність адсорбтива і адсорбента.
    Акти́вність поверхне́ва (рос. поверхностная активность; англ. surface activity; нім. Grenzflächenaktivität f, Ober-flächenaktivität f) - здатність деяких речовин змінювати (ПАР - зменшують, ПНА [поверхнево-неактивні реч.] - не змінюють, ПІР [поверхнево-інактивні реч.] - збільшують)
    Методи її визначення.

  50. Рівняння ізотерми адсорбції Ленгмюра. Фізичний зміст констант рівняння Ленгмюра. Практичне застосування рівняння Ленгмюра для визначення адсорбційних параметрів і основних характеристик адсорбційного шару.

  51. Емпіричне рівняння адсорбції Фрейндліха. Визначення констант рівняння Фрейндліха графічним і алгебраїчним методами. Рівняння Генрі.

  52. Іонообмінна адсорбція. Іоніти. Застосування іонітів у техніці та фармації.

  53. Загальна характеристика мікро гетерогенних систем. Порошки. Суспензії. Піни. Емульсії. Аерозолі.

  54. Аерозолі. Практичне значення. Класифікація. Агрегативна стійкість. Загальні властивості.

  55. Емульсії. Стабілізація емульсій. Механізм дії емульгатора. Гідрофільно-ліпофільний баланс.

  56. Колоїдні ПАР, класифікація, застосування у фармації та побуті. Міцелоутворення у розчинах колоїдних ПАР. Критична концентрація міцелоутворення. Солюбілізація.

  57. Реологічні властивості і класифікація дисперсних систем. Рівняння Ньютона, Пуазейля, Ейнштейна.

  58. Класифікація дисперсних систем за структурою. Умови гелеутворення. Тиксотропія. Синерезис.

  59. Поняття про ВМР. Застосування ВМР у медицині та фармації. Набрякання і розчинення ВМР. Умови драгле утворення.

  60. Розчини ВМР. Осмотичний тиск. В’язкість. Коагуляція розчинів ВМР. Коацервація.

  1   2


Скачати 152.18 Kb.

  • Другий закон термодинаміки
  • Ступінь дисоціації . Закон розведення Оствальда
  • Потенціометричне титрування
  • Рівняння Нернста . Класифікація електродів. Електроди першого роду. Рівняння Нернста. Водневий електрод